apostila de Q Experimental 2 corrigida ano de 2012 (3)

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Instituto de Química 
 
Disciplina de Química Geral Experimental II 
 
1. Objetivo da disciplina 
 
Na disciplina de Química Experimental 2, o aluno deverá aprender as técnicas 
básicas de preparo, diluição e quantificação de soluções. Aprenderá a realizar análise 
quantitativa. 
 
2- Caderno de Laboratório 
 
Com objetivo de melhor aproveitamento da disciplina, cada aluno deverá ter um 
caderno exclusivo para a disciplina onde deverão constar todas as informações 
necessárias para execução e compreensão do experimento a ser realizado. Antes do dia 
do experimento, a seqüência de atividades a serem desenvolvidas deverá ser elaborada 
e registrada pelo aluno no caderno de Laboratório contendo: 
 
 Título do experimento e data 
 Objetivo da aula experimental 
 Esquema do procedimento a ser executado 
 
3- Relatórios 
Um relatório é um relato detalhado de um experimento científico, geralmente 
realizado em laboratório. Aprender a elaborar um relatório significa, antes de tudo, 
aprender a organizar dados, informações e resultados obtidos e transmiti-los de 
maneira correta, segundo os critérios científicos aceitos no mundo todo. Assim, o 
relatório faz parte do experimento. 
Devido a importância de se saber escrever bem dados científicos, o que também 
é de extrema importância para professores, após a realização de alguns experimentos 
desta disciplina, cada equipe de alunos elaborará um Relatório Cientifico. Este deverá 
ser entregue, impreterivelmente, uma ou duas semanas após a execução do trabalho 
experimental. Nesse relatório deverão contar obrigatoriamente, e na seqüência indicada 
abaixo, os seguintes itens: 
1- Capa 
 
 2- Introdução 
 
 3- Objetivos 
 
 4- Parte Experimental 
 
 4.1- Materiais (Reagentes, Vidraria, Equipamentos) 
 
 4.2- Métodos (Descrição dos procedimentos) 
 
 5- Resultados e Discussão 
 
 
 2 
 6- Conclusões 
 
 7- Referências Bibliográficas 
 
 
A seguir são apresentados alguns esclarecimentos para preparação de cada item. 
 
Capa 
 
A capa do relatório deverá conter: o nome da instituição, o nome dos autores, titulo do 
experimento e local/data de realização do experimento. A Figura 1 apresenta um 
modelo de capa em papel A4. 
 
 Figura 1: Modelo de capa para relatório científico em papel A4. 
 
Resumo 
Consiste na descrição resumida do experimento e dos resultados obtidos, com a 
finalidade de dar uma idéia global do que foi feito sem a necessidade da leitura de todo 
o relatório. O resumo corresponde ao abstract de um artigo cientifico e não deve 
ultrapassar 5 linhas. 
 
 Introdução 
Compreende uma breve descrição do assunto central do experimento, de modo a 
apresentá-lo ao leitor, ou seja, inteirá-lo do que será feito e o porque da realização do 
experimento. Uma introdução pode conter também uma descrição teórica sobre o 
objeto em estudo extraída de livros textos relacionados ao assunto. Entretanto, não 
pode ser a cópia de um texto ou de qualquer outra referência pesquisada, mas sim uma 
redação que oriente o leitor para o problema estudado e sua importância 
 
Objetivos 
Parte do relatório onde são apresentados os objetivos específicos do experimento, ou 
seja, o que realmente se quer observar. Este item pode ser o ultimo parágrafo da 
introdução. 
 
Universidade Federal de Uberlândia 
Instituto de Química 
Nome completo dos alunos 
Título do Experimento 
Uberlândia-MG 
Mês/ano 
 
 3 
Parte experimental 
 
Deve conter uma descrição precisa e detalhada dos procedimentos utilizados, inclusive 
modificações que tenham sido feitas no roteiro, informando todos os dados 
importantes como qualidade dos reagentes,solventes, tempo, temperatura da reação, 
métodos de análise, etc. Deve conter uma lista dos materiais, instrumentos, reagentes e 
soluções utilizadas. 
 
Resultados e discussão 
 
Esta seção é uma das mais importantes de um relatório. Primeiramente, os resultados 
obtidos devem ser apresentados da forma mais clara e completa possível, na forma de 
tabelas, gráficos, equações químicas, cálculos etc. Os dados devem estar inseridos 
dentro de um texto, seguindo um seqüência lógica e de fácil entendimento. Em 
seguida, os resultados obtidos devem ser discutidos, ou seja, comentados pelos autores. 
Devem discutir possíveis fontes de erro,correlacioná-los com os dados obtidos, e, 
sempre que possível, comparar os resultados obtidos com os da literatura. Estes itens 
podem, opcionalmente, ser apresentados separadamente. 
 
Conclusão 
 
Constitui numa análise critica e resumida do trabalho todo tendo relação estreita com 
os objetivos propostos. Neste item deve ser verificado se os objetivos específicos 
foram atingidos, podendo-se ainda fazer proposições que levem a melhores resultados. 
 
 
Bibliografia 
 
È a lista de livros ou obras de referência e artigos de revistas utilizados na confecção 
dos relatórios. No texto, deve haver citação de referência usando-se números entre 
colchetes para as referências (Exemplo: [1]). As referencias bibliográficas devem ser 
apresentadas segundo as normas da ABNT, como exemplificado abaixo: 
 
 a) Para citar livros: 
 
1- KOTZ, J.C., TREICHEL Jr., P. Química e Reações Químicas, 4
a
 ed., Rio de 
Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002.p.250-71. v.I. 
 
 b) Para citar paginas da Internet: 
 
1- http:// www.ufsj.edu.br. Acesso em: 11 março 2008. 
 
 
 4-Avaliações 
 
Na avaliação de desempenho do aluno na disciplina serão consideradas as notas dos 
relatórios e de 2 provas escritas. As provas constarão de questões relacionadas com o 
conteúdo dos experimentos que as antecederam e terão o valor de 35,0 pontos cada, 
totalizando 70 pontos.O valor das notas de relatórios será de 30,0 pontos que serão 
distribuídos no decorrer do semestre. 
A nota de laboratório será calculada pela média aritmética das notas de todos os 
relatórios solicitados, menos 2. Para os alunos que comparecerem em todas as aulas, e, 
portanto, tiverem todas as notas de relatórios, as duas menores notas de relatórios serão 
 
 4 
excluídas. Caso o aluno falte em uma das aulas praticas na qual um relatório foi 
solicitado, a nota será zero. 
 
5-Normas de Segurança no Laboratório 
 
A ocorrência de acidentes em laboratórios, infelizmente, não é tão rara como se possa 
parecer.Visando diminuir a ocorrência e a gravidade destes eventos, é absolutamente 
imprescindível que sejam observadas as normas de segurança, descritas abaixo, 
durante os trabalhos em laboratório: 
 
 1- Siga rigorosamente as instruções especificas do professor 
 2- Localize os instrumentos antiincêndio e se familiarize com o seu uso. 
 3-Certifique-se do funcionamento dos chuveiros de emergência 
 4-Nunca fume no laboratório 
 5-Use sempre avental apropriado sob pena de não poder assistir a aula pratica 
e sofrer as punições previstas pela ausência em cada disciplina. 
 6-Nunca deixe frascos abertos ou próximos à chama 
 7-Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja extremamente cuidadoso 
ao manusear quaisquer substâncias. 
 8-Todas as experiências que envolvem liberação de gases ou vapores tóxicos 
devem ser realizadas na capela (Câmara de exaustão). 
 9-Sempre que proceder à diluição de um ácido ou hidróxido concentrado, 
adicione-o lentamente, sob agitação, sobre a água, e não o inverso. 
 10-Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte à 
extremidade aberta do tubo para siou para outra pessoa próxima. 
 11-Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
 12-Sempre que possível trabalhe com óculos de proteção. 
 13-Ao introduzir rolhas em vidrarias, umedeça-a convenientemente e enrole a 
peça de vidro em uma toalha para proteger as mãos. 
 14-Quando for testar produtos químicos pelo odor não coloque o frasco sobre o 
nariz. Desloque, com as mãos os vapores que se desprendem do frasco a sua direção. 
 15-Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento 
prolongado ou que envolva grande quantidade de energia. 
 16-Ao se retirar do laboratório verifique se não há torneiras (água e gás) abertas. 
Desligue todos os aparelhos, deixe todo equipamento limpo e lave as mãos. 
 
Em um laboratório químico, devemos observar alguns símbolos de advertência para o 
manuseio de reagentes e a execução de procedimentos. Alguns destes símbolos são 
comuns em rótulos de reagentes e nas entradas de laboratórios. Assim, é importante 
saber o significado destes símbolos para que sejam tomados os cuidados necessários. 
Os principais símbolos são: 
 
 
 5 
ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIO E PRIMEIROS 
SOCORROS 
1)Queimaduras: 
a- Queimaduras causadas por calor seco (chamas e objetos aquecidos): 
- No caso de queimaduras leves, aplicar vaselina liquida; 
- No caso de queimaduras graves, cobri-las com gaze esterilizada umedecida com 
solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%; 
- Procurar um médico imediatamente; 
 
b- Queimaduras por ácido: 
- Lave o local imediatamente com água em abundância, durante cerca de cinco 
minutos. A seguir, lave com solução saturada de bicarbonato de sódio e novamente 
com água. 
 
c-Queimadura por álcalis (bases) 
- Lave imediatamente o local atingido com bastante água durante cinco minutos. Trate 
com solução de acido acético a 1% e lave novamente com água. 
 
2- Acido nos olhos: 
Nos laboratórios existem lavadores de olhos acoplados aos chuveiros de emergência. A 
lavagem deve ser feita por quinze minutos, após a qual se aplica solução de 
bicarbonato de sódio a 1%. 
 
3- Álcalis nos olhos: 
Proceder como no item anterior, substituindo a solução de bicarbonato de sódio por 
uma de acido bórico a 1%; 
 
4- Intoxicação por gases: 
Remova a vítima para um ambiente arejado deixando-o descansar. 
 
5- Ingestão de substâncias tóxicas: 
Deve-se administrar uma colher de sopa de “antídoto universal”, que é constituído de: 
duas partes de carvão ativo, uma de oxido de magnésio e uma de acido tônico 
(vitamina do complexo B). 
 
