Apostila de Aulas Praticas de Quimica Geral e dos Alimentos 2021_1

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CURSO DE NUTRIÇÃO 
NU2EaD 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL E DOS ALIMENTOS 
AULAS PRÁTICAS - LABORATÓRIO 
 
 
 
 
 
 
 
Material organizado pelo professor Fernando F. Barcelos 
 
 
 
 
 
 
ALUNO: ______________________________________ 
 
 
VILA VELHA 
MARÇO - 2021 
 1 
ORIENTAÇÕES PARA AS AULAS PRÁTICAS 
01. Objetivo geral das aulas práticas: A relação teoria-prática, facilitando o processo ensino-
aprendizagem, além de se familiarizar com o trabalho em grupo. 
02. Toda aula prática é pontuada, por meio de Atividade (Relatório ou Questionário) ou, no 
mínimo, pela presença. 
03. Aula prática exige como material os seguintes itens: MÁSCARA, jaleco branco (com emblema 
da UVV), calça comprida e calçado fechado. Sem um destes itens o aluno não pode fazer a aula 
prática, ficando assim, impossibilitado de fazer o Relatório. Além disto, luvas e óculos de segurança 
são recomendados (mas são facultativos) e é importante o aluno providenciar um cadeado, de modo 
a guardar seu material nos armários do Biopráticas, quando necessário. 
04. A dupla deve ainda ter como material de uso “coletivo”: caneta para escrever em vidro (“para 
CD”) e o/a roteiro/apostila da aula prática. 
05. O ideal é que se leia previamente o roteiro da aula prática, para já chegar no laboratório com 
uma boa noção do que será feito. 
06. Coloque todo seu material no lugar indicado pelo professor, fique apenas com um bloco de 
anotações/caderno, roteiro da prática/apostila, caneta ou lápis por mesa (e, se necessário, 
calculadora ou celular). 
07. Não converse durante a explicação do professor sobre a prática, sua falta de atenção pode 
colocar você e seus companheiros em risco, bem como prejudicar o andamento do experimento. 
08. Laboratório é um lugar de trabalho (“labor”) e há perigos. Trabalhe com foco e atenção. Nada 
de celular (só para tirar uma foto rápida de algum experimento). Trabalhe com seriedade, método e 
calma. 
09. Para começar um experimento, lembre-se: máscara, jaleco abotoado, cabelo preso. 
10. Lembre-se: eficiência e organização andam juntas. Trabalho em grupo exige muita 
organização e bom senso. Além disto, a pressa continua sendo a inimiga da perfeição. 
 2 
RECOMENDAÇÕES PRELIMINARES 
REGRAS DO LABORATÓRIO E NORMAS DE SEGURANÇA 
(Nunca se deve negligenciar!) 
 
O QUE VOCÊ PRECISA SABER PARA TERMOS BOAS AULAS DE LABORATÓRIO: 
 
EM PRIMEIRO LUGAR: DEVEMOS SEGUIR OS PROTOCOLOS E ORIENTAÇÕES 
ASSOCIADOS À COVID, DEFINIDOS PELA INSTITUIÇÃO. 
 
O QUE VOCÊ PRECISA SABER PARA TERMOS BOAS AULAS DE LABORATÓRIO: 
 
• Cada mesa no laboratório será equipada com o material necessário à execução do trabalho 
programado. 
• Não “jogue” nada na pia. Se necessário qualquer descarte, pergunte ao professor. 
• Será exigido dos estudantes o máximo cuidado com o seu lugar e respectivo material. Em 
caso de quebra ou não funcionamento de algum material recebido, o estudante deverá dar 
conhecimento ao professor ou técnico responsável pela aula a fim de se providenciar a sua 
substituição. 
• Terminados os trabalhos, o grupo deverá organizar sua bancada de trabalho (a bancada 
organizada ao final do experimento é critério para ir embora). 
• Uma mesma pipeta não poderá ser introduzida em dois frascos diferentes (semelhante ao 
que acontece na sua casa com as colheres de arroz e feijão). 
 
 
NORMAS DE SEGURANÇA 
 
O laboratório de Química é um lugar seguro de trabalho, desde que se trabalhe com prudência, 
para evitar acidentes. 
 
 
Respeite rigorosamente as seguintes precauções recomendadas: 
 
1. Não coma nem beba no laboratório, também não coloque as mãos, dedos e unhas na boca 
ou nos olhos sem antes lavá-las muito bem. 
2. Nunca provar nem cheirar qualquer composto químico sem prévia autorização. 
3. Nunca comece um experimento sem explicação prévia do professor e na dúvida sempre 
pergunte, nunca teste nada por conta própria. 
4. Não mistures reagentes sem prévio consentimento do professor, isso pode ser muito 
perigoso. 
5. Se algum reagente atingir sua pele ou olhos, avise imediatamente ao professor, que te 
informará corretamente o que fazer. 
6. Não converse durante a explicação do professor sobre a prática, sua falta de atenção pode 
colocar você e seus companheiros em risco, bem como prejudicar o andamento do 
experimento (não se devem utilizar celulares para “bate-papos” durante a aula. Pode-se usá-
los para tirar fotos do experimento). 
7. Sempre trabalhe com organização, seriedade, calma e em equipe. 
 
