Apostila Tecnicas de Laboratorio

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Faculdade de Tecnologia SENAI Roberto Mange 
Curso de Tecnologia em Processos Químicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila das Aulas Práticas de 
Técnicas de Laboratório 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Dr. Fernando Afonso 
 
 
 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 2 
 
AULA No 01 
 
 
Título: Segurança em Laboratório de Química 
 
 
 O trabalho em laboratório de Química tem como principais objetivos à aquisição de 
conhecimentos fundamentais sobre as operações práticas e o relacionamento das 
experiências com os conceitos teóricos. 
 As experiências de laboratório, além de estimularem a curiosidade e 
desenvolverem as habilidades de observação, registro e interpretação de dados, 
oferecem a oportunidade de um bom treinamento na manipulação de diversos materiais e 
aparelhagens. 
 O sucesso de uma experiência está diretamente relacionado com o interesse, 
organização e cuidado na sua execução. Assim, o respeito às normas de segurança é 
fundamental para se evitar acidentes, devido aos riscos inerentes aos trabalhos 
desenvolvidos. 
 Entre os riscos mais comuns, destacam-se os seguintes: 
 - manipulação de substâncias tóxicas, corrosivas, inflamáveis e explosivas; 
 - manuseio de material de vidro; 
 - uso do fogo e da eletricidade. 
 
1. RISCOS QUÍMICOS 
 
 Os agentes químicos podem ser introduzidos no organismo humano por três vias: 
inalação, absorção cutânea e ingestão. Dentre elas, a inalação constitui a principal via de 
intoxicação devido à facilidade de disseminação da substância dos pulmões para o 
sangue e daí para as diversas partes do corpo. 
 O dano causado por uma substância específica depende: do tempo de exposição, 
da concentração, das características físico-químicas do composto e da suscetibilidade 
pessoal. 
 
 
1.1 Utilização de substâncias corrosivas 
 
 Entre os principais agentes corrosivos encontrados nos laboratórios químicos 
destacamos os ácidos, as bases e os halogênios. Muitos deles provocam sérias 
 
 
 
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queimaduras e devem ser manipulados cuidadosamente, evitando-se seu contato com a 
pele e mucosas. 
 No caso de acidentes com esses produtos, deve-se conhecer a natureza química 
das substâncias para se executar corretamente os primeiros socorros. 
 
Como proceder no caso de acidentes com: 
 
a) Ácidos: (H2SO4, HCl, HNO3, etc) Deve-se lavar, imediatamente, com muita água, 
depois neutralizar com solução alcalina diluída (geralmente solução aquosa de 
bicarbonato de sódio a 1%) e novamente com água. 
 
b) Bases: (NaOH, KOH, NH4OH, etc...) Deve-se lavar, imediatamente, com bastante 
água, neutralizar com solução ácida diluída (geralmente solução aquosa de ácido 
acético a 1%) e novamente com água. 
 
c) Sódio: (Na) Deve-se remover qualquer resíduo de sódio e depois proceder como 
para as bases. 
 
d) Bromo: (Br2) O bromo é um líquido castanho-avermelhado muito volátil, sendo os 
seus vapores bastante tóxicos. No caso de acidentes, deve-se lavar imediatamente 
com muita água, secar e aplicar glicerina. 
 
 Obs.: Nos casos de queimaduras leves, após os procedimentos descritos, se 
necessário, aplicar pomada para queimadura. Em casos graves, procurar auxílio médico. 
 
 
1.2 Utilização de substâncias inflamáveis 
 
 Uma das principais causas de incêndios nos laboratórios relaciona-se com a 
manipulação incorreta de líquidos inflamáveis. 
 Os líquidos inflamáveis mais comuns em laboratórios de química são: acetato de 
etila, acetona, benzeno, ciclo-hexano, dissulfeto de carbono, etanol, éter de petróleo, éter 
etílico, hexano, metanol. 
 Estes reagentes devem ser manipulados longe das chamas. Além disso, deve-se 
evitar que seus vapores sejam liberados para o ambiente do laboratório. 
 
 
 
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 No caso de incêndios pode ser extinto colocando-se um pano molhado sobre a 
chama. Nos casos mais graves, usar areia seca ou extintores de incêndio. 
 
 
2. NORMAS GERAIS DE SEGURANÇA 
 
 O laboratório é um lugar de trabalho sério. Portanto, trabalhe com atenção, método 
e calma. 
 Prepare-se para realizar cada experiência, lendo antes o roteiro e os conceitos 
referentes ao respectivo experimento. Veja, também, as precauções a serem tomadas 
principalmente referentes ao manuseio dos produtos químicos em questão. 
 Respeite rigorosamente as precauções recomendadas e consulte o seu professor 
cada vez que notar algo anormal ou imprevisto. 
 
Regras gerais: 
 
a) Não fumar no laboratório. 
b) Usar jaleco (avental) abotoado, sapatos fechados, calça comprida e cabelos presos. 
c) Não usar lentes de contato. 
d) Não provar nem cheirar produtos químicos. 
e) Não levar as mãos à boca ou aos olhos quando estiver manuseando produtos 
químicos. 
f) Não usar reagentes sem rótulos. 
g) Ao manipular produtos químicos evitar a contaminação dos mesmos utilizando material 
limpo e seco para retirá-lo dos recipientes. 
h) Antes de iniciar experimentos que envolvam produtos químicos verificar a toxicidade e 
inflamabilidade dos mesmos, pois líquidos voláteis tóxicos ou corrosivos devem ser 
manipulados em capela de exaustão. 
i) No preparo de soluções aquosas de ácidos e bases fortes adicionar o ácido ou a base 
sobre a água, lentamente, com agitação e resfriamento externo, devido à liberação de 
calor. 
j) Nunca usar chama direta para aquecer líquidos inflamáveis e, quando utilizá-la, verificar 
se não há líquidos inflamáveis por perto. 
k) Não trabalhar com vidro trincado ou quebrado. 
l) Ao introduzir tubos de vidro ou termômetro em rolhas, lubrificar o vidro com vaselina e 
proteger a mão com luvas grossas ou toalhas. 
 
 
 
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m) Quando aquecer substâncias em tubo de ensaio nunca deixar a boca do mesmo 
voltada para si ou para os colegas. 
n) Evitar brincadeiras que possam comprometer a segurança dos colegas. 
o) Ao terminar seu trabalho verificar se a água e o gás estão fechados e a bancada limpa. 
Lavar bem as mãos e os braços após as aulas. 
 A seguir relacionamos algumas substâncias tóxicas e/ou corrosivas e a maneira 
correta de manipulá-las. Você deverá consultar esta lista em todas as aulas práticas antes 
de iniciar seu experimento. 
 
3. SUBSTÂNCIAS TÓXICAS E/OU CORROSIVAS COMUMENTE ENCONTRADAS EM 
LABORATÓRIOS DE QUÍMICA 
 
1) Ácido Acético Glacial: Libera vapores irritantes. Manipular em capela. 
2) Ácido Clorídrico: Libera vapores corrosivos. Manusear em capela. 
3) Ácido Fórmico: Produz queimaduras. Trabalhar com luvas. 
4) Ácido Nítrico concentrado: Libera vapores corrosivos. Trabalhar em capela. 
5) Ácido Nítrico fumegante: Consiste de ácido nítrico a 95% e contém óxidos de 
nitrogênio; seus vapores são corrosivos e sufocantes. Trabalhar em capela. 
6) Ácido Sulfúrico concentrado: Provoca sérias queimaduras. Trabalhar com luvas. 
7) Ácido Sulfúrico fumegante: Extremamente corrosivo e possui odor irritante de SO3. 
Trabalhar em capela utilizando luvas. 
8) Amônia: Gás incolor, corrosivo e tóxico possui odor irritante. Inalação de vapores 
concentrados provoca asfixia. Trabalhar em capela de exaustão. 
9) Anidrido Acético: Líquido com odor acético bastante acentuado; produz irritação e 
queimadura na pele. Trabalhar em local arejado. 
10) Bromo: Líquido volátil, extremamente corrosivo e irritante, ataca rapidamente os 
tecidos orgânicos provocando sérias queimaduras. Seus vapores podem ocasionar danos 
nas vias respiratórias. Trabalhar em capela, usar luvas e manter uma cuba contendo 
hidróxido de amônio ou hidróxido de sódio a 10% nas proximidades. 
11) Hidróxido de Amônio: Consiste em uma solução aquosa de amônia a 28%. Líquido 
de odor irritante. Trabalhar em capela de exaustão. 
12) Iodo: Sólido facilmente sublimável, seus vapores são bastante tóxicos e corrosivos. 
Trabalhar em capela e usar luvas. 
13) Hidróxido de Sódio ou potássio: Altamente corrosivo, evitar contato com a pele e 
olhos. 
14) Ácido Bórico: Pode ocasionar envenenamentofatal se absorvido por ferimento da 
 
 
 
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pele. 
15) Ácido Cianídrico: Gás incolor altamente venenoso; dose concentrada pode ser fatal 
em poucos minutos. Trabalhar em capela eficiente. Nitrito de sódio e Tiossulfato são 
usados como antídoto. 
16) Anilina: Líquido altamente venenoso e cancerígeno, pode causar intoxicação. 
17) Benzeno: Líquido inflamável, venenoso, cancerígeno, pode causar intoxicação, por 
inalação, ingestão ou absorção cutânea. Trabalhar em capela e evitar contato com a pele. 
18) 1-Butanol: Seus vapores causam irritação nas mucosas e dores de cabeça. Trabalhar 
em local arejado. 
19) Cianeto de Sódio: Fatal em pequenas concentrações. Trabalhar em capela eficiente, 
com luvas e tendo por perto solução de NaOH a 10%. 
20) Ciclohexano: Líquido inflamável, irritante e narcótico. Trabalhar em local arejado. 
21) Clorofórmio: Líquido volátil, hepatotóxico, cancerígeno. Trabalhar em capela de 
exaustão. 
22) Dicromato de Potássio: Venenoso, corrosivo; evitar contato com a pele. 
23) Diclorometano: narcótico em altas concentrações. 
24) Éteres: Éter etílico, éter isopropílico, tetrahidrofurano, dioxano. Além de serem 
altamente inflamáveis, os éteres podem também absorver e reagir com o oxigênio quando 
estocados por longo tempo, para formar peróxidos altamente explosivos. Fazer teste para 
peróxido antes de utilizar. 
25) Éter de Petróleo: Libera vapores tóxicos que provocam desde dores de cabeça até 
coma. Trabalhar em local arejado e longe de chamas. 
26) Fenil-hidrazina: Altamente venenosa. Doses fatais podem ser absorvidas pela pele. 
Trabalhar em capela de exaustão e utilizar luvas. 
27) Fenol: Sólido venenoso e corrosivo; pode causar intoxicação fatal por ingestão, 
inalação ou absorção pela pele. Trabalhar em capela. 
28) Formaldeído (Formol): Líquido venenoso, com odor irritante. 
29) Metanol: Venenoso e inflamável, pode causar intoxicação fatal por ingestão, inalação 
ou absorção cutânea; exposição prolongada pode ocasionar cegueira. Trabalhar em 
capela de exaustão e evitar contato com a pele. 
30) Propanona: Líquido volátil e inflamável, inalação prolongada pode ocasionar irritação 
brônquica e narcose. Trabalhar em local arejado. 
31) Tetracloreto de Carbono: Produz envenenamento, às vezes fatal, por inalação, 
ingestão ou absorção cutânea. Trabalhar em capela de exaustão usando luvas. 
32) Tolueno: Líquido inflamável, menos tóxico que o benzeno, em altas concentrações 
 
 
 
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pode ser narcótico. 
33) Acetato de Etila: Líquido inflamável e volátil; inalação prolongada causa danos renais 
e hepáticos. Trabalhar em local arejado 
 
 
PRIMEIROS SOCORROS 
 
01 – CAIXA DE PRIMEIROS SOCORROS 
 
- atadura - ácido bórico 
- gaze - bicarbonato de sódio em pó 
- algodão - pomada para queimaduras (FURACIN) 
- esparadrapo - pomada para contusões 
- curativo - leite de magnésia 
- tesoura - unguento de picrato de butesin 
- papel absorvente - óleo de rícino 
 
 
 
Frascos contendo: 
- ácido acético1% (vinagre) 
- ácido bórico 1% 
- solução saturada de bicarbonato de sódio 
- álcool etílico 
- glicerina 
- éter de petróleo (P.E. 80 - 100 ºC) 
- óleo de rícino 
- água oxigenada 
- anti-séptico 
 
 
02 - ACESSÓRIOS E EQUIPAMENTOS DE PROTEÇÃO COLETIVOS (EPCS) 
OBRIGATORIOS EM QUALQUER LABORATÓRIO. 
 
a) Extintores de incêndio: normalmente se usa o de CO2. 
 
b) Chuveiro e lava-olhos. 
 
c) Manta de asbesto (ou Manta comum): para envolver pessoas quando o fogo for 
provocado por líquidos imiscíveis em água. 
 
d) Areia: para cobrir substâncias combustíveis. 
 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS 
 
1. QUEIMADURAS 
 
1.1. POR CHAMA E OBJETOS QUENTES 
 
 
 
 
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Queimaduras leves: aplicar pomada de FURACIN. 
 
Queimaduras mais graves nas quais a pele fica empolada: aplicar imediatamente, uma 
solução a 1% de bicarbonato de sódio. Procurar rapidamente um médico. 
 
 
2. PRODUTOS QUÍMICOS 
 
2.1. ÁCIDOS SOBRE A PELE 
 
Lave imediatamente com bastante água e, a seguir, lave com solução saturada de 
bicarbonato de sódio e, finalmente, com água. No caso do ácido sulfúrico, absorve-lo 
primeiramente com algodão ou papel absorvente. Vestimentas atingidas devem ser 
rapidamente tiradas. 
Para casos mais graves, proceda a aplicação citada e procure um médico. 
 
2.2. ÁLCALIS SOBRE A PELE 
 
Lave imediatamente com bastante água, a seguir com ácido acético e, finalmente, 
com água. Para uma queimadura mais grave proceda aplicações citadas e procure um 
médico. 
 
2.3. SÓDIO SOBRE A PELE 
 
Lave bem com água e em seguida com ácido acético a 1% e finalmente, aplique 
ungüento de picrato de butesin. 
 
2.4. SUBSTÂNCIAS ORGÂNICAS SOBRE A PELE 
 
Lave bem com álcool e, a seguir, com sabão e água. 
 
 
3. CORTES 
 
 Caso o corte não seja muito grande, deixe sangrar por alguns segundos, verifique 
se não permaneceu nenhum pedaço de vidro e, então, aplique anti-séptico e depois 
atadura. 
 Para cortes mais sérios, lave com um desinfetante e procure estancar o sangue 
aplicando pressão imediatamente acima do corte. A pressão contínua não deve ser 
mantida por mais de cinco minutos. Procure imediatamente cuidado médico. 
 
 
4. ACIDENTES COM OS OLHOS 
 
Em todos os casos, o paciente deve procurar cuidado médico. 
 
 
4.1. ÁCIDO NOS OLHOS 
 
Se o ácido for diluído, lave os olhos repetidamente com solução de bicarbonato de 
sódio a 1%. 
 
 
 
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Se o ácido for concentrado, primeiramente lave com água em abundância e, a seguir, 
continue a lavar com solução de bicarbonato de sódio. 
 
 
4.2. ÁLCALI CÁUSTICO NOS OLHOS 
 
Proceda como anteriormente, só que usando uma solução de ácido bórico. 
 
 
4.3. BROMO NOS OLHOS 
 
Lave bem com água e, a seguir, imediatamente com solução a 1% de bicarbonato de 
sódio. 
 
4.4. VIDRO NOS OLHOS 
 
Remova os pedaços maiores suavemente com pinças ou lavagens com água. Chame 
o médico imediatamente. 
A dor que pode se seguir a acidentes nos olhos, pode ser aliviada colocando-se uma 
gota de óleo de rícino no canto dos olhos. 
 
 
5. INCÊNDIOS 
 
 
5.1. FOGO NA ROUPA 
 
Evite que a pessoa corra e aumente a chama. Envolva-a com uma manta até que o 
fogo apague. 
 
5.2. FOGO EM REAGENTES 
 
Feche todos os bicos de gás e desligue todas as chapas de aquecimento elétrico. 
Remova tudo que possa pegar fogo. O controle do fogo depende de sua intensidade e 
tipo. 
Um pequeno incêndio (por exemplo, um líquido num béquer ou balão ou um banho de 
óleo) pode ser geralmente extinto, cobrindo-se o recipiente aberto com um pedaço de 
pano limpo e úmido. Comumente, o fogo se extingue pela falta de oxigênio. Se 
necessário, utilize extintores de incêndio. 
O laboratório deve ser ventilado imediatamente após a extinção do fogo, a fim de 
dispensar os vapores de fosgênio altamente venenosos que sempre se formam. 
Para fogo em óleo (ou solventes orgânicos) não use água, visto que ela somente 
espalhará o fogo. Uma mistura de areia e bicarbonato de sódio é bastante eficiente. 
 
 
 
6. VENENOS 
 
6.1. SÓLIDOS OU LÍQUIDOS 
 
6.1.1. Na boca, mas não engolido: cuspa imediatamente e lava com água em 
abundância. 
 
 
 
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6.1.2. Caso seja engolido, chame o médico imediatamente. Nesse ínterim, ministre 
um antídoto de acordo com a natureza dom veneno: 
a) ácidos (incluindo ácido oxálico) 
 
Dilua-o bebendo muita água, seguida por água de cal ou leite de magnésia. Pode-se, 
então, tomar leite, mas nenhum vomitório. 
 
b) álcalis cáusticos 
 
Dilua-os bebendo muita água, seguida por vinagre, limão ou suco de laranja ou, ainda, 
solução de ácido lático ou cítrico. Pode-se, então, dar leite, mas nenhum vomitório. 
 
c) sais de metais pesados 
 
Tome leite ou clara de um ovo. 
 
d) arsênio ou compostos de mercúrio 
 
Tome um vomitório imediatamente, por exemplo, uma colher de chá de mostarda ou 
uma colherde sopa de sal ou sulfato de zinco num copo de água morna. 
 
6.2. GASES 
 
Remova a vítima para um lugar arejado e desaperte sua roupa, principalmente o 
pescoço. Caso tenham sido inalados, em pequenas quantidades, cloro ou vapores de 
bromo, inale vapor de amoníaco ou proceda a um gargarejo com solução de bicarbonato 
de sódio. Logo após, a paciente deve chupar pastilhas de eucalipto ou beber essência de 
canela ou hortelã diluídas em água morna, para aliviar a garganta e os pulmões. 
Caso a respiração seja interrompida, aplique respirações artificial. 
 
 
 
ELIMINAÇÃO DE PRODUTOS QUÍMICOS 
 
 
 A eliminação de produtos químicos requer sempre precauções especiais que 
dependem do material a ser eliminado. Como regras gerais, citam-se: 
 
1. O lixo deve ser eliminado todos os dias 
 
2. Pequenas porções de produtos solúveis em água, não venenosos nem inflamáveis, 
são jogados na pia com excesso de água. 
 
3. Produtos inflamáveis são queimados ao ar livre num local reservado para tal fim. 
 
4. Outros produtos não venenosos (por exemplo, BaSO4) são jogados no lixo comum. 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA No 02 
 
Título: Equipamentos Básicos de Laboratório 
 
A execução de qualquer experimento na Química envolve, geralmente, a utilização de 
uma variedade de equipamentos de laboratório, a maioria muito simples, porém com 
finalidades específicas. O emprego de um dado equipamento ou material depende dos 
objetivos e das condições em que a experiência será realizada. Contudo, na maioria dos 
casos, a seguinte correlação pode ser feita: 
 
Material de vidro 
1. Tubo de ensaio: utilizado principalmente para efetuar reações químicas em pequena 
escala. 
2. Béquer: recipiente com ou sem graduação utilizado para o preparo de soluções, 
aquecimento de líquido, recristalização, etc. 
3. Erlenmeyer: frasco utilizado para aquecer líquidos ou para efetuar titulações. 
4. Kitassato: frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado em filtração 
sob sucção. 
5. Funil: utilizado na transferência de líquidos de um frasco para outro ou para efetuar 
filtrações simples. 
6. Bureta: equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Permite o 
escoamento do líquido e é muito utilizada em titulações. 
 
 
 
 1 2 3 4 5 6 
 
 
 
 7 8 9a 9b 10 11 
 
 
 
 
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7. Balão volumétrico: recipiente calibrado, de precisão, destinado a conter um 
determinado volume de líquido, a uma dada temperatura; utilizado no preparo de soluções 
de concentração definidas. 
8. Proveta ou cilindro graduado: frasco com graduação, destinado a medidas 
aproximadas de volume de líquidos. 
9. Pipeta: equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Existem 
dois tipos de pipetas: (a) pipeta graduada e (b) pipeta volumétrica. A primeira é 
utilizada para escoar volumes variáveis e a segunda para escoar volumes fixos de 
líquidos. 
10. Bastão de vidro: usado na agitação e transferência de líquidos. Quando envolvido em 
uma de suas extremidades por um tubo de látex, é chamado de policial e é 
empregado na remoção quantitativa de precipitados. 
11. Cuba de vidro ou cristalizador: recipiente geralmente utilizado para conter misturas 
refrigerantes, e finalidades diversas. 
12. Dessecador: utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de 
uma atmosfera com baixo teor de umidade. Também pode ser utilizado para manter as 
substâncias sob pressão reduzida. 
13. Condensador: equipamento destinado à condensação de vapores, em (a) destilação 
ou (b) aquecimentos sob refluxo. 
14. Funil de separação: equipamento para separar líquidos não miscíveis. 
15. Funil de adição: equipamentos para adição de soluções em sistemas fechados. 
 