6- Normas e Procedimentos no laboratório. 
1- O aluno deverá possuir a apostila contendo todos os roteiros das aulas praticas 
ministradas no corrente período letivo. 
 2- O aluno não poderá fazer a prática sem o roteiro da mesma. 
3- È obrigatório o uso do avental em todas al aulas práticas. 
4- È proibido fumar e comer nos laboratórios. 
5- È proibido usar qualquer material do laboratório sem autorização do técnico 
responsável. 
 6- O laboratório não deverá ser usado como sala de estudo. 
7- O aluno é responsável pelo material que será usado nas aulas práticas, 
portanto,deverá ter o cuidado de não quebrá-lo ou estragá-lo 
 8- Avisar imediatamente o professor ou técnico em caso de acidente. 
9- Colocar todos os resíduos de reação em frascos apropriados.. 
 
7- Roteiros das aulas práticas. 
 
 
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Instituto de Química 
Disciplina de Química Geral Experimental II 
 
EXPERIÊNCIA 01: INTRODUÇÃO ÀS TÉCNICAS DE 
LABORATÓRIO 
 
1. Objetivo: Apresentar algumas técnicas de laboratório, conhecer normas de seguranças 
básicas e saber escrever os resultados de medidas experimentais (uso de Algarismos 
Significativos). 
 
2. Introdução: 
 
2.1 Noções básicas de segurança: 
 
 Ao iniciar seu trabalho em um laboratório químico, é importante que você conheça 
certos procedimentos de segurança que permitam sua atuação com o mínimo de riscos: 
 
1ª. Siga rigorosamente as instruções específicas do professor. 
2ª. Não fume e não se alimente dentro do laboratório. 
3ª. É obrigação do aluno, ao adentrar em um laboratório, que esteja trajando um avental 
adequado. Além de proteger sua roupa, em avental é mais barato. 
4ª. Se o experimento envolve desprendimento de gases e/ou vapores tóxicos, efetue-o 
na capela. 
5ª. Ao aquecer um tubo de ensaio contendo solução (ou qualquer outra substância), 
nunca aponte-o para si ou para o colega vizinho. O superaquecimento pode dar origem 
à formação brusca de bolhas de vapor com a expulsão do conteúdo de forma violenta e 
perigosa. 
6ª. Nunca se valha do paladar para identificar alguma substância, a não ser que a 
receba instruções para isso. 
7ª. Acostume-se a retirar quantidades mínimas de reagentes. Nunca se deve recolocar 
sobras de reagentes nos recipientes originais. 
 Obs: Adotando o procedimento acima, evitará desperdício e contaminação. 
8ª. Quando você retirar um frasco de reagente da estante, tenha o cuidado de repô-lo no 
mesmo lugar, imediatamente após o uso. 
9ª. Qualquer acidente, por menor que seja, deve ser comunicado ao professor 
imediatamente. 
10ª. Ao introduzir rolhas em tubos de vidro, umedeça-os convenientemente e enrole a 
peça de vidro em uma toalha para proteger suas mãos. 
11ª. Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o 
nariz. Desloque com a mão, para sua direção os vapores que se desprendem do frasco. 
12ª. Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas. 
Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e LAVE AS MÃOS. 
 Outras normas de segurança serão apresentadas, à medida que forem necessárias no 
decorrer das experiências a serem realizadas. 
 
 O trabalho no laboratório exige: 
* concentração na atividade (NÃO CONVERSE DESNECESSARIAMENTE); 
* observação criteriosa (SEJA CURIOSO E TENHA ATENÇÃO); 
* anotação dos dados obtidos; 
* respeito ao material; 
* respeito ao roteiro (TENHA CALMA) 
 
 7 
2.2 Técnica para efetuar medida de volumes de líquidos: 
 
 Ao se colocar um determinado líquido em um recipiente para efetuar a medida de 
seu volume, a linha divisória entre o líquido e o ar denomina-se menisco e esta é 
utilizada como referência para a leitura do volume. 
 Para a maioria dos líquidos, o menisco apresenta um mínimo na região central do 
aparelho de medida. Isto ocorre, devido à superioridade das forças adesivas (líquido-
recipiente) em relação às forças coesivas (líquido-líquido). 
 Se o líquido for transparente, deve-se utilizar o ponto de mínimo para efetuar a 
leitura. Se for opaco, utiliza-se a parte superior. 
 Em alguns casos, as forças coesivas (líquido-líquido) são maiores que as forças 
adesivas (líquido-recipiente) daí o menisco apresenta um máximo, o qual deve ser 
utilizado como referência para leitura. 
 Para efetuar a leitura do volume de um líquido, procure sempre se posicionar de 
modo que a sua linha de visão fique alinhada em relação à superfície do líquido, como 
ilustrado na figura 1. Este procedimento evita erros de leitura decorrentes de mal 
posicionamento de seu olho em relação à altura do menisco do líquido. 
 
 
a) b) 
Figura 1: A) Modo correto de leitura do menisco, b) Preenchimento de sólido em balão 
volumétrico. 
 Na figura 2, é ilustrada uma parte da escala de uma proveta de 100 mL, cuja menor 
divisão é 1 mL, onde o menisco está localizado entre 90 e 91 mL. 
→ Como você expressaria esse valor de volume? 
 
 
Figura 2: Visão expandida de parte da escala da proveta 100 mL.8 
 O volume poderia ser expresso, por exemplo, como 90,1 mL ou 90,3 mL, 
dependendo da escolha aleatória de cada um. 
 Nota-se então que o último algarismo não se tem muita certeza sobre seu real valor. 
Em conseqüência disto, o último algarismo é chamado de algarismo duvidoso e sua 
avaliação, através de subdivisões imaginárias varia de pessoa para pessoa e caracteriza 
assim um erro associado à medida. 
 Assim, lembrando que os números podem ser exatos (são números com nenhuma 
incerteza, por exemplo, o número de jogadores de um time de futebol) ou aproximados 
(resultam de medidas diretas ou indiretas e apresentam algum grau de incerteza, por 
exemplo, volume lido na proveta) tem-se que prestar atenção aos dois termos que 
descrevem a confiança de uma medida experimental: a exatidão e a precisão. 
 A exatidão é relativa ao verdadeiro valor da quantidade medida e a precisão é 
relativa à reprodutibilidade do número medido. Por exemplo, imagine um lápis de 
exatamente 22 cm. O comprimento do lápis é medido com um dispositivo que permite 
aproximações de 0,01 cm. Seis medidas foram realizadas separadamente, e o valor foi 
calculado. Os valores medidos são: 
 
20,14 cm 
20,17 cm 
20,12 cm 
20,16 cm 
20,15 cm 
20,12 cm 
 Média = 20,14 cm 
 
 Embora estes números oscilem em torno da média, nenhuma medida está próxima do 
verdadeiro valor do comprimento do lápis (22 cm). Como a reprodutibilidade do 
comprimento medido (20,14 cm) é boa (nenhuma medida difere por mais de 0,03 cm do 
valor médio), sua precisão é considerada alta. Mas os números individuais (e sua média) 
não estão próximos do verdadeiro comprimento do lápis, e, portanto a exatidão do 
resultado é considerada baixa. 
 Assim, para escrever corretamente os resultados das medidas experimentais, tem-se 
que considerar a precisão do aparelho utilizado e, para isso, tem que se fazer uso dos 
Algarismos Significativos. 
 
2.3 Algarismos Significativos: 
 Todas as medidas físicas possuem um certo grau de incerteza. Sempre que é feita 
uma medida, há uma limitação imposta pelo equipamento usado. Assim, um valor 
numérico que é o resultado de uma medida experimental, terá uma incerteza associada a 
ela, ou seja, um intervalo de confiabilidade chamado de “erro” experimental. Quando se 
faz uma medida, procura-se manter esta incerteza em níveis baixos e toleráveis, de 
modo que o resultado possua uma confiabilidade aceitável, sem a qual a informação 
obtida não terá valor. 
 A importância dos algarismos significativos aparece quando é necessário expressar 
o valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. Esse valor pode ser 
obtido diretamente (por exemplo: a determinação da massa de uma substância por 
pesagem ou a determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou uma bureta) 
ou indiretamente, a partir dos valores de outras grandes medidas (por exemplo: o 
cálculo da concentração de uma solução a partir da massa do soluto e do volume da 
solução). 
 Quando se fala em algarismos significativos de um número, está se referindo aos 
dígitos que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último 
algarismo seja duvidoso, não importando a posição da vírgula. O número de algarismos 
 
 9 
significativos expressa a precisão de uma medida e não depende do número de casas 
decimais. Assim, quando se quer expressar a massa de 15,1321 g em unidades de 
miligramas, deve-se representá-la por 15132,1 mg. No primeiro caso, têm-se quatro 
casas decimais e no segundo, apenas uma. Entretanto, nos dois casos têm-se seis 
algarismos significativos. Assim também os números 1516; 151,6; 15,16; 1,516 e 
0,1516 contêm quatro algarismos significativos, independentemente da posição da 
vírgula. Outro exemplo: se você faz uma leitura de um volume contido numa proveta e 
acha que esse volume é melhor indicado como 90,2 mL, o seu resultado possui três 
algarismos significativos, dentre os quais os dígitos nove e zero são conhecidos com 
certeza, enquanto o dois é o duvidoso. 
 