 
 3 
ORIENTAÇÕES PARA ELABORAÇÃO DE RELATÓRIO 
01. Relatório relata o que foi feito. Caso você falte a aula prática, deve participar da confecção do 
relatório do seu grupo, pois é importante saber o que você perdeu. Porém, seu nome não deve ser 
colocado no relatório, pois você não fez o experimento, ficando sem os pontos relativos àquela aula 
perdida. 
02. Importante: um relatório deve ser feito de tal modo que qualquer pessoa que o leia, possa 
entender a experiência realizada e suas implicações. 
03. Cuidado: a falta de qualquer um dos itens no relatório, significa pontos perdidos, e estes pontos 
podem fazer falta no final do período. 
04. Sequência correta do relatório: 
• Capa (contendo cabeçalho, título da experiência e integrantes do grupo - nome e 
sobrenome - além da disciplina e professor). 
• Contracapa (folha de rosto - facultativo para relatórios) 
• Sumário (índice - facultativo e só se o trabalho contiver numeração de páginas) 
• Introdução (teoria da prática) 
• Objetivos da experiência (o que se quer estudar, obter ou determinar com a 
experiência) 
• Experimental (Material, reagentes e procedimentos) 
• Resultados 
• Discussão (pode vir junto aos resultados) 
• Conclusão 
• Referências 
05. O item Experimental deve conter todos os materiais e reagentes utilizados e o(s) 
procedimento(s) executado(s) na aula. Este procedimento nem sempre é idêntico ao roteiro, 
devendo ser fiel às suas anotações. O procedimento deve vir na forma de texto ou em tópicos (com 
o verbo na forma impessoal e no passado). 
06. No item Resultados deve aparecer as observações feitas (mudança de cores, formação de 
substâncias, liberação ou absorção de calor, etc.), dados determinados com a experiência (volume, 
temperatura, etc.), gráficos e cálculos (se houver). 
07. No item Discussão deve-se, obviamente, discutir os resultados e implicações da experiência. 
NÃO pode ser restrito, simplesmente, ao pouco conhecimento que se tem sobre eles e muito menos 
aos "achismos" (Eu acho que...). Aqui devem ser discutidos: os porquês de tal fenômeno ter 
acontecido; se os resultados são os esperados ou não; se a experiência não foi bem sucedida, o 
que pode ter acontecido que justifique a falta de sucesso; etc. Ainda nesse item devem constar as 
respostas das questões propostas nas fichas de laboratório, não como um questionário, mas sob a 
forma de um texto lógico que as contenha. 
08. O relatório termina com a Conclusão (o que você conclui - não o que constata) da experiência. 
Portanto, além das referências consultadas - Referências (colocadas conforme a ABNT - consulte!), 
nada mais pode ser escrito. 
10. O relatório deve ser entregue grampeado (ou em pasta ou encadernado) em folha A4. A fonte 
pode ser times new roman, arial ou helvética ou similar tamanho 12. O texto deve estar formatado 
no modo justificar. 
11. Relatório em grupo não é a junção de partes isoladas (feitas individualmente) e grampeadas 
para a entrega. 
 4 
12. Não copie, total ou parcialmente, relatórios de outros grupos. Caso este tipo de procedimento 
seja percebido, o relatório dos grupos envolvidos não será considerado. 
13. Leia com atenção as observações (e/ou pontos de interrogação indicativos de que algo está 
incorreto ou incoerente) feitas na correção do relatório para não repetir os erros. 
14. A entrega do relatório, salvo aviso em contrário, será sempre 14 dias após a prática. A cada 
dia de atraso será descontado 0,1 ponto no valor desterelatório (considerando relatório valendo um 
ponto). 
15. Lembre-se: eficiência e organização andam juntas. Trabalho em grupo exige muita 
organização e bom senso. Além disto, a pressa continua sendo a inimiga da perfeição. 
 
 
TABELA DE PONTUAÇÃO DO RELATÓRIO: 
 
Aspectos avaliados na pontuação Pontuação 
Apresentação (Estética na apresentação do relatório) 0,5 
Capa (Com todas as informações importantes) 0,5 
Introdução (Fundamentação teórica de todos os assuntos envolvidos na prática 
tendo como referência a bibliografia consultada. Tem que pesquisar!) 
1,5 
Objetivo (Expresso de forma clara) 0,5 
Parte Experimental (Materiais e Reagentes): Lista completa com as respectivas 
especificações dos materiais (marca, modelo, etc.) e reagentes 
(marca, grau de pureza, etc.) utilizados na prática. 
Procedimento: Texto claro e objetivo do trabalho desenvolvido, 
de modo que possa ser reproduzido por outra pessoa) 
2,0 
Resultados (Apresentação de texto explicativo introdutório precedendo a 
apresentação dos resultados experimentais que, quando pertinentes, 
devem ser apresentados na forma de tabelas e gráficos) 
1,5 
Discussão (Conforme explicitado no roteiro de relatório) 2,0 
Conclusão (Conforme explicitado no roteiro de relatório) 1,0 
Referências (Conforme explicitado no roteiro de relatório) 0,5 
 
A SEGUIR TÊM-SE OS MODELOS DE CAPA E CONTRACAPA (Folha de Rosto): 
 5 
 
NUTRIÇÃO - NU2EaD 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO) 
[Margens: 3 cm (superior e esquerda); 2 cm (inferior e direita)] 
 
 
 
 
 
BELTRANO ASSADO ASSIM 
CICLANO DE ETC E ETC 
FULANO ASSIM ASSADO 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO, ORDEM ALFABÉTICA) 
 
 
 
 
 
 
Prática n° 01 (06/03/2021): 
TÍTULO DA PRÁTICA 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 14 ou 16, 
CENTRALIZADO, EM NEGRITO) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Disciplina: Química Geral e dos Alimentos 
Professor: Fernando Fontes Barcelos ou Kirlene Salgado Fernandes 
(Letras minúsculas, arial ou times 12, à margem esquerda, sem negrito) 
(Só utilizado se não houver página de rosto) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VILA VELHA 
MARÇO - 2021 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, SEM NEGRITO) 
 6 
BELTRANO ASSADO ASSIM 
CICLANO DE ETC E ETC 
FULANO ASSIM ASSADO 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO, ORDEM ALFABÉTICA) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TÍTULO DA PRÁTICA 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 14 ou 16, 
CENTRALIZADO, EM NEGRITO) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório do Curso de Graduação em Nutrição 
apresentado à Universidade Vila Velha - UVV, como 
parte das exigências da Disciplina Química Geral e 
dos Alimentos sob orientação do Professor 
Fernando Fontes Barcelos ou Professora Kirlene S. 
Fernandes. 
(Arial 11, sem negrito) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VILA VELHA 
MARÇO - 2021 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, SEM NEGRITO) 
 
 7 
ANTES DE COMEÇAR... 
 
SEGURANÇA EM LABORATÓRIO 
 
O laboratório de Química Inorgânica, como todo laboratório de Química, é um local de risco, onde 
deve se observar atenção redobrada. Com medidas de segurança adequadas, e concentração e 
seriedade todo o tempo, pode-se ter um ambiente bastante seguro e produtivo. 
 
Uma das palavras-chave quanto à segurança é o “bom senso”, pois este é determinante na hora de 
se proceder de maneira correta em um laboratório. 
 
Qualquer atividade humana tem riscos, como podemos reconhecer pela taxa elevada de acidentes 
rodoviários no país. A Química não está isenta de riscos, mas eles não devem ser exagerados. 
Basta realçar que um dos grandes Químicos da História, o americano Joel Hildebrand, publicou o 
seu último artigo com a idade de 100 anos, e faleceu um ano mais tarde; dedicando toda a sua vida 
científica ao estudo experimental de líquidos e soluções, incluindo muitos solventes que são tóxicos, 
como o benzeno e o tetracloreto de carbono! 
 
O que é fundamental é saber as regras básicas de segurança no laboratório, os riscos com que 
deparamos com cada composto químico, isolado ou com outros reagentes, e os outros riscos 
potenciais que existem no laboratório, como objetos perfurocortantes, por exemplo. 
 
Se tiver alguma dúvida em relação ao procedimento, consulte a bibliografia, sites indicados na 
internet ou esclareça-se com o Professor. 
 