 
 
 
 12 13a 13b 14 15 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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16. Pesa-filtro: recipiente destinado à pesagem de sólidos. 
17. Balão de fundo chato: frasco destinado a armazenar líquidos. 
18. Balão de fundo redondo: recipiente utilizado para aquecimento de soluções em 
destilações e aquecimentos sob refluxo. 
19. Termômetro: instrumento de medidas de temperatura. 
20. Vidro de relógio: usado geralmente para cobrir béqueres contendo soluções e 
finalidades diversas. 
 
 16 17 18 19 
 
Material de porcelana 
21. Funil de Büchner: utilizado em filtração por sucção, devendo ser acoplado a um 
kitassato. 
22. Cápsula: usada para efetuar evaporação de líquidos. 
23. Cadinho: usado para a calcinação de substâncias. 
24. Almofariz e pistilo: destinados à pulverização de sólidos. Além de porcelana, podem 
ser feitos de ágata, vidro ou metal. 
 
 
 21 22 23 24 
 
Material metálico 
25. Suporte (a) e garra (b): peças metálicas usadas para montar aparelhagens em geral. 
26. Bico de gás (Bunsen): fonte de calor destinada ao aquecimento de material não 
inflamável. 
27. Tripé: usado como suporte, principalmente de telas e triângulos. 
28. Plataforma elevatória: usado para ajustar altura de aparelhagens em geral. 
29. Tela de amianto: tela metálica contendo amianto, utilizada para distribuir 
uniformemente o calor, durante o aquecimento de recipientes de vidro à chama de um 
bico de Bunsen. 
30. Triângulo de ferro com porcelana: usado principalmente como suporte em 
aquecimento de cadinhos. 
20 
 
 
 
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 25a 26 27 28 29 30 
 
Material elétrico 
31. Balança: instrumento para determinação de massa. 
32. Estufa: equipamento empregado na secagem de materiais, por aquecimento, em geral 
até 200C. 
33. Manta elétrica: utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em balão 
de fundo redondo. 
34. Chapa elétrica: utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em 
béqueres ou erlenmeyer. 
35. Centrífuga: instrumento que serve para acelerar a sedimentação de sólidos em 
suspensão em líquidos. 
 
 31 32 33 34 35 
Materiais diversos 
36. Suporte para tubos de ensaio: utilizado para guardar e armazenar tubos de ensaio. 
37. Pisseta: frasco geralmente contendo água destilada, álcool ou outros solventes, usado 
para efetuar a lavagem de recipientes ou materiais com jato do líquido nele contido. 
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AULA No 03 
 
Título: Técnicas de Trabalho com Material Volumétrico e Aferição 
de Aparelhos Volumétricos 
 
Introdução e Objetivo 
 A Química é uma ciência experimental e um dos procedimentos mais utilizados no 
laboratório é a medição. Medir significa determinar com base em uma determinada 
escala, a quantidade de uma grandeza. Muitas vezes a prática química não exige 
medidas precisas, isto é quando a medida é qualitativa. No entanto, muitas vezes é 
necessário saber com exatidão e precisão a massa ou o volume de uma substância. Para 
determinarmos a massa, utilizamos balanças. Para medirmos o volume, utilizamos vários 
recipientes que nos ajudam a realizar medidas, com diferentes níveis de precisão. 
 Muitas vezes o resultado de uma determinada prática depende fundamentalmente 
do grau de precisão com que foram realizadas as medidas, por isso é importante que 
você conheça os recipientes volumétricos, saiba lidar com eles e esteja ciente dos erros 
que podem acontecer para procurar evitá-los. 
 Esta aula tem como objetivo reconhecer os principais recipientes volumétricos, 
estudar suas características e especificações de utilidade, e as técnicas de limpeza e 
manipulação. Determinar o volume real de três pipetas e de uma bureta de 25,0 mL a 
cada intervalo de 5 mL 
 
Técnicas de Leitura 
 É necessário realizar a medida de volumes e da capacidade dos recipientes 
volumétricos com suficiente precisão. Erros nestas medidas provocam erros nos 
resultados finais da análise, os quais devem ser evitados. A não observação dos cuidadosnecessários à medição conduz a resultados equivocados, mesmo quando todas as outras 
regras de operação são realizadas com precisão. 
 Medir volumes de líquidos em um recipiente significa comparar a sua superfície com 
a escala descrita no recipiente utilizado. Essa superfície é denominada menisco. Os 
líquidos têm a propriedade de reduzir ao máximo a sua superfície. Esta propriedade 
denomina-se tensão superficial e está relacionada com a força na qual as moléculas de 
um líquido se atraem mutuamente. Se no interior de um líquido as forças de atração estão 
saturadas, na superfície está compensada só uma parte delas. Por isso as moléculas da 
superfície sofrem uma atração recíproca especialmente forte. É como se o líquido 
estivesse coberto por uma película autotensora. Essa força que contrai a superfície do 
líquido é o que chamamos de tensão superficial e varia para cada líquido, dependendo do 
caráter da interação intermolecular. 
 O menisco é a superfície do líquido que estaremos medindo. Se o menisco for de 
uma superfície côncava, por exemplo, a água, sua parte inferior (vértice) deverá coincidir 
com a linha de aferição (Figura 1). Se for convexo, por exemplo, o mercúrio, considera-se 
sua parte superior (Figura 2). 
 Para líquidos que apresentam concavidade e são transparentes ou levemente 
coloridos, a parte inferior do menisco deverá coincidir com a linha de aferição (Figura 3). 
Se for fortemente colorido, isto é, se não for possível verificar o menisco, deve-se 
considerar sua parte superior (Figura 4). 
 
 
 
 
 
 
 
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 Figura 1 – Superfície côncava Figura 2 – Superfície convexa 
 
 
 
 
 Figura 3 – Menisco inferior Figura 4 – Menisco superior 
 
 
 
 Outra técnica importante é a posição do olho do observador. Este deverá estar 
sempre no mesmo nível da marca de aferição do recipiente (Figura 5). Se o observador 
estiver olhando por cima do menisco, observará um valor superior ao verdadeiro. Se 
estiver olhando por baixo do menisco, observará um valor inferior. Estes erros são 
conhecidos como erros de paralaxe. 
 
 
 
 
 
 
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Figura 5 – Posição do observador 
 
 
Observações: 
 Em todos os trabalhos com material volumétrico, é muito importante que ele esteja 
limpo e em boas condições de uso, isto é, não quebrado. Qualquer sujeira aderida às 
paredes dos recipientes, altera o resultado final da medida. 
 Um recipiente é considerado limpo somente quando nenhuma sujeira é observável e 
quando a água destilada escoa pelas paredes internas sem reter nenhuma gota. 
 Para a limpeza dos recipientes volumétricos, deve-se lavar primeiramente com água 
e detergente, utilizando uma escova ou esponja. Enxágua-se com bastante água e 
algumas vezes é necessário usar soluções de limpeza. Entre essas, pode-se citar: 
solução sulfocrômica; solução alcoólica de hidróxido de potássio, mistura: álcool e éter; 
solução básica de permanganato de potássio. Finalmente enxágua-se com água 
destilada. 
 
Parte I - Técnicas de Trabalho com Material Volumétrico 
Materiais 
 Bastão de vidro 
 Proveta de 10 mL 
 Proveta de 25 mL 
 Proveta de 50 mL 
 Proveta de 100 mL 
 Erlenmeyer de 250 mL 
 Béquer de 50 mL 
 
 
 
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 Béquer de 100 mL 
 Béquer de 250 mL 
 Bureta de 50 mL 
 Balão volumétrico de 50 mL 
 Balão volumétrico de 100 mL 
 Pipeta graduada de 5 mL 
 Pipeta graduada de 10 mL 
 Pipeta volumétrica de 5 mL 
 Estante tubos de ensaio 
 
Procedimentos Experimentais 
1- Utilizando o bastão de vidro, preencha a proveta de 25 mL e acerte o traço de 
aferição. Transfira esse volume para uma proveta de 50 mL com cuidado. Compare o 
volume final. Anote a sua observação na Tabela de Resultados. 
2- Utilizando o bastão de vidro, adicione 20 mL de água destilada na proveta de 25 mL. 
Transfira para uma proveta de 100 mL. Compare o volume final. Anote a sua 
observação na Tabela de Resultados. 
3- Utilizando o bastão de vidro, preencha a proveta de 100 mL com água destilada e 
acerte o traço de aferição. Transfira para um erlenmeyer de 250 mL limpo e seco. 
Compare o volume final. Anote a sua observação na Tabela de Resultados. 
4- Utilizando o bastão de vidro, preencha a proveta de 100 mL com água destilada e 
acerte o traço de aferição. Transfira para um béquer de 250 mL limpo e seco. 
Compare o volume final. Anote a sua observação na Tabela de Resultados. 
5- Utilizando o bastão de vidro, preencha a proveta de 100 mL com água destilada e 
acerte o traço de aferição. Transfira para um balão volumétrico de 100 mL. Limpo e 
seco. Compare o volume final. Anote a sua observação na Tabela de Resultados. 
6- Fixe uma bureta de 50 mL no suporte universal (Figura 6). Feche a torneira de controle 
de escoamento. Coloque um béquer de 100 mL em baixo da bureta. Com auxílio de 
um béquer de 50 mL, encha a bureta com água destilada e observe se há vazamento. 
Verifique se há bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. Caso tenha, 
abra a torneira rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta com água 
destilada e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica na parte superior. 
Segure a torneira com a mão esquerda e usando os dedos polegar e médio dessa 
mão, inicie o escoamento (Figura 7). Transfira 20 mL de água da bureta, para um 
béquer de 50 mL limpo e seco. Compare o volume final. Anote a sua observação na 
tabela de resultados. 
7- Encha a bureta, acerte o menisco no zero e transfira 50 mL para um balão volumétrico 
de 50 mL limpo e seco. Compare o volume final. Anote a sua observação na Tabela de 
Resultados. 
8- Segure uma pipeta graduada de 5 ou 10 mL pela extremidade superior. Mergulhe a 
extremidade inferior da pipeta em um béquer de 50 mL contendo água destilada 
(Figura 8). Faça a sucção com pipetador de borracha (pêra) acoplado à extremidade 
superior da pipeta, até notar que o líquido subiu um pouco acima do traço de aferição. 
Acerte o zero. Deixe escoar lentamente a água de 1 em 1 mL. Repita o procedimento 
 
 
 
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até não mais encontrar dificuldades. Não se deve nunca pipetar com a boca 
líquidos TÓXICOS, VOLÁTEIS E CORROSIVOS. Deve-se sempre utilizar o 
pipetador de borracha (pêra) acoplado a extremidade superior da pipeta, na 
capela com exaustor ligado. 
9- Meça 5 mL de água destilada em uma pipeta volumétrica de 5 mL e transfira para uma 
proveta de 10 mL limpa e seca. Meça 5 mL de água destilada em uma pipeta 
graduada de 5 mL e transfira para uma proveta de 10 mL limpa e seca. Compare os 
volume. Anote a sua observação na Tabela de Resultados. 
10- Meça em uma pipeta graduada de 10 mL e acerte o menisco. Transfira 2,5 mL para 
um tubo de ensaio. Repita o procedimento transferindo 3,7 mL, 5,8 mL e 7,3 mL para 
outros tubos de ensaio. Compare os volumes. Anote as suas observações na Tabela 
de Resultados. 
 
Figura 6 – Fixação da bureta Figura 7 – Escoamento de um líquido 
 
 
 
 Figura 8 – Técnica de pipetagem 
 
 
 
 
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Resultados 
Procedimento Observações 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
8 
9 
10 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Parte II – Aferição de Aparelhos Volumétricos 
 
A – Aferição de pipetas 
 A pipeta é geralmente utilizada em experiências que requeiram um instrumento 
para transferência de um volume conhecido de um líquido. Como estes volumes devem 
ser precisos, as pipetas devem ser aferidas com no máximo, um erro relativo de 1% entre 
as calibrações. Para uma pipeta de 25,0 mL, o desvio máximo aceitável é de  0,02 mL. 
 
Materiais 
 Pipetas volumétricas de 5,0; 10,0 e 25,0 mL 
 Balança analítica 
 Béquer de 50 mL (3 por grupo) 
 Pisseta com água destilada Termômetro 
 Água destilada 
 Papel absorvente 
 Vidro de relógio 
 
Procedimento Experimental 
A aferição a pipeta é feita pela pesagem da quantidade de água que dela é escoada. 
Antes de ser lavada e secada para sua calibração é necessário que o seu tempo de 
escoamento seja observado. Para uma pipeta de 25,0 mL este tempo deve ser de 25 
segundos, aproximadamente. 
Pegue o béquer com o auxílio de um papel absorvente ou toalha. Este procedimento 
evita a transferência de gordura das mãos para o recipiente. 
1- Meça a temperatura da água destilada antes de iniciar a aferição (ti - temperatura 
inicial e após o término do processo, tf – temperatura final) e verifique o valor tabelado 
da sua densidade, nesta temperatura. Se necessário, interpolar os valores da 
densidade. 
2- Pese um béquer de 50,0 mL, o qual deverá estar seco, e pipete convenientemente a 
água em equilíbrio térmico com o ambiente, transferindo-a para o béquer, que após 
esta operação é novamente pesado. Por diferença das pesagens tem-se a massa da 
água escoada pela pipeta. 
3- Repita este procedimento mais duas vezes. 
4- Calcule a massa de água escoada e verifique a sua densidade na temperatura da 
experiência através da Tabela 5. Calcule o volume da pipeta através da Equação (1). 
 
 
V
m
d  (1) 
 
 
 
 
 
 
 
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Resultados 
Tabela 1 – Dados da aferição da pipeta 
Vol. Pipeta 
(mL) 
Temperatura 
(ºC) 
Massa do 
béquer vazio (g) 
Massa do béquer 
mais água (g) 
Massa da 
água (g) 
Vol. da pipeta 
Exp. (mL) 
 
 
 
 
B – Aferição da bureta 
 
Materiais 
 Bureta de 25,0 mL  Erlenmeyer de 125 mL 
 Vidro de relógio  Pisseta com água destilada 
 Termômetro  Papel absorvente 
 Béquer de 100 mL  Balança analítica 
 
 
Regras gerais para aferição 
 
1- A bureta deve estar perfeitamente limpa; 
2- Os aparelhos e a água destilada devem ficar na sala onde vai ser efetuada a 
calibração, durante o tempo suficiente para que se estabeleça o equilíbrio térmico; 
3- A temperatura da sala deve ser constante durante todo o tempo da operação; 
4- Evitar o contato das mãos na bureta o máximo possível; 
5- A temperatura deve ser medida com aproximação de 0,5C. 
 
Procedimentos Experimentais 
 
1- Verifique a temperatura da água destilada e a temperatura ambiente. 
2- Adicione água destilada na bureta e verifique se não há vazamento, assim como 
vazão normal. Nestes casos, troque de bureta antes de iniciar os experimentos. 
3- Encha a bureta com água destilada um pouco acima do traço correspondente ao zero, 
verificando se na parte inferior não há bolhas de ar. Caso haja bolhas de ar, abrir 
rapidamente a torneira para que as mesmas sejam eliminadas. Acerte o zero na 
bureta. 
4- Enxugue a ponta da bureta com papel absorvente. 
5- Pese com o auxílio de um papel absorvente, um erlenmeyer de 125 mL previamente 
limpo, seco e tarado em balança analítica (anote a massa na Tabela 2). 
6- Deixe escoar lentamente, exatamente 5,0 mL de água da bureta para o erlenmeyer de 
125 mL. 
 
 
 
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7- Pese o conjunto (erlenmeyer + 5,0 mL de água). 
8- Transfira mais 5,0 mL de água da bureta para o erlenmeyer e efetue nova pesagem. 
9- Repita o processo para os próximos intervalos de 5,0 mL (10,0 a 15,0; 15,0 a 20,0; 
20,0 a 25,0) e sempre pese em cada intervalo. 
10- Efetue os cálculos e repita a aferição até que o erro obtido esteja na faixa de 3/1000. 
 
PARA PREENCHER A TABELA ABAIXO 
 
Col (1): Valores das leituras feitas após cada intervalo de 5,0 mL; 
Col (2): Valores dos volumes aparente de cada intervalo de 5,0 mL; 
Col (3): Valores da massa do erlenmeyer mais água destilada; 
Col (4): Valores da massa relativo a 5,0 mL de água destilada; 
Col (5): Valores dos volumes verdadeiros calculados com o auxílio da Tabela 2; 
Col (6): Valores da diferença entre a Col (5) e Col (2). Correção parcial. 
Col (7): Valores da soma algébrica de todas as correções parciais feitas até cada leitura. 
Correção total. 
Col (8): Valores da soma entre Col (7) e Col (1). 
 
Resultados 
Tabela 2 – Dados experimentais da aferição da bureta de 50,0 mL 
Col (1) Col (2) Col (3) Col (4) Col (5) Col (6) Col (7) Col (8) 
Leitura Volume 
Aparente 
Erlenmeyer 
+ água (g) 
Massa da 
água (g) 
Volumes 
verdadeiros 
Cor. 
parcial 
Correção 
total 
Soma 
0,0 0,0 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Exemplo de leitura 
 A Tabela 3 apresenta dados referentes à aferição de uma bureta de 25,0 mL à 
temperatura de 16ºC. 
Tabela 3 – Exemplo de aferição de uma bureta de 25,0 mL corrigida a 16C 
Col (1) Col (2) Col (3) Col (4) Col (5) Col (6) Col (7) Col (8) 
0,00 0,00 100,00 
5,01 5,01 105,01 5,01 5,02 0,01 0,01 5,02 
10,07 5,06 110,02 5,02 5,03 -0,03 -0,02 10,05 
15,06 4,99 115,04 4,98 4,99 0,00 -0,02 15,04 
20,04 4,98 120,02 4,99 5,00 0,02 0,00 20,04 
25,10 5,06 125,01 5,03 5,04 -0,02 -0,02 25,08 
 
NOTA: O volume aparente é obtido subtraindo-se cada leitura na bureta, da leitura 
anterior. Uma vez realizada a aferição, sempre que necessário, você deverá corrigir os 
volumes correspondentes às suas leituras. No caso, por exemplo, de numa titulação 
gastar um volume correspondente a leitura de 15,06 mL, descrito na Tabela 3 à 
temperatura de 16C, nos seus cálculos você será mais exato, valendo-se do volume 
verdadeiro 15,04 mL, do contrário irá cometer um erro positivo. 
 
Tabela 4 – Massa de água para dar 1 litro a 20C (Frasco de vidro soda, coeficiente de 
expansão cúbica, 0,000025/ºC). 
Temperatura 
(C) 
Massa (g) Volume de 
1g de água 
(cm3) 
Temperatura 
(C) 
Massa (g) Volume de 
1g de água 
(cm3) 
10 998,39 1,0016 23 996,60 1,0034 
11 998,32 1,0017 24 996,38 1,0036 
12 998,23 1,0018 25 996,17 1,0038 
13 998,14 1,0018 26 995,93 1,0041 
14 998,04 1,0019 27 995,69 1,0043 
15 997,93 1,0021 28 995,44 1,0046 
16 997,80 1,0022 29 995,18 1,0048 
17 997,66 1,0023 30 994,64 1,0054 
18 997,51 1,0025 31 994,64 1,0054 
19 997,35 1,0026 32 994,35 1,0057 
20 997,18 1,0028 33 994,06 1,0060 
21 997,00 1,0030 34 993,75 1,0063 
22 996,80 1,0032 35 993,45 1,0066 
 
 
 
 
 
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Tabela 5 – Densidade absoluta da água 
T (ºC) d (g/cm3) T (ºC) d (g/cm3) T (ºC) d (g/cm3) 
0 0,999841 10 0,999700 20 0,998203 
1 900 11 605 21 0,997992 
2 941 12 498 22 770 
3 965 13 377 23 538 
4 973 14 244 24 296 
5 965 15 099 25 044 
6 941 16 0,998943 26 0,996783 
7 902 17 774 27 512 
8 849 18 595 28 232 
9 781 19 405 29 0,995944 
 
Questionário 
1- Desenhe e identifique uma pipeta graduada e volumétrica. Dê a sua função e diga 
baseando-se no resultado do procedimento 9, qual é a mais precisa. 
2- Cite os erros mais comuns na leitura de volume. 
3- Defina menisco e tensão superficial. 
4- Cite três equipamentos de medidas precisas de volume. Consulte a aula 2. 
5- Cite três equipamentos de medidas aproximadas de volume. Consulte a aula 2. 
6- Se for necessário encher uma pipeta com um líquido corrosivo ou tóxico, como deve-
se proceder? 
7- Se você tivesse que medir 15 mL de água destilada com precisão, qual dos 
equipamentos a seguir você usaria? Justifique. 
a) proveta de 50 mL; b) pipeta graduada de 25 mL; c) bureta de 25 mL; d) pipeta 
volumétrica de 25 mL. 
8- Por que a aferição da bureta é feita em intervalos de 5,0 mL e não pelo volume total? 
9- Caso durante a pesagem de um dos intervalos de 5,0 mL, a bureta, por qualquer 
motivo vazar, podemos acertar no volume desejado e continuar a aferição? Justifique. 
10- A temperatura da sala e da água foi constante durante o processo? Em caso de 
resposta negativa verifique se a alteração é significativa. 
11- A bureta que foi aferida pode ser aceita para os trabalhos de rotina? 
 
Bibliografia 
Albuquerque, E. O., Aulas Prática de Química. Editora Moderna, São Paulo, 1994. 
Baccan, N., Aleixo, L.M., Stein, E., Godinho, O. E. S., Química Analítica Quantitativa 
Elementar, Editora Edgard Blücher Ltda, Campinas, 1979. 
 