 Dessa forma, um volume de “20 mL” deve ser expresso como: 
 
a) 20,00 mL, se a menor divisão da proveta utilizada for 0,1 mL; 
b) 20,0 mL, se a menor divisão da proveta utilizada for 1 mL. 
c) 20 mL se a menor divisão da proveta utilizada for 10 mL 
. 
Figura 3: Leituras corretas de escalas. 
Outros exemplos: 
Tabela 1: Formas de representação numérica. 
Medida (em gramas) Notação Científica 
(potência de dez) em 
gramas 
Número de algarismos 
significativos 
 0,0062 6,2*10
-3
 2 
 0,62000 6,2000*10
-1
 5 
33,0245 3,30245*10
1
 6 
 20,010 2,0010*10
1
 5 
 
É importante observar que: 
 Os zeros são significativos quando fazem parte do número e não são significativos 
quando são usados somente para indicar a ordem de grandeza. Assim, os zeros situados 
à esquerda de outros dígitos não são significativos, pois nestes casos são usados apenas 
para indicar a casa decimal. Se for necessário expressar 11 mg em gramas, escreve-se 
0,011 g, que continua a ter apenas dois algarismos significativos. Assim, por exemplo: 
 
Tabela 2: Formas de representação numérica. 
Medida (em gramas) Notação Científica (10
(-)x
) 
(em gramas) 
Número de algarismos 
significativos 
0,1516 1,516*10
-1
 4 
0,01516 1,516*10
-2
 4 
0,001516 1,516*10
-3
 4 
0,0001516 1,516*10
-4
 4 
 
 Os zeros colocados à direita de outros dígitos somente são significativos se forem 
resultado de uma medida. Não são significativos se apenas indicam a ordem de 
grandeza de um número. Se a massa de um corpo, por exemplo, for de dois gramas e 
 
 10 
pesada numa balança, cuja precisão nos permite escrever 2,0 g, o zero é significativo, 
pois é o resultado de uma medida. Se desejar reescrever esta medida em mg ou 
micrograma, escreve-se respectivamente, 2,0.10 
3 
mg e 2,0.10 
6
 μg. 
 
 
2.3.1 Operações com algarismos significativos: 
 
 Considerando o caso em que a pesagem de dois objetos, em duas balanças diferentes, 
indicou os seguintes resultados: m1 = 6,3 g e m2 = 4,17 g, o valor de m1 é indicado 
com apenas 2 algarismos significativos, sendo o dígito seis, o algarismo significativo 
conhecido com certeza e o dígito três, o algarismo duvidoso, que foi avaliado da 
maneira anteriormente ilustrada. Analogamente, o valor de m2 possui três algarismos 
significativos, sendo os dígitos quatro e um os conhecidos com certeza e o dígito sete, o 
duvidoso. Qual será a massa total dos dois objetos? Certamente, basta somarmos as 
massas individuais. Isto, entretanto, requer certo cuidado porque os valores foram 
obtidos com instrumentos diferentes. Analisaremos, aqui, como proceder nos casos da 
adição, subtração, multiplicação e divisão de medidas que contêm diferentes números 
de algarismos significativos. 
 
2.3.1 a) Adição e Subtração: 
 
 Quando duas ou mais quantidades são adicionadas e/ou subtraídas, a soma ou 
diferença deverá conter tantas casas decimais quantas existirem no componente com o 
menor número delas. Assim, ao somarmos os valores das massas m1 e m2: 
 
47,10
17,4
3,6

 
 
O resultado a ser tomado deve ser 10,5 g, uma vez que o número 6,3 tem a menor 
ordem decimal. Assim, existem duas regras bem simples para o procedimento de 
arredondamento de algarismos significativos, a saber: 
 
 Quando o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser 
conservado é inferior a 5, o algarismo a ser conservado permanecerá sem ser 
modificado. Exemplo: 2,14 ao ser arredondado para conter2 algarismos 
significativos, tornar-se-á 2,1. 
 Se o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado for 
igual ou superior a 5, o último algarismo a ser conservado aumenta de uma 
unidade. Exemplo: 7,435 passa a 7,44 e 63,99 passa a 64,0 ao serem 
arredondados para três algarismos significativos. 
 
 Outro exemplo: um pedaço de polietileno pesou 6,8 g numa balança, cuja incerteza é 
– ou + 0,1g. Um pedaço deste corpo foi retirado e pesado em uma balança analítica, 
cuja massa medida foi de 2,6367 g. Calcular a massa do pedaço de polietileno restante. 
 
1633,4
6367,2
8,6

 A massa do polietileno restante é 4,2 g. 
 
2.3.1 b) Multiplicação e Divisão: 
 
 
 11 
 Nestes casos, o resultado deverá conter tantos algarismos significativos quantos 
estiverem expressos no componente com menor número de significativos. Exemplo: 
Calcular a quantidade de matéria existente nos seguintes volumes de solução de HCl 
0,1000 mol.l
-1
 . 
a) 25,00 mL 
Quantidade de matéria = nHCl = 25,00 x 0,1000 x 10
-3
 = 2,500 x 10
-3
 mol. 
 
b) 25,0 mL 
nHCl = 25,0 x 0,1000 x 10
-3
 = 2,50 x 10
-3
 mol 
c) 25 mL 
nHCl = 25 x 0,1000 x 10
-3
 = 2,5 x 10
-3
 mol 
 
d) Na titulação de 24,98 mL de uma solução de HCl foram gastos 25,11 mL de 
solução de NaOH 0,1041 mol/L. Calcular a concentração de HCl. 
 
 CHCl = (25,11 x 0,1041) / 24,98 = 0,104642... mol/L 
 CHCl = 0,1046 mol/L. 
 
 Quando um cálculo envolver mais de uma operação, após a realização de cada 
operação, pode-se ou não efetuar o arredondamento para o devido número de 
algarismos significativos. Por exemplo: 13,428 x (6,2/90,14356) = 13,428 x 0,069 = 
0,93 
ou 13,428 x (6,2/90,14356) = 0,923566 = 0,92. Note que no segundo caso, o 
arredondamento só foi feito após a realização de todas as operações, mostrando que o 
resultado final depende de como a operação foi feita e da realização ou não de 
arredondamento a cada etapa do cálculo. Assim, para fins de padronização, os 
arredondamentos deverão ser feitos somente para o resultado final. 
 
 12 
 
SÍMBOLOS IMPORTANTES 
 
Figura 4: Símbolos importantes de segurança em laboratório. 
 
 
 13 
EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO 
 A execução de qualquer experimento em Química envolve geralmente a utilização de 
uma variedade de equipamentos de laboratório, com finalidades específicas. A seguir são 
apresentados alguns equipamentos básicos e as situações mais freqüentes em que eles são 
usados: 
 
BICO DE GÁS: Ë utilizado em aquecimento em geral, excetuando-se materiais inflamáveis. A 
Figura 1 ilustra diferentes tipos de bico de gás e a Figura 2, suas partes e as regiões da chama. 
 
Figura 5: Diferentes tipos de bicos de gás: (A) Bico de Bunsen; (B) Bico de Tirril; (C) Bico de Mecker. 
 
 
 
 
a) b) 
Figura 6 : Partes de um bico de gás e regiões da chama. (1). Haste; (2) base; (3) anel de regulagem do 
ar primário; (4) mangueira de gás; (a) zona oxidante; (b) zona redutora; (c) zona de gases ainda não 
queimados. 
 Na zona oxidante, quase invisível, os gases sofrem combustão completa. Na zona 
redutora, que é a região mais luminosa, ocorre combustão incompleta dos gases. Na zona 
neutra, encontram-se os gases que ainda não sofreram combustão. 
 
Para acender um bico de gás procede-se do seguinte modo: 
a) Fecha-se completamente a entrada de ar do bico 
b) Abre-se lentamente a válvula de alimentação de gás. 
c) Aproxime lentamente a chama de um fósforo, obtendo-se assim uma chama amarelada 
grande e luminosa. 
A B C 
 
 14 
d) Abre-se lentamente a entrada de ar até que a chama fique completamente azul. 
e) Para apagar o fogo, feche a janela e diminua a chama girando a torneira do gás até 
fechá-la. 
 
BALÃO VOLUMÉTRICO: É utilizado no preparo e diluição de soluções, com volumes precisos e 
pré-fixados. Trata-se de um recipiente calibrado, destinado a conter um determinado volume de 
líquido, a uma dada temperatura geralmente 20
o
 C, podendo ser usado sem erro apreciável em 
temperaturas de  8
o
 C da temperatura indicada (Figura 3A). 
BECKER: É utilizado para o aquecimento de líquidos, dissolução para o preparo de soluções, 
dissolução de sólidos, etc (Figura 3B). 
BURETA: É um equipamento calibrado para medidas volumétricas precisas de líquido, utilizado 
especialmente nos casos de titulação (Figura 3C). 
PIPETAS: É um instrumento utilizado para medidas precisas de volumes de líquidos. Existem 
dois tipos de pipetas: pipetas graduadas (Figura 3D) e pipetas volumétricas (Figura 3E). Onde 
uma pipeta graduada é utilizada para escoar volumes variáveis e uma volumétrica para escoar 
volumes fixos de um líquido. 
PROVETA: Trata-se de um cilindro com graduações, destinado à medida aproximada de 
volumes líquidos. (Figura 3F) 
 
 
Figura7: Algumas vidrarias básicas de laboratório. (A) balão volumétrico; (B) béquer; (C) bureta; (D) 
pipeta graduada; (E) pipeta volumétrica; (F) proveta. 
 
LIMPEZA DOS MATERIAIS VOLUMÉTRICOS 
 Todos os equipamentos volumétricos utilizados em uma análise quantitativa devem 
estar perfeitamente limpos antes do uso, pois a presença de substâncias gordurosas nas suas 
paredes internas pode induzir a erros no resultado final de uma dada análise. Verifica-se o 
estado de limpeza de um aparato volumétrico, enchendo-o com água a observando-se o seu 
escoamento. Se gotículas ou uma película não uniforme de água permanecer aderente às 
paredes internas do recipiente, o mesmo deve então ser limpo. 
 Utilizam-se geralmente como soluções de limpeza: solução de detergente a 1-2%, 
solução sulfocrômica ou solução de etanolato de sódio ou potássio, e em seguida lava-se com 
bastante água da torneira, e por ultimo água destilada. 
 O equipamento volumétrico é dado como limpo ao se verificar que a água destilada 
escorre uniformemente pelas paredes internas do recipiente. 
 
 
 15 
 
2.4 Calibração de Vidrarias: a exatidão das medidas 
 
 Calibração é o conjunto de operações que estabelece, sob condições especificadas, a 
relação entre os valores indicados por instrumentos de medição, e os valores, de 
grandeza, estabelecidos como padrões. 
 Para maior exatidão de uma medida volumétrica, a vidraria deve ser calibrada para 
medir o volume que é realmente contido ou transferido. Isso é feito pela medida da 
massa de água transferida ou contida no recipiente, sendo a densidade da água usada 
para converter massa em volume. Por esse meio, você pode determinar, por exemplo, 
que a sua pipeta particular de 10 mL transfere 10,016 mL e não 10,000 mL. 
 O balão volumétrico, por exemplo, é calibrado para conter um volume particular de 
solução numa dada temperatura, quando a parte inferior do menisco é ajustada no centro 
do traço de aferição no colo do balão. A temperatura do balão e do líquido contido nele 
é importante porque o líquido e o vidro se expandem quando aquecidos. 
 