 8 
Química Geral e dos Alimentos - Laboratório - Nutrição - Profs Fernando Barcelos/Kirlene Fernandes 
 
RECONHECIMENTO DOS EQUIPAMENTOS DE LABORATÓRIO 
 
PRINCIPAIS MATERIAIS USADOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA: 
 
 9 
 
 10 
 
59. Pipetadores: 
Para sucção de líquidos usando 
pipetas. 
60. Pera: 
Para sucção de líquidos usando 
pipetas. 
59 
60 
 11 
Química Geral e dos Alimentos - Laboratório - Nutrição - Profs Fernando Barcelos/Kirlene Fernandes 
 
PRÁTICA 01 - TREINAMENTO: SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO EM 
LABORATÓRIO, RECONHECIMENTO, MANIPULAÇÃO DOS EQUIPAMENTOS DE 
LABORATÓRIO E DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE UM SÓLIDO 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Para começar, o que você precisa saber sobre as aulas de laboratório: 
 
A - Objetivos 
A disciplina “Laboratório de Química dos Alimentos” tem como objetivo criar condições para que o 
estudante ao final do semestre seja capaz de: 
• Conhecer e manipular aparelhagem de laboratório; 
• Realizar técnicas experimentais básicas; 
• Adquirir capacidade de observação experimental e correlacionar às atividades práticas com 
os conteúdos teóricos; 
• Relatar e dissertar sobre os experimentos realizados, avaliar e discutir os resultados obtidos. 
• Integrar os conhecimentos desta disciplina às competências e habilidades específicas do 
Nutricionista relativas ao desenvolvimento e avaliação novas fórmulas ou produtos 
alimentares para a alimentação humana e ao controle de qualidade dos alimentos em sua 
área de competência. 
 
B - No Laboratório de Química dos Alimentos 
• Os estudantes serão organizados em duplas que ocuparão sempre o mesmo lugar no 
Laboratório. 
• À falta a algum experimento impossibilita o aluno a participar da confecção e avaliação do 
relatório correspondente. 
• Cada mesa no laboratório será equipada com o material necessário à execução do trabalho 
programado. 
• Após o uso de bico de gás ou torneira de água, não deixar os mesmos abertos. 
• Ao lançar nas pias algum produto de reação, fazê-lo simultaneamente com descarga 
abundante de água a fim de evitar a corrosão do encanamento. 
• Não lançar fósforos acesos nos locais destinados à coleta·de lixo. Fotômetros, centrífugas, 
microscópios, balanças ou outros aparelhos somente deverão ser usados pelo aluno depois 
de instruído nas respectivas manipulações, evitando-se assim danos irrecuperáveis. 
 
C - O Material do Estudante 
Cada estudante deverá trazer para os trabalhos práticos o material abaixo relacionado: 
• Máscara. 
• Avental/Jaleco - necessário à proteção da roupa e proporciona maior desembaraço na 
execução de tarefas. É requisito indispensável. 
• Trajar calça comprida e estar com calçado fechado. Indispensáveis. 
• Lápis, borracha, caderno de anotações, caneta de retroprojetor (preta ou azul). 
• Observação - o cumprimento de horário é pré-requisito é fundamental. 
 
D - Do Material Recebido e sua Conservação e Limpeza 
• Cada grupo de estudante receberá o material necessário à execução de cada trabalho 
prático, conforme relacionado no roteiro próprio. 
• O aluno não deverá retirar o material de outro grupo mesmo quando os mesmos estiverem 
ausentes. 
• Será exigido dos estudantes o máximo cuidado com o seu lugar e respectivo material. Em 
caso de quebra ou o não funcionamento de algum material recebido, o estudante deverá dar 
conhecimento ao professor ou técnico responsável pela aula a fim de se providenciar a sua 
substituição. 
 12 
• Terminados os trabalhos, o estudante deverá proceder a limpeza de seu lugar e a vidraria 
usada será colocada cuidadosamente em local próprio para lavagem. 
• A bancada organizada ao final do experimentoé critério para ir embora. 
 
E - Dos Reagentes 
• Para cada trabalho prático haverá à disposição dos estudantes uma provisão dos reagentes 
relacionados no roteiro. 
• Após o uso, cada frasco de reagente deverá ficar no lugar onde foi encontrado no início da 
aula. 
• Não trocar as rolhas ou tampas dos frascos. 
• Uma mesma pipeta não poderá ser introduzida em 2 frascos diferentes sem ser 
devidamente lavada. 
 
F - Da Execução dos Trabalhos Práticos 
• Exigem-se para todos os trabalhos práticos a mesma atenção, rigor técnico e disciplina. 
• O aluno só alcançará a eficiência desejada sendo pontual, assíduo, ordeiro, asseado e com 
conhecimento prévio do trabalho prático a ser executado. 
 
G - Normas de segurança 
• O laboratório de Química é um lugar seguro de trabalho, desde que se trabalhe com 
prudência, para evitar acidentes. 
• Respeite rigorosamente as seguintes precauções recomendadas: 
✓ Não coma nem beba no laboratório, também não coloque as mãos, dedos e unhas na boca 
ou nos olhos sem antes lavá-las muito bem. 
✓ Use sempre avental de manga comprida para evitar derrubar algum reagente nos braços, 
não entre no laboratório sem previamente vestir o avental. 
✓ Coloque todo seu material no lugar indicado, fique apenas com um bloco de anotações, 
caneta ou lápis por mesa. 
✓ Neste bloco anote todas observações que achar importante para confecção do relatório, 
todos integrantes do grupo devem sugerir e verificar as anotações. 
✓ Nunca fume no laboratório. 
✓ Não mistures reagentes sem prévio consentimento do professor, isso pode ser muito 
perigoso. 
✓ Se algum reagente atingir sua pele ou olhos, lavar imediatamente com água e avisar o 
professor. 
✓ Nunca provar nem cheirar qualquer composto químico sem prévia autorização. 
✓ Nunca comece um experimento sem explicação prévia do professor e na dúvida sempre 
pergunte, nunca teste nada por conta própria. 
✓ Não converse durante a explicação do professor sobre a prática, sua falta de atenção pode 
colocar você e seus companheiros em risco, bem como prejudicar o andamento do 
experimento. 
✓ Trabalhe com seriedade, método e calma. 
 
 
Antes de começar a fazer os experimentos é necessário que você conheça os equipamentos 
e saiba utilizá-los da forma correta: 
 
a) Os diferentes equipamentos do laboratório. 
Para que os alunos possam se familiarizar com os equipamentos de laboratório, antes de iniciar sua 
manipulação é necessário que façam o reconhecimento dos principais equipamentos. Observe os 
equipamentos dispostos em sua bancada. 
 
b) Utilização da balança. 
A balança é um equipamento extremamente importante dentro do laboratório. Muitos experimentos 
dependem da exatidão com a qual a massa das substâncias é medida. Portanto aprender a 
 13 
manipular a balança corretamente é extremamente importante para todos os alunos. Para usar a 
balança: 
 
1º Verifique se a balança está com o nível posicionado corretamente. 
2º Verifique se a balança está ligada (tomada e botão on-off). 
3º Verifique se a balança está limpa, se não estiver comunique ao técnico. 
4º Se a balança estiver estabilizada e com a escala "zerada" coloque delicadamente o 
recipiente que será utilizado para a pesagem. 
5º Espere os números da escala estabilizar e, se necessário, desconte a massa do recipiente, 
apertando a tecla "Tara" (o desconto será automático). 
6º Espere novamente a estabilização da escala e se a escala estiver zerada, adicione 
cuidadosamente a substância a ser pesada de forma a não derrubar reagente sobre o prato 
ou outro qualquer parte da balança, se cair algum reagente fora do recipiente, chame o 
professor ou a técnica. 
7º Ao atingir a massa desejada, retire cuidadosamente o recipiente da balança, espere os 
números da escala estabilizar e aperte novamente a tecla "Tara". 
8º Nunca deixe a balança suja para o próximo grupo, nunca esqueça de retirar a "Tara" caso 
você a tenha usado. 
 
c) Manipulação da proveta, balões volumétricos e pipetas. 
Para se fazer a leitura de volumes em vidrarias, sempre deve-se observar o menisco inferior do 
líquido a ser medido. Observe a Figura 1. 
 