 
 
 
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AULA No 04 
 
Título: Armazenagem de Produtos Químicos 
 
Objetivo: Verificar em loco como armazenar produtos Químicos, o uso correto de capela e 
exaustora, o uso correto de vidrarias, transporte de reagentes, estudar os rótulos de 
alguns reagentes químicos e como desprezar os reagentes usados em aulas práticas e 
trabalhos em laboratórios químicos. 
 
Introdução Teórica: Frequentemente têm-se notícias da ocorrência de acidentes, alguns 
com graves consequências, devido à armazenagem inadequada de reagentes e produtos 
químicos. Para evitar tais riscos, devem ser adotados critérios rígidos para o 
armazenamento desses itens, levando-se em conta a diversificação de propriedades 
como: toxicidade, volatilidade, corrosividade, inflamabilidade, explosividade, caráter 
oxidante ou redutor, tendência a formação de peróxidos etc. Explosões, incêndios, 
asfixias e outros tipos de acidentes frequentemente acontecem quando produtos químicos 
são usados sem os devidos cuidados com a segurança, e estes acidentalmente entram 
em contato. É função do Químico, aplicando seus conhecimentos, evitar que acidentes 
com esses produtos venham acontecer. Portanto não permitam que estes produtos 
entrem em contato acidentalmente. 
 
Substâncias Incompatível com 
Acetileno Cloro, bromo, flúor, cobre, prata, mercúrio 
Acetona Bromo, cloro, ácido nítrico e ácido sulfúrico. 
Ácido Acético Etileno glicol, compostos contendo hidroxilas, óxido de 
cromo IV, ácido nítrico, ácido perclórico, peróxidos, 
permanganatos e peróxidos, permanganatos e peroxídos, 
anilina, líquidos e gases combustíveis. 
Ácido cianídrico Álcalis e ácido nítrico 
Ácido crômico [Cr(VI)] Ácido acético glacial, anidrido acético, álcoois, matéria 
combustível, líquidos, glicerina, naftaleno, ácido nítrico, éter 
de petróleo, hidrazina. 
Ácido fluorídrico Amônia, (anidra ou aquosa) 
Ácido Fórmico Metais em pó, agentes oxidantes. 
Ácido Nítrico (concentrado) Ácido acético, anilina, ácido crômico, líquido e gases 
inflamáveis, gás cianídrico, substâncias nitráveis. 
Ácido nítrico Álcoois e outras substâncias orgânicas oxidáveis, ácido 
iodídrico, magnésio e outros metais, fósforo e etilfeno, ácido 
acético, anilina óxido Cr(IV), ácido cianídrico. 
Ácido Oxálico Prata, sais de mercúrio prata, agentes oxidantes. 
Ácido Perclórico Anidrido acético, álcoois, bismuto e suas ligas, papel, 
graxas, madeira, óleos ou qualquer matéria orgânica, 
clorato de potássio, perclorato de potássio, agentes 
redutores. 
Ácido pícrico amônia aquecida com óxidos ou sais de metais pesados e 
fricção com agentes oxidantes 
Ácido sulfídrico Ácido nítrico fumegante ou ácidos oxidantes, cloratos, 
percloratos e permanganatos de potássio. 
Ácido sulfúrico cloratos, percloratos, permanganatos 
Água Cloreto de acetilo, metais alcalinos terrosos seus hidretos e 
óxidos, peróxido de bário, carbonetos, ácido crômico, 
oxicloreto de fósforo, pentacloreto de fósforo, pentóxido de 
fósforo, ácido sulfúrico e trióxido de enxofre, etc 
Alumínio e suas ligas (principalmente em 
pó) 
Soluções ácidas ou alcalinas, persulfato de amônio e água, 
cloratos, compostos clorados nitratos, Hg, Cl, hipoclorito de 
Ca, I2, Br2 HF. 
 
 
 
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Amônia Bromo, hipoclorito de cálcio, cloro, ácido fluorídrico, iodo, 
mercúrio e prata, metais em pó, ácido fluorídrico. 
Amônio Nitrato Ácidos, metais em pó, substâncias orgânicas ou 
combustíveis finamente divididos 
Anilina Ácido nítrico, peróxido de hidrogênio, nitrometano e agentes 
oxidantes. 
Bismuto e suas ligas Ácido perclórico 
Bromo acetileno, amônia, butadieno, butano e outros gases de 
petróleo, hidrogênio, metais finamente divididos, carbetos 
de sódio e benzina. 
Carbeto de cálcio ou de sódio Umidade (no ar ou água) 
Carvão Ativo Hipoclorito de cálcio, oxidantes 
Cianetos Ácidos e álcalis, agentes oxidante, nitritos Hg(IV) nitratos. 
Cloratos e percloratos Ácidos, alumínio, sais de amônio, cianetos, ácidos, metais 
em pó, enxofre,fósforo, substâncias orgânicas oxidáveis ou 
combustíveis, açúcar e sulfetos. 
Cloratos ou percloratos de potássio Ácidos ou seus vapores, matéria combustível, 
(especialmente solventes orgânicos), fósforo e enxofre 
Cloratos de sódio Ácidos, sais de amônio, matéria oxidável, metais em pó, 
anidrido acético, bismuto, álcool pentóxido, de fósforo, 
papel, madeira. 
Cloreto de zinco Ácidos ou matéria orgânica 
Cloro Acetona, acetileno, amônia, benzeno, butadieno, butano e 
outros gases de petróleo, hidrogênio, metais em pó, 
carboneto de sódio e terebentina 
Cobre Acetileno, peróxido de hidrogênio 
Cromo IV Óxido Ácido acético, naftaleno, glicerina, líquidos combustíveis. 
Dióxido de cloro Amônia, sulfeto de hidrogênio, metano e fosfina. 
Flúor Maioria das substâncias (armazenar separado) 
Enxofre Qualquer matéria oxidante 
Fósforo Cloratos e percloratos, nitratos e ácido nítrico, enxofre 
Fósforo branco Ar (oxigênio) ou qualquer matéria oxidante. 
Fósforo vermelho Matéria oxidante 
Hidreto de lítio e alumínio Ar, hidrocarbonetos cloráveis, dióxido de carbono, acetato 
de etila e água 
Hidrocarbonetos (benzeno, butano, 
gasolina, propano, terebentina, etc.) 
Flúor, cloro, bromo, peróxido de sódio, ácido crômico, 
peróxido da hidrogênio. 
Hidrogênio Peróxido Cobre, cromo, ferro, álcoois, acetonas, substâncias 
combustíveis 
Hidroperóxido de cumeno Ácidos (minerais ou orgânicos) 
Hipoclorito de cálcio Amônia ou carvão ativo. 
Iodo Acetileno, amônia, (anidra ou aquosa) e hidrogênio 
Líquidos inflamáveis Nitrato de amônio, peróxido de hidrogênio, ácido nítrico, 
peróxido de sódio, halogênios 
Lítio Ácidos, umidade no ar e água<> 
Magnésio (principal/em pó) Carbonatos, cloratos, óxidos ou oxalatos de metais pesados 
(nitratos, percloratos, peróxidos fosfatos e sulfatos). 
Mercúrio Acetileno, amônia, metais alcalinos, ácido nítrico com 
etanol, ácido oxálico 
Metais Alcalinos e alcalinos terrosos (Ca, 
Ce, Li, Mg, K, Na) 
Dióxido de carbono, tetracloreto de carbono, halogênios, 
hidrocarbonetos clorados e água. 
Nitrato Matéria combustível, ésteres, fósforo, acetato de sódio, 
cloreto estanhoso, água e zinco em pó. 
Nitrato de amônio Ácidos, cloratos, cloretos, chumbo, nitratos metálicos, 
metais em pó, compostos orgânicos, metais em pó, 
compostos orgânicos combustíveis finamente dividido, 
enxofre e zinco 
Nitrito Cianeto de sódio ou potássio 
Nitrito de sódio Compostos de amônio, nitratos de amônio ou outros sais de 
amônio. 
Nitro-parafinas Álcoois inorgânicos 
 
 
 
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Óxido de mercúrio Enxofre 
Oxigênio (líquido ou ar enriquecido com 
O2) 
Gases inflamáveis, líquidos ou sólidos como acetona, 
acetileno, graxas, hidrogênio, óleos, fósforo 
Pentóxido de fósforo Compostos orgânicos, água 
Perclorato de amônio, permanganato ou 
persulfato 
Materiais combustíveis, materiais oxidantes tais como 
ácidos, cloratos e nitratos 
Permanganato de Potássio Benzaldeído, glicerina, etilenoglicol, ácido sulfúrico, enxofre, 
piridina, dimetilformamida, ácido clorídrico, substâncias 
oxidáveis 
Peróxidos Metais pesados, substâncias oxidáveis, carvão ativado, 
amoníaco, aminas, hidrazina, metais alcalinos. 
Peróxidos (orgânicos) Ácido (mineral ou orgânico). 
Peróxido de Bário Compostos orgânicos combustíveis, matéria oxidável e 
água 
Peróxido de hidrogênio 3% Crômio, cobre, ferro, com a maioria dos metais ou seus 
sais, álcoois, acetona, substância orgânica 
Peróxido de sódio Ácido acético glacial, anidrido acético, álcoois benzaldeído, 
dissulfeto de carbono, acetato de etila, etileno glicol, 
furfural, glicerina, acetato de etila e outras substâncias 
oxidáveis, metanol, etanol 
Potássio Ar (unidade e/ou oxigênio) ou água 
Prata Acetileno, compostos de amônia, ácido nítrico com etanol, 
ácido oxálico e tartárico 
Zinco em pó Ácidosou água 
Zircônio (principal/em pó) Tetracloreto de carbono e outros carbetos, halogenados, 
peróxidos, bicarbonato de sódio e água 
 
Procedimentos Experimentais 
 
a) Usando listagem de produtos, buscar nas prateleiras do almoxarifado do Laboratório os 
seguintes produtos químicos: Ácido Acético, Ácido Nítrico, Permanganato de Potássio, 
Acetona, Ácido Sulfúrico, Nitrato de Prata, Sódio Metálico, Mercúrio, Cianeto de Potássio, 
Hidróxido de Sódio, Hidróxido de Amônio e Bromo, armazene-os adequadamente (crie 
estante fictícias para cada grupo de reagentes) e depois os transporte de volta ao 
almoxarifado, sempre obedecendo aos critérios de Segurança no Trabalho. 
 
b) Verificar nos mesmos reagentes, nos rótulos dos frascos, algumas advertências 
importantes para evitar acidentes, tais como: Explosivos, corrosivo, inflamáveis, etc, e 
anote o nome do produto e que figura aparece como advertência. Seguindo o modelo 
anexo, confeccionar uma ficha de um dos reagentes. 
 
c) Usando um ovo de galinha, separe a clara da gema, e adicione algumas gotas de 
Hidróxido de Sódio (NaOH) 50%, em outra porção algumas gotas de Ácido Sulfúrico 
concentrado (H2SO4), em outra Ácido Clorídrico concentrado (HCl), onde colocou 
hidróxido coloque em cima ácido, simulando uma neutralização. Obs: a clara do ovo é 
equiparada com a superfície do olho humano. Anote o que você observou. 
 
d) Verifique no Laboratório o que você não está de acordo, segundo as normas de 
segurança, faça anotações e dê sugestões de melhorias. 
 
e) Assista a demonstração correta da capela exaustora, anote as maneiras corretas. 
 
f) Assista a demonstração correta de descarte de resíduos, anote as maneiras corretas. 
 
 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 29 
 
AULA No 05 
 
 Título: Densidade de Sólido e Líquidos e a Variação da 
Densidade em Função da Temperatura 
 
Introdução 
 
Define-se massa específica como sendo a razão entra e massa de um corpo e seu 
volume. No sistema CGS sua unidade é gramas por centímetro (g/cm3). Usa-se também a 
expressão densidade absoluta para indicar tal grandeza. 
 
 = m (1) 
 V 
 
onde: 
 
 = massa específica do corpo 
m= massa do corpo 
v= volume do corpo 
 
A densidade é a relação entre a massa de uma substância e o volume que ela 
ocupa. Muitas vezes se encontra o termo "densidade verdadeira ou absoluta", quando a 
medida é feita no vácuo, portanto eliminando o efeito do empuxo do ar, e "densidade 
aparente" quando é feita no ar. A diferença é desprezível. Cuidado com o termo 
"densidade aparente": ele é também utilizado quando se expressa a densidade de uma 
certa quantidade de partículas. Se uma certa massa de areia é colocada em uma proveta, 
a relação entre esta massa e o volume lido também é chamada de densidade aparente, 
pois é a densidade que "aparenta" ter areia. Não é a densidade real da substância areia, 
pois se conta no volume o ar contido nos espaços vazios entre os grãos de areia. 
A densidade de uma dada substância costuma ser indicada pelo símbolo dt onde t 
é a temperatura na qual a densidade foi determinada. Geralmente a densidade de líquidos 
é determinada através de picnômetros: recipientes construídos para permitirem a 
determinação do peso de um volume conhecido de líquido. 
 Por outro lado, define-se densidade relativa como sendo a razão entre duas 
massas específicas em que o denominador é a massa específica de uma substância 
tomada como padrão ou referência. Usa-se o símbolo () para designar a densidade. 
Frequentemente é usada à expressão densidade para indicar a densidade relativa. Como 
substância padrão, usa-se a água na temperatura de maior valor de massa específica 
(3,98 oC), ou como referência a água a uma temperatura fixada de acordo com as 
necessidades, comumente a temperatura ambiente. 
 
  A,B = mA (2) 
 mB 
 
onde: 
 A,B é a densidade de uma substância A em relação a uma substância B 
mA é a massa de determinado volume da substância A 
mB é a massa de igual volume da substância B 
 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 30 
 
 A densidade dos líquidos é comumente expressa em gramas (g) por mililitro (mL). 
Como o mililitro é definido como a milésima parte do volume de 1 Kg de água pura na 
temperatura de máxima densidade (3,98 oC), a densidade em gramas por mililitro é 
numericamente igual à relação entre a massa específica de uma substância a T 0C e a 
massa específica da água a 3,98 oC e é representada frequentemente como T4 
 
 T4 = m/v (substância a T oC) 
 m/v (água a 3,98 oC) 
 
Materiais 
 
Reagentes: 
Acetato de etila 
Acetato de metila 
Acetato de n-butila 
Água destilada 
Cloreto de sódio 
Peças metálicas 
Etanol (álcool etílico) 
 
Equipamentos: 
Balança analítica 
Banho-maria termostatizado 
Picnômetro 
Proveta 
Termômetro 
 
Procedimento Experimental 
 
Primeira parte: 
 
 Procedimento para sólidos: 
1) Determinação da massa específica () do material metálico: Para determinar a massa 
específica () de peça metálica, utiliza-se uma proveta para verificar o volume (v) de 
líquido (água) deslocado pela massa (m) do metal. 
 
2) Determinação da densidade () da peça metálica: Para se determinar a densidade () 
do metal pelo método do picnômetro, procede-se da seguinte maneira: 
a) pesa-se o picnômetro completamente cheio com água e anota-se a massa m1 
b) pesa-se o picnômetro completamente cheio com água mais o metal fora dele e anota-
se a massa m2 
c) pesa-se o picnômetro completamente cheio com água mais o metal dentro dele e 
anota-se a massa m3 
A densidade (), pelo método do picnômetro é dada pela Equação (3). 
 
= m2 – m1 (3) 
 m2 – m3 
 
onde : m2 – m1 é a massa do metal 
 m2 – m3 é a massa do volume de água à temperatura ambiente (anote o valor) 
 
 
 
 
 
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Procedimentos para líquidos: 
 
1) Determinação da massa específica () de um xarope: Determina-se a massa específica 
() de um xarope do seguinte modo: 
a) anota-se o volume do picnômetro, Vp 
b) pesa-se o picnômetro vazio, mp 
c) pesa-se o picnômetro com o xarope mp+x 
 
A massa específica do xarope () pelo método do picnômetro é dada pela Equação (4). 
 
e = m(p+x) - mp (4) 
 Vp 
 
2) Determinação da densidade () de um líquido (xarope): Procede-se da seguinte 
,maneira para determinar a densidade de um líquido (xarope) pelo método de picnômetro: 
a) pesa-se o picnômetro vazio m1 
b) pesa-se o picnômetro com água m2 
c) pesa-se o picnômetro com o líquido que deseja medir a densidade (xarope) m3 
 
A densidade do xarope () pelo método do picnômetro é dada pela Equação (5). 
 
xarope = m3 – m1 (5) 
 m2 – m1 
 
Segunda parte: 
Procedimento: 
1) Pesa-se 2 picnômetros vazios previamente secos com suas respectivas tampas. 
Anotam-se os pesos da cada um fazendo-se neles um sinal para identificação. Um 
deles deve ser cheio com água destilada e o outro, com um dos acetatos a 
temperatura ambiente. Fazem-se as pesagens e determinam-se as massas 
específicas. 
2) Os picnômetros completamente cheios devem ser levados a um banho-maria 
termostatizado a 40 oC durante 20 minutos (a temperatura do banho deve ser 
conferida com um termômetro e anotado o valor exato). Os alunos devem observar 
que à medida que a temperatura dos líquidos, nos picnômetros, vai aumentando os 
volumes dos mesmos aumentam, devido à dilatação térmica. Após 20 minutos 
devem-sefechar os capilares dos picnômetros, com a ajuda de um papel alumínio, 
retirá-los do banho-maria e levá-los a um banho de água a temperatura ambiente. 
O aluno deve tocar os picnômetros com a mão para avaliar a velocidade com que 
os líquidos retornam a temperatura ambiente. 
Os volume que as substâncias estavam ocupando a 40 oC são conhecidos, pois 
são os volumes dos picnômetros, já que estavam completamente cheios. As 
massas das substâncias a 40 oC serão obtidas pesando-se os picnômetros, após 
atingirem a temperatura ambiente, uma vez que não houve variação de massa das 
substâncias ao esfriarem; houve sim, variação de volume. 
3) Repete-se o procedimento realizado no item 2, usando um banho-maria 
termostatizado a 50 oC. 
4) Cada grupo deverá pegar com os outros grupos os resultados obtidos com os 
outros dois acetatos. 
5) Fazer um gráfico de densidade versus temperatura (três pontos) para água e para 
os acetatos. 
 
 
 
 
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 AULA No 06 
 
Título: Identificação de Metais Utilizando o Teste da Chama 
 
Introdução e Objetivo 
 Os modelos atômicos foram propostos ao longo da história para tentar dar uma 
explicação coerente e sistemática para diferentes fenômenos da natureza. Assim, o 
modelo de Dalton explicou a proporcionalidade das quantidades de substâncias ao se 
combinarem entre si, mas não contemplava a natureza elétrica da matéria, o que foi feito 
pelo modelo de Thomson. 
 Os grandes descobrimentos realizados a partir de meados do século XIX, levaram a 
questionamentos do modelo de Thomson e a idealização de um novo modelo, o de 
Rutherford, que introduziu o conceito de espaço vazio a nível atômico e a localização das 
partículas subatômicas no átomo. 
 Infelizmente, o modelo de Rutherford não estava correto e Bohr ao tentar explicar os 
espectros atômicos, estudou exaustivamente a existência de níveis de energia no átomo. 
Segundo esse cientista, os elétrons no átomo não estariam girando ao redor do núcleo, 
mas movimentavam-se em espaços atômicos caracterizados por quantidades definidas 
de energia. 
 Alguns elétrons ao receberem energia passam a ocupar um outro nível de maior 
energia. Mas, esta situação é instável e a tendência é retornar ao seu estado de menor 
energia. Nesse processo, a energia absorvida é irradiada na forma de ondas 
eletromagnéticas que podem ser visualizadas, isto é, na forma de cor (Figura 1). Este é o 
fundamento dos ensaios da chama. É possível identificar um metal através da cor que ele 
emite às chamas. 
 Nesta aula, os ensaios da coloração da chama serão utilizados na identificação de 
metais alcalinos, alcalinos terrosos e o cobre, por meio das colorações específicas que 
estes elementos emitem. 
 
 
Figura 1 – Transição eletrônica. 
 
 
 
 


hc
 E E 12  hE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Absorção Emissão 
Estado Fundamental E1 
Estado Excitado E2 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 33 
 
 
Materiais 
 Alças de platina 
 Estante com dois tubos de ensaio 
 Bico de Bunsen 
 Pipetador de borracha 
 Pipeta graduada de 5 mL 
 
Reagentes 
 Ácido clorídrico 1 mol/L 
 Pisseta com água destilada 
 Soluções saturadas de cloretos: sódio, potássio, cobre, cálcio, bário e estrôncio. 
 
Procedimento Experimental 
Transfira para um tubo de ensaio 10 mL de HCl 1 mol/L. 
Leve a alça de metálica à chama e aqueça. Após aquecimento, se houver coloração, lavar 
a alça com ácido clorídrico e depois com água destilada. Teste a alça novamente e se 
persistir a coloração, repetir as lavagens. 
Aqueça a alça, mergulhe no ácido clorídrico 1,0 mol/L. Toque levemente na substância 
problema e leve à chama. Observe a coloração da chama e anote na Tabela de 
Resultados. Lave a alça com ácido clorídrico e depois com água destilada. 
Repita os procedimentos acima com as outras amostras. Anote as cores na Tabela de 
Resultados. 
 