3. Procedimento Experimental: 
 
3.1 Calibração de uma pipeta volumétrica: 
 
1) Coloque um béquer pequeno (100 mL ou 150 mL) sobre o prato de uma balança 
e tare-o. 
2) Meça precisamente um volume de água destilada através de uma pipeta 
volumétrica (por exemplo: 5 ,00 mL ou 10,00 mL). 
3) Verta TODA a água contida no interior da pipeta para o interior do béquer. 
4) Feche o compartimento da balança e espere alguns minutos, até que a 
temperatura esteja equilibrada. 
5) Anote a massa pesada. 
6) Meça cuidadosamente a temperatura da água e anote-a. 
7) Com a tabela densidade versus temperatura da água (pág. 71) , extrapole para o 
valor maisrepresentativo para a densidade, na temperatura medida. 
8) Calcule o volume real da pipeta, levando em consideração as incertezas nas 
medidas. 
 
3.2 Calibração de um balão volumétrico: 
 Faça o mesmo procedimento descrito acima, substituindo a pipeta volumétrica pelo 
balão volumétrico de 50 mL. 
 
4. Exercícios: 
 A partir dos aspectos teóricos, anteriormente discutidos, responda as seguintes 
questões: 
 
 01) Diga quantos algarismos significativos há em cada um dos seguintes resultados 
de medidas (por ex. gramas): 
 
Medidas Nº de algarismos 
significativos 
Medidas Nº de algarismos 
significativos 
4,96 0,003 
162,9 0,0030 
100,01 4,1 x 10
-23
 
100,00 4,0 x 10
2
 
0,223 404 
 
 
 16 
 02) Num béquer pesando 45,3261 g foi colocado, sucessivamente, cada um dos 
seguintes materiais (nada foi removido): 
 a) 0,0031 g de sal; _____________ 
 b) 1,197 g de água; _____________ 
 c) 27,45 g de açúcar; _____________ 
 d) 38 g de leite; _____________ 
 e) 88 g de xarope. _____________ 
 
 Diga qual o peso total depois de cada adição. 
 
 03) Faça as operações aritméticas indicadas, admitindo que cada número é o 
resultado de uma medida experimental (em gramas): 
 
a) 1,46 + 4,12 = 
b) 12,641 – 1,4 = 
c) 1,42 + 11,196 – 3,8 = 
d) 146,3 – 145,9 = 
e) (26,92 - 1,07) x (4,33 + 5,6) = 
f) 1,000 + 436 = 
 2,0 
 
 
 04) Mostre os cálculos feitos para determinar o volume do material calibrado, 
respeitando a precisão dos aparelhos utilizados nas medidas experimentais e usando a 
densidade relativa à temperatura da água, que se encontra na tabela em anexo. 
 
5. Bibliografia: 
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química 
Analítica Quantitativa Elementar. 3ª edição revista, ampliada e reestruturada. São 
Paulo: Edgard Blucher, 2001. 
 
HARRIS, DANIEL C. Análise Química Quantitativa. 5ª Edição. Rio de Janeiro: LTC, 
2001. 
 
PEQ-PROJETOS DE ENSINO DE QUÍMICA. Experiências de Química. São Paulo: 
Moderna, 1979. 
 
RUSSEL, J.B. Química Geral. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alii. São Paulo: 
MC Graw-Hill, 1982. 
 
SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R. C. Introdução à Química 
Experimental. São Paulo: MC Graw-Hill, 1990. 
 
 
 17 
 
EXPERIMENTO No 02: PREPARO DE SOLUÇÕES 
(A PARTIR DE SÓLIDO, LÍQUIDO OU DILUIÇÃO) 
Objetivo: O problema a ser resolvido nesta experiência é o preparo de uma solução aquosa de 
um sal, a partir do soluto sólido, e sua diluição, e o da preparação de uma solução aquosa 
diluída de um ácido, pelo método da diluição de soluções concentradas em estoque. 
 
Introdução 
 Uma solução, no sentido mais amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou mais 
espécies de substâncias moleculares ou iônicas. 
 Soluções podem ser formadas por qualquer combinação dos três estados da matéria - 
sólidos, líquidos, gases - porém, são sempre constituídas de uma única fase. 
 Em química, trata-se principalmente das soluções no estado líquido, constituído por 
gases, líquidos ou sólidos dispersos em líquido. Se esse líquido for água a solução é 
denominada solução aquosa. A solução é composta por solvente (geralmente presente em 
maior quantidade) e soluto (um ou mais). 
 As propriedades de uma solução dependem de sua composição e da natureza dos 
seus componentes. A descrição quantitativa da composição de uma solução é feita 
especificando-se sua concentração. Desta forma, as relações entre as porções de soluto e 
solvente em uma solução podem ser expressas de diferentes maneiras, sendo algumas 
apresentadas a seguir: 
 Relação massa de soluto/massa total de solução, ou seja, a fração em massa do 
soluto, que é usualmente transformada numa percentagem, conhecido como título ou 
percentagem em massa. Assim, uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) com 
titulo 70% contém 70 g de H2SO4 para cada 100 g de solução. 
 Relação massa de soluto/volume de solução, denominada concentração de soluto em 
massa é bastante utilizada em indústrias, com unidade g/L ou kg/L. 
 Relação quantidade de matéria de soluto (número de mols)/volume de solução, 
denominada concentração de soluto em quantidade de matéria (concentração molar). 
Esta relação é a mais utilizada em laboratórios de Química em geral, sendo expressa 
na unidade mol/L e seu use é recomendado pela IUPAC (União Internacional de 
Química Pura a Aplicada). Esta é a relação que será usada nesta experiência para 
expressar a concentração de soluto. 
 Relação quantidade de matéria de soluto/massa de solvente, denominada molalidade e 
tem unidade mol/kg; é utilizada sempre que se quer ter uma relação que não dependa 
da temperatura. Deve-se salientar que as duas relações anteriores variam com a 
temperatura, já que o volume da solução pode aumentar ou diminuir quando a 
temperatura varia. 
 
Cálculos para preparo de soluções 
 Soluções podem ser preparadas, mais comumente, a partir de um soluto sólido ou a 
partir de uma solução concentrada em estoque desse soluto. Quando se prepara uma solução, 
 
 18 
sabe-se que se quer obter certo volume da solução a uma dada concentração. Assim, para 
preparar uma solução a partir de um soluto sólido há necessidade de se saber qual o valor de 
massa do soluto que deve ser tomada; analogamente, no caso de soluto em solução em 
estoque, há que se saber qual o volume da solução em estoque que deve ser tomado. A 
seguir, estão exemplos dos cálculos que são usualmente feitos para determinar a massa de 
soluto ou o volume de solução em estoque do soluto necessário em cada caso. 
a. Solutos sólidos 
 Suponha que se necessite preparar 500,0 mL de uma solução aquosa de sulfato de 
magnésio (MgSO4), cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,120 mol/L. Como 
proceder para calcular a massa de soluto que deve ser tomada? 
 Inicialmente, deve-se calcular a quantidade de matéria de MgSO4 que deverá estar em 
500,0 mL de solução, pois sabemos que em 1 litro da solução deve haver 0,120 mol de MgSO4. 
Assim: 
 1 litro de solução -------------- 0,120 mol de MgSO4 
 0,5000 L de solução ----------- x 
 x = 0,0600 mol de MgSO4 
 Agora, basta calcular a massa correspondente à quantidade de matéria presente em 
500,0 mL da solução. Para isto, utiliza-se a massa molar de MgSO4 (120,37 g/mL): 
 1 mol de MgSO4 ---------------- 120,37 g de MgSO4 
 0,0600 mol de MgSO4 -------- y 
 y = 7,22 g de MgSO4 
 Portanto, para preparar 500,0 mL de solução aquosa de MgSO4 de concentração 0,120 
mol/L, basta dissolver em água 7,22 g do MgSO4 e levar o volume da solução até 500,0 mL 
(balão volumétrico). 
 Cabe ressaltar que, uma solução aquosa de mesma concentração molar pode ser 
preparada dissolvendo o dobro da massa de MgSO4 em água suficiente para perfazer 1000,0 
mL de solução ou metade da massa de MgSO4 em água suficiente para obter 250,0 mL de 
solução. 
 
b. Diluição de solução 
 Suponha que se necessite preparar 50,00 mL de uma solução aquosa de sulfato de 
magnésio, cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,0600 mol/L, a partir da solução 
preparada anteriormente. 
 Inicialmente, deve-se calcular a quantidade de matéria de MgSO4 que deverá estar em 
50,00 mL de solução, pois em 1 litro da solução deve haver 0,0600 mol de MgSO4. Desta 
forma: 
 1 litro de solução ---------------- 0,0600 mol de MgSO4 
 0,05000 L de solução ------------ x 
 x = 0,00300 mol de MgSO4 
 Agora, basta calcular que volume de solução de MgSO4 de concentração 0,120 mol/L 
correspondeà quantidade de matéria presente em 50,00 mL da solução que se deseja 
preparar. Assim: 
 1 litro de solução ---------------- 0,120 mol de MgSO4 
 
 19 
 y ---------------- 0,00300 mol de MgSO4 
 y = 0,0250 L ou 25,0 mL de solução de MgSO4 0,120 mol/L 
 Portanto, para preparar 50,00 mL de solução aquosa de MgSO4 de concentração 
0,0600 mol/L, basta retirar uma alíquota de 25,0 mL da solução de anterior de concentração 
0,120 mol/L, e completar com água até atingir o volume de 50,00 mL (em um balão 
volumétrico). 
 