 
 
Figura 1 - Procedimento correto para leitura de volume nos equipamentos - observação do menisco inferior. 
 
 
- Utilizando a proveta: 
Para se medir um volume em uma proveta, basta colocar o líquido na mesma e obedecer a 
escala da vidraria, observando menisco para se fazer a medida corretamente. 
 
- Utilizando o balão volumétrico: 
Para se medir um volume em um balão volumétrico, basta colocar o líquido no mesmo até o 
traço de aferição (os balões volumétrico são instrumentos de medida precisos e medem um 
único volume). Observe a Figura 2. 
 
 14 
 
Figura 2 - Procedimento correto para leitura de volume em um balão volumétrico. 
 
- Utilizando pipetas: 
Para se encher uma pipeta (graduada ou volumétrica), coloca-se a ponta no líquido e faz-se a 
sucção através de uma pera de borracha ou um pipetador. Toma-se o cuidado de manter a 
ponta da pipeta sempre abaixo do nível do líquido. Caso contrário ao se fazer a sucção o líquido 
alcança o pipetador e isso pode estragá-lo. Durante a sucção fique atento para que o líquido 
não ultrapasse o volume total da pipeta atingindo o pipetador. Observe as Figuras 3 e 4. 
 
 
 
Pera de borracha 
 
 
Pipetador 
 
Sucção 
 
 
Escoamento 
 
Figura 3 - Pera e pipetador. Materiais para o uso das pipetas. 
 
 
 
Figura 4 - Detalhes sobre a leitura do menisco no uso das pipetas. 
 15 
A escolha da pipeta a ser usada (existem pipetas de 1, 2, 5 , 10, 20 mL...) se faz de acordo com o 
volume que se deseja medir. Você sempre deve escolher a pipeta do volume desejado ou 
imeditamente superior, ok? 
 
A diferença entre a pipeta graduada e a pipeta volumétrica é que a primeira mede volumes variados 
e a segunda mede um único volume, sendo a mais precisa. Mas a sucção se faz do mesmo jeito. 
 
Vale salientar que para se fazer qualquer transferência em laboratório, não importando se o 
material é sólido ou líquido, deve-se aproximar os frascos, sempre evitando que o material 
caia ou contamine a bancada. 
 
Bem, visto isto, agora é treinar! 
 
2. EXPERIMENTAL 
2.1 DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE SÓLIDOS - MÉTODO DA VARIAÇÃO DO VOLUME 
(V) (USANDO PROVETA) 
Material: Parafuso (aço) 
a) Pese o parafuso (seco) e anote a sua massa, em gramas (m). 
b) Coloque em uma proveta de 100 mL, EXATAMENTE 80 mL de água deionizada (V1). 
Coloque o parafuso dentro da proveta com água (com cuidado, para não quebrar a vidraria e para 
não saltar água, evitando a perda do líquido para o meio ou para a parte superior da proveta) e leia 
o novo volume (V2). (Observe o menisco inferior). 
c) Calcule a variação do volume (V = V2 - V1) e anote essa variação. 
d) Calcule a densidade do parafuso (d = m/V). 
 
Utilize a tabela abaixo para organizar seus dados. 
 
Material 
Massa 
(g) 
V1 
(só água) 
V2 
(água + parafuso) 
V 
(V2 - V1) 
Densidade 
(g/mL) 
Parafuso 
 
*Obs. Após medir o V, coloque um termômetro na proveta contendo a água e, quando a leitura da 
temperatura estabilizar (1 minuto), anote a temperatura do experimento. Não tire o termômetro da 
água para fazer a leitura (Toda medida de densidade deve ser feita com temperatura conhecida). 
 
 
 16 
Química Geral e dos Alimentos - Laboratório - Nutrição - Prof. Fernando Barcelos/Kirlene Fernandes 
 
PRÁTICA Nº 02: DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS 
 
1. INTRODUÇÃO 
Muitos estudantes pensam que a densidade é apenas o resultado de uma operação aritmética de 
divisão entre a massa e o volume de uma substância, mas esse conceito é muito mais amplo e está 
relacionado a outros, como compressão e empacotamento. Por exemplo, quanto maior for o 
empacotamento dos átomos, mais densa é a substância. Da mesma forma, quanto maior for a 
compressão sobre um objeto, maior será a sua densidade. Nesse trabalho serão abordados apenas 
os aspectos mais diretos e as técnicas de laboratório maiscomuns envolvidas na determinação da 
densidade de sólidos e líquidos, mas vale a pena buscar um detalhamento mais profundo sobre o 
conceito de densidade. 
 
2. OBJETIVO 
Conhecer diferentes métodos existentes para determinação da densidade de diferentes tipos de 
materiais e substâncias. 
 
3. EXPERIMENTAL 
3.1 DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE UM SÓLIDO - MÉTODO DA VARIAÇÃO DO VOLUME 
(V) (USANDO PROVETA) 
Material: Arroz (grão cru) 
a) Pese em um béquer, aproximadamente, 10 g do arroz (anote a massa exata - m). 
b) Coloque em uma proveta de 50 mL, EXATAMENTE 30 mL de água desionizada (V1). 
c) Transfira todo o sólido para a proveta com água (com cuidado, para não perder água e/ou grão). 
Certifique-se de que todo o sólido está submergido, e que não há bolhas de ar, e leia o novo volume 
(V2). (Observe o menisco inferior). 
d) Calcule a variação do volume (V = V2 - V1) e anote essa variação. 
e) Calcule a densidade do arroz (d = m/V). 
 
Utilize a tabela abaixo para organizar seus dados. 
 
Material 
Massa 
(g) 
V1 
(só água) 
V2 
(água + arroz) 
V 
(V2 - V1) 
Densidade 
(g/mL) 
ARROZ 
 
*Obs. Ao final, coloque um termômetro na proveta e, quando a leitura da temperatura estabilizar (1 minuto), 
anote a temperatura do experimento. Não tire o termômetro da água para fazer a leitura (Toda medida de 
densidade deve ser feita com temperatura conhecida). 
 