Resultados 
 
Tabela: Resultados de identificação dos metais 
AMOSTRA COR DA CHAMA 
Cloreto de Sódio 
Cloreto de Potássio 
Cloreto de Cobre 
Cloreto de Cálcio 
Cloreto de Estrôncio 
Cloreto de Bário 
Cloreto de Lítio 
 
 
Bibliografia 
MELLO A.F., Introdução à análise mineral qualitativa. Editora Pioneira, São Paulo, 1977. 
VOGEL A., Química analítica qualitativa. 5a. ed., Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981. 
ALEXÉEV V., Análise qualitativa. Editora Lopes da Silva, Porto, 1982. 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 34 
 
Questionário 
 
1- Como um analista realizaria num laboratório, a identificação qualitativa dos seguintes 
cátions: sódio, potássio, cobre, cálcio, estrôncio, bário e lítio. 
2- Porque cada substância apresenta uma coloração ao ser aquecida no bico de 
Bunsen? 
3- Qual a relação entre energia e emissão de luz no teste da chama? 
4- Porque ao se pesquisar uma determinada amostra, encontramos outras cores na 
chama, além da principal? 
5- Em que situações do cotidiano podemos observar fenômenos semelhantes aos 
evidenciados nesta aula prática. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA No 07 
 
Título: Solubilidade de Sólidos em Líquidos 
 
Introdução 
 
 Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias em uma 
única fase. O componente presente em maior quantidade é chamado SOLVENTE e os 
outros componentes são denominados SOLUTOS. Quando se pensa em soluções, as 
primeiras idéias que ocorrem envolvem a água como solvente: refrigerantes, bebidas, 
detergentes, medicamentos em solução oral, etc. Porém muitos produtos de consumo, 
tais como: os óleos lubrificantes e a gasolina são soluções que envolvem outros líquidos. 
O ar é uma solução de N2, O2, CO2, vapor de água e outros gases. O vidro, sólido amorfo, 
é uma solução de óxidos metálicos (Na2O, CaO, entre outros) em SiO2. A solda usada 
para fazer as conexões elétricas nos circuitos das calculadoras e dos computadores é 
também uma solução sólida se Sn, Pb e outros metais. 
 A SOLUBILIDADE é uma propriedade específica das substâncias e é definida 
como a quantidade máxima de substância que se dissolve em uma determinada 
quantidade de solvente, em uma determinada temperatura, produzindo uma solução 
estável. A solubilidade deve ser expressa em gramas de soluto por 100 gramas de 
solvente (g/100g de solvente). A solubilidade de substâncias orgânicas e inorgânicas nos 
solventes mais comuns (água, álcoois, hidrocarbonetos) varia muito. É comum dizer que o 
nitrato de prata é muito solúvel em água (952 g de AgNO3/100 mL de água) e que o 
cloreto de prata é insolúvel (0,00217 g de AgCl/100 mL de água). Na verdade não existem 
boas regras para designar uma substância como solúvel e outra como insolúvel, pois o 
que ocorre são graus de solubilidade. Entretanto, os químicos utilizam os termos 
SOLÚVEL, PARCIALMENTE SOLÚVEL e INSOLÚVEL de forma qualitativa. 
 De modo geral, quanto mais exotérmico (H  0) é o processo de DISSOLUÇÃO 
do soluto no solvente, maior é a solubilidade do soluto. Isto significa que solubilidade é 
favorecida quando as forças atrativas entre as partículas do soluto e do solvente são 
suficientemente grandes para superar as forças atrativas que atuam no solvente puro e no 
soluto puro. Na dissolução, as partículas do soluto tornam-se SOLVATADAS pelas 
partículas do solvente. Se a água é o solvente, a solvatação é denominada 
HIDRATAÇÃO. 
 Existem substâncias cujo processo de dissolução são endotérmicos (H  0), mas 
que apresentam valores de solubilidade apreciáveis. Isto ocorre, pois a entalpia não é o 
único fator determinante da solubilidade, devendo ser considerado também o fator 
entrópico quando um sólido se dissolve em água, por exemplo, a entropia do sistema 
aumenta (S0) pois o número de entidades aumenta. A espontaneidade da dissolução 
deve ser, portanto, analisada em função da energia livre de Gibbs (G), a qual pondera os 
fatores entálpicos e entrópicos através da equação G = H - TS. O processo de 
dissoluçãoé espontâneo quando G0, sendo que quanto mais negativo é G, maior é a 
solubilidade. Pode-se constatar também que a solubilidade varia com a temperatura. Se o 
processo é exotérmico, uma diminuição na temperatura aumenta a solubilidade. Uma 
maneira de entender o efeito da temperatura sobre a solubilidade é considerar, 
respectivamente, o calor absorvido ou liberado como reagente ou produto, e aplicar a Lei 
de Lê Chatelier. 
 Quando a quantidade máxima de soluto é dissolvida no solvente e o equilíbrio é 
atingido (G = 0), a solução é denominada SATURADA. A concentração de soluto numa 
solução saturada, a uma determinada temperatura, é a mesma que a solubilidade do 
soluto naquela temperatura; se a concentração do soluto é menor do que a da saturação, 
 
 
 
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a solução é denominada NÃO SATURADA. Por outro lado, uma solução que pode conter 
temporariamente mais soluto do que a quantidade de saturação é denominada SUPER 
SATURADA. 
 O conceito de solubilidade é a base de inúmeras operações de laboratório e de 
processo industriais, além de ser um fator controlador do meio ambiente e dos 
organismos vivos. As diferenças de solubilidade das substâncias são utilizadas na 
separação de misturas e na purificação de substâncias, procedimentos que são rotineiros 
no exercício da profissão de químico. Como a solubilidade das substâncias varia com a 
temperatura, é importante a determinação de curvas de solubilidade em função da 
temperatura. 
 
Materiais 
 
Reagentes 
Nitrato de sódio P.A. 
Água destilada 
Gelo 
Água destilada gelada 
 
Equipamentos 
Tubo de ensaio 2x20 cm 
Termômetro 
Béquer de 250 mL 
Béquer de 100 mL 
Proveta de 10 mL 
Pipeta graduada de 10 mL ou 25 mL 
Espátula 
 
 
Procedimento Experimental 
 
A curva de solubilidade do nitrato de sódio será determinada nas temperaturas em que 
sete soluções de concentrações conhecidas se tornam saturadas (início de cristalização). 
a) Pese as seguintes quantidades de nitrato de sódio em balança semi-analítica: 4,0, 4,5, 
5,0, 5,5, 6,0, 6,5, 7,0 g. 
b) Transfira quantitativamente para um tubo de ensaio 
c) Adicione ao tudo 5,0 g de água destilada (considere a densidade da água = 1,0 g/mL). 
Verifique se houve variação de temperatura na dissolução. 
d) Aqueça o tubo de ensaio em banho-maria até a dissolução completa do sal. Introduza 
um termômetro na solução e deixe esfriar, agitando cuidadosamente. Anote a temperatura 
na qual o sal começa a cristalizar. Caso a cristalização não ocorra mesmo à temperatura 
ambiente, resfrie o tubo mergulhando-o num béquer contendo água gelada e determine a 
temperatura de saturação. Redissolva o sal e repita o procedimento, o resultado final deve 
ser a média dos dois resultados concordantes. 
 
Determinação da curva de solubilidade do nitrato de sódio 
 
 O resultados deverão ser reunidos em uma única tabela contendo a solubilidade de 
NaNO3 em g/100 g de água e as correspondentes temperaturas de cristalização e 
construir um gráfico da solubilidade em função da temperatura, identificando no mesmo, 
as regiões de saturação e não saturação da solução. 
 
 
 
 
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Resultados 
 
 Tabela 1 – Temperatura de solubilidade do NaNO3 em H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tubos NaNO3 (g) g de NaNO3 / 100 g de H2O Temperatura (oC) 
1 4,0 
2 4,5 
3 5,0 
4 5,5 
5 6,0 
6 6,5 
7 7,0 
 
 
 
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AULA No 08 
 
Título: Métodos de Separação de Misturas Heterogêneas e 
Métodos de Separação de Misturas Homogêneas 
 
Introdução e Objetivos 
 A natureza é extremamente rica e nos fornece tudo aquilo de que necessitamos. 
Apesar de retirarmos dela o que precisamos para sobreviver, muitas vezes o que ela nos 
oferece não pode ser utilizado da maneira como se encontra. 
 Sabemos que a água do mar é salgada. Apesar disto, não compramos água do 
mar para cozinhar, mas sim sal marinho para ser utilizado no nosso dia a dia. Para 
obtermos este sal, a água do mar é bombardeada para tanques, nos quais é deixada 
evaporando até que só reste o sal, que é então recolhido, industrializado, empacotado e 
vendido. 
 No entanto, existem substâncias que são encontradas na natureza na sua forma 
mais pura e assim são por nós utilizadas. Por exemplo, o ouro, a prata, o oxigênio, a 
água, etc. 
 Como se pode observar, existe a necessidade de beneficiar as substâncias que 
temos na natureza para podermos utilizá-las. A forma mais simples de beneficiamento é 
separação baseada nas diferenças de propriedade das substâncias, isto é, na forma, cor, 
densidade, solubilidade, ponto de fusão, ponto de ebulição, etc. 
 As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas em função do número de 
fases que apresenta. Misturas homogêneas são aquelas de aspecto uniforme, por 
exemplo: água e álcool. Misturas heterogêneas são aquelas que não apresentam aspecto 
uniforme, isto é, apresentam mais de uma fase, por exemplo: os minerais. 
 Separar os componentes de uma mistura é um dos problemas que normalmente a 
química encontra. A escolha do método de separação deverá ser feita em função do tipo 
de mistura a ser separada (homogênea e heterogênea) e do estado físico de seu 
componentes. 
 Os métodos de separação dos componentes de misturas heterogêneas utilizam-se 
de processos que normalmente envolve operação mecânicas, tais como: 
 Decantação: utilizada para separar misturas cujos componentes se separam 
espontaneamente pela ação da gravidade. Nos laboratórios utiliza-se o funil de 
decantação, na separação de misturas formadas por dois líquidos imiscíveis. 
 Centrifugação: método que acelera a decantação através de um forte movimento 
giratório, forçando a parte sólida a se depositar no fundo do recipiente. 
 Filtração: método utilizado para separar sólidos de líquidos. Nos laboratórios 
realiza-se com frequência a filtração através de papel de filtro, convenientemente 
dobrado, e adaptado num funil. A filtração é possível quando o tamanho das partículas 
sólidas é maior que os poros do papel de filtro. Quando se deseja apresar a filtração ou 
quando o sólido a ser filtrado tem aspecto gelatinoso costuma-se realizar a filtração a 
vácuo.1 
 Esta aula tem como objetivo ensinar os principais métodos de separação dos 
componentes de uma mistura heterogênea, baseando-se nas propriedades físicas das 
substâncias. 
 
 
 
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Materiais 
 Béquer de 250 mL  Funil simples de haste longa 
 Proveta de 100 mL  Béquer de 100 mL 
 Bastão de vidro  Suporte universal com argola 
 Estante com cinco tubos de ensaio  Papel de filtro qualitativo 
 Centrífuga  Sistema de filtração a vácuo 
 Funil de decantação  
 
Reagentes 
 Água destilada  Suco em pó 
 Carvão ativo  Óleo vegetal 
 Tetracloreto de carbono  Leite de magnésia 
 
Procedimento Experimental 
1- Num béquer de 250 mL contendo suco em pó, adicione 100 mL de água destilada. 
Com um bastão homogeneíze. Verifique se a mistura formada é homogênea ou 
heterogênea. Anote o resultado. 
2- Adicione num tubo de ensaio ¼ desta mistura e em outro o mesmo volume de água 
destilada. Centrifugue. Verifique se a mistura é homogênea ou heterogênea. Anote o 
resultado. 
3- Monte um sistema de filtração simples, conforme Figura 1. Filtre 50 mL da mistura 
obtida no item 1. Obtenha o filtrado num béquer de 100 mL. Observe o que acontece e 
anote o seu resultado. 
 
Figura 1 – Sistema de filtração simples. 
 
 
 
 
 
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4- No filtrado obtido no item 3, adicione uma porção de carvão ativo. Homogeneíze. Filtre 
a mistura em papel de filtro devidamente adaptado no funil de vidro e observe o 
resultado. 
5- Enumere três tubos de ensaio com uma caneta para vidro e adicione observando o 
que acontece. 
Tubo 1: 2 mL de óleo vegetal e 2 mL de água destilada. 
Tubo 2: 2 mL de água destilada e 2 mL de tetracloretode carbono 
Tubo 3: 2 mL de tetracloreto de carbono e 2 mL de óleo vegetal. 
Agite vigorosamente cada tubo, deixe em repouso por 3 minutos e anote suas 
observações. 
6- Num funil de decantação com a torneira fechada, adicione um pouco de água 
destilada e de clorofórmio (Figura 2). Tampe o funil e agite. Espere alguns minutos e 
observe. Retire a tampa e abra lentamente a torneira do funil, deixando escoar uma 
das fases da mistura num béquer de 250 mL. 
 
Figura 2 – Sistema de decantação 
 
7- Demonstrativo: Monte um sistema de filtração a vácuo, conforme Figura 3. Transfira 
para um béquer de 250 mL um pouco leite de magnésia. Homogeneíze com um 
bastão. Filtre a vácuo e anote o que acontece. 
 
Figura 3 – Sistema de filtração à vácuo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Vácuo
 
 
 
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Resultados 
Procedimento Observações 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
 
Bibliografia 
Pombeiro, A.J.L.O., Técnicas e operações unitárias em química laboratorial. 1a Ed., 
Fundação Calouste Gulbenkian, São Paulo, 1983. 
 
Questionário 
 
1- No procedimento do item 2, qual a função do tubo de ensaio contendo água? 
2- Se você dissolvesse sal ou açúcar na água, seria possível separar esses 
componentes pelo método de filtração? Justifique. 
3- Em que situações do cotidiano se utiliza a filtração. 
4- Qual a função do carvão ativo no procedimento do item 4. 
5- Se você sujar suas mãos com graxa, como você faria para limpá-las? 
 
 
 Métodos de Separação de Misturas Homogêneas 
 
Introdução e Objetivo 
 
 As misturas homogêneas são caracterizadas por apresentarem aspecto uniforme, 
isto é, uma única fase, independente do número de substâncias constituintes. Os métodos 
de separação dos componentes dessas misturas normalmente envolvem processos 
físicos, por exemplo, a destilação. 
 A destilação objetiva-se separar um líquido volátil, de uma substância não volátil, ou 
a separação de dois ou mais líquidos de diferentes pontos de ebulição. É um processo 
físico que consiste basicamente na vaporização de um líquido por aquecimento, seguida 
da condensação do vapor formado. 
 
 
 
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 Os principais tipos de destilação são: simples, fracionada, a pressão reduzida e com 
arraste de vapor. Estes tipos diferenciam-se nas aparelhagens utilizadas e em função das 
características dos componentes individuais das misturas a serem separadas. 
 Destilação Simples só se aplica para separar um líquido de suas impurezas não 
voláteis, um solvente usado numa extração ou para separar líquidos de pontos de 
ebulição muito afastados. 
 Destilação Fracionada destina-se a separação de líquidos miscíveis entre si, 
mesmo àqueles de ponto de ebulição próximos. Nesta destilação adapta-se uma coluna 
de fracionamento entre o condensador e o balão de destilação. A função dessa coluna é 
proporcionar em uma única destilação uma série de micro-destilações sucessivas, de tal 
modo que, pela extremidade conectada ao condensador saem somente vapores do 
líquido volátil, regressando ao balão por refluxo, a mistura dos vapores contendo o 
componente menos volátil. 
 Destilação a pressão reduzida é utilizada para destilar líquidos de pontos de 
ebulição elevada ou que se decompõem a temperaturas próximas de seu ponto de 
ebulição. 
 Esta aula tem como objetivos demonstrar os vários tipos de destilações e observar 
as propriedades das substâncias puras, a partir de misturas homogêneas. 
 
Materiais 
Destilação Simples 
 Balão de fundo chato  Mangueiras 
 Manta aquecedora e reostato  Béquer de 250 mL 
 Suporte universal com garra  Bastão de vidro 
 Termômetro  Condensador tipo tubo 
 Cronômetro  Rolhas e junta 
 Água destilada  Suco em pó 
 Pedras de ebulição 
 
 
Destilação Fracionada 
 Balão de fundo chato  Mangueiras 
 Manta aquecedora e reostato  Béquer de 250 mL 
 Suporte universal com garra  Bastão de vidro 
 Termômetro  Condensador tipo bolas 
 Cronômetro  Rolhas e junta 
 Coluna de Vigreaux  Pinga ou vinho 
 Pedras de ebulição 
 
 
Observações 
1- Toda a aparelhagem para destilação a pressão normal deve estar aberta para a 
atmosfera, a fim de evitar aumento da pressão do sistema com o aquecimento. 
2- Deve-se encher o balão até o máximo de 2/3 de sua capacidade. Se o balão estiver 
muito cheio, pode ocorrer arraste mecânico do líquido a se destilar, impurificando 
assim o destilado. Se o balão estiver muito vazio, isto é, menos da metade de sua 
 
 
 
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capacidade, ocorrerão perdas desnecessárias devido ao grande volume que o vapor 
deve ocupar para encher o balão. 
3- Não aquecer o balão até a secura se estiver usando bico de Bunsen, para não haver 
risco de quebra. 
4- A água no condensador deve fluir no sentido contrário à corrente dos vapores para 
evitar choque térmico. 
5- O superaquecimento do líquido poderá resultar em uma ebulição tumultuosa, que 
pode ser evitada, adicionando-se a mistura, algumas pedras porosas. Neste caso, 
bolhas de ar contidas nas pedras porosas são eliminadas pelo aquecimento, as quais, 
devido a um aumento da pressão interna, vencem a pressão da coluna do líquido, 
sendo assim expelidas e rompem a tensão superficial. 
6- Deve-se controlar o aquecimento de modo que o líquido destile a uma velocidade 
constante, ou seja, aproximadamente 1 gota por segundo. 
 
Procedimento Experimental 
 
Destilação Simples 
1- Adicione no balão de fundo chato a amostra a ser destilada, de modo que a mesma 
ocupe 2/3 da capacidade do balão. 
2- Monte o sistema de destilação simples, conforme Figura 4. Caso tenha dúvidas 
pergunte ao professor. 
3- Verifique a temperatura inicial da amostra e anote os resultados. 
4- Aqueça o sistema lentamente, aumentando a temperatura através do reostato. 
5- No final da destilação, desligue a água de circulação e o aquecimento. 
 
Figura 4 – Montagem do sistema de destilação simples. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Destilação Fracionada 
1- Adicione no balão de fundo chato a amostra a ser destilada, de modo que a mesma 
ocupe 2/3 da capacidade do balão. 
2- Monte o sistema de destilação fracionada, conforme Figura 5. Caso tenha dúvidas 
pergunte ao professor. 
3- Verifique a temperatura inicial da amostra e anote os resultados. 
4- Aqueça o sistema lentamente, aumentando a temperatura através do reostato. 
Observe. 
5- Destile a amostra, e substitua o béquer para separa as diferentes substâncias. 
6- No final da destilação, desligue a água de circulação e o aquecimento. 
 
 Figura 5 – Montagem do sistema de destilação fracionada. 
Bibliografia 
Pombeiro, A.J.L.O., Técnicas e operações unitárias em química laboratorial. 1a Ed. 
Fundação Calouste Gulbenkian, São Paulo, 1983. 
 
Questionário 
1- Como se comporta o ponto de ebulição com a redução da pressão externa? Justifique. 
2- Porque a destilação simples não é usada na separação de líquidos de pontos de 
ebulição relativamente próximos? 
3- Se você tivesse as seguintes misturas, como faria para separá-las? Dê o 
procedimento e as vidrarias necessárias. 
a) sal, areia, água; 
b) tetracloreto de carbono, água, etanol; 
c) sal, óleo, água 
4- Deseja-se separar os componentes da pólvora negra, que é constituída de nitrato de 
sódio, carvão e enxofre. Sabe-se que o nitrato de sódio é solúvel em água, o enxofre é 
solúvel em dissulfeto de carbono, enquanto o carvão é insolúvel nestes dois solventes. 
Proponha um procedimento para realizar esta separação. 
5- Que processos industriais você conhece que envolvam os princípios que você utilizou 
nesta aula? 
 
 
 
 
 
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AULA No 9 
 
Título: Recristalização e Determinação do Ponto De Fusão 
 
A recristalização é o método mais comum de purificação de substâncias sólidas. 
Baseia-se na diferença de solubilidade do sólido e das impurezas nele contidas, em um 
solvente ou mistura de solventes quando aquecido após o resfriamento.O processo inclui as seguintes etapas: 
 a) Dissolução da substância impura a uma temperatura próximo do ponto de 
ebulição do solvente. 
 b) Filtração a quente da solução de modo a eliminar qualquer material insolúvel. 
 c) Resfriamento do filtrado. 
 d) Separação dos cristais formados. 
 e) Secagem do material. 
 
SELEÇÃO DO SOLVENTE E SOLUBILIZAÇÃO. 
 