c. Solução de soluto em estoque 
 Para soluções aquosas de algumas substâncias mais comuns existem tabelas de 
títulos em função da densidade (tabela 1, para ácido sulfúrico, H2SO4). Isso permite que se 
calcule a concentração de soluto em massa ou em quantidade de matéria. Como a tabela 1 
mostra, uma solução aquosa de ácido sulfúrico de densidade 1553,3 g/L tem título de 65%, 
significando que em um litro de solução, 1009,6 g são de ácido e 543,7 g de água. 
 Cabe ressaltar, entretanto, que essa relação entre título e densidade é utilizada mais 
comumente para soluções concentradas comerciais. No caso de soluções diluídas, prefere-se 
utilizar diretamente concentração em quantidade de matéria, já que a determinação precisa de 
suas densidades é mais difícil. 
Tabela 1. Título e densidade de soluções aquosa de ácido sulfúrico, a 20C 
Título (%) Densidade (g/L) Título (%) Densidade (g/L) 
1 1005,1 80 1727,2 
5 1013,1 82 1749,1 
10 1066,1 84 1769,3 
15 1102,0 86 1787,2 
20 1139,4 88 1802,2 
25 1178,3 90 1814,4 
30 1218,5 91 1819,5 
35 1260,0 92 1824,4 
40 1302,8 93 1827,9 
45 1347,6 94 1831,2 
50 1395,1 95 1833,7 
55 1445,3 96 1835,5 
60 1498,3 97 1836,4 
65 1553,3 98 1836,1 
70 1610,5 99 1834,2 
75 1669,2 100 1830,5 
Fonte: WEAST, Robert C. Handbook of Chemistry and Physics 57ª ed., Cleveland, CRC Press, 1976. 
 Suponha, agora, que se necessite preparar 250,0 mL de uma solução aquosa de ácido 
sulfúrico cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,230 mol/L, a partir de solução em 
estoque de titulo 95% e densidade 1,8337 g/mL. Como proceder para calcular o volume de 
solução em estoque de H2SO4 que deve ser tomado? 
 Os dois primeiros passos do cálculo são os mesmos do cálculo anteriormente descrito 
para solutos sólidos. Inicialmente se calcula a quantidade de matéria de H2SO4 que deverá 
estar em 250,0 mL de solução de concentração 0,230 mol/L, ou seja: 
 1 litro de solução -------------- 0,230 mol de H2SO4 
 0,2500 L de solução ----------- x 
 x = 0,0575 mol de H2SO4 
 Utilizando a massa molar de H2SO4 (98,08 g/mol), calcula-se a massa de ácido 
necessária, isto é: 
 
 20 
 1 mol de H2SO4 --------------- 98,08 g de H2SO4 
 0,0575 mol de H2SO4 -------- y 
 y = 5,64 g de H2SO4 
 Mas, como determinar o volume de solução em estoque que contém essa massa de 
H2SO4? Isto é feito utilizando-se o título e a densidade da solução em estoque. O título permite 
que se calcule qual a massa de solução em estoque que contém essa massa de H2SO4 (o 
resto da massa é de água), e como o título é 95%, então: 
 100 g de solução em estoque ----------- 95 g de H2SO4 
 z ----------- 5,64 g de H2SO4 
 z = 5,9 g de solução estoque 
 Finalmente, através da densidade, pode-se obter o volume de solução em estoque que 
contém a massa desejada, ou seja: 
 1,8337 g de solução em estoque -----------1 mL de solução em estoque 
 5,9 g de solução em estoque --------------- w 
 w = 3,2 mL de solução em estoque 
 Portanto, para preparar 250,0 ml de solução aquosa de H2SO4 de concentração 0,230 
mol/L, basta adicionar à água 3,2 mL da solução em estoque de ácido concentrado e avolumar 
até 250,0 mL. 
 
d. Técnicas de preparação de solução 
 No preparo de soluções, é muito importante minimizar os erros associados às medidas 
de volumes, portanto, utiliza-se o balão volumétrico e a pipeta (Tabela 2 ilustra os valores dos 
limites de erros usualmente associados aos volumes nominais de balões volumétricos). 
Tabela 2. Limites de erros associados aos volumes nominais de balões volumétricos 
Capacidade/mL Limite de erro/mL 
1  0,010 
2  0,015 
5  0,02 
10  0,02 
25  0,03 
50  0,05 
100  0,08 
250  0,12 
500  0,20 
1000  0,30 
2000  0,50 
 
 Ao preparar uma solução, o soluto (sólido, líquido ou sua solução concentrada) deve 
ser inicialmente dissolvido em um copo de béquer, utilizando-se um volume de solvente inferior 
ao volume final de solução a ser preparado (caso haja desprendimento de calor, deve-se 
esperar até que solução volte à temperatura ambiente). Em seguida, essa solução deve ser 
transferida quantitativamente, com auxílio de um bastão de vidro e um funil, para um balão 
volumétrico de volume igual ao que se deseja preparar de solução. Deve se ter o cuidado de 
lavar o copo de béquer, o funil e o bastão, com pequenas quantidades de solvente, 
transferindo-as para o balão. 
 Adiciona-se solvente até que a parte inferior do menisco esteja tangenciando a marca 
indicativa no pescoço do balão correspondente ao seu volume nominal. Preparada a solução, a 
 
 21 
mesma deve ser homogeneizada invertendo-se o balão volumétrico (bem tampado) diversas 
vezes. 
 O procedimento de, inicialmente, dissolver o soluto em um béquer, ao invés de 
diretamente no balão volumétrico, tem uma forte justificativa: por exemplo, a diluição de 
soluções concentradas de ácidos ou bases (ou dissolução de bases) é, em geral, 
acompanhada por um grande desprendimento de calor (reação exotérmica), o que eleva a 
temperatura da solução. Como o volume nominal dos balões volumétricos, é geralmente, 
calibrado a 20C, não é recomendado colocar soluções aquecidas em balões, nem expor os 
mesmos a temperaturas elevadas (por isso, não devem ser secos em estufas). O 
desprendimento de calor ocasionado pela dissolução de soluções concentradas de ácidos é 
tão grande que somente deve dissolvê-los em água, isto é, não se deve dissolver água neles, 
pois, nesse caso, a solução pode chegar a ferver e espirrar. Portanto, JAMAIS ADICIONE 
ÁGUA À UMA SOLUÇÃO CONCENTRADA DE UM ÁCIDO; sempre adicione o ácido à água. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Material Necessário 
 Soluto sólido, Solução aquosa concentrada de ácido, Pisseta com água destilada, 
Balões volumétricos de diferentes capacidades, Copo de Becker, Funil, Bastão de 
vidro, Pipeta graduada, Pipetador de borracha, Balança Digital, Etiquetas. 
Procedimento 
 Os solutos, as concentrações molares a os volumes das soluções aquosas a serem 
preparados lhes serão comunicados pelo professor. 
 
Preparo de uma solução aquosa de um sal, a partir do soluto sólido. 
 Efetue os cálculos para determinar a massa de soluto necessária ao preparo da 
solução que lhe foi comunicada. Mostre ao seu professor os cálculos realizados. 
 Prepare a solução de acordo com as técnicas descritas anteriormente. Ao final, coloque 
uma etiqueta, no balão, contendo a fórmula e a concentração da solução. 
 
Preparo de uma solução aquosa diluída a partir da solução preparada no item anterior 
(Diluição). 
 Inicialmente, efetue os cálculos para determinar o volume de solução a ser tomado. 
Retire o volume de solução usando uma pipeta graduada com o auxilio de um pipetador de 
borracha (APENDICE 1). A seguir, proceda de acordo com as técnicas descritas anteriormente. 
 
Preparo de uma solução aquosa diluída de um ácido a partir da solução concentrada em 
estoque 
 Efetue os cálculos para determinar o volume de solução concentrada em estoque a ser 
utilizado na preparação da solução que lhe foi comunicada. A seguir,proceda como no caso da 
solução anterior. 
CUIDADOS: - Ácidos concentrados devem ser manipulados na capela. 
- Nunca pipete com a boca. 
- Sempre adicione o ácido concentrado à água. 
 
 22 
2.1 Técnicas de preparação de soluções: 
 
 No preparo de soluções, é muito importante minimizar os erros associados às 
medidas de volumes, portanto, utiliza-se o balão volumétrico e a pipeta. A tabela 1, 
abaixo, ilustra os valores dos limites de erros usualmente associados aos volumes 
nominais de balões volumétricos: 
 
Tabela 1: volumes nominais de balões volumétricos X valores dos limites de erros: 
 
Capacidade /mL Limite de erro / mL 
1 ± 0,010 
2 ± 0,015 
5 ± 0,02 
10 ± 0,02 
25 ± 0,03 
50 ± 0,05 
100 ± 0,08 
250 ± 0,12 
500 ± 0,20 
1000 ± 0,30 
2000 ± 0,50 
 
 
 Ao preparar uma solução, o soluto (sólidos, líquidos ou sua solução concentrada) 
deve ser inicialmente dissolvido em um bécker utilizando-se um volume de solvente 
inferior ao volume final da solução a ser preparada (caso haja desprendimento de calor, 
deve-se esperar até que a solução volte à temperatura ambiente). Em seguida, essa 
solução deve ser transferida quantitativamente, com o auxílio de um bastão de vidro e 
um funil, para um balão volumétrico de volume igual ao que se deseja preparar de 
solução. Deve-se ter o cuidado de lavar o bécker, o funil e o bastão, com pequenas 
quantidades de solvente, transferindo os volumes utilizados para o balão. Adiciona-se 
solvente até que a parte inferior do menisco esteja tangenciando a marca indicativa no 
pescoço do balão correspondente ao seu volume nominal. Preparada a solução, a mesma 
deve ser homogeneizada invertendo-se o balão volumétrico (bem tampado) diversas 
vezes. 
 O procedimento de, inicialmente, diluir o soluto em um bécker, ao invés de 
diretamente no balão volumétrico, tem uma forte justificativa: por exemplo, a diluição 
de soluções concentradas de ácidos ou bases (ou a dissociação de bases) é, em geral, 
acompanhada por um grande desprendimento de calor (reação exotérmica), o que eleva 
a temperatura da solução. Como o volume nominal dos balões volumétricos é, 
geralmente, calibrado a 20ºC, não é recomendado colocar soluções aquecidas em 
balões, nem expor balões volumétricos a temperaturas elevadas (por isso, eles não 
devem ser secos em estufas). O desprendimento de calor ocasionado pela dissolução de 
 
 23 
soluções concentradas de ácidos é tão grande que somente se deve dissolvê-los em 
água, isto é, não se deve adicionar a água sobre o ácido, pois, nesse caso, a solução 
pode chegar a ferver no ponto em que a água é adicionada, podendo espirrar. Portanto, 
jamais adicione água a uma solução concentrada de um ácido, sempre adicione o ácido 
concentrado à água. 
 