 
3.2 DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS (USANDO BALÃO VOLUMÉTRICO E 
VARIAÇÃO DA MASSA (m) 
Líquidos: Leite integral, Óleo vegetal e solução de cloreto de sódio (NaCl) 
a) Identifique e pese, na balança, três balões volumétricos de 25 mL (V), SECOS, e anote a massa 
de cada um, em gramas (m1). 
b) Coloque os líquidos em béqueres pequenos. 
b) Preencha os balões com cada líquido de teste até, aproximadamente, 1 cm abaixo da marca. 
c) Utilize uma pipeta de Pasteur para completar o volume EXATAMENTE até a marca do balão 
(observe o menisco inferior). 
d) Pese novamente, na balança, cada balão volumétrico contendo o líquido, e anote as massas, em 
gramas (m2). 
f) Calcule as massas dos líquidos (m = m2 - m1) e calcule a densidade de cada um (d = m/Vbalão). 
 
Utilize a tabela a seguir para organizar seus dados. 
 17 
 
Material 
Massa do 
balão (m1) 
(g) 
Massa do 
balão + líquido (m2) 
(g) 
m 
(m2 - m1) 
Densidade 
(g/mL) 
Leite Integral 
Óleo Vegetal 
Solução de NaCl 
 
______________________________________________________________________________ 
 
*Obs1: O leite é constituído principalmente por água, gordura, vitaminas, proteínas, enzimas, lactose e 
substâncias minerais (Tabela 1). A densidade do leite varia entre 1,023 g/mL e 1,040 g/mL (a 15ºC). 
 
A densidade do leite depende diretamente da matéria dissolvida e suspensa no volume pesquisado, isto é, 
do extrato seco desengordurado, gordura e água. Um leite com baixo teor em gordura apresenta maior 
densidade enquanto que uma amostra com alto teor de gordura mostra menor densidade. Por outro lado, 
uma amostra de leite com maior quantidade de água (como por exemplo, no caso de fraude por adição de 
água no leite) tem densidade menor do que a amostra normal. 
Tabela 1 - Composição média do leite de vaca 
Constituinte Teor (g.kg-1) Variação (g.kg-1) 
Água 873 855-887 
Lactose 46 38-53 
Gordura 39 24-55 
Proteínas 32,5 23-44 
Substâncias minerais 6,5 5,3-8,0 
Ácidos orgânicos 1,8 1,3-2,2 
Outros 1,4 - 
 
 
4. QUESTIONAMENTOS 
1) Pesquise sobre a densidade do grão de arroz e compare com o seu resultado. 
2) Como a densidade varia com a temperatura? Discuta e mostre graficamente. 
3) O que é e como funciona um densímetro? É possível usar o mesmo densímentro para qualquer 
líquido? 
4) Quem é mais densa: a água pura ou a água salgada? Por quê? 
5) O que é e como funciona um picnômetro e para que serve? 
6) Por que o óleo vegetal apresenta a menor densidade entre os líquidos testados? 
 
 18 
Química Geral e dos Alimentos - Laboratório - Nutrição - Profs Fernando Barcelos/Kirlene Fernandes 
 
PRÁTICA Nº 03: ÁCIDOS E BASES E ESTUDO DO pH E DOS INDICADORES 
 
1. INTRODUÇÃO 
Os ácidos e as bases são duas funções químicas consideradas opostas, pois suas propriedades 
costumam ser inversas. Por exemplo, se considerarmos alimentos presentes em nosso cotidiano, 
que são ácidos, veremos que o gosto deles, no geral, é azedo, como ocorre com o limão. Porém, 
alimentos que são básicos possuem gosto adstringente (que “amarra” a boca), como o de uma 
banana verde. 
 
A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que 
estabeleceu os ácidos como substâncias que, em solução aquosa, liberam H+, enquanto as bases 
(ou hidróxidos), também em solução aquosa, liberam OH-. 
 
É possível medir a concentração de hidrogênio iônico (H+) em uma solução aquosa a partir de uma 
escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial hidrogeniônico, ou simplesmente, 
escala de pH. Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro. Os valores menores 
que sete classificam a solução como ácida e os maiores que sete como alcalinos (bases). 
 
O aparelho usado para medição de pH é o pHmetro ou medidor de pH. É constituído basicamente 
por um eletrodo e um circuito potenciômetro. Ele mede as diferenças de potencial elétrico 
produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o resultado dentro da escala de 0 a 14. 
 
Para se ter uma ideia do pH de uma solução aquosa, usam-se substâncias indicadoras, os 
chamados indicadores, como a fenolftaleína, que são substâncias que, por suas propriedades 
físico-químicas, apresentam a capacidade de mudar de cor na presença de um ácido ou de uma 
base. Estes indicadores servem apenas para indicar se as soluções se encontram nessas faixas de 
pH, e não para identificar exatamente o pH da solução. 
 
 
TABELA 1 - Indicadores ácido-base e intervalos de pH nos quais ocorre variação de cor 
(“viragem”) 
INDICADOR 
INTERVALO DE pH PARA A 
MUDANÇA DE COR (“Viragem”) 
MUDANÇA DE COR 
CORRESPONDENTE 
Azul de timol 
1,2 - 2,8 Vermelho - Amarelo 
8,0 - 9,6 Amarelo - Azul 
Azul de bromofenol 3,0 - 4,6 Amarelo - Violeta 
Verde de bromocresol 4,0 - 5,6 Amarelo - Azul 
Fenolftaleína 8,0 Incolor - Rosa 
 
 
 
2. OBJETIVO 
Reconhecer substâncias com caráter ácido e básico, diferenciar o comportamento de ácidos e 
bases fortes quando comparados a ácidos e bases fracas; medir e observar o valor do pH de 
substâncias; comparar as soluções e verificar a cor característica do meio com diversos tipos de 
indicadores. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 19 
3. EXPERIMENTAL 
3.1 ÁCIDOS, BASES E INDICADORES 
3.1.1 Comparação entre pH de um ácido forte com um ácido fraco (na mesma concentração) 
 
A) Teste para ácido clorídrico (HCl): 
a) Numerar 4 tubos de ensaio. 
b) Adicionar 2 mL do ácido clorídrico em cada tubo. 
c) Seguindo a tabela abaixo adicionar 3 gotas de indicador em cada tubo, agitar e anotar a cor 
observada: 
Nº do Tubo HCl 0,1 mol/L e o indicador Cor observada 
01 Azul de timol 
02 Azul de bromofenol 
03 Verde de bromocresol 
04 Fenolftaleína 
 
 
B) Teste para ácido acético (H3CCOOH): 
a) Numerar 4 tubos de ensaio. 
b) Adicionar 2 mL do ácido acético em cada tubo. 
c) Seguindo a tabela abaixo adicionar 3 gotas de indicador em cada tubo, agite e anotar a cor 
observada: 
Nº do Tubo H3CCOOH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada 
05 Azul de timol 
06 Azul de bromofenol 
07 Verde de bromocresol 
08 Fenolftaleína 
 
 
3.1.2 Comparação entre pH de uma base forte com uma base fraca (na mesma concentração) 
A) Teste para o hidróxido de sódio (NaOH): 
a) Numerar 4 tubos de ensaio. 
b) Adicionar 2 mL de hidróxido de sódio em cada tubo. 
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 3 gotas de indicador em cada tubo, agite e anote a cor 
observada: 
Nº. do Tubo NaOH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada 
09 Azul de timol 
10 Azul de bromofenol 
11 Verde de bromocresol 
12 Fenolftaleína 
 
 
B) Teste para o hidróxido de amônio (NH4OH): 
a)Numerar 4 tubos de ensaio. 
b) Adicionar 2 mL de hidróxido de amônio em cada tubo. 
c) Seguindo a tabela abaixo adicionar de 3 gotas de indicador em cada tubo, agitar e anotar a cor 
observada: 
Nº do Tubo NH4OH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada 
13 Azul de timol 
14 Azul de bromofenol 
15 Verde de bromocresol 
16 Fenolftaleína 
 
 
 
 
 
 20 
3.2 USO DO PHMETRO E ESCALA DE PH 
3.2.1 Medidas de pH de diferentes materiais 
Inserir, aproximadamente, 25 mL de cada material em um béquer de 50 mL e medir o pH. 
Lavar o eletrodo e repetir o procedimento para os diferentes materiais. 
 