A seleção do solvente é muito importante. Um bom solvente para recristalização 
deve dissolver grande quantidade da substância em temperatura elevada e pequena 
quantidade em temperatura baixa. O solvente deve dissolver as impurezas mesmo a frio, 
ou, então, não dissolvê-las, mesmo a quente. Outros fatores, como a facilidade de 
manipulação, a volatilidade, a inflamabilidade e o custo, devem ser também considerados. 
Na Tabela 1 estão listados os solventes mais frequentemente empregados em 
recristalização. 
 Durante as preparações, nem sempre são fornecidas informações a respeito do 
solvente apropriado para a recristalização do produto obtido. Neste caso, é recomendável 
fazer testes em tubos de ensaio, com os solventes mais comuns. Observa-se a ação dos 
vários solventes a frio e à temperatura de ebulição, a formação de cristais durante o 
resfriamento e o volume de solvente necessário por grama da amostra a ser purificada. 
Às vezes, uma mistura de dois solventes é mais conveniente. Isto é feito quando um dos 
solventes dissolve bem a substância a frio e o outro não, mesmo a quente. 
 Para que se possa fazer mistura de solventes é necessário que: os 02 solventes 
sejam miscíveis em todas as proporções e sejam compatíveis com eles mesmos e com o 
soluto. 
 Misturas de solventes mais usados em cristalização: 
 a) etanol + água d) éter + metanol 
 b) metanol + água e) benzeno + ligroína 
 c) ácido acético + água f) éter + acetona 
 
 O par mais comum é etanol e água. A substância geralmente é bem solúvel em 
etanol e pouco solúvel em água. A técnica consiste em aquecer o material a purificar com 
o melhor solvente até a ebulição da solução, e adicionar lentamente o pior solvente, até 
aparecer uma ligeira turvação. Adiciona-se, então, pequena quantidade do melhor 
solvente, de modo a obter uma solução límpida a quente. 
 Durante a solubilização do material a quente, é importante usar a menor 
quantidade possível de solvente para diminuir as perdas do produto por solubilização. 
Costuma-se empregar um excesso de 2 a 3% de solvente de quantidade mínima 
necessária para dissolver a amostra. 
 Impurezas coloridas ou resinosas podem ser removidas pela adição de pequena 
quantidade de carvão ativo à solução aquecida (em geral, cerca de 1 a 2% p/p) do 
 
 
 
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material a ser purificado é suficiente. As impurezas, adsorvidas na superfície das 
partículas de carvão, são removidas durante a filtração. O uso de excesso de carvão ativo 
leva à perda do material a purificar. 
 FORMAÇÃO DOS CRISTAIS – Pode ocorrer de maneira espontânea ou induzida 
por meio de: agitação, resfriamento ou introdução de cristais de substância pura. O 
resfriamento muito rápido tem o inconveniente de originar cristais muito pequenos que 
podem adsorver impurezas contidas na solução. 
 
 FILTRAÇÃO A QUENTE – A operação deve ser efetuada rapidamente, a fim de 
evitar a cristalização da substância no filtro ou no funil. 
 Utiliza-se, para isso, papel de filtro pregueado e funil pré-aquecido. 
 
Tabela 1 – Solventes Comuns em Recristalização 
_______________________________________________________________________ 
 Solvente PE(º) 
________________________________________________________________________ 
 acetato de etila 78 
 acetona 56 
 ácido acético 118 
 água 100 
 benzeno 80 
 etanol 78 
 metanol 64 
_______________________________________________________________________ 
 
 
 
Procedimentos Experimentais 
 
1) Fazer uma solução de 5,0 g de ácido benzóico impuro em 250 mL de água. 
2) Juntar à solução pequena quantidade de carvão ativado e aquecer até completa 
dissolução do sólido. 
3) Filtrar à quente. 
4) Separar o filtrado em dois recipientes e marcá-los. 
5) Deixar um dos recipientes em repouso (Cristalização espontânea). 
6) Induzir a cristalização na outra porção por agitação e resfriamento. 
7) Filtrar as duas porções, separadamente, à pressão reduzida. 
8) Comparar os tipos de cristais obtidos. 
9) Determinar o ponto de fusão do produto cristalizado e da substância impura. 
 
 
Determinação do Ponto de Fusão 
 
 
 O ponto de fusão é utilizado como critério de pureza e técnica auxiliar na 
identificação de substâncias orgânicas. Os pontos de fusão podem ser determinados com 
grande precisão mesmo com auxílio de aparelhos muito simples. A exatidão na 
determinação de pontos de fusão está estreitamente relacionada com a precisão do 
termômetro utilizado. É importante que a amostra esteja criteriosamente seca para a 
determinação confiável de seu ponto de fusão. 
 
 
 
 
 
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Procedimentos Experimentais 
 
Introduza aos poucos em um capilar de vidro pequena quantidade da amostra 
pulverizada. Comprima a amostra no fundo do capilar até formar uma camada que 
corresponda aproximadamente ao comprimento do bulbo do termômetro a ser usado. 
 Prenda o capilar ao termômetro, de acordo com a figura abaixo, posicionando o 
fundo do capilar (onde se encontra a amostra) o mais próximo possível do bulbo do 
termômetro. 
 O conjunto é colocado em um tubo de Thiele contendo óleo mineral, e submetido 
ao aquecimento, rapidamente até cerca de 10-12C abaixo do ponto de fusão esperado. A 
partir de então o gradiente de aquecimento deverá ser de aproximadamente 2C/minuto. 
Quando a temperatura estiver a cerca de 2-3C do ponto de fusão do sólido, o gradiente 
deverá ser mantido em 1C/minuto até a completa fusão do sólido (Para amostras 
desconhecidas é conveniente fazer uma determinação preliminar). Anote as temperaturas 
do início e do fim da fusão e observe o que acontece com o composto durante o 
resfriamento. 
 
Figura 1 – Aparelhagem para determinação do ponto de fusão 
 
 
 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1) Quais são as etapas de uma recristalização ? 
2) Que características deve possuir um solvente para ser usado em recristalização ? 
3) Quando se deve usar pares de solventes em recristalização ? 
4) Qual a função do carvão ativado e como ele atua ? 
5) Por que é mais indicado a formação de cristais espontaneamente ? 
 
 
Bibliografia 
 
Soares, B. G., Souza, N. A. Pires D. X. Química Orgânica: Teoria e Técnicas de 
Preparação, Purificação e Identificação de Compostos Orgânicos. Rio de Janeiro, Ed. 
Guanabara, S.A.,1988. 
 
 
 
 
 
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AULA No 10 
Título: Reações Químicas em Solução Aquosa 
Introdução e Objetivo 
 Os ensaios de reações por via úmida são realizados com as substâncias em solução 
aquosa, ou seja, o reagente e substância problema (amostra) estão no estado líquido. No 
caso de amostras sólidas, a primeira etapa é dissolvê-las. O solvente usual é a água, ou 
um ácido se a amostra for insolúvel em água. 
 Para os ensaios de análise qualitativa, somente, empregamos as reações que se 
processam acompanhadas de variações nas suas propriedades físicas ou químicas 
facilmente detectáveis. Por exemplo, na mistura de soluções, para identificação de um 
dado íon deve ocorrer: formação de uma substância sólida (formação de precipitado), 
desprendimento de gás (formação de gases identificáveis através da cor, cheiro, etc.), ou 
mudança de coloração (formação de complexos coloridos). Quando não existem 
observações visuais ou olfativas para uma reação, a sua ocorrência pode ser constatada 
através de um teste auxiliar tal como, um indicador, células elétricas que respondam a 
variação de concentração de H+, medidas de condutividadeelétrica e outras 
propriedades. 
 Em geral, as reações de análise qualitativa inorgânica empregam soluções aquosas 
de sais, ácidos e bases. Estas substâncias são eletrólitos fortes ou fracos, dependendo do 
grau de ionização ou dissociação. Por exemplo: 
Sal: BaCl2  Ba2+ + 2 Cl- (eletrólito forte) 
Ácido: CH3COOH  H+ + CH3COO- (eletrólito fraco) 
Base: NH4OH  NH4+ + OH- (eletrólito fraco) 
Ácido: HCl  H+ + Cl- (eletrólito forte) 
Base: NaOH  Na+ + OH- (eletrólito forte) 
 A equação química que descreve uma transformação durante uma reação é 
chamada de equação molecular. Por exemplo: 
NaCl (aq) + AgNO3 (aq)  AgCl (s) + NaNO3 (aq) 
 Uma representação mais precisa da reação, como realmente ocorre em solução, é 
dada pela equação iônica. Assim: 
Na+ (aq) + Cl- (aq) + Ag+ (aq) + NO3- (aq)  AgCl (s) + Na+ (aq) + NO3- (aq) 
 Nesta equação, todas as substâncias iônicas são solúveis e encontram-se 
dissociadas na solução. A fórmula do cloreto de prata (AgCl) é escrita na forma molecular 
porque os seus íons não estão separados. Como nas reações analíticas por via úmida 
não detectamos o sal, mas sim o(s) íon (s) deste sal, representamos estas de uma forma 
simplificada denominada equação iônica representativa, isto é, à equação que resume 
as mudanças que ocorrem: 
Cl- (aq) + Ag+ (aq)  AgCl (s) 
 Esta aula tem como objetivos estudar os métodos e os princípios da análise 
qualitativa, utilizando-se reações químicas que envolvam os íons ou elementos mais 
comuns e representativos. 
 
 
 
 
 
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Materiais 
 
Reagentes 
 Solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L  Solução de nitrato de prata 0,1 mol/L 
 Solução de amônia 1,0 mol/L  Solução de cloreto de cálcio 1,0 mol/L 
 Solução de sulfato de sódio 1,0 mol/L  Solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L 
 Solução saturada de carbonato de 
sódio 
 Solução de cloreto férrico 0,1 mol/L 
 Solução de tiocionato de potássio 0,1 
mol/L 
 Solução de ácido clorídrico 3,0 mol/L 
 Solução de hidróxido de sódio 0,1 
mol/L; 
 Solução saturada de carbonato de sódio; 
 Solução de cloreto de amônio 0,1 mol/L  Solução de cromato de potássio 0,1 mol/L 
 Papel alumínio picado 
 Solução de Iodeto de potássio 0,1 
mol/L 
 Solução de cloreto de bário 0,1 mol/L 
 Solução de nitrato de chumbo 0,1 mol/L 
 
Equipamentos 
 Estante com dez tubos de ensaio 
 Pisseta com água destilada 
 Pipeta graduada de 5,0 mL 
 
Procedimentos Experimentais 
 
Tubo 1 
 Adicione num tubo de ensaio 10 gotas de solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L. 
Em seguida adicione 10 gotas de nitrato de prata 0,1 mol/L. Observe a reação. Escreva a 
equação química. Guarde este tubo e examine-o após 30 minutos. 
Tubo 2 
 Adicione num tubo de ensaio 10 gotas de cloreto de bário 0,1 mol/L. Em seguida, 
adicione 10 gotas de solução de oxalato de sódio 0,1 mol/L. Observe a reação química. 
Escreva a equação química e a característica do precipitado formado. 
Tubo 3 
 Adicione num tubo de ensaio 10 gotas de cloreto de cálcio 1,0 mol/L. Em seguida, 
adicione 10 gotas de solução de sulfato de sódio 1,0 mol/L. Observe a reação química. 
Escreva a equação química e a característica do precipitado formado. 
Tubo 4 
 Adicione num tubo de ensaio 5 gotas de solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L. Em 
seguida, adicione 10 gotas de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. Observe a reação química. 
Escreva a equação química e a característica do precipitado formado. 
 
 
 
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Tubo 5 
 Adicione em um tubo de ensaio 1,0 mL de solução saturada de carbonato de sódio. 
Em seguida, adicione lentamente pelas paredes do tubo de ensaio, gotas de solução de 
ácido clorídrico 3,0 mol/L. Observe a reação química. Escreva a equação química e anote 
as suas observações. 
Tubo 6 
 Adicione em um tubo de ensaio 10 gotas de solução de cloreto férrico 0,1 mol/L. 
Em seguida, adicione 5 gotas de solução de tiocianato de potássio 0,1 mol/L. Observe a 
reação química. Escreva a equação e a característica do produto formado. 
Tubo 7 
 Adicione em um tubo de ensaio 20 gotas de solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L. 
Em seguida coloque um prego limpo e observe. Anote as suas observações. 
Tubo 8 
 Adicione em um tubo de ensaio 10 gotas de solução de cloreto de bário 0,1 mol/L. 
Em seguida adicione 10 gotas de sulfato de cobre 0,1 mol/L e observe. Anote as suas 
observações. 
Tubo 9 
 Adicione em um tubo de ensaio 10 gotas de iodeto de potássio 0,1 mol/L. Em 
seguida adicione 5 gotas de nitrato de chumbo 0,1 mol/L e observe. Anote as suas 
observações. 
Tubo 10 
 Adicione em um tubo de ensaio alguns pedaços de papel alumínio (pequenas 
bolinhas). Em seguida adicione lentamente pelas paredes do tubo de ensaio, gotas de 
solução de ácido clorídrico 3,0 mol/L. Observe a reação química. Escreva a equação 
química e anote as suas observações. 
 
Resultados 
Tabela 1 – Resultados dos ensaios qualitativos de identificação 
Tubo Observações 
01 
02 
03 
04 
 
 
 
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05 
06 
07 
08 
09 
10 
 
Bibliografia 
ALEXÉEV V., Análise qualitativa. Edições lopes da Silva, Porto, 1982. 
MELLO A.F., Introdução à análise mineral qualitativa. São Paulo, Pioneira, 1977. 
VOGEL A., Química analítica qualitativa. 5a. ed., Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981. 
 
Questionário 
1. Num laboratório de química, encontram-se as seguintes amostras: nitrato de chumbo 
(II), nitrato de cálcio, nitrato de cobre (II), nitrato de ferro (III) e nitrato de prata. 
 Qual reagente a seguir deve ser utilizado para identificar, através de reações por via 
úmida, cada cátion das amostras acima? Escreva as equações químicas de cada reação 
e os nomes dos produtos formados. 
2. Quais os critérios para se verificar a ocorrência de uma reação química por via úmida? 
3. Classifique todas as reações químicas utilizadas nesta aula. 
4. Explique o que aconteceu no tubo 7 em termos de eletroquímica. 
 
 
OXALATO
DE 
AMÔNIO
HIDRÓXIDO
 DE
SÓDIO
CROMATO
DE
POTÁSSIO
CLORETO
 DE SÓDIO
TIOCIANATO 
DE POTÁSSIO
 
 
 
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AULA N 11 
 
Título: Preparo de Solução 
 
 
Introdução 
 
Uma solução é uma mistura homogênea (monofásica) de duas ou mais 
substâncias entre si. É constituída de um solvente e um soluto. O solvente é o 
componente em maior quantidade. Ele dá o estado físico da solução (gasoso, líquido ou 
sólido), no qual o soluto está dissolvido. O soluto é a substância ou as substâncias, 
presentes em menor quantidade que o solvente. Ele apresenta-se disperso no solvente. 
 A solubilidade de um soluto é a quantidade máxima do mesmo que pode ser 
dissolvida numa certa quantidade de solvente, numa dada temperatura e pressão. Em 
geral esta quantidade é dada em mols de soluto por litro de solução. 
 O fenômeno da dissolução de um sólido é o resultado da interação das forças 
elétricas entre as moléculas do solvente com as unidades (íons: cátions e ânions, átomos 
ou moléculas) do soluto que se encontram ancoradas (ligadas) em posições definidas na 
estrutura reticular do sólido chamada de sólido cristalino, ou o contrário, sólido amorfo. A 
dissolução, obedece a lei: semelhante dissolve semelhante. 
 
Unidades de concentração 
 
 Conceito de concentração 
 A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade de soluto e a 
quantidade especificada de solvente ou quantidade especificada de solução. 
 
Concentração (C) = Quantidade de soluto concentração: Quantidade de soluto 
 Quantidade de solvente Quantidade de solução 
 
O termo quantidade pode ser entendido como: 
-massa (em gramas-g; quilogramas-Kg; ou picogramas-pg; nanogramas-ng; microgramas 
g) 
-volume (em litro-L; picolitro-pL; nanolitro-nL; microlitro-L; mililitro-mL) 
-número de mols (n) 
 
Desta forma pode-se verificar, à primeira vista, que a concentração pode ser expressa por 
diversas combinaçõesde unidades originando um grande número de denominações para 
a grandeza concentração. 
 
Formas de apresentar a concentração: 
 Apesar das recomendações da IUPAC com relação à unidade de medida da 
grandeza quantidade de matéria (mol), no sentido de uniformizar a notação e a 
nomenclatura química, a maioria das obras atualizada de química continua utilizando 
unidades de concentração consideradas obsoletas. Essas não serão abordadas. 
 
Concentração em porcentagem (%) de soluto na solução 
 Quando a quantidade de soluto for relativamente grande em relação ao total da 
solução, pode-se utilizar a concentração em percentual. Em geral esta relação pode ser 
expressa em termos de massa/massa (m/m); volume/volume (v/v) e massa/volume (m/v), 
conforme segue. 
 
 
 
 
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a) Concentração em % (m/m) 
Esta forma de expressar a concentração é dada por: 
C(% m/m) = massa do soluto x100 = massa do soluto________________x100 
 Massa da solução massa do soluto +massa do solvente 
 
b) Concentração em % (v/v) 
C(% v/v) = volume do soluto__x100 
 Volume da solução 
 
c) Concentração em % (m/v) 
C (% m/v) = massa do soluto__x100 
 Volume da solução 
 
Concentração em ppm, ppb e ppt. 
 Estas formas de expressar a concentração são utilizadas quando a relação entre a 
quantidade de soluto e a quantidade de solução é muito pequena. A expressão ppm 
significa partes por milhão, ou seja, uma parte de soluto lhe correspondem um milhão de 
partes de solução, em termos numéricos a 1,0 g de soluto lhe correspondem 1,0x106 g de 
solução; e assim para ppb – partes por bilhão; e ppt – partes por trilhão. 
 
a) soluções sólidas 
 
 Nas soluções sólidas as partes soluto/solução são expressas em massa do soluto 
por massa da solução (m/m), onde: 
 1,0 ppm (m/m) = 1,0 g/g = 10-6 g/g = mg/Kg 
 1,0 ppb (m/m) = 1,0 ng/g = 10-9 g/g = g/Kg 
 1,0 ppt (,/m) = 1,0 pg/g = 10-12 g/g 
 
a) soluções gasosas 
Nas soluções gasosas, se o soluto for gasoso, usam-se as mesmas expressões 
utilizando-se a unidade de volume como medida, em geral são partes de soluto em mL 
(mililitro) por partes de solução em L (litros) (v/v). Assim uma solução gasosa com um 
ppm de hélio significa: 
 1,0 ppm (v/v) = 1,0 L/L = 10-6 mL/L 
 
b) soluções líquidas 
 
Nas soluções líquidas pode-se usar o sistema v/v como nas gasosas quando o soluto 
é um líquido. Quando o soluto é sólido utiliza-se expressar o soluto em massa (g=10-6, 
ng=10-9 g, etc) e a solução total em volume (mL). Pode-se usar as denominações ppm, 
ppb, ppt, se a massa for igual ao volume, isto é, densidade igual a 1,0 g/mL. 
 
 
Concentração em mol/L 
A concentração em mols por litro de uma solução é a razão do número de mols do 
soluto (n) pelo volume total da solução em litros (L), ou o número de mols do soluto 
contidos num litro de solução. 
 C (mol/L) = número de mols do soluto (n)___ = n_ 
 Volume total da solução em litros V(L) 
Como 
 n = massa (g)______ logo, C = m_____ (mol/L) 
 massa molar (M) M. V 
 
 
 
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 Diluição de soluções 
 
 Na maioria dos trabalhos de rotina de laboratório já se possui soluções estoques 
prontas, as quais são diluídas na concentração desejada. 
 A diluição de uma solução é o processo no qual mais solvente é adicionado à 
solução e como a quantidade de soluto é a mesma a concentração diminui. 
 Na prática parte-se de uma solução concentrada de concentração Cc e chega-se a 
uma solução diluída de uma nova concentração CD. O volume inicial da solução 
concentrada é Vc e o volume final da solução diluída VD> Como a quantidade de soluto 
não varia, tem se que: 
 
 Cc.Vc = CD.VD = constante 
Com esta igualdade pode-se calcular qualquer uma das variáveis, conforme a exigência 
do problema. 
 
Procedimentos Experimentais 
 
1) Preparar 250 mL de uma solução 5% (m/v) de NaCl 
 
 Calcular a massa de NaCl necessária para preparar 250 mL de solução 5%. 
Colocar a quantidade já pesada num béquer de 250 mL e dissolvê-la em água destilada, o 
volume da água de ser inferior a 250 mL. Com o auxílio de um funil simples, transferir 
quantitativamente a mistura para o balão volumétrico de 250 mL. Completar o volume da 
solução com água destilada até a marca de aferição do balão, tampar e agitar para 
completar a homogeneização. Por etiqueta (rótulo) colocando : solução de NaCl, C = 5% 
(m/v), data e autor. 
 
2) Preparar 500 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L 
 Calcular a massa de NaOH necessária para preparar 500 mL de uma solução de 
NaOH 0,1 mol/L . Colocar a quantidade já pesada num béquer de 250 mL e dissolvê-la 
em água destilada. Esperar o restabelecimento do equilíbrio térmico com o ambiente. 
Com o auxílio de um funil e o bastão de vidro transferir a solução para o balão volumétrico 
de 500 mL. Lavar repetidas vezes com porções de água, o béquer, o bastão e o funil 
vertendo a água para o balão. Adicionar água até que o menisco inferior do nível do 
líquido tangencie a marca de calibração do balão. 
 