 Resumindo, a técnica para o preparo de solução liquida é esquematizada a 
seguir: 
 
 
 
 
a) A partir de um soluto sólido: 
Etapa 1) Utilizar um béquer para pesar a quantidade necessária de soluto no preparo da 
solução; 
 
Etapa 2) Dissolver o sólido no béquer onde foi pesado (se for o caso), com água 
destilada; 
 
Etapa 3) Transferir para um balão volumétrico adequado; 
 
Etapa 4) Lavar o béquer com água destilada por 3 vezes; 
 
Etapa 5) Lavar o funil e retirá-lo; 
 
Etapa 6) Completar o balão com água destilada; 
 
Etapa 7) Homogeneizar a solução. 
 
 
b) A partir de um soluto líquido: 
 
Etapa 1) Pipetar (com pipeta volumétrica, de preferência) o volume desejado do soluto 
líquido; 
 
Etapa 2) Transferir para um balão volumétrico adequado; 
 
Etapa 3) Completar o balão com água destilada; 
 
Etapa 4) Homogeneizar a solução. 
 
 
 24 
3. Procedimento Experimental: 
 
3.1 Materiais necessários: 
 
 soluto sólido (sulfato de cobre (II) e NaCl), açúcar 
 solução aquosa concentrada de ácido clorídrico (HCl 12,0 mol/L) 
 pisseta com água destilada 
 balões volumétricos de diferentes capacidades 
 béquer 
 funil 
 pipeta volumétrica de 5 e 10 mL 
 bastão de vidro 
 pipeta graduada 
 pipetador de borracha (pêra) ou sistema similar 
 balança 
 etiquetas 
 conta gotas 
 
 OBS: → ácidos concentrados devem ser manipulados na capela; 
 → nunca pipete com a boca; 
 → sempre adicione o ácido concentrado à água. 
 
 25 
 
3.2 Metodologia: 
 Usando as técnicas descritas para o preparo de soluções liquidas, prepare: 
 
a) 50 mL de solução aquosa de CuSO4 0,08 mol/L, a partir de: 
 CuSO4.5H2O sólido. 
SUBSTITUIMOS ESTA SOLUÇÃO POR K2Cr2O7 M = 294 g/ mol (proveniente das 
aulas de química inorgânica) 
 
 Você pode fazer os cálculos para CuSO4 sólido e CuSO4. 5H2O, mas a preparação da 
solução é a partir do pentahidratado (CuSO4. 5H2O). 
 Efetue os cálculos para determinar a massa de soluto necessária para preparar a 
solução que lhe foi comunicada. Mostre ao seu professor, os cálculos realizados. 
 Prepare a solução de acordo com as técnicas descritas anteriormente. 
 Ao final, coloque no balão uma etiqueta, contendo a fórmula e a concentração da 
solução. 
 
b) 50 mL de NaCl a 10% (m/m), a partir do NaCl sólido. 
 Inicialmente efetue os cálculos para determinar a massa de NaCl necessária para 
preparar a solução, sabendo que a densidade da solução de NaCl a 10% é 1,07 g/cm
3
. 
Mostre os cálculos para o professor e prepare a solução de acordo com as técnicas 
descritas. 
 
c)50 mL de solução aquosa de CuSO4 . 5 H2O 0,008 mol/L, A PARTIR DA 
SOLUÇÃO PREPARADA NO ITEM A 
 Inicialmente, efetue os cálculos para determinar o volume de solução necessário a ser 
usado. Retire o volume de solução usando uma pipeta graduada com o auxílio de um 
pipetador de borracha ou similar. Prepare a solução de acordo com as técnicas 
descritas anteriormente. 
 
d) 50 mL de uma solução aquosa de HCl 0,1 mol/L, a partir de uma solução 
concentrada de ácido clorídrico. 
 Dados: densidade do HCl concentrado = 1,16 g/cm
3 
e porcentagem em peso = 
32%. 
e) preparo de solução de sacarose com concentração expressa em mol/L e em mol/Kg: 
 
e.1) Preparação de solução com concentração expressa em mol/L: 
 Efetue os cálculos para determinar a massa de soluto necessária para preparar 
10,0 mL de uma solução aquosa de açúcar 1,46 mol/L. Mostre ao seu professor 
os cálculos realizados. 
 Pese a massa do soluto num béquer. Acrescente uma pequena quantidade de 
água. Se necessário, aqueça a solução sem deixar ferver. 
 Transfira a solução com auxilio de um funil e bastão para o balão volumétrico 
quantitativamente. 
 Avolumar e homogeneizar a solução invertendo o balão. Reserve. 
 Dados: Massa Molar (C12H22O11) = 342,30 g/mol. 
 
e.2) Preparação de solução com concentração expressa em mol/Kg: 
 Pese num béquer a mesma massa de açúcar usada no preparo da solução 
anterior. 
 Adicione 10,0 mL de água com uso de pipeta volumétrica. 
 Agite até dissolver tudo; aqueça se necessário sem deixar ferver. Espere esfriar, 
Reserve. 
 
 26 
 Calcule a concentração em mol/Kg. 
 Calcule a concentração molal da primeira solução e compare com a da segunda 
solução. 
 
e.3) Determinação da densidade das soluções anteriores: 
 Pese num béquer seco. Retire-o da balança (para evitar deixar cair solução na 
balança). 
 Transfira o conteúdo da primeira solução (5,0 mL) para o béquer, pese 
novamente e anote. 
 Diante dos valores de massa e volume da solução 1, calcule sua densidade. 
 Repita o procedimento com a segunda solução, retirando 5,0 mL com 
auxilio de uma pipeta volumétrica. 
 Compareos valores das densidades e discuta. 
 
 4. Bibliografia: 
 
ALMEIDA, P. G. V. Química Geral (Práticas Fundamentais). 3ª ed. Viçosa: Editora 
UFV. 1998. p. 111. 
 
MAHAN, B. H.; MYERS, R. J. Química, um Curso Universitário. São Paulo: Edgard 
Blucher. 1996. p. 582. 
 
PEQ- PROJETOS DE ENSINO DE QUÍMICA. Experiências de Química. São Paulo: 
Editora Moderna. 1979. 
 
QUAGLIANO, J.V.; VALLARINO, L.M. Química. Trad. Aida Espínola. Rio de 
Janeiro: Guanabara Dois. 1979. 
 
SILVA, R.R.; BOCCHI. N.; ROCHA-FILHO, R. C. Introdução à Química 
Experimental. São Paulo: McGraw-Hill. 1990. 
 
APÊNDICE 1 
Pipetador de Borracha 
Existem diversas formas de se evitar o uso da boca durante a operação de pipetagem. 
Todavia, a mais prática e versátil é a utilização de um pipetador de borracha (Figura abaixo), 
que nada mais é que um bulbo de borracha no qual se pode fazer vácuo. Esse aparelho tem 
três válvulas para passagem de ar: A, S e E. A válvula A ao ser pressionado, abre-se, 
permitindo retirar o ar do bulbo, isto é fazer vácuo; uma vez evacuado o bulbo ao se pressionar 
a válvula S, consegue-se succionar para dentro da pipeta o volume desejado de líquido. 
Finalmente, esse volume de líquido pode ser transferido, isto é, a pipeta pode ser esvaziada, 
pressionando-se a válvula E. 
 
 
 27 
AULA 03: PREPARO DE SOLUÇÕES 
(DIFERENÇA ENTRE MOLARIDADE E MOLALIDADE) 
 
Objetivos: 
1) preparar 50,0 mL de uma solução de açúcar com concentração molar 1,46 mol/L; 
2) preparar uma solução de açúcar com concentração molal 1,46 mol/kg usando a 
mesma massa de soluto do objetivo anterior; 
3) determinar a densidade de cada solução. 
 
Preparação de solução com concentração expressa em mol de soluto/L 
de solução (molaridade): 
Calcule a quantidade de açúcar necessária (adote massa molar 341,9 g/mol); 
pese na balança de três casas a quantidade necessária dentro de um béquer pequeno; 
adicione água no béquer até a marca de 30 mL; aqueça; transfira quantitativamente toda 
a massa para o balão volumétrico; 
adicione mais água no béquer, aqueça novamente se necessário e transfira 
quantitativamente toda massa para o balão volumétrico; repita o processo de adição e 
aquecimento tanto quanto necessário; 
complete o volume do balão volumétrico até pouco antes da marca; 
espere a solução esfriar (pode-se colocar o balão sob água corrente da torneira); 
depois de fria; complete o volume do balão volumétrico com água destilada até a marca; 
tampe o balão e vire-o pelo menos três vezes. 
 
Preparação de solução com concentração expressa em mol soluto/kg de 
solvente (molalidade): 
Pese num béquer a mesma massa de açúcar usada no preparo da solução anterior (na 
mesma balança); 
Adicione 50,0 mL de água com uso de pipeta volumétrica; 
Agite até dissolver tudo; aqueça se necessário sem deixar ferver, para não haver perdas 
por evaporação; 
Espere esfriar. 
 
Constatação: 
 
 28 
Em um tubo de ensaio, coloque ca. de 5 mL de sacarose 1,46 mol/kg e acrescente ca. de 
1 mL de sacarose 1,46 mol/L, gota a gota. Você observará a formação de meandros 
(ondulações) que evidenciam a diferença de concentração. 
 
Determinação da densidade através de pesagem: 
Pese um béquer seco ou tare a balança com ele sobre o prato da balança; 
Retire-o da balança (para não correr o risco de deixar cair solução na balança); 
Pipete 10,0 mL da primeira solução e transfira-a para o béquer; 
Retorne o béquer para a balança; 
Anote o resultado. 
Repita o procedimento com a segunda solução. Este procedimento requer certo cuidado 
experimental para que o valor calculado da densidade não perca precisão. Havendo 
tempo, determine a densidade das soluções com uso de densímetro. Será necessário 
juntar soluções de mais de um grupo para obter volume suficiente. 
 
Questões 
Calcule a concentração molal da solução 1,46 mol/L. 
Calcule a concentração molar da solução 1,46 mol/kg. 
Uma solução de açúcar 0,00100 mol/L tem densidade igual a 1,00 g/mL. Calcule sua 
concentração em mol/kg. 
Descreva com suas palavras sem ler este roteiro como se faz para preparar uma solução 
0,100 mol/L de cloreto de sódio. 
 