Nº Material pH medido 
1 Água 
2 Ácido clorídrico 
3 Ácido acético 
4 Hidróxido de sódio 
5 Hidróxido de amônio 
6 Coca-cola 
7 Guaraná 
8 Vinho 
9 Vinagre 
10 Suco de limão concentrado 
11 Café 
12 Leite 
13 Vitamina C (efervescente) 
14 Sal de frutas (sol. saturada) 
15 Sal de frutas (sol. diluída) 
 
 
4. QUESTIONAMENTOS 
1) Escreva, na forma de tabelas, todos os resultados encontrados nos experimentos. 
2) A partir dos indicadores utilizados, é possível determinar com exatidão o pH das soluções 
estudadas? Justifique a sua resposta. 
3) Qual a limitação do uso dos indicadores? 
4) Discuta os 15 valores de pH dos diferentes materiais. Por que deram abaixo de sete ou próximo 
a sete ou acima de sete. 
 
 21 
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PRÁTICA Nº 04: PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
1. INTRODUÇÃO 
Solução é uma mistura homogênea constituída por duas ou mais substâncias numa só fase. As 
soluções são formadas por um solvente (geralmente o componente em maior quantidade) e um ou 
mais solutos (geralmente componente em menor quantidade). 
 
As substâncias químicas presentes nos organismos de animais e vegetais estão dissolvidas em 
água constituindo soluções. No cotidiano a maioria das soluções é líquida. 
 
As propriedades físicas e químicas de uma mesma solução são constantes em toda sua extensão, 
todavia dependem da composição, que pode variar de solução para solução. 
 
2. OBJETIVOS 
Compreender a natureza e a importância das soluções e preparar diferentes soluções para uso em 
outras práticas. 
 
3. EXPERIMENTAL 
3.1 PREPARO DE 100 mL DE SOLUÇÃO 0,05 mol/L DE SULFATO DE COBRE II 
PENTAIDRATADO (CuSO4.5H2O) 
a) Calcular a quantidade de massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 100 mL de uma 
solução 0,05 mol/L. 
b) Pesar a massa calculada em um béquer de 50 mL. 
c) Anotar exatamente o peso observado na balança. 
d) Solubilizar o CuSO4.5H2O ainda no béquer e transferir, com o auxílio de funil de vidro e bastão 
de vidro, a solução para o balão volumétrico de 100 mL. 
e) Lavar várias vezes o béquer com água deionizada (transferência quantitativa), inserindo essa 
água no balão volumétrico. 
f) Completar, cuidadosamente, o volume do balão volumétrico para 100 mL, adicionando água até 
o traço de aferição. Feche o balão e o agite para homogeneizar a solução. 
A figura abaixo, auxilia o entendimento do experimento. 
 
 
 
3.2 PREPARO DE 100 mL DE SOLUÇÃO 0,01 mol/L DE SULFATO DE COBRE II 
PENTAIDRATADO - A PARTIR DA SOLUÇÃO 0,05 mol/L (CÁLCULO DE DILUIÇÃO DE 
SOLUÇÃO) 
a) Calcular o volume da solução de sulfato de cobre II pentaidratado necessário para preparar 100 
mL de uma solução 0,01 mol/L. 
b) Com o auxílio de uma pipeta volumétrica, transferir o volume calculado para um balão volumétrico 
de 100 mL. 
c) Completar, cuidadosamente, o volume para 100 mL utilizando água deionizada até o traço de 
aferição. Feche o balão e agite para homogeneizar a solução. 
A figura a seguir, auxilia o entendimento do experimento. 
 22 
 
 
3.3 PREPARO DE 250 mL DE SOLUÇÃO 0,1 mol/L DE HIDRÓXIDO DE SÓDIO (NaOH) 
a) Calcular a quantidade de massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,1 
mol/L. 
b) Pesar, rapidamente, a massa calculada em um béquer de 50 mL. 
c) Anotar exatamente a massa observado na balança. 
d) Solubilizar o NaOH ainda no béquer e transferir, com o auxílio de funil de vidro e bastão de vidro, 
a solução para o balão volumétrico de 250 mL. 
e) Lavar várias vezes o béquer com água deionizada (transferência quantitativa) e inserir essa água 
no balão volumétrico de 250 mL. 
f) Completar, cuidadosamente, o volume para 250 mL com água deionizada até o traço de aferição. 
Feche o balão e agite para homogeneizar a solução. 
 
 
4. QUESTIONAMENTOS 
1) Escreva todos os cálculos envolvidos no preparo das soluções dos tópicos 3.1, 3.2 e 3.3. 
2) Acidentalmente, durante a preparação de uma solução, a quantidade de água inserida no balão 
volumétrico ultrapassa a marca de aferição. O que deve ser feito? Justifique. 
3) Qual é a função da vidraria balão volumétrico? 
 
 
 23 
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PRÁTICA Nº 05: INTERAÇÕES INTERMOLECULARES E SEUS EFEITOS NA 
SOLUBILIDADE/MISCIBILIDADE DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS 
 
1. INTRODUÇÃO 
A solubilidade (ou miscibilidade) entre duas substâncias é, geralmente, determinada pelas 
interações (forças) intermoleculares. A frase “semelhante dissolve semelhante” revela a ideia geral 
da solubilidade, onde substâncias polares possuem interações intermoleculares diferentes das 
substâncias apolares, não se misturando, portanto. Esse tipo de propriedade irá também influenciar 
as propriedades como ponto de fusão, ponto de ebulição e, em parte, a densidade, dos compostos 
orgânicos. 
 
Estas interações são classificadas como ligação (ou ponte) de hidrogênio (mais forte - moléculas 
polares), dipolo-dipolo e dispersão de London (mais fraca - moléculas apolares), conforme a 
natureza dos átomos responsáveis pela formação dos polos. 
 
2. OBJETIVO 
Verificar o efeito da estrutura molecular e da polaridade/Forças intermoleculares dos compostos 
orgânicos no comportamento da solubilização/miscibilização das substâncias. 
 