3) Preparar 200 mL de solução de HCl 0,5 mol/L 
 
 Observar, no rótulo do frasco que contém a solução concentrada de HCl, a 
densidade e a porcentagem (m/m) do ácido na mistura. A partir desses dados calcular o 
volume da solução concentrada necessária para preparar a referida solução. Com o 
auxílio de uma pipeta, medir o volume calculado e transferi-lo para um béquer que já 
contenha uma pequena quantidade de água destilada. Esperar o restabelecimento do 
equilíbrio térmico com o ambiente.Transferir quantitativamente o conteúdo para um balão 
volumétrico de 200 mL, utilizando funil e bastão. Completar o volume da solução com 
água destilada até a marca de aferição do balão, tampar e agitar para a completa 
homogeneização. Rotular. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 55 
 
AULA N 12 
 
Título: Padronização de Soluções Aquosas e Titulação ácido-
base: Determinação do teor de ácido acetilsalicílico em 
comprimido 
 
Introdução e Objetivo 
 
PADRONIZAÇÃO: 
 A solubilidade de uma substância num determinado solvente é controlada 
principalmente pela natureza do próprio solvente e do soluto, mas também pela 
temperatura e pressão. Uma solução é formada quando uma mistura homogênea de duas 
ou mais substâncias formam uma única fase. O componente presente em maior 
quantidade é chamado solvente e os outros componentes são denominados solutos. 
 Quando se pensa em soluções, as primeiras idéias que ocorrem envolvem a água 
como solvente: refrigerantes, bebidas, detergentes, remédios em solução oral, etc. Porém 
muitos produtos de consumo, tais como: os óleos lubrificantes e a gasolina são soluções 
que envolvem outros líquidos. Além disso, deve-se estar atento que soluções não dizem 
respeito somente aos solventes líquidos. O ar é uma solução de N2, O2, CO2, vapor d’água 
e outros gases. O vidro, sólido amorfo, é uma solução de óxidos metálicos (Na2O, CaO 
entre outros) em SiO2. A solda usada para fazer as conexões elétricas nos circuitos das 
calculadoras e dos computadores é também uma solução sólida de Sn, Pb e outros 
metais. 
 As propriedades das soluções, por exemplo, a cor ou o sabor, depende de sua 
concentração. Em química, a quantidade de soluto dissolvido numa unidade de volume ou 
de massa da solução ou do solvente se denomina concentração. A concentração é 
expressa, comumente, em mol do soluto por litro da solução; esta concentração é a 
molaridade da solução. 
 Em análise química é necessário preparar soluções de concentração exatamente 
conhecida, isto é soluções padrões. Essas soluções requerem, muitas vezes, que se faça 
uma análise titulométrica para se determinar à quantidade exata do soluto presente no 
volume da solução. Este procedimento chama-se padronização da solução. 
 A solução padrão é usualmente adicionada por uma bureta. O processo de adição 
da solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de titulação e a 
substância a ser determinadade titulada. O ponto final da titulação chama-se ponto de 
equivalência. Este final deve ser identificado por alguma mudança, produzida pela 
própria substância padrão, por exemplo: KMnO4 ou pela adição de um reagente auxiliar 
conhecido como indicador. Após a finalização da reação entre a substância e a solução 
padrão, o indicador deverá produzir uma mudança de cor no líquido que está sendo 
titulado. Este ponto é chamado de ponto final da titulação. 
 
TITULAÇÃO: 
Comprimidos são preparações farmacêuticas de consistência sólida, forma variada, 
geralmente cilíndrica ou lenticular, obtidas agregando, por meio de pressão, várias 
substâncias medicamentosas, podendo ou não se encontrar envolvidas por revestimentos 
especiais, recebendo neste caso, a denominação de drágeas. 
 
 
 
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 Para se fazer um comprimido, é preciso submeter o granulado (mistura de 
substâncias contendo o princípio ativo) a uma pressão exercida por dois punções no 
interior de uma câmara de compressão ou matriz, cujo fundo é constituído pelo punção 
inferior. 
 Logicamente, o peso do comprimido não é determinado por pesagem individual, 
mas por um método volumétrico, isto é, pelo volume de granulado que fica aprisionado no 
sistema punções-matriz. Para que este sistema volumétrico seja suficientemente exato, é 
necessário que o granulado apresente consistência de características físicas (tamanho e 
peso), o que nem sempre é possível. Por esta razão, o peso dos comprimidos nunca é 
uniforme, variando dentro de limites de tolerância admitidos, havendo inclusive, variações 
na quantidade de princípio ativo. 
 Com relação à quantidade de princípio ativo anunciado nos rótulos dos 
medicamentos, tolera-se uma variação de aproximadamente 10 % (para mais ou para 
menos) dependendo do comprimido considerado. De qualquer modo, em relação aos 
comprimidos oficiais, as farmacopéias estabelecem para cada caso, os limites de 
tolerância admitidos. 
 O ácido acetil salicílico pertence ao grupo dos analgésicos que alivia as dores 
brandas e moderadas e não causam dependência. Na preparação de comprimidos deste 
princípio ativo medicamentoso, mistura-se AAS (0,500 g) com amido (0,100 g), que atua 
como desagregante, e com pequena quantidade de talco que atua como lubrificante. 
 O teor de AAS nos comprimidos pode ser determinado por titulação ácido-base, 
utilizando o hidróxido de sódio como solução padrão e a fenolftaleína como indicador. 
 Esta aula tem como objetivos treinar a técnica de pesagem, ilustrar as técnicas de 
preparação e padronização de solução aquosa de hidróxido de sódio 0,1 mol/L, a qual 
será utilizada na próxima aula. 
Considerações sobre reações químicas 
 Para uma reação ser utilizada em uma titulação, ela deve satisfazer as seguintes 
condições: 
1- Deve ocorrer uma reação simples que possa ser expressa por uma equação química. 
2- A substância a ser utilizada deverá reagir completamente com o reagente em 
proporções estequiométricas. 
3- A reação deve ser rápida. Em alguns casos, deve-se adicionar um catalisador para 
acelerar a reação. 
4- Deve haver uma mudança de energia livre marcante conduzindo a alteração de 
alguma propriedade física ou química do soluto no ponto de equivalência. 
5- Deve haver um indicador específico que defina nitidamente o ponto final da reação. 
Considerações sobre Hidróxido de Sódio 
 Para preparar soluções padrões alcalinas, o reagente mais usado é o hidróxido de 
sódio. No entanto, este reagente não é padrão primário, porque é higroscópico e sempre 
contém uma quantidade indeterminada de água e carbonato de sódio adsorvida no sólido. 
Isto significa que as soluções de NaOH devem ser padronizadas com um reagente padrão 
primário, por exemplo o biftalato de potássio, para poder determinar a concentração real 
da solução. 
 As soluções de hidróxido de sódio atacam o vidro e dissolvem a sílica com formação 
de silicatos solúveis. A presença de silicatos solúveis causa erros e as soluções devem 
ser conservadas em frascos de polietileno. 
 
 
 
 
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Considerações sobre Padrão Primário 
 Padrão primário é uma substância que apresenta as seguintes características: 
1- Fácil obtenção, purificação e secagem; 
2- Deve existir teste qualitativo simples para identificação de contaminantes, que se 
presentes devem estar em pequena porcentagem; 
3- Deve possuir massa molecular elevada (para diminuir o erro de pesagem); 
4- Solúvel nas condições experimentais; 
5- Deve reagir com a espécie de interesse de modo estequiométrico e instantâneo; 
6- Deve manter-se inalterada ao ar durante a pesagem. Não pode ser higroscópica, 
oxidada ou afetada pelo CO2. 
 
Considerações sobre Biftalato de Potássio 
As soluções de hidróxido de sódio são geralmente padronizadas com 
hidrogenoftalato de potássio ou biftalato de potássio [HKC6H4(COO)2], que é um padrão 
primário. 
HKC6H4(COO)2 (aq)  H+ (aq) + K+ (aq)+ C6H4(COO)22- (aq) 
NaOH (aq)  Na+ (aq) + OH- (aq) 
H+ + OH-  H2O 
 
 
 
 
 
Materiais 
Equipamentos 
 Espátula  Balança analítica e semi-analítica 
 Béquer de 100 mL  Frascos para acondicionar as soluções 
 Bastão de Vidro  Béquer de 300 mL com água destilada 
 Balão volumétrico de 250 mL  Pisseta com água destilada 
 Erlenmeyer de 300 mL  Proveta de 50 mL 
 
Reagentes 
 Hidróxido de sódio  Biftalato de potássio 
 Fenolftaleína 1% 
 
C
C
O
O
K
H
O
O
Hidrogenoftalato de potássio 
 
 
 
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Procedimentos Experimentais 
Preparação da solução NaOH 0,1 mol/L 
1- Pese numa balança semi-analítica um béquer de 100 mL e adicione aproximadamente 
1,1g de hidróxido de sódio. Cuidado, pois este reagente é CORROSIVO! 
2- Meça numa proveta 100 mL de água destilada recém fervida e transfira lentamente 
para o béquer que contém o hidróxido de sódio. Dissolva agitando com o bastão. 
Cuidado, pois a dissolução é EXOTÉRMICA! 
3- Transfira a solução, depois de resfriada, para um balão volumétrico de 250 mL. 
Complete o volume com água destilada recém fervida. Acerte o menisco e 
homogeneíze. Cuidado, pois se passar do menisco você deverá recomeçar. 
4- Armazene esta solução em frasco de polietileno e rotule-o. 
 
Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L 
Lave a bureta de 50 mL com pequena quantidade da solução de NaOH 0,1 mol/L 
1- Fixe uma bureta de 50 mL no suporte universal. Feche a torneira de controle de 
escoamento. Coloque um béquer de 100 mL em baixo da bureta. Com auxílio de um 
béquer de 50 mL, encha a bureta com solução de NaOH 0,1 mol/L e observe se há 
vazamento. Verifique se há bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. 
Caso tenha, abra a torneira rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta 
com NaOH 0,1 mol/L e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica na 
parte superior. 
2- Pese numa balança analítica 0,56 g de hidrogenoftalato de potássio e transfira 
quantitativamente para um erlenmeyer de 250 mL. Anote a massa pesada. 
3- Meça numa proveta 50 mL de água destilada fria e recém fervida e adicione no 
erlenmeyer de 250 mL, que contém o hidrogenoftalato de potássio. Agite até dissolver. 
4- Adicione duas gotas de fenolftaleína 1% e homogeneíze. 
5- Titule com a solução recém preparada de NaOH 0,1 mol/L, até mudança de coloração 
do indicador de incolor para rosa (Figura 1). 
6- Anote o volume gasto e calcule o fator de correção, utilizando a seguinte fórmula. 
Fc
Vteo
V

rico
gasto
 
7- Calcule a média dos fatores de correção da turma. Em seguida, calcule a 
concentração real da solução de NaOH 0,1 mol/L e escreva no rótulo. 
M real = Fc x 0,1 
 
 
 
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Figura 1 – Esquema da titulação da padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L. 
 
Resultados 
Massa de NaOH (g) Fator de Correção 
Massa de HKC6H4(COO)2 (g) Molaridade real (mol/L) 
Volume gasto (mL) 
 
Dosagem do teor de ácido acetil salicílico (AAS) em comprimidos:Pesar um comprimido em um béquer dissolvê-lo em 25 mL de etanol P.A., 
transferir este conteúdo quantitativamente, com água destilada, para um balão 
volumétrico de 100 mL e diluir até a marca. Titular alíquotas de 25 mL desta solução, com 
a solução padronizada de hidróxido de sódio, usando a fenolftaleína como indicador do 
ponto final. 
 Calcular a massa e a percentagem de ácido acetil salicílico (AAS) no comprimido 
analisado, considerando as diluições feitas e os dados obtidos neste procedimento. 
 
Bibliografia 
OHLWEILER O. A., Química analítica quantitativa. 3a ed., volume 2, Livros Técnicos e 
Científicos, Rio de Janeiro, 1981. 
Questionário 
1- Qual a importância de se preparar soluções? 
2- Escreva as reações da análise. 
3- Qual a função da fenolftaleína? Poderia ser utilizada outra substância? 
4- Calcule a massa necessária para se preparar 250 mL de solução 0,1 mol/L de NaOH. 
Calcule a massa de biftalato de potássio necessária para reagir com 25 mL desta 
solução.Dados: Na = 23; O = 16; H = 1 
Massa Molecular do biftalato de potássio = 204,2 g/mol. 
5- Porque a solução de hidróxido de sódio necessita ser padronizada? 
 
Bureta contendo solução 
de NaOH 
1
/9 M
Erlenmeyer contendo 
KHC6H4(COO)2 
com fenolftaleína
 
 
 
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AULA no 13 
 
Título: SÍNTESE 
1) Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O) 
2) Preparação da magnetita (Fe3O4) 
 
1- Introdução 
 
PRECIPITAÇÃO 
 De uma maneira geral aplicam-se as seguintes regras para que a precipitação 
ocorra adequadamente: 
1 – A precipitação deve efetuar-se em solução diluída para que a solubilização do 
precipitado não favoreça as perdas e para que a filtração e operações seguintes não 
exijam tempo maior que o necessário. Os erros devidos co-precipitação são desta forma 
minimizados; 
 
2 – Os reagentes precipitantes devem se agregar lentamente, com uma agitação 
contínua. Desta forma, o grau de saturação é pequeno e os cristais que se formarem 
serão de tamanho grande. Geralmente só é necessário um excesso pequeno de 
reagentes, só excepcionalmente, usa-se um excesso grande. Às vezes, a ordem em que 
os reagentes atuam tem importância. Assim, as condições experimentais da precipitação 
podem aumentar a solubilidade do precipitado, de forma a diminuir a supersaturação; 
 
3 – A precipitação deve efetuar-se em soluções quentes sempre que a estabilidade do 
reagente precipitante e do precipitado assim o permitirem. A solução a precipitar e às 
vezes, também, a do reagente precipitante devem ser pré-aquecidas até que haja um 
começo de ebulição. No caso dos reagentes se alterarem com tal aumento de 
temperatura, o aquecimento deverá se restringir aos limites de estabilidade das soluções. 
 
 
As vantagens da precipitação a quente são: 
 
a) aumentar a solubilidade e como consequência, diminuir a supersaturação relativa; 
 
b) favorecer a coagulação e diminuir, ou evitar, a formação de soluções coloidais; 
 
c) diminuir a velocidade de cristalização, favorecendo a formação de cristais maiores e 
mais perfeitos. 
 
1 – Os precipitados cristalinos devem ser deixados em repouso (processo de digestão) o 
maior tempo possível. Na prática, são deixados de um dia para o outro, exceto nos casos 
de uma possível co-precipitação. Em geral, é preferível uma digestão a banho-maria 
porque assim diminui a co-precipitação e os precipitados ficam mais facilmente filtráveis. 
A digestão, entretanto, pouco atua sobre precipitados amorfos ou gelatinosos; 
 
2 – O precipitado deve ser levado com solução diluída de um eletrólito adequado (ou 
solvente orgânico adequado, quando assim for indicado). Água completamente pura pode 
chegar a peptizar o precipitado; 
 
3 – Se o precipitado se apresentar apreciavelmente contaminado, como consequência de 
co-precipitação ou outra causa qualquer, pode-se corrigir este erro pela dissolução em um 
 
 
 
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solvente adequado e voltando-se a precipitá-lo novamente (re-precipitação). A 
contaminação em uma segunda precipitação é sempre menor, com o que é possível 
aumentar a pureza do precipitado. 
 
 
PUREZA DO PRECIPITADO E CO-PRECIPITAÇÃO 
 
 Quando se precipita em uma solução, uma substância muito pouco provável, nem 
sempre ela se separa em estado de alta pureza, uma vez que poderá conter impurezas 
em proporções variáveis, de acordo com o precipitado e as condições em que a 
precipitação ocorreu. 
 A contaminação do precipitado por substâncias, que por sua solubilidade, deveriam 
permanecer em solução, denomina-se co-precipitação. A co-precipitação pode ocorrer 
(a) por adsorção sobre a superfície do precipitado, de partículas em contato com a 
solução, ou (b) por oclusão de substâncias estranhas durante o crescimento dos cristais 
das partículas primárias. 
 A adsorção superficial em geral é muito maior para os precipitados gelatinosos que 
para os de pronunciado caráter macro cristalino. 
 O segundo tipo de co-precipitação, a oclusão de substâncias estranhas, ocorre 
durante a formação do precipitado, a partir das partículas iniciais, o adsorvato, sobre a 
superfície de metal, o adsorvente. Tais partículas experimentam, sempre, fenômenos de 
adsorção superficial em menor ou maior quantidade. 
 É sempre possível eliminar parcialmente as impurezas, se permitir à formação de 
cristais bem desenvolvidos, através de um crescimento lento. Se os cristais crescerem 
rapidamente, pela justaposição das partículas primárias, forma-se agregados cristalinos 
grandes, constituídos por cristais pequenos fracamente unidos podendo conservar 
impurezas entre estas partículas primárias. Se a impureza é isomorfa, ou forma uma 
solução sólida com o precipitado, a co-precipitação poderá se muito mais séria e nesse 
caso o “envelhecimento do precipitado”, digestão. 
 Outros erros de importância podem ocorrer por co-precipitação, que consiste em 
uma precipitação posterior de uma substância de composição diferente sobre a superfície 
do precipitado principal ou primário. A pós-precipitação é produzida por substâncias 
fracamente solúveis que formam soluções supersaturadas e que geralmente apresentam 
um íon comum com o precipitado primário. 
 Deve-se também levar em conta a influência da digestão do precipitado, que se 
efetua deixando-o em contato com a solução em que se formou, durante 12 a 24 horas, à 
temperatura ambiente ou, em alguns casos, à quente de ½ a 2 horas. Este procedimento 
conduz a um precipitado mais puro e fácil de filtrar. Para a digestão, os recipientes onde 
os precipitados se encontram devem ser cobertos com vidros de relógio (com a parte 
convexa para baixo), ou com um vidro de relógio grosso com ranhuras, especial para 
evaporação rápida (Speedy – Vap), permitindo o escape rápido dos vapores. 
 Na digestão ou envelhecimento dos precipitados, as partículas primárias menores, 
que são mais solúveis que as maiores, dissolvem-se lentamente e se re-precipitam sobre 
as maiores, levando a eliminação de impurezas que por co-precipitação contaminavam as 
partículas pequenas formadas inicialmente. Como resultado obtém-se no final, um 
precipitado muito mais puro. 
 Os cristais formados rapidamente podem apresentar formas irregulares, com uma 
superfície comparativamente grande. Após a digestão, os cristais se tornam maiores de 
forma mais regular resultando numa superfície total menor e como consequência 
adsorção diminui. Resumindo, a digestão reduz os erros da co-precipitação formando 
partículas maiores e a filtração é facilitada. 
 
 
 
 
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FILTRAÇÃO 
 
 A filtração tem por finalidade separar um sólido de um líquido e é efetuada 
passando a mistura através de um material poroso que retém as partículas de sólido. 
a) papel de filtro 
b) algodão 
c) tecido 
d) vidro sintetizado 
e) porcelana porosa 
f) fibras de vidro ou amianto, etc. 
 
 A escolha do meio filtrante do precipitado. Os meios filtrantes mais usados são: (a) 
papel filtro; (b) placas filtrantes; (c) placas porosas filtrantes.O mais usado em laboratório é o papel de filtro. Existem papeis de filtro de várias 
porosidades e a escolha depende do tamanho e da natureza das partículas do sódio. 
(a) O papel de filtro é especialmente adequado para precipitados gelatinosos e para os 
que devem ser calcinados a uma temperatura muito alta antes de serem pesados. 
(b) Placas filtrantes são chamadas funis de Gooch ou de Monroe podendo ser de 
porcelana, de platina ou de sílica. São usados em filtrações por sucção, requerendo 
suportes suficientemente fortes para resistir a um vácuo parcial. O funil de Gooch deve 
ser de tamanho apropriado, cerca de 4 cm de altura e capacidade de 25 mL. A solução 
deve ser derramada suavemente no centro de placa filtrante com ajuda de bastão de 
vidro. 
(c) Placas porosas são utilizadas quando o líquido a filtrar é fortemente ácido, básico ou 
contém reagentes que atacam o papel filtro. As mais comuns são de vidro resistente, 
como pirex e possuem um disco poroso obtido de vidro moído, sintetizado. A placa porosa 
já se encontra soldada ao corpo de um funil ou um cadinho de porcelana. 
 
FILTRAÇÃO SIMPLES 
 
 Utiliza-se um funil simples em que foi adaptado um cone de papel filtro. 
Inicialmente, umedece-se o papel com uma pequena quantidade do solvente com que 
está trabalhando. Efetua-se a filtração tomando o cuidado de não encher o filtro até a 
borda. Os últimos traços do sólido são transferidos para o papel de filtro com o auxilio de 
jatos de solvente, utilizando uma pisseta. Lava-se o sólido com pequenas porções do 
solvente. 
 O cone simples de papel de filtro é utilizado nas filtrações em que está interessado 
no sólido. Quando se deseja uma filtração mais rápida e interessa o filtrado, utiliza-se 
papel pregoado, que apresenta maior área filtrante. 
 Algumas vezes é necessário filtrar uma solução quente. Nesses casos, pode-se 
utilizar um aquecedor de funil de paredes duplas, no interior do qual circula água quente 
ou então filtrar em pequenas porções. 
 
FILTRAÇÃO POR SUCÇÃO 
 
 É efetuada utilizando-se uma aparelhagem, frasco kitassato provido de funil de 
Büchner ligado a frasco de segurança, vazio, que por sua vez ligado a uma trompa de 
água. Corta-se um circulo de papel filtro, cujo diâmetro deve ser 1 a 2 mm menor do que o 
diâmetro interno do funil, de modo a cobrir os orifícios do funil, sem entretanto chegar até 
as paredes do mesmo. Liga-se a trompa de água, umedece-se o papel de filtro com o 
solvente e efetua-se a filtração. Terminada esta, abre-se a entrada do kitassato do frasco 
de segurança, antes de fechar a torneira da trompa de água. 
 
 
 
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 Este tipo de filtração tem vantagens sobre a filtração simples, por ser rápida e por 
deixar menor a quantidade de impurezas e solvente no sódio. 
 