Erro aproximado do volume de balões volumétricos. 
Capacidade 
/mL 
1 2 5 10 25 50 100 250 500 1000 2000 
erro / mL 0,01 0,015 0,02 0,02 0,03 0,05 0,08 0,1 0,2 0,3 0,5 
 
 
 29 
EXPERIÊNCIA 04 – PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE ÁCIDO 
FORTE E TITULAÇÃO DE SOLUÇÃO DE BASE FORTE 
 
OBJETIVOS 
Objetivos das Experiências: 
O problema a ser resolvido nesta experiência é o da determinação da 
CONCENTRAÇÃO EXATA das soluções aquosas diluídas de ácidos e bases fortes, 
utilizando-se a titulação. 
 
Objetivos de Ensino: 
Tomar volumes pré-determinados de líquidos usando uma pipeta volumétrica; 
Medir volumes de porções de líquidos usando uma bureta; 
Aferir o volume nominal de pipetas volumétricas; 
Utilizar reações químicas (REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO) para 
determinar a concentração de soluções de ácidos e bases fortes; 
Utilizar indicadores ácido-bases para identificar o ponto de equivalência numa 
titulação. 
 
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO 
A Salificação ou Reação de neutralização é o nome que se dá a toda reação 
química que ocorre na mistura de um ácido com uma base. Os produtos dessas reações 
serão sempre um sal qualquer e água. É importante destacar que essas reações químicas 
só acontecem em meio aquoso, pois é preciso primeiro acontecer a ionização dos 
compostos. 
Pode ser subdividida em: 
 Neutralização Total: Quando após terminar a reação, todos os hidrogênios e 
hidroxilas se neutralizaram. 
 Neutralização Parcial: Quando após o término da reação, sobra cátions 
hidrogênio ou ânions oxidrilas. Quando na fórmula do sal houver íons oxidrilas, 
será chamado de sal básico, de reação básica ou hidróxisal e quando houver 
íons hidrogênio na fórmula do sal após o término da reação, será chamado de sal 
ácido, de reação ácida ou de hidrogeno sal. 
Neutralização Total 
HCl + KOH ---> KCl + H2O 
Ácido + base ---> sal + água 
 ácido clorídrico + hidróxido de potássio ---> Cloreto de potássio + água 
 
 
 30 
 
TITULAÇÃO 
Titulação é um processo empregado em Química para determinar a quantidade 
de substância de uma solução, à qual, neste caso, se dá o nome de analito. Para isso 
utiliza-se uma solução de concentração bem definida, à qual se dá o nome de titulante. 
 O titulante é em geral uma solução obtida a partir de um padrão primário, no 
entanto padronizando-se uma solução comum, esta pode ser utilizada como titulante. 
O titulado é a solução de concentração duvidosa, aquela que queremos saber 
exatamente a concentração. 
Existem vários tipos de titulação, entre os quais: titulação ácido-base, titulação 
de oxidação-redução e titulação de complexação. 
CONSIDERAÇÕES GERAIS 
Imagine que você preparou uma solução 0,1 M (molar, que é igual a 
mol / L) de HCl, como na aula anterior. Após preparada a solução, cabe perguntar: será 
que a concentração é exatamente igual aquela desejada, ou seja, será que a solução 
possui uma concentração de exatamente 0,1 M? 
Existem fatores que poderiam introduzir erros? Quais são esses fatores? No 
relatório, deverão ser discutidos os fatores (fontes de erro) que contribuem para que as 
concentrações reais não coincidam com aquelas desejadas, havendo, portanto, 
necessidade de: 
 
DETERMINAR QUAIS AS VERDADEIRAS CONCENTRAÇÕES DAS 
SOLUÇÕES PREPARADAS. Este processo é denominado de padronização. 
 
A volumetria de neutralização ou ácido-base é um método de análise baseado na 
reação entre íons H3O
+
 (provenientes do ácido) e OH
-
 (provenientesda base). 
Em uma análise volumétrica, a quantidade de um constituinte de interesse 
(amostra) é determinada por meio da reação desta espécie química com outra substância 
em solução, chamada solução-padrão, cuja concentração é exatamente conhecida 
[1,2]. 
A solução-padrão a ser usada em uma análise volumétrica deve ser 
cuidadosamente preparada, pois, caso contrário, a determinação resultará errada. Pode-
se, em alguns casos, preparar soluções de concentração exatamente conhecidas 
pesando-se com precisão, algumas substâncias muito puras e estáveis e 
dissolvendo-as em balões volumétricos aferidos. As características de um padrão 
primário são amplamente descritas em livros-textos [1-4]. 
A detecção do ponto final, ponto de equivalência ou ponto estequiométrico pode 
ser detectado comumente pelos indicadores ácido-base. Esses indicadores apresentam 
um intervalo de mudança de cor (viragem) característico. A cor do indicador depende 
do pH do meio. O termo análise titulométrica aplica-se à análise quantitativa executada 
com a determinação do volume de uma solução, cuja concentração é exatamente 
conhecida, requerido para reagir quantitativamente com a solução a ser determinada. A 
 
 31 
solução cuja concentração é conhecida com exatidão é chamada de SOLUÇÃO 
PADRÃO. 
A concentração da solução a ser determinada é calculada a partir do volume 
consumido da solução padrão, aplicando-se as leis estequiométricas. 
A solução padrão é usualmente adicionada através de uma bureta e é chamada 
titulante. 
O processo de adição da solução padrão até que a reação esteja completa é 
chamado de titulação, e a substância a ser determinada titulado. 
O ponto exato em que ocorre o término da titulação chama-se Ponto de 
Equivalência ou Ponto Final Teórico ou Ponto Estequiométrico. O final da titulação 
deve, via de regra, ser identificada por alguma mudança, vísivel, produzida pela própria 
solução padrão ou, mais usualmente, pela adição de um reagente auxiliar conhecido 
como Indicador. Após a adição de um pequeno excesso do titulante (1 gota), o indicador 
deverá produzir uma mudança visual no líquido que está sendo titulado. Este ponto é 
chamado de Ponto de Viragem ou Ponto Final da Titulação. 
Para o entendimento é necessário introduzir alguns termos importantes: 
• Reagentes: são substâncias utilizadas em testes, reações, ensaios e doseamentos 
farmacopêicos. É recomendável registrar no rótulo a data de abertura do frasco. 
• Indicadores ácido x base: são substâncias utilizadas em ensaios farmacopêicos para 
determinar o ponto final de uma reação química de neutralização, avaliar concentração 
hidrogeniônica ou assinalar uma mudança de pH. 
• Soluções reagentes: são soluções de reagentes em solventes específicos e 
concentrações definidas. São designadas por SR. 
• Soluções indicadoras: são soluções de indicadores em solventes específicos e 
concentrações definidas. São designadas por SI. 
• Soluções volumétricas: são soluções de reagentes em solventes específicos e 
concentrações definidas, destinadas ao uso em determinações quantitativas. Na 
Farmacopéia Brasileira IV ed. as concentrações das soluções volumétricas são expressas 
em termos de molaridade. São designadas por SV. 
 Ponto de Equivalência: Ponto em que ocorre o final da reação, geralmente é difícil de 
ser percebido visualmente o que obriga a utilização de indicadores específicos ou o 
emprego de titulações potenciométricas. 
 Ponto Final: Ponto onde ocorre modificação visível da solução titulada, indicando o 
término da reação (uso de indicadores, potenciômetro). 
 Erro de Titulação: diferença entre o ponto de equivalência e o final. 
Padrão Primário: compostos químicos de elevada pureza utilizados para padronizar ou 
corrigir a concentração de soluções empregadas em análise volumétrica. 
Solução Padrão: são soluções que contém quantidade conhecida do reagente num 
volume definido de solução. 
Padrão Secundário: Soluções que foram padronizadas por um padrão primário e serão 
utilizadas para padronizar uma nova solução. 
 
 
 32 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
a) Padronização de Hidróxido de sódio 0,1 M a partir de um padrão primário 
 
Pesar 2 massas de 250 mg (0,250 g) de Biftalato de Potássio padrão primário, 
aquecido a 270 ºC por 1 h (M: 204,33 g/mol) pré-dessecado. 
 Transferir para um Erlenmeyer e adicionar 75 mL de H2O descarbonatada e 3 
gotas de fenolftaleína; 
Titular com o NaOH 0,1 M até a viragem de incolor para rosa. 
 
O FATOR DE CORREÇÃO É UM NÚMERO ADIMENSIONAL (SEM UNIDADE) 
CUJO SIGNIFICADO É UMA CORREÇÃO DA CONCENTRAÇÃO QUE VOCÊ 
PREPAROU. SUA DEFINIÇÃO É: 
 
Fc = Mreal / Mnominal 
 
 
 33 
 
b) Padronização de Ácido Clorídrico 0,1 mol L-1 a partir da solução fatorada 
de NaOH padronizada anteriormente (padrão secundário) 
 
 Pesar analiticamente 150 mg (0,150 g) de carbonato de cálcio padrão primário 
(que deverá estar armazenado no dessecador após secagem a 
270 ºC por 1 h). Dissolver em 50 mL de água com 5 gotas de vermelho de metila (SI). 
REPAREM QUE POR SE TRATAR DE UM PADRÃO PRIMÁRIO, NÃO 
NECESSITA-SE CONHECER O VOLUME DE ÁGUA ADICIONADO E SIM, A 
QUANTIDADE DE MATÉRIA DO CARBONATO, DADA EM MOLS. 
 Titular com solução de ácido clorídrico HCl 0,1 M até a viragem para cor rosa. 
Aquecer a solução até a fervura, resfriar e continuar a titular. Repetir o processo de 
aquecimento e resfriamento até que a cor rosa fraca não seja mais afetada. Calcule a 
MOLARIDADE, onde: cada 52,99 mg de carbonato de sódio anidro equivale a 1 mL de 
ácido clorídrico 0,1 M. 
2 HCl + Na2CO3 ----- 2 NaCl + H2CO3 2:1 
 
ELABORAÇÃO DO RELATÓRIO 
1. Defina os termos: solução padrão; titulação; ponto de equivalência; ponto final de 
uma titulação; padrão primário; padronização; indicadores ácido-base; 
2. Por que nem todas as soluções são padrões? 
3. Por que NaOH e HCl não são padrões primários? 
4. Quais os requisitos para que uma substância seja um padrão primário? Por que é 
preciso secá-lo antes de sua utilização? 
5. Quando é necessária a padronização? 
6. Quais as reações envolvidas nesta prática? 
7. O ponto de equivalência (PE) de uma titulação e ponto final (PF) precisa ser 
necessariamente igual? 
8. Por que devemos tirar as médias das concentrações calculadas em vez de tirar a 
média dos volumes gastos durante as triplicatas de titulação? 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. A. I. Vogel Química Inorgânica Quantitativa, Trad. A. Espinola, Ph. D., 4ª Edição, 
Editora Guanabara Dois S.A., Rio de Janeiro, 1981. 
2. N. Bacan, O. E. S. Godinho, J. C. Andrade, J. S. Barone Química Analítica 
Quantitaiva Elementar, 2ª Edição, Editora Edgard Blücher LTDA, Campinas, 1985. 
3. D. C. Harris Análise Química Quantitativa, Trad. C. A. S. Riehl e A. W. S. Guarino, 
5ª Edição, Editora LTC, Rio de Janeiro, 2001. 
4. D. A. Skoog, D. M. West, F.J. Holler Analytical Chemistry, 6ª Edição, Saunders 
College Publishing, USA, 1994. 
5. D. B. L. Terci, A. V. Rossi Indicadores naturais de pH: usar papel ou solução? 
Química Nova, 25 (4) 684 – 688, 2002. 
 