3. EXPERIMENTAL 
Realize os testes em tubos de ensaio numerados. 
a) Numere dois tubos de ensaio (1 e 2) e adicione aos tubos uma pequena quantidade (“ponta de 
espátula”) de sulfato de cobre (CuSO4). Em seguida, adicione ao tubo 1 2 mL de água e ao tubo 
2 2 mL de etanol. Agite e observe. Anote a solubilidade do CuSO4 em ambos os solventes. 
b) Numere dois tubos de ensaio (3 e 4) e adicione 2 mL de éter etílico em cada um. Em seguida, 
ao tubo 3 adicione 1 mL de água e ao tubo 4 1 mL de hexano. Agite e observe. Anote a 
miscibilidade das substâncias e discuta as interações intermoleculares e a densidade. 
c) Numere dois tubos de ensaio (5 e 6) e adicione 2 mL de benzeno em cada um. Em seguida, 
adicione ao tubo 5 1 mL de água e ao tubo 6 2 mL de hexano. Agite e observe. Anote a 
miscibilidade das substâncias e discuta as interações intermoleculares e a densidade. 
d) Numere dois tubos de ensaio (7 e 8) e adicione em cada tubo 1 mL de água. Em seguida, 
adicione ao tubo 7 2 mL de etanol e ao tubo 8 2 mL de butanol. Agite e observe. Anote a 
miscibilidade das substâncias e discuta as interações intermoleculares e a densidade. 
e) Numere dois tubos de ensaio (9 e 10) e adicione em cada tubo 3 mL de água. Em seguida, 
adicione ao tubo 9 1 mL de ácido acético e ao tubo 10 1 mL de ácido oleico. Agite e observe. 
Anote a miscibilidade e discuta as interações intermoleculares e a densidade. 
f) Ao tubo 10 adicione 2 mL de detergente. Agite e observe. Anote a miscibilidade. Interprete os 
resultados. 
g) Numere um tubo de ensaio (11) e adicione 2 mL de água. Em seguida, adicione 2 mL de 
clorofórmio. Agite e observe. Anote a miscibilidade das substâncias e discuta as interações 
intermoleculares e a densidade. 
h) Ao tubo 11 adicione um pequeno pedaço (“bolinha”) de iodo sólido. Agite e observe. Anote a 
solubilidade do iodo e interprete os resultados. 
i) Numere um tubo de ensaio (12) e adicione 2 mL de água. Em seguida, adicione 3 mL de acetona. 
Agite e observe. Anote a miscibilidade das substâncias. 
j) Ao tubo 12 adicione uma espátula de cloretode sódio (NaCl). Agite e observe. Anote a 
solubilidade do NaCl, a miscibilidade das substâncias e interprete os resultados. 
 
 
 
 24 
4. ESTRUTURA E DENSIDADE DAS MOLÉCULAS UTILIZADAS NO EXPERIMENTO 
 
 
H
O
H
 
ÁGUA 
(d = 1,0 g/mL) 
OH
 
ETANOL 
(Álcool etílico) 
(d = 0,79 g/mL) 
O
 
ÉTER ETÍLICO 
(d = 0,71 g/mL) 
 
HEXANO 
(d = 0,65 g/mL) 
 
 
BENZENO 
(d = 0,88 g/mL) 
OH 
BUTANOL 
(Álcool butílico) 
(d = 0,81 g/mL) 
OH
O
 
ÁCIDO ACÉTICO 
(d = 1,0 g/mL) 
 
OH
O
9
10
1
18
 
ÁCIDO OLEICO 
(d = 0,90 g/mL) 
 
SO3
-
Na
+
1
12
 
DETERGENTE 
(Dodecil benzeno sulfonato de sódio - “DBS”) 
 
Cl Cl
H
Cl
 
CLOROFÓRMIO 
(d = 1,49 g/mL) 
I I
 
IODO 
(sólido) 
O
 
ACETONA 
(d = 0,78 g/mL) 
 
Obs. 1: O sulfato de cobre e o cloreto de sódio (tubos 1, 2 e 12) são compostos iônicos e, deste 
modo, não apresentam fórmulas estruturais e sim fórmulas iônicas ([Cu2+] [SO42-] e [Na+] [Cl-]). 
Obs. 2: A interação que ocorre entre um composto iônico e a água é chamada de interação “íon-
dipolo”. É uma interação forte (mais forte que a ligação de Hidrogênio), mas não é considerada uma 
“força intermolecular”, pois envolve composto iônico. 
 
 
5. QUESTIONAMENTOS 
1) Escreva todas as interações intermoleculares que ocorreram em cada tubo de ensaio, justificando 
os resultados observados. 
2) Para os líquidos imiscíveis entre si, discuta as densidades. 
 
 
 25 
Química Geral e dos Alimentos - Laboratório - Nutrição - Prof. Fernando Barcelos 
 
PRÁTICA Nº 06: ANÁLISE VOLUMÉTRICA - DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ 
 
PRÁTICA Nº 05: ANÁLISE VOLUMÉTRICA - DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ 
 
1. INTRODUÇÃO 
A reação entre um ácido forte e uma base forte pode ser representada pela equação a seguir: 
 
HaX + M(OH)b MaXb + H2O 
 
Conhecendo a concentração da base, pode-se determinar a concentração do ácido, ou vice-versa. 
Isto é feito adicionando uma das soluções à outra por intermédio de uma bureta, bastando, então, 
determinar, por meio de um indicador ácido-base conveniente, o ponto final da reação que, 
teoricamente, é aquele em que a solução se torna neutra, isto é, pH = 7, a 25 C. 
 
Na realidade, não é necessário usar um indicador que mude de cor exatamente em pH = 7, já que 
uma das características da neutralização de um ácido forte por uma base forte, ou vice-versa, é que 
o pH muda abruptamente, quando faltam apenas gotas para atingir o ponto estequiométrico teórico. 
Isto quer dizer que se pode usar uma gama de indicadores que mudam de cor, nos intervalos de 
pH = 4 a pH = 10, sem se cometer um erro significativo. 
 
O ponto de viragem da cor é denominado “ponto final da titulação” (P.F.T.), que não coincide 
exatamente com o ponto final teórico ou ponto estequiométrico, mas, como já se mencionou, o erro 
será insignificante. 
 
A técnica de titulação é utilizada para inúmeras análises químicas, sendo usada, por exemplo, para 
a determinação da acidez do leite e de produtos lácteos, além da determinação da acidez do 
vinagre, do azeite e demais óleos vegetais. 
 
2. OBJETIVOS 
Mostrar que, por intermédio de uma solução de base forte, de concentração conhecida, é possível 
determinar a concentração de uma solução do ácido forte, ou vice-versa. 
Determinar o teor de ácido acético em uma amostra de vinagre e a concentração desconhecida de 
uma solução de HCl. 
Mostrar como se reconhece o ponto final de uma reação de neutralização ácido-base por meio de 
um indicador. 
Aprender a utilizar a vidraria bureta. 
 