LAVAGEM DO PRECIPITADO 
 
 A maioria dos precipitados é produzida na presença de um ou mais compostos 
solúveis; o objetivo da operação da lavagem é a remoção destes tão completa quanto 
possível. É evidente que somente as impurezas superficiais poderão ser removidas deste 
modo. A composição da solução de lavagem dependerá da solubilidade e das 
propriedades químicas do precipitado bem como da sua tendência à precipitação das 
impurezas a remover e da influência de traços da solução de lavagem sobre o tratamento 
subsequente do precipitado antes da pesagem. 
 A água não pode, geralmente, ser empregada, devido à possibilidade de produzir 
uma peptização parcial do precipitado e, em muitos casos, pela possibilidade de 
ocorrência de pequenas pedras como consequência da maior ou menor solubilidade do 
precipitado. Emprega-se, então, uma solução de eletrólito. Esta deve possuir um íon 
comum com o precipitado, a fim de reduzir erros de solubilidade, e ser facilmente 
volatilizada quando se prepara o precipitado para a pesagem. Por estas razões, os sais 
de amônio, a solução de amônia e os ácidos diluídos são comumente empregados. 
 Se pretende utilizar o filtrado numa determinação posterior, a seleção fica limitada 
a substâncias que não interfiram nas operações subsequentes. Além disso, substâncias 
hidrossolúveis requererão o uso de soluções que contenham um eletrólito que deprima a 
hidrólise. 
 A escolha da temperatura do líquido de lavagem, quente ou outra temperatura, 
dependerá principalmente da solubilidade do precipitado. Se for possível, usar soluções 
quentes para aumentar a solubilidade das substâncias estranhas e ter maior velocidade 
de filtração. 
 
 
SÍNTESE DO SAL 
 
2 – Objetivos 
 
Sintetizar um sal simples; 
Aplicar as técnicas de filtração e precipitação; 
Caracterizar o sal; 
Calcular o rendimento percentual do sal. 
 
3 – Materiais 
 
Reagentes: 2,0 g de óxido de cobre (CuO); 10 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado 
6 mol L-1; hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L-1; cloreto de bário (BaCl) 0,1 mol L-1; água 
destilada. 
Equipamentos: 1 béquer de 100 mL; 1 erlenmeyer de 50 mL; funil simples; 2 papéis de 
filtro; suporte universal e garras adequadas; funil de Büchner; frasco de kitassato; bomba 
a vácuo, banho de gelo. 
 
4 – Procedimentos Experimentais 
 
Parte I: Síntese do sal simples 
 
 
 
 
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Pese, inicialmente, cerca de 2,0 g de CuO e coloque em um béquer de 100 mL. 
Anotar a massa exata do óxido. 
A um frasco de Erlenmeyer de 50 mL adicionar 5,0 mL de água destilada e, em 
seguida, 10 mL de H2SO4. Obs: a adição de ácido deve ser feita lentamente para evitar 
elevação da temperatura da solução. 
A solução contida no frasco de Erlenmeyer deve ser, então, adicionada ao béquer 
que contém o óxido de cobre. Da mesma forma que anteriormente, essa adição deve ser 
lenta e mantida constante agitação através de um bastão de vidro. 
Em seguida, aqueça a mistura resultante com um bico de gás, até completar 
dissolução do óxido de cobre. A dissolução é acompanhada de mudança de coloração de 
preta para azul escura. 
Deixe a solução em repouso até que ela volte à temperatura ambiente, adicione 
mais 5,0 mL de água destilada e aqueça novamente até a ebulição. Filtre a solução a 
quente, utilizando a técnica de filtração por gravidade. 
Após o resfriamento da solução, coloque o copo de béquer num banho de gelo. 
Filtre o vácuo à mistura, pesando previamente o papel de filtro a ser utilizado. Lave os 
cristais com etanol até eliminar todo o excesso de ácido sulfúrico. Seque os cristais 
durante alguns minutos, mantendo-os sob a sucção da bomba de vácuo. 
A seguir, pese os cristais juntamente com o papel de filtro; deixe secar ao ar por 
mais de 10 minutos e repese-os. Se a massa obtida for igual à anterior, calcule o 
rendimento percentual da síntese. Caso contrário, repita a secagem, ao ar, dos cristais 
até obter massa constante. 
 
Parte II: Caracterização do Produto Obtido 
 
Prepare uma solução em dissolvendo aproximadamente 0,5 g do produto obtido 
em 20,0 mL de água e coloque 1,0 mL dessa solução em 2 tubos de ensaio. 
a) Teste para íon: Ao primeiro tubo de ensaio, contendo a solução do produto 
obtido, adicione, gota a gota, solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1 e observe a 
formação de um precipitado. Anote todas as transformações observadas desde a adição 
da primeira gota de reagente. 
b) Teste para o íon sulfato: Ao segundo tubo de ensaio, adicione igual volume de 
solução de cloreto de bário 0,1 mol L-1 e observe a formação de um precipitado. Da 
mesma forma que anteriormente, anote todas as transformações ocorridas. 
 
 
4 – Tratamento de dados 
 
1- Escreva todas as equações balanceadas das reações de síntese e caracterização 
do sulfato de cobre. 
2- Calcule o rendimento percentual obtido experimentalmente. 
 
 
PREPARAÇÃO DA MAGNETITA 
 
Procedimento experimental: Preparação do Fe3O4 
 
 Dissolver 27,8 g de sulfato ferroso heptahidratado em 200 mL de água destilada e 
0,84 g de nitrato de potássio juntamente com 15 g de hidróxido de potássio em 100 mL de 
 
 
 
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água separadamente. Cada solução dever ser aquecidaa aproximadamente 75 ºC, em 
seguida mistura-se as duas soluções vigorosamente. Forma-se um precipitado gelatinoso 
espesso de cor verde. Prosseguir com o aquecimento por mais 10 minutos sob agitação a 
90 – 100 ºC. O precipitado torna-se uma substância preta, finamente dividida. Resfriar a 
mistura à temperatura ambiente e acidificar com um pouco de solução de ácido clorídrico 
6,0 mol /L. O precipitado de magnetita deverá ser então filtrado num funil de Buchner 
lavado com água até que o teste para sulfato, com cloreto de bário der negativo. 
Finalmente o produto de filtração deverá ser levado a estufa por alguns minutos para ser 
seco à temperatura de 110 ºC. Calcule o rendimento da síntese. Caracterize o produto 
formado com o auxílio de um imã. 
 
 
Questões 
 
1 - O que é co-precipitação? 
2 - Quais são os tipos de co-precipitação e explique cada um deles. 
3 - O que é digestão? 
4 - Quais são as regras principais que se deve aplicar para que ocorra uma 
precipitação adequada? 
5 - Quais são as vantagens da precipitação a quente? 
6 - Quais são os meios filtrantes mais usados? Fale sobre cada um deles 
7 - Explique como se deve fazer a escolha do papel de filtro em função do tamanho e 
da natureza das partículas. 
8 - O que é precipitação? 
9 - Descreva o procedimento usado para filtração por gravidade. 
10 - Descreva o procedimento usado para a filtração por sucção. 
 
 
 Bibliografia 
 
RUSSEL, J.B., Química Geral. Trad. De Divo Leonardo Sanioto e cols., McGraw-Hill 
do Brasil, São Paulo, 1981, p.381 
 
GIESBRECHT, E., e cols, Experiências de Química – Técnicas e Conceitos Básicos, 
Editora Moderna Ltda, São Paulo, 1982. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula no 14 
Título: FÓRMULA DE UM HIDRATO 
 
1- Introdução 
 
Muitos sais, cristalizados a partir de soluções aquosas, parecem estar 
perfeitamente secos, mas quando aquecidos, liberam grandes quantidades de água. Os 
cristais mudam de forma, às vezes mesmo de cor, quando a água lhes é retida, o que 
indica que a água estava presente como parte integrante da sua estrutura cristalina. A 
quantidade molar de água presentes por mol de sal anidro é, normalmente, um número 
simples. 
 
2- Objetivo 
 Determinar a massa de água removida por aquecimento e a quantidade de sal 
anidro que resta. 
 Reforçar o conceito de mol. 
 
3- Material 
Reagentes: 5g de um dos seguintes hidratos, cloreto de bário (BaCl2.2H2O); sulfato 
de magnésio (MgSO4.7H2O); carbonato de sódio (Na2CO3.H2O); sulfato de cobre 
(CuSO4.5H2O); sulfato de manganês (MnSO4.H2O). 
 Equipamentos e vidrarias: balança (± 0,01g); bico de Bunsen; cadinho com tampa; 
pinça de cadinhos; suporte e anel; triângulo, dessecador. 
 
4- Procedimento Experimental 
 
a- Colocar um cadinho limpo e seco, com tampa, num triângulo montado num anel de 
ferro. Aquecer com uma chama não luminosa durante dois ou três minutos. 
b- Quando estiver frio, pesar com uma precisão de 0,01g. 
c- Colocar o cadinho coberto no triângulo e aquecê-lo, primeiro suavemente até que a 
maior parte da água tenha sido removida, aumentando depois o aquecimento até 
que o fundo do cadinho fique vermelho escuro. 
d- Transferir o cadinho tampado para um dessecador. 
e- Depois de frio, pesar com a tampa. 
f- Aquecer, novamente, o conjunto até ficar vermelho escuro. 
 
 
 
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g- Deixar esfriar no dessecador e pesar. 
A diferença de massa entre as duas pesagens não deve exceder de 0,02g. 
 
 Os dados devem incluir as seguintes informações: 
Peso do cadinho ................................................g 
Peso do cadinho e o hidrato ...............................................g 
Peso do cadinho e o sal anidro (1ªpesagem) ...............................................g 
Peso do cadinho e o sal anidro (2ªpesagem) ...............................................g 
Peso de 1 mol de sal anidro ..............................................g 
 
5- Tratamento de dados 
 
1- Calcule a quantidade molar do sal anidro preparado. 
2- Quantos moles de água estavam associados com 1mol do sal anidro? 
3- Escreva a fórmula empírica do sal hidratado. 
 
6- Questões 
1- Por que se deve pesar o cadinho com sal anidro logo após o resfriamento e não antes 
e nem depois. 
2- Os resultados obtidos concordam exatamente com os de um hidrato definido? Se não, 
indique algumas explicações plausíveis para o desvio. 
3- Por que o método acima utilizado não é conveniente para todos os hidratos? 
 
 Bibliografia 
LLOYD E.M. & cols., “Manual de Laboratório par Química – Uma Ciência Experimental”, 
2ª edição, Fundação Calousete Gulberkian, Lisboa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula no 15 
 
Título: CICLO DO COBRE 
 
O cobre é um dos poucos metais que ocorrem na natureza em estado puro. Na 
antiguidade era considerado precioso, embora de menor valor que o ouro e a prata. A 
simplicidade de seu tratamento metalúrgico permitiu uma produção elevada já antes do 
quarto milênio anterior à era cristã. Desde então, sofreu progressivas desvalorizações, até 
que a telefonia e a eletricidade restabelecessem seu consumo, no início do século XX. 
Propriedades físicas e químicas: 
O cobre é um elemento químico metálico, vermelho-amarelado, de símbolo Cu (do 
latim cuprum), tem densidade 8,9 e funde-se a 1.084º C. Possui dois isótopos estáveis, de 
massa 63 e 65, e nove radioativos, de massa, 58, 59, 60, 61, 62, 64, 66, 67 e 68. 
Cristaliza no sistema cúbico e não possui formas alotrópicas. 
Apresenta-se em compostos estáveis de valência 1 (cuprosos) e 2 (cúpricos). Não é 
atacado pelo ar seco, mas em ar úmido que contenha dióxido de carbono forma-se uma 
camada protetora esverdeada de carbonato básico (azinhavre). Dissolve-se bem no ácido 
nítrico, mas não é atacado a frio pelos ácidos clorídrico e sulfúrico; a quente, produz com 
esses ácidos, respectivamente: cloreto cuproso e sulfato de cobre. O cobre forma dois 
óxidos: óxido cuproso (Cu2O), e óxido cúprico (CuO). 
Ao ar, recobre-se de uma camada de carbonato básico, o azinhavre. Como esse 
corpo é tóxico, os utensílios de cobre usados na cozinha devem ser estanhados ou 
mantidos limpos. O cobre é facilmente atacado pelo ácido nítrico. 
à exceção da prata, é o metal que melhor conduz eletricidade. Destaca-se também 
por sua elevada condutividade térmica, o que faz com que, devido a sua resistência à 
deformação e à ruptura, ele seja matéria-prima preferencial para a fabricação de cabos, 
fios e lâminas. É também maleável e dúctil, pois pode ser estirado sem quebrar. Por meio 
de tratamentos metálicos, como a laminação e o chapeamento, pode-se aumentar sua 
dureza. 
Entre os compostos cuprosos, nos quais o cobre é univalente, citem-se o óxido Cu2O, 
vermelho, que serve para colorir vidros, e cloreto CuCl, cuja solução no amoníaco é 
reativo do acetileno. Entre os compostos cúpricos, mais importantes, nos quais o metal é 
divalente, citem-se o óxido CuO, negro, que serve para colorir vidros de verde, e o sulfato 
CuSO4, azul, empregado na eletrometalurgia, em galvanoplastia, em pintura e em 
agricultura (caldas bordalesas, para a vinha). 
 
 
 
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Obtenção: 
Descoberto no período neolítico, por volta de 8000 a.C., o cobre tem cerca de 
noventa por cento das reservas mundiais localizadas em quatro regiões: (1) vertente 
ocidental dos Andes (Chile e Peru); (2) montanhas rochosas e área dos grandes lagos, 
nos Estados Unidos; (3) planalto central africano (Zaire e Zâmbia); (4) escudo pré-
cambriano do centro da América do Norte (Canadá e estado do Michigan, Estados 
Unidos). Entre as minas destacam-se as de sulfetos (pirita e calcopirita),de óxidos 
(cuprita e melaconita) e de carbonatos (malaquita). 
Os minérios de cobre aparecem misturados com diversos tipos de materiais rochosos 
sem valor comercial, a ganga, da qual devem ser separados. Para isso, são submetidos 
inicialmente a um processo de moagem e pulverização. Em seguida, de acordo com o tipo 
de minério, aplicam-se diferentes processos de contração do material. 
Embora existente em numerosos minérios oxidados ou sulfurados, é a partir da 
calcopirita CuFeS2 que o cobre é extraído. Operações de refinação, seja térmica, seja 
eletrolítica, permitem atingir uma pureza corrente superior a 99%. O cobre é utilizado na 
produção de 80% em estado puro ou fracamente ligado (menos de 1% de elementos) — 
em virtude de sua elevada condutibilidade elétrica e térmica, de sua boa resistência a 
certas corrosões e de sua facilidade de moldagem e junção — na construção elétrica 
(motores, material), no transporte de eletricidade (cabos, barras, condutores), na 
construção (canalizações), na fabricação de automóveis e de eletrodomésticos. 
No caso mais comum, que é dos sulfetos, o método empregado é a flotação, que 
consiste em verter o mineral moído sobre água com resina de creosoto e um agente 
químico orgânico. Uma vez concentrado o metal, elimina-se o enxofre, por ustulação num 
forno, de onde esse elemento desaparece parcialmente em forma de gás. Acrescenta-se 
em seguida minério de ferro para formar escória com as impurezas. 
É também possível processar a fusão do cobre mediante a adição de quantidades 
adequadas de cal. Com isso forma-se a chamada nata de cobre, que em estado líquido 
transita para um conversor; neste, o ferro e o enxofre que acompanham se oxidam, dando 
lugar ao cobre blister que, quando depositado e solidificado, apresenta superfície 
empolada, cor preta e um teor de impurezas da ordem de dois por cento. O blister é 
refinado, em seguida, para eliminar essas impurezas. Por fim, procede-se à 
decomposição por passagem de corrente elétrica, ou eletrólise de grandes blocos de 
cobre blister e recolhe-se o elemento quimicamente puro no cátodo (pólo negativo). No 
leito eletrolítico aparecem ouro e prata como subprodutos. 
 
 
 
 
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Aplicações: 
Emprega-se cobre principalmente na transmissão elétrica e na telefonia. Suas 
propriedades elétricas são melhor aproveitadas quando é empregado em estado puro, 
mas as propriedades mecânicas e a inalterabilidade são melhores nas ligas com zinco, 
estanho, chumbo, níquel, etc. 
As numerosas ligas de cobre são utilizadas na maioria das indústrias, em consequência 
da sua variedade de suas propriedades: os latões (ligas de cobre e zinco), que é uma das 
principais ligas de cobre, são moldados e trabalhados facilmente (barras, perfilados, 
laminados); os bronzes (ligas de cobre e estanho) têm interessantes qualidades de 
fundição, associadas a suas características mecânicas de atrito (fundições, peças 
mecânicas); os cuproalumínios assim como os cuproníqueis resistem bem à oxidação e a 
certos agentes corrosivos. Aplicações particulares são também reservadas às ligas 
monel, argentão e outras cuproligas (cromo, manganês, berílio, silício). O bronze, uma 
das principais ligas conhecidas, compõe-se de cobre e estanho. 
 
 
Procedimento Experimental: 
 
*Observação: Os passos = 4, 6, 7, 9, 10, 11 e 12 devem ser realizados em capela exaustora. 
 
1. Cortar um fio de cobre de modo a obter uma massa de 0,3 g. 
 
2. Se o fio não estiver limpo e brilhante, mergulhá-lo numa solução de ácido, lavá-lo com 
álcool e secá-lo com papel. 
 
3. Pesá-lo e registrar este valor. Enrolar o fio e colocá-lo no fundo de um copo de béquer 
de 250 mL. 
 
Reação A: Cu(s) + 4 HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 NO2(g) + 2 H2O(l) 
4. Adicionar 4,0 mL de HNO3 concentrado (16 molL-1) e agitar suavemente até dissolução 
completa. Observar e ir registrando o que acontece. Adicionar cerca de 100 mL de água e 
regressar à bancada. 
 
Reação B: Cu(NO3)2(aq) + 2 NaOH(aq) → Cu(OH)2(s) + 2 NaNO3(aq) 
5. Adicionar, agitando sempre com bastão de vidro, 30 mL de NaOH(aq) (3 molL-1) para 
promover a precipitação de Cu(OH)2. Registrar todas as observações. 
 
 
Reação C: Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O 
6. Aquecer a solução quase até à ebulição, agitando sempre para impedir 
sobreaquecimento local da solução. 
 
7. Quando a reação estiver completa, retirar o aquecimento e continuar a agitar por dois 
minutos. 
 
 
 
 
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8. Deixar repousar o óxido de cobre e decantar o líquido cuidadosamente para não perder 
CuO(s). Adicionar cerca de 200 mL de água destilada e decantar mais uma vez. 
 
Reação D: CuO(s) + H2SO4(aq) → CuSO4(s) + H2O 
9. Adicionar, agitando sempre, 15 mL de H2SO4(aq) (6 molL-1). Registrar as Observações. 
 
Reação E: CuSO4(s) + Zn(s) → Cu(s) + ZnSO4(s) 
10. Adicionar, de uma só vez, 1,3 g de zinco em pó, agitando até que o líquido 
sobrenadante fique incolor. Registrar as observações. 
 
11. Quando a liberação de gás for pouco intensa, decantar o líquido sobrenadante e 
despejar no recipiente apropriado (recolher os resíduos). 
 
12. Se ainda houver zinco por reagir, adicionar 10 mL de HCl (6 molL-1) e aquecer 
ligeiramente a solução. 
 
13. Quando não se observar liberação de gás, decantar o líquido. Lavar com cerca de 10 
mL de água destilada, deixar repousar e decantar o líquido. Repetir este procedimento 
mais duas vezes, pelo menos. 
 
14. Com a ajuda de uma espátula, transferir o cobre para um vidro de relógio. Fazer uma 
lavagem com acetona e levar a secar na estufa. 
 
15. Transferir o cobre seco para um copo de béquer previamente pesado e pesar o cobre. 
Calcular o rendimento de cobre obtido. 
 
 
Questões: 
1. Porque deve o fio de cobre estar “limpo e brilhante” (passo 2)? 
2. Indique duas razões para executar o passo 4 na capela exaustora. 
3. O que é removido no processo de decantação do passo 8? 
4. Qual o gás cuja liberação se refere o passo 11? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula no 16 
 
Título: PREPARAÇÃO DE UM SAL DUPLO E UM SAL 
COMPLEXO 
 
 Muitos sais cristalizam em soluções aquosas como hidratas, por exemplo, 
CuSO4.5H2O, FeSO4.7H2O ou Al2(SO4)3.9H2O. Blocos nos cristais são de cátions e de 
ânions hidratados tais como Cu(H2O)42+ e SO4(O)22- no caso de CuSO4.5H2O. 
 Muitos dos metais de transição de íons complexos estáveis, no qual o íon metálico 
está ligado em moléculas (ou íons) ou se não a água, por exemplo, Co(NH3)63+ ou 
Fe(CN)63-. Sais contendo tais íons complexos são chamados de compostos de 
coordenação ou sais complexos, por exemplo: cloreto de hexamincobalto III, Co(NH3)6Cl3 
e hexacianoferrato III de potássio, K3Fe(CN)6. 
 Sais duplos são formados quando dois sais cristalizam juntos com simples 
proporções moleculares. Eles têm seus próprios cristais, que não precisam ser o mesmo 
que cada componente dos sais. Os Alúmens são sais duplos com fórmula geral 
M+M3+(SO42-)2.12H2O, do qual o Alúmem de potássio KAl(SO4-2)2.12H2O é um exemplo 
comum. Outra classe tem a fórmula M2+M2+(SO42-)2.6H2O. Sais duplos em solução exibem 
as propriedades de cada um dos íons (geralmente hidratado) presente em sais 
componentes. 
 Exemplos de sais duplos e sais complexos são extremamente abundantes. Neste 
experimento você vai preparar um exemplo de cada tipo. 
 
 
Procedimento Experimental 
 
Parte I – Preparação de um sal duplo: Sulfato Cúprico de Amônio, CuSO4(NH4)2SO4.6H2O 
 
a) Dissolver 0,02 mols de sulfato cúprico pentahidratado, CuSO4.5H2O (MM = 249,5 
g/mol) e 0,02 mols de sulfato de amônio, (NH4)2SO4 (MM = 132 g/mol) em 10 mL 
de água destilada. Aquecer suavemente até os sais serem dissolvidos. 
b) Deixar a solução esfriar lentamente até formar cristais. Grandes cristais podem ser 
obtidos quando deixa a solução em repouso durante uma noite. 
c) Esfrie a mistura em banho de gelo e, logo em seguida, decante (separe) a solução 
dos cristais. 
d) Seque os cristais emfunil a vácuo e, em seguida papel de filtro. Examine-os 
cuidadosamente e descreva em seu caderno de laboratório as suas observações. 
e) Pese os cristais secos. Anote o número de mols de reagentes utilizados e o 
número de mols do produto formado. Calcule a porcentagem de rendimento que 
você obteve. 
 