 34 
EXPERIÊNCIA 05: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE AÇÚCAR EM 
BEBIDAS COMERCIAIS 
 
1. Objetivos: preparar soluções aquosas a partir de soluto sólido e expressar suas 
concentrações em diferentes unidades. Neste experimento será construída uma curva 
padrão de densidade das soluções aquosas de açúcar em função de sua concentração. 
Baseado nesta curva será determinado o teor de açúcar em bebidas e refrigerantes 
comerciais. Trazer para o laboratório 05 amostras de bebidas(incluindo Light e Diet). 
 
 
2. Procedimento Experimental: 
 
2.1 Materiais necessários: 
 
 
 
2.2 Metodologia: 
 
 Prepare 06 soluções de açúcar em água destilada na faixa de 0 a 12% em massa 
de açúcar (por exemplo: 0, 2, 4, 6, 8, 10 e 12%). Use balão volumétrico de 100 mL. 
Meça 10,0 mL de cada uma das soluções, usando pipeta volumétrica, e pese-os numa 
balança semi-analítica (± 0,01 ou 0,001g), usando um béquer pequeno. Esta parte do 
experimento será feita por equipes, cada uma determinando alguns pontos da curva. 
 Anote a temperatura em que o experimento está sendo realizado. Meça a 
temperatura da água. Construa um gráfico da densidade da solução (d, g mL
-1
 no eixo 
y) em função da concentração (% em massa no eixo x) de açúcar dissolvido. 
 Meça, da mesma forma, 10,0 mL de solução amostra (refrigerante, chá 
comercial, bebida para atletas,etc) e pese-os. Utilizando o gráfico anterior, determine o 
teor de açúcar na bebida considerada. 
 
Dado: massa molar sacarose ( C12H22O11 ) = 342,30 g mol
-1
 
 Açúcar (sacarose, C12H22O11) pulverizado. 
 Água destilada 
 Balões volumétricos 
 Béquer 
 Espátula 
 Funil 
 Bastões de vidro 
 Pipetas volumétricas 
 Pipetadores 
 Balança semi-analítica 
 Termômetro 
 
 35 
 
Tabela 1. Dados obtidos para as diferentes % de sacarose. 
 
Solução Grupo Massa de sacarose (g) % m/m Densidade g.cm
-3 
1 0 
2 1 2 
3 2 4 
4 3 6 
5 4 8 
6 5 10 
7 6 12 
 
 
 3. Resultados e discussão: 
 
 Verifique a consistência de seus dados, através da análise de regressão linear de 
sua curva, usando uma calculadora ou um computador. 
 Expresse a concentração de açúcar em suas amostras, indicando a respectiva 
precisão, em % em massa, g L
-1
 e mol L
-1
. 
 Comparando seus dados das diferentes amostras, o que você pode dizer sobre o 
teor de açúcar nessas bebidas? O que é sacarose? Por que é importante a temperatura em 
que foi realizado o experimento? 
 Responda ainda: 
01) Uma solução de açúcar 0,001 mol L
-1 
tem densidade 1,00 g mL
-1
 a 20°C. 
Calcule sua concentração em mol Kg 
-1
. dágua(20°C) = 0,998203 g cm
-3 
02) Descreva com suas palavras como se faz para preparar 100,00 mL de uma 
solução 0,100 mol L
-1
 de cloreto de sódio (NaCl). 
03) E para preparar 100 mL de uma solução de NaCl 0,010 mol L
-1
 a partir da 
solução estoque anterior? 
 
4. Bibliografia: 
 
DEAN, J. A. Lange’s handbook of chemistry. 14th ed. New York: MacGraw-Hill, 1992. 
p. 5.87. 
 
HENDERSON, S. K.; FENN, C. A.; DOMIJAN, J. D. Determination of sugar content 
in commercial beverages by density. J. Chem. Educ., v. 75, n.9, p. 1122-1123, 1998. 
 
JONES, L.; ATKINS, P. Chemistry: molecules, matter, and change. 3
th 
ed. New York: 
W. H. Freeman, 1997. p. 424-426. 
 
 
 
 
 36 
 
EXPERIÊNCIA 06: REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO 
 
 
1. Objetivo: Identificar uma reação de oxi-redução, comparar a reatividade de diferentes 
metais e prever a espontaneidade através dos valores de E
0
. 
 
 
2. Introdução: 
 
 Como já foi visto na prática nº 04, os três tipos de Reações Químicas em solução 
aquosa são: Neutralização, Precipitação e a Oxi-Redução. As reações de oxi-redução 
são extraordinariamente versáteis. Muitas reações comuns como a combustão, a 
corrosão, a fotossíntese, o metabolismo do alimento e a extração de metais dos minérios 
parecem completamente diferentes, mas para o olho de um químico, todas estas reações 
são diferentes aspectos de um único tipo de evento: a transferência de elétrons. 
 Esta classe de reações químicas merece destaque pela sua grande e importante 
aplicação prática. Podemos defini-las como sendo reações que ocorrem com 
transferência de elétrons. 
 A espécie que perde elétrons sofre oxidação, enquanto que a espécie ganhadora de 
elétrons sofre redução. A substância capaz de promover a redução de outra é chamada 
de agente redutor, enquanto que a substância capaz de oxidar outra espécie é chamada 
de agente oxidante. 
 Para metais, quanto maior o caráter metálico do elemento, maior sua tendência de 
existir sob a forma de íon positivo, ou seja, maior a sua capacidade de doar elétrons e, 
quanto menor seu caráter metálico, maior sua tendência de existir sob a forma de átomo 
neutro, ou seja, na forma metálica elementar. 
 Muitas reações de oxidação ou de redução podem ser acompanhadas visualmente 
pela coloração característica de soluções aquosas de alguns íons: 
 
Íons metálicos coloração 
Zn
2+
(aq) Solução incolor 
Fe
2+
(aq) Solução verde-azulada 
Cu
2+
(aq) Solução azul 
Co
2+
(aq) Solução rosa 
 
 Por exemplo, quando uma barra de zinco metálico é colocada em contato com uma 
solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), conforme mostra a figura 01, observa-se 
imediatamente a formação de um depósito escuro de cobre metálico sobre a superfície 
do zinco e o desaparecimento da cor azul característica da solução de CuSO4, indicando 
que os íons cúpricos, Cu
2+
(aq) são consumidos na reação. 
 As equações que representam os fenômenos ocorridos na figura 01, podem ser 
representadas por semi-reações e a reação global: 
 
(semi-reação) Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e
-
 (Reação de Oxidação) 
(semi-reação) Cu
2+
 (aq) + 2e
- → Cu(s) (Reação de redução) 
 
(Reação Global) Zn(s) + Cu
2+
 (aq) → Cu(s) + Zn
2+
 (aq) 
 
 
 37 
 
 
 As espécies Zn(s) e Cu
2+
(aq) possuem tendências opostas com relação à perda e 
ganho de elétrons, daí a grande espontaneidade da reação entre elas. A maneira natural 
de verificar a espontaneidade de diferentes pares de substâncias é observar se ocorre ou 
não reação entre eles. 
 Para se prever se ocorre reação espontânea ou não e também para permitir a 
comparação entre as espécies, foi atribuído um valor arbitrário de potencial igual a 0,00 
V à tendência da semi-reação abaixo: 
 
2H
+
(aq) + 2e
-
 → H2(g) E
0
 = 0,00 V 
 
 Isto sob condições estipuladas como padrão: T = 25 ºC, P = 1atm e concentração dos 
íons em solução igual a 1 mol/L. 
 A partir daí, foram medidas as diferenças de potencial de cada uma das diferentes 
espécies em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio, nas mesmas condições padrão. 
 Observando-se uma tabela com alguns potenciais padrão, cada semi-reação é descrita 
na forma de redução. Contudo, para se obter o potencial da reação inversa, a oxidação, 
basta mudar o sinal da tensão (ou potencial). 
 Por exemplo, no exemplo da barra de zinco metálico colocada em contato com uma 
solução aquosa de CuSO4, é observado que o zinco se oxida e os íons de Cu
2+
(aq) se 
reduzem. Portanto, as possíveis reações e seus potenciais padrão são: 
 
 
Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e
-
 E
0 
= +0,76 V 
 Cu
2+
 (aq) + 2e
- → Cu(s) E
0 
= +0,34 V 
 Zn(s) + Cu
+2
(aq) → Cu(s) + Zn
2+
 (aq) ∆E
0 
= +1,10V 
 
 Como pode ser verificada no exemplo acima, a previsão do potencial total da célula é 
feita com base na adição dos potenciais padrão correspondentes às reações de eletrodo, 
tal como ocorrem na célula. O ∆E0 resultante é numericamente igual ao potencial da 
célula galvânica medido experimentalmente. 
 Uma tensão positiva (∆E0>0) está associada a uma reação espontânea e uma tensão 
negativa (∆E0<0) mostra que a reação não ocorre espontaneamente.