3. EXPERIMENTAL 
3.1 DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DA SOLUÇÃO DE ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl) 
Serão realizadas titulações de uma solução de ácido clorídrico (HCl), de concentração 
desconhecida, por intermédio de uma solução 0,1 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH), previamente 
preparada e padronizada, usando azul de bromotimol e fenolftaleína como indicadores. Os 
indicadores apresentam as seguintes características: 
 
AZUL DE BROMOTIMOL FENOLFTALEÍNA 
Faixa de viragem: pH = 6,2 - 7,6 Faixa de viragem: pH = 8,0 - 10,0 
Em meio ácido: Cor amarela Em meio ácido: Incolor 
Em meio neutro: Cor verde Em meio neutro: Incolor 
Em meio básico: Cor azul Em meio básico: Cor rosa a carmim 
 
Esta parte do procedimento será dividida pelos dois colegas: o 1º aluno cuidará da bureta com a 
solução padrão de NaOH (01, mol/L). Já o 2º aluno cuidará da amostra a ser titulada. 
1º ALUNO: Prepare da bureta, que consiste em: 
a) Fazer ambiente. 
b) Encher a bureta. 
c) Retirar o “ar” (bolhas) da bureta. 
 26 
d) Zerar a bureta. 
Sempre utilizando a solução padrão de NaOH (01, mol/L). 
 
2º ALUNO: Preparar a amostra (em dois erlenmeyers) 
a) Pipetar 10,0 mL da solução de HCl, de concentração desconhecida, usando pipeta volumétrica, 
transferindo para um erlenmeyer de 250 mL. 
b) Adicionar 2 gotas de solução indicadora de azul de bromotimol ou fenolftaleína. 
 
TITULAÇÃO: 
a) Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o erlenmeyer 
durante a titulação) até a mudança de cor do indicador (azul de bromotimol: amarelo para 
verde/azul. fenolftaleína: incolor para róseo). 
b) Anotar o volume consumido de NaOH (bureta). 
c) Repetir a titulação. 
fd Calcular a concentração da solução de HCl. 
 
 
- CÁLCULOS: 
M1.V1 = M2.V2 , no qual: 
M1 = Molaridade do NaOH (Conc. real conhecida - padronizada); 
V1 = Volume de NaOH gasto - bureta (litros ou mililitros); 
M2 = Molaridade da solução de HCl (a ser calculada); 
V2 = Volume da solução de de HCl (em litros ou mililitros) (pipeta volumétrica usada - 10 mL). 
 
 
 
 
3.2 DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁCIDO ACÉTICO (H3CCOOH) NO VINAGRE COMERCIAL 
a) Pipetar 10,0 mL da solução de vinagre transferindo para um erlenmeyer de 250 mL. 
(Esta solução foi preparada utilizando 25,0 mL de vinagre comercial para um volume de 500 mL de 
solução). 
b) Adicionar 2 gotas de solução indicadora de fenolftaleína ou azul de bromotimol. 
c) Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o erlenmeyer 
durante a titulação) até a mudança de cor do indicador. 
d) Anotar o volume consumido de NaOH (bureta). 
e) Repetir a titulação. 
f) Calcular o teor (% m/v) de ácido acético no vinagre. 
 
 
 27 
- CÁLCULOS: 
A) Cálculo da massa de ácido acético na alíquota 
M1.V1 = m/MM , no qual: 
M1 = Molaridade do NaOH (Conc. Real); 
V1 = Volume de NaOH gasto - bureta (litros); 
m = massa de ácido acético a ser determinada; 
MM = Massa Molar do ácido acético (H3CCOOH - MM = 60 g/mol). 
B) Cálculo da determinação do teor de ácido acético no vinagre (%m/v) 
 
 m (gramas) _______ 10 mL (alíquota) 
 x _______ 500 mL (volume do balão) 
 x = “y” gramas (massa de ácido acético no balão) 
 
Mas foram usados 25 mL de vinagre. Logo, para achar o teor percentual (% m/v): 
 
 “y” (gramas) _______ 25 mL 
 teor _______ 100 mL 
 teor = “xx” g/100 mL = “xx”% (m/v) 
 
 
4. QUESTIONAMENTOS 
1) O que é titulação? 
2) Qual é a concentração, em mol/L, da solução de HCl analisada na aula prática? Escreva todos 
os cálculos utilizados. 
3) Qual o teor de ácido acético (%m/v) do vinagre, encontrado na aula prática? Escreva todos os 
cálculos utilizados. Este valor está de acordo com o rótulo? 
4) Quais são os principais erros que podem acontecer em uma técnica de titulação? 
 
 
 
 
 
 
 28 
BIBLIOGRAFIA RECOMENDADA 
 
BROWN, THEODORE L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2012. 972 p. 
(e edições anteriores). 
 
BRADY, J. E.; SENESE, F. Química: a matéria e suas transformações. Volume 1. 5. ed. Rio de 
Janeiro: LTC, 2011. 569 p. (e edições anteriores). 
 
KOTZ, J.C.; TREIC HEL, P. Química Geral e Reações Químicas. Volume 1. 6. ed. São Paulo: 
Cengage Learning, 2010. (e edições anteriores). 
 
BARBOSA, LUIZ C LAUDIO DE ALMEIDA.Química Orgânica: uma introdução para as ciências 
agrárias e biológicas. Viçosa: UFV, 2000 354 p. 
 
DAMODARAN, Srinivasan; PARKIN, Kirk L.; FENNEMA, Owen R. (Org.). Química de alimentos de 
Fennema. 4. ed. Porto Alegre, RS: Artmed, 2010. 900 p. 
 
ENGEL, Randall G. et al. Química Orgânica Experimental: técnicas de escala pequena. 3. ed. São 
Paulo, SP: Cengage Learning, 2013. xxiii, 1010. (e outras edições). 
 
RUSSELL, JOHN B. Química geral. Volume 2. 2.ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 2010. (e 
edições anteriores). 
 
SAC KHEIM, GEORGE I.; LEHMAN, DENNIS D. Química e Bioquímica para Ciências Biomédicas. 
8. ed. Barueri, SP: Manole, 2001. 644 p. 
 
UCKO, DAVID A. Química para as Ciências da Saúde: uma introdução à química geral orgânica e 
biológica. 2 ed. São Paulo, SP. Manole, 1992. 646 p. 
 
MOTHEO, Artur de Jesus et al. Experimentos de química geral. São Carlos, SP: IQSC/USP, 2006. 
99 p. 
 
TRINDADE, Diamantino Fernandes. Química básica experimental. 2. ed. São Paulo: Ícone, 2003. 
 
 
 
SITES PARA PESQUISA 
 
- www.brasilescola.com/quimica 
- www.iq.ufrgs.br/ead/quimicageral 
- Laboratório Virtual USP 
- AllChemy - USP 
- quimica.ufsc.br 
- CHEMFINDER 
- NAEQ - Núcleo de Apoio ao Ensino de Química 
- ChemKeys Português 
 
 
 
 
_______________________________________________________________________FIM!!! 
http://www.brasilescola.com/quimica/
http://www.iq.ufrgs.br/ead/quimicageral/
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