Parte II – Preparação de um sal complexo: Sulfato de Tetramincobre II, Cu(NH3)4SO4.H2O 
 
a) Colocar 8 mL de amônio 15 M com 5 mL de água destilada, em um pequeno 
béquer. 
b) Pese 0,02 mols de CuSO4.5H2O (MM = 249,5 g/mol). Use grau e pistilo para 
pulverizar os cristais de sulfato cúprico, se necessário. Adicionar os cristais 
pulverizados na solução de amônia e agitar até todo sulfato pentaquo dissolver. 
c) Adicionar 10 mL de álcool etílico lentamente (com conta-gotas) ao béquer com a 
finalidade de cobrir a solução com álcool. Não agite a mistura. Cobrir com vidro de 
relógio. 
 
 
 
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d) Depois que a mistura estiver sido deixada em repouso (1 h), agite lentamente para 
assegurar completa precipitação. Deixar os cristais assentarem. Decante e 
despreze o sobrenadante. Transferir os cristais para um funil e enxaguar com 5 mL 
de uma mistura de igual proporção de volume de NH4OH (15 M) e de álcool etílico. 
e) Finalmente, lave os cristais no funil kitassato com 5 mL de álcool etílico. Aplicar a 
sucção lentamente para evitar que o papel de filtro se rasgue. Repita a operação 
de lavagem e secagem. 
f) Remova o papel de filtro e espalhe os cristais secos em outro papel toalha. 
g) Pese os cristais secos. Você obteve 0,02 mols do sal complexo? Quantos mols de 
NH3 foram usados? 
 
Caracterização dos Sais Preparados 
 
 Comparação de algumas das propriedades de um sal simples, um sal duplo e de 
um sal complexo. 
 
a) Colocar uma pequena amostra de cristal de sulfato cúprico anidro dentro de um 
pequeno tubo de ensaio seco. Note a mudança de cor que ocorre quando se 
adiciona 2-3 mL de água. Agora adicione uma solução de amônia 6 M (poucas 
gotas) até que 5 mL tenham sido adicionados. 
b) Dissolva uma pequena amostra do sal duplo que você preparou na parte no 01 em 
cerca de 5 mL de água dentro de um tubo de ensaio. Faça uma solução similar 
usando o sal complexo da parte no 02. Compare a coloração das soluções. Qual 
espécie iônica presente em cada solução é responsável pela cor? Dilua cada 
solução com cerca de 20 mL de água e anote mudanças na cor. 
c) Coloque pequena quantidade de cada um dos sais secos que você preparou em 
tubos de ensaio separados. Aqueça cada um suavemente e anote mudança de cor. 
Identifique o gás desprendido de cada amostra. 
 
QUESTÕES 
 
01) Na parte 01, relatar as sucessivas mudanças de cores observadas no período de 
preparação do complexo contendo cobre. 
02) Quais são as espécies iônicas presentes quando o sal duplo (sulfato cúprico de 
amônia) dissolve em água? 
03) Quais são as espécies iônicas presentes quando o sal complexo (sulfato 
tetramincobre II) dissolve-se em uma pequena quantidade de água? Dê uma 
razoável explicação para as mudanças que ocorrem quando mais água é 
adicionada. 
04) Relate as mudanças de cor observadas quando cada um dos sais é aquecido. 
05) Das evidências obtidas nestas experiências, liste as espécies iônicas que 
constituem a estrutura fundamental nos cristais de: 
a) Sulfato cúprico (anidro) 
b) Sulfato pentaquo cúprico 
c) Sulfato hexaquo-amincúprico 
d) Sulfato tetramincobre II aquo 
06) Por que foi um rendimento de 0,02 mols esperado para cada um dos sais que você 
preparou? 
 
 
 
 
 
 
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Aula no 17 
 
Título: SÍNTESE E CARACTERIZAÇÃO DOS COMPLEXOS: 
CLORETO DE HEXAMINCOBALTO (III) E CLORETO DE 
CLOROPENTAMINCOBALTO (III) 
 
 
1. Introdução 
 
A química inorgânica, ao contrário da química orgânica não dispõe ainda de um 
conjunto abrangente de modelos de mecanismos de reações e, por este motivo, muitos 
procedimentos experimentais são de natureza consideravelmente empírica. Entretanto, 
nos complexos que serão preparados nesta sequência de aulas, estarão presentes dois 
tipos de reações: a) oxidação do centro metálico (Co2+ a Co3+); b) troca de ligantes (por 
exemplo H2O por NH3). 
O metal cobalto ocorre na natureza associado ao níquel, arsênio e enxofre. Os 
minerais mais importantes são CoAs2 (esmaltita) e CoAsS (cobaltita). É um metal duro, 
branco-azulado e dissolve-se em ácidos minerais diluídos. Os estados de oxidação mais 
importantes são +2 e +3. O íon [Co(H2O)6]2+ é estável em solução, mas a adição de 
outros ligantes facilita a oxidação a Co3+. Por outro lado, o íon [Co(H2O)6]3+ é um agente 
oxidante forte oxidando H2O a oxigênio e sendo reduzido a Co2+. Contudo, ligantes 
contendo átomos de nitrogênio (como NH3 e etilenodiamina = NH2CH2CH2NH2) 
estabilizam o estado de oxidação +3 em solução aquosa. As reações de formação de 
complexos ocorrem pela substituição de moléculas de água por outros ligantes (moléculas 
neutras: NH3, etilenodiamina, etc. ou ânions: Cl-, OH-, etc.) presentes na solução, seguida 
geralmente pela oxidação do íon Co2+. Há uma reação inicial de substituição das 
moléculas de água e a seguir, o complexo formado é oxidado pelo oxigênio do ar ou 
então pela ação da água oxigenada. A reação do íon [Co(H2O)6]2+ com NH3 em excesso, 
na presença de catalisador (carvão ativado) leva a formação de [Co(NH3)6]3+ pela 
oxidação com o oxigênio do ar. Na ausência do catalisador e usando-se H2O2, obtém-se 
[Co(NH3)5(H2O)]3+, que por tratamento com HCl concentrado dá o complexo 
[Co(NH3)5Cl]Cl. Portanto, a reação de formação de [Co(NH3)6]3+ resulta da troca de 
moléculas de água por moléculas de NH3 no complexo octaédrico [Co(H2O)6]2+ , com 
posterior oxidação a Co3+ na presença de catalisador, conforme a reação: 
4 [Co(H2O)6]2+ + 4 NH4+ + 20 NH3 + O2 → 4 [Co(NH3)6]3+ + 26 H2O 
 
O complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2 é um composto cristalino, de cor violeta-avermelhado, 
com estrutura octaédrica, pouco solúvel em água fria, etanol e éter. Este composto 
decompõe-se acima de 150oC liberando NH3(g). A obtenção pode ser feita por diversos 
processos, partindo por exemplo, de CoCl2.6H2O, ou então dos complexos de Co3+ como 
[Co(NH3)5CO3]NO3. A equação da reação a partir de CoCl2.6H2O pode ser escrita: 
 
2 CoCl2.6H2O + 2 NH4Cl + 8 NH3 + H2O2 → 2 [Co(NH3)5Cl]Cl2 + 14 H2O 
 
 
2. Objetivos 
- Preparar complexos (compostos de coordenação) de Co(III) 
- Purificar complexos 
- Analisar quantitativamente os cloretos ionizáveis 
 
 
 
 
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PARTE I 
Síntese do Cloreto de Hexamincobalto (III) – [Co(NH3)6]Cl3 
 
3. Procedimento Experimental 
 
3.1 Preparação 
 
1 – Pese 5,0 g de NH4Cl e dissolva em 10,0 mL de água destilada contida em um béquer 
de 50 mL. 
2 – Aqueça lentamente a solução até a ebulição e adicione 7,5 g de [Co(H2O)6]Cl2. 
3 – Coloque 0,5 g de carvão ativo num erlenmeyer de 125 mL e adicione a solução 
preparada no item anterior, ainda quente. Resfrie o erlenmeyer com água corrente até a 
temperatura ambiente. 
4 – Adicione 20,0 mL de NH4OH concentrado e resfrie a solução em banho de gelo. 
5 – Acrescente 15,0 mL de solução de H2O2 a 20%, lentamente, em frações de 1,0 mL. 
6 – Aqueça a mistura contida no erlenmeyer, em banho-maria, mantendo a temperatura 
na faixa de 60oC (± 5oC) e agite periodicamente com um bastão de vidro, mantendo o 
aquecimento até que cesse o desprendimento de gases (cerca de 15 minutos). 
7 – Transfira o erlenmeyer para um banho de gelo e aguarde até que o mesmo atinja 
temperatura próxima de 0oC. 
8 – Observe os cristais formados e filtre o precipitado em um funil de vidro com placa de 
vidro poroso, sob pressão reduzida. 
 
3.2 Purificação 
 
1 – Transfira a mistura sólida para um béquer contendo 60,0 mL de água destilada e 3,0 
mL de HCl concentrado e aqueça até a ebulição. 
2 – Filtre a solução a quente em papel de filtro (pré aquecido com água quente) para 
remoção do carvão. 
3 – Adicione 10,0 mL de HCl concentrado ao filtrado e resfrie a soluçãoem banho de 
gelo, com agitação contínua. 
4 – Filtre o precipitado em funil de vidro com placa porosa, sob pressão reduzida. 
5 – Lave os cristais contidos no funil inicialmente com 10,0 mL de solução de álcool etílico 
a 60% (continue com pressão reduzida) e depois com 10,0 mL de álcool etílico a 96%. 
6 – Coloque os cristais em um dessecador por algumas horas. 
 
 
PARTE II 
Síntese do Cloreto de Cloropentamincobalto (III) – [Co(NH3)5Cl]Cl2 
 
3. Procedimento 
 
 À uma solução de 5,0 g de NH4Cl em 30,0 mL de NH4OH, contida em um 
erlenmeyer de 250 mL, adiciona-se sob constante agitação 10,0 g de CoCl2.6H2O 
finamente dividido. Em seguida, mantendo-se a agitação, adiciona-se lentamente 15,0 mL 
de H2O2 30% através de um funil de separação. Quando toda a efervescência tiver 
cessado, acrescenta-se cuidadosamente 30,0 mL de HCl concentrado e agita-se a 
mistura por aproximadamente 20 minutos, mantendo a temperatura em torno de 85oC. 
Após este período, resfria-se a solução em um banho de gelo por tempo suficiente para 
que ocorra a precipitação do complexo. Filtra-se os cristais formados em funil de vidro 
com placa porosa, sob pressão reduzida. Em seguida, lava-se os cristais de cloreto de 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 76 
 
cloropentamincobalto (III) com 3 porções de 10,0 mL de água gelada e depois com 3 
porções de álcool etílico. Seca-se os cristais em estufa a 100oC por várias horas e depois 
coloca-se em um dessecador. 
 
 
 
PARTE III 
Determinação de Cloreto em solução aquosa de [Co(NH3)6]Cl3 e [Co(NH3)5Cl]Cl2 
 
Os complexos [Co(NH3)6]Cl3 e [Co(NH3)5Cl]Cl2 são exemplos clássicos dos 
complexos de Werner. 
O complexo [Co(NH3)6]Cl3 é de cor amarela, enquanto o [Co(NH3)5Cl]Cl2 é de cor 
violeta. As cores diferentes refletem a influência da natureza do ligante na esfera de 
coordenação interna do íon metálico, a qual promove desdobramento dos orbitais d em 
diferentes graus de extensão. 
É interessante observar que cada um dos complexos possuem 3 cloretos por 
molécula e que ambos formam soluções iônicas (que conduzem corrente elétrica). Porém, 
em solução aquosa, o número de cloretos liberados por molécula dissolvida não é o 
mesmo: 
 
[Co(NH3)6]Cl3 → [Co(NH3)6]3+ + 3 Cl- 
 
[Co(NH3)5Cl]Cl2 → [Co(NH3)5Cl]2+ + 2 Cl- 
 
A – Preparo das Soluções: 
 
1- Preparar 500,0 mL de solução de AgNO3 a 0,01 mol/L. 
2- Preparar 100,0 mL de solução de [Co(NH3)6]Cl3 a 0,01 mol/L. 
3- Preparar 100,0 mL de solução de [Co(NH3)5Cl]Cl2 a 0,01 mol/L. 
4- Preparar 100,0 mL de solução do indicador difenilcarbazona, dissolvendo 0,1 g de 
indicador em etanol PA. 
 
Obs: A solução de AgNO3 a 0,01 mol/L deve ser padronizada pelo método de Mohr. 
 
B – Determinação do número de cloretos ionizáveis dos dois complexos: 
 
1 – Prepare 03 alíquotas de 10,0 mL de cada um dos complexos. Dilua as alíquotas com 
10,0 mL de água destilada. 
2 – Adicione 1,0 mL de solução de indicador e agite bem. 
3 – Titule com AgNO3 0,01 mol/L até nítida viragem, ou seja, o aparecimento da cor 
violeta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 77 
 
Anexo 
 
 
 
 
 
 
 
MODELO PARA RELATÓRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 78 
 
 
FACULDADE DE TECNOLOGIA SENAI ROBERTO MANGE 
CURSO DE TECNOLOGIA EM PROCESSOS QUÍMICOS 
COMPONENTE CURRICULAR: TÉCNICAS DE LABORATÓRIO 
PROF. Dr. FERNANDO AFONSO 
(FONTE 12 NEGRITO) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aula no 01 (fonte 12) 
Nome da aula (fonte 18 negrito) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Acadêmicos: 
XXXXXX Silva 
ZZZZ Souza 
JJJJ Fonseca da Cruz 
(fonte 12) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Anápolis, dia/mês/ano (fonte 12) 
Data da realização da aula 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 79 
 
1. Introdução (fonte 12 negrito) 
 
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX(REFERÊNCIA
“NOME DO AUTOR”, ANO). (fonte 12 para todo e o texto) 
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX
XXXXXXXXXXXXX(REFERÊNCIA “NOME DO AUTOR”, ANO). 
 
(1 a 2 páginas de Introdução) 
 
2. Objetivo 
 
3. Materiais 
 
3.1. Equipamentos (ordem alfabética) 
 
3.2. Reagentes (ordem alfabética) 
 
4. Procedimentos Experimentais 
 
5. Resultados e Discussão 
 
6. Conclusão 
 
Referências Bibliográficas 
 
 
Anexos (Questões) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 80 
 
ORIENTAÇÕES 
Margens 
a) Margens gerais 
As margens devem permitir uma encadernação e uma reprodução correta: (pela NBR 
14.724 DE 2001) 
MARGEM ESPECIFICAÇÃO 
Esquerda 3,0 cm 
Direita 2,0 cm 
Superior 3,0 cm 
Inferior 2,0 cm 
Inicio do parágrafo 2,0 cm 
Citação longa 
04 cm (02 cm a mais da margem de início do 
parágrafo) 
 
b) Margens da capa 
MARGENS DA CAPA ESPECIFICAÇÃO 
Esquerda 3,0 cm 
Direita 3,0 cm 
Superior 2,0 cm 
Inferior 1,5 cm 
 
c) Papel e Letras 
(O papel deve ser de cor branca, de boa qualidade que permita a reprodução e a leitura). 
PAGINAÇÃO ESPECIFICAÇÃO 
Tamanho do papel 
A4 (21,0cm x 29,7 cm) 
Utilizar sempre a frente das folhas, nunca o 
verso. 
Tamanho da letra do texto 12 
Tamanho da letra de citação 
longa 
10 
Tamanho da letra da nota de 
rodapé 
10 
Tipo de letra Arial 
Palavras com conotações 
“forçadas” 
Utilize aspas 
Palavra estrangeira Utilize itálico 
 
Espaçamento 
ESPAÇOS ESPECIFICAÇÃO 
Entre as linhas 1,5 
Entre linhas de citação longa 1 
Nas notas de rodapés 1 
Entre o texto e ilustrações 
(tabela..) 
3 
Entre o texto e citações longas 
(mais de 03 linhas) 
3 
Do inicio do texto após o título. 03 (ou seja, dois espaços depois do título) 
Do inicio do texto sem título 
Somente o espaçamento da margem 
superior 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 81 
 
Normas para Referências Bibliográficas 
 
As referências constituem-se em um conjunto de elementos que permitem a 
identificação dos documentos citados no texto, no todo ou em parte. 
a) Citação de livros com um autor 
a) Nome do autor; 
b) Título em itálico ou em negrito (uniformizar); se houver subtítulo, este não vem em 
itálico ou em negrito; 
c) Edição – se houver mais de uma; 
d) “LEA” = local onde foi editado, nome da Editora e ano da publicação. 
Ex: ANTUNES, Ricardo. Os sentidos do trabalho: ensaio sobre a afirmação e a negação 
do trabalho. 4. ed. São Paulo: Boitempo Editorial, 2001. 
 
b) Citação de livros com mais de um autor 
 
Ex: FERRETTI, Celso João et al. (org.) Novas tecnologias, trabalho e educação: um 
debate multi disciplinar. Petrópolis, RJ: Vozes. 1996. 
 
c) Citação de textos (artigos) ou capítulos de livro 
a) Nome do autor do texto; 
b) Título e subtítulo do texto (nesse caso, nem título nem subtítulo vêm em itálico 
ou negrito); 
c) Nome do autor do livro; 
d) Nome da obra (Título em itálico ou negrito); 
e) “LEAp” = local, Editora, ano e citar também o intervalo de páginas do texto/artigo. 
Ex: BRUMER, Anita. Qual a vocação produtiva da agricultura familiar? globalização, 
produção familiar e trabalho na agricultura. In: TEDESCO, João Carlos (org.). Agricultura 
familiar: realidades e perspectivas. 2. ed. Passo Fundo (RS): Edupf, 1999, p. 223-254. 
 
d) Citação de artigos em REVISTAS 
a) Nome do autor do artigo; 
b) Título do artigo (nem título nem subtítulo vêm em itálico ou negrito); 
c) Nome da Revista (em itálico ou negrito); 
d) Volume, número da revista, meses (periódico) em que foi publicada e intervalo de 
páginas do artigo; 
e) “LEAp” = Local, Editora, ano e o intervalo de páginas. 
Ex: PESSOA; Jadir de Morais. Movimentos sociais e educação: testando um outro 
conceito.in: Estudos. Revista da Universidade católica de Goiás, v. 27, n. 4, out./dez. 
Goiânia: Ed. da UCG, 2000, p. 785-800. 
 
e) Citação de teses e dissertações (não publicadas): 
a) Nome do autor da obra; 
b) Título da obra e subtítulo (não itálico nem negrito); 
c) Nome do Programa de Pós-Graduação onde foi produzida; 
d) “ILd” = Instituição, Local, data. 
Ex: SATO, Michèle. Educação para o ambiente amazônico. Tese de doutorado 
apresentada ao Programa de Pós-graduação em ecologia e recursos naturais, do Centro 
de Ciências Biológicas e da Saúde da Universidade Federal de São Carlos – SP, 1997. 
f) Artigos de jornais: 
a) Autor (es) do artigo; 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso Página 82 
 
b) b)Título do artigo; 
c) c)Título do jornal (grifado) 
d) Local de publicação (cidade); 
e) Data (dia, mês, ano); 
f) Número ou título do caderno, script, suplemento; 
g) (Páginas do artigo); 
h) Número de ordem da(s) coluna(s) 
i) i)Artigo de jornal – assinado 
Ex: RAÍCES, Carlos. Política Agrícola, a eliminação de subsídios. Gazeta Mercantil. São Paulo, v. 
69, n. 18.963, p. 19, col. 7-8, 26 out. 1998. 
g) Órgãos governamentais, instituições públicas e privadas. 
País (ou estado ou município) / órgão/repartição/título do documento/ local da publicação/ 
editora/ano. 
Ex: BRASILIA, Secretaria de Educação Fundamental. Parâmetros Curriculares Nacionais.Brasília: 
MEC; SEF, 1997. 
 
 
h) Citações em sites via internet: 
 
BRANDEMBURG, Alfio. Sociologia do ambiente rural: principais temas e perspectivas. 
Porto Alegre (RS), 1992. Trabalhos apresentados no I Encontro. Disponível em: 
<http://www.anppas.org.br >. Acesso em: 10 jan. 2004. 
 
GASQUES, José G. & CONCEIÇÃO, Júnia C. P. R. da. A demanda de terra para a 
reforma agrária no Brasil. (Texto apresentado no Seminário sobre a Reforma Agrária e 
Desenvolvimento Sustentável, em Fortaleza/CE). Brasília (DF), novembro de 1998. 
Disponível em: < http://www.nead.org.br>. Acesso em: 20 abr. 2004. 
 
OBS: A citação retirada da internet no corpo do texto se faz da mesma maneira que se 
faz de outras citações. Você cita, se for frase, ela vem na íntegra e entre aspas; e se for 
somente a idéia do autor, não precisa ser entre aspas nem com as palavras dele. E daí 
você aloca uma nota de rodapé e diz, por exemplo: BRANDEMBURG, Alfio. Sociologia 
do ambiente rural: principais temas e perspectivas. www.anppas.org.br - acessado em 
10/01/2004. E nas referências você coloca a citação completa, com autor, obra, cidade, 
ano. 
 
 
http://www.anppas.org.br/
http://www.nead.org.br/
http://www.anppas.org.br/