APOSTILA - 2024 - QUI126

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AULA 01 – SEGURANÇA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Aula 01 – Segurança em laboratório 
 
Objetivos 
• Conhecer as normas de segurança para trabalho em um laboratório químico. 
• Reconhecer os símbolos de risco para produtos químicos. 
• Conhecer os procedimentos empregados em incêndios no laboratório químico. 
• Definir o conceito de rejeito químico e suas principais formas de disposição. 
• Familiarizar-se com os primeiros socorros em um laboratório químico. 
 
Introdução 
 
O laboratório é um ambiente de trabalho utilizado por estudantes, professores, técnicos, 
pesquisadores da área da Química e correlatas. Os laboratórios químicos possuem reagentes 
químicos, vidrarias específicas, cilindros de gás, sistemas de vácuo, equipamentos elétricos e 
eletrônicos. 
Para que as atividades no laboratório sejam seguras, todos devem seguir alguns princípios 
básicos que minimizam os riscos de acidentes. É necessário que todos os usuários conheçam e 
pratiquem as regras de segurança e que tenham bom senso, desde o início até o final das 
atividades. Nas páginas seguintes você encontrará essas recomendações; segui-las contribuirá 
para a segurança pessoal, coletiva e para sua formação profissional. 
Quando se trata de segurança em laboratórios, são muito empregados termos como: 
segurança do trabalho, risco, toxicidade, acidentes, prevenção de acidentes e equipamentos de 
segurança. Assim, será interessante defini-los antes de se estabelecer as regras de segurança. 
Segurança do trabalho: É o conjunto de medidas técnicas, administrativas, educacionais, 
médicas e psicológicas que são empregadas para prevenir acidentes eliminando condições 
inseguras do ambiente e instruindo ou convencendo usuários na implantação de práticas 
preventivas; 
Risco: É o perigo a que determinado indivíduo está exposto ao entrar em contato com um 
agente tóxico ou situação perigosa. Os riscos são divididos em 5 categorias: 
1. Riscos de acidentes: qualquer fator que coloque o profissional em situação de 
perigo e possa afetar a sua integridade. Caracteriza-se por toda ação não 
programada, estranha ao andamento normal do trabalho; 
2. Riscos ergonômicos: qualquer fator que possa interferir nas características 
psicofisiológicas do profissional causando desconforto ou afetando a sua saúde; 
3. Riscos físicos: qualquer forma de energia a que os profissionais possam estar 
expostos (ruído, vibração, temperaturas extremas, raios-X ou substâncias 
radioativas, úmida, radiação não-ionizante); 
4. Riscos químicos: a exposição a agentes ou substâncias químicas que possam 
penetrar no organismo através da pele, serem inalados ou ingeridos; 
5. Riscos biológicos: a exposição às bactérias, fungos, vírus, parasitas entre outros. 
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Acidentes: São todas as ocorrências não programadas, estranhas ao andamento normal do 
trabalho, das quais poderão resultar danos físicos ou funcionais e danos materiais e econômicos à 
instituição; 
Equipamentos de segurança: São os instrumentos que têm por finalidade evitar ou 
amenizar os riscos de acidentes. Os equipamentos de segurança individuais (EPI‘s) mais usados 
para a prevenção da integridade física do indivíduo são: óculos, máscaras, luvas, aventais, gorros, 
cremes. Equipamentos tais como capelas e blindagens plásticas que protegem a coletividade 
(EPC‘s). 
 
Normas de segurança 
 
• Sempre leia com atenção o roteiro da aula experimental antes do início do trabalho no 
laboratório. 
• Utilize os equipamentos de proteção individual (EPIs) indicados para o trabalho em 
laboratório. No mínimo, utilize jaleco de algodão e óculos de segurança. 
• Nunca use lentes de contato. Vapores corrosivos ou tóxicos podem ficar presos entre a 
lente e a córnea. 
• Use calça comprida. Não é permitido o uso de bermuda ou short. 
• Use sapatos fechados, de preferência de couro, que protegem contra respingos e quedas 
de objetos. Não é permitido o uso de chinelos, sandálias e sapatos de salto alto. 
• Caso tenha cabelos compridos, use-os sempre presos. 
• Evite usar braceletes, pulseiras e correntes. 
• Conheça a localização dos lava-olhos, chuveiros de emergência, extintores de incêndio e 
saídas de emergência. 
• Não coma, não beba nada e não fume no laboratório. 
• Não debruce ou sente sobre a bancada. 
• Mantenha apenas seu caderno/apostila, caneta e calculadora dobre a bancada. Não 
coloque bolsas, blusas e outros pertences sobre a bancada nem no chão. Utilize o espaço 
existente sob a bancada. 
• Nunca trabalhe sozinho no laboratório. 
• Verifique atentamente aos rótulos dos reagentes antes de sua utilização. 
• Não use produtos desconhecidos ou sem identificação. 
• Não brinque no laboratório. Esteja sempre atento ao experimento. 
• Não leve à boca nenhum reagente químico, nem mesmo o mais diluído. 
• Nunca pipete, aspirando com a boca, utilize sempre um pipetador (pera). 
• Consulte o professor antes de fazer qualquer modificação no procedimento experimental. 
• Se estiver manipulando mais de um reagente ao mesmo tempo, preste atenção para não 
trocar as tampas. 
• Utilize a capela de exaustão sempre que for trabalhar com líquidos ou reações que liberam 
gases tóxicos. 
• •Use luva ou um pano para proteger a mão ao inserir um tubo de vidro ou um termômetro 
numa rolha. 
• Não aqueça líquidos inflamáveis em chama direta. 
• Não use chama próxima a frascos contendo solventes inflamáveis. 
• Coloque o ácido concentrado na água para preparar soluções aquosas diluídas. Nunca faça 
o contrário. 
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• Ao manusear frascos de reagentes líquidos, incline-os de modo que o fluxo escoe do lado 
oposto ao rótulo. 
• Quando estiver aquecendo um tubo de ensaio, nunca o faça apontando sua boca para um 
colega ou para si mesmo. 
• Cuidado com equipamentos e vidrarias aquecidas. 
• Não jogue reagentes ou soluções na pia nem no lixo comum. Siga as orientações dos 
professores quando ao descarte dos materiais utilizados no experimento. 
• Nunca utilize material de vidro contendo trincas ou quebrado. 
• Ao término do trabalho no laboratório, lave as mãos com água e sabão. 
 
Classificação dos Produtos Químicos 
 
O Globally Harmonized System of Classification and Labeling of Chemicals (GHS) foi 
desenvolvido pela Organização das Nações Unidas (ONU) e é uma abordagem técnica empregada 
para definir e classificar os perigos específicos de cada produto químico para organizar e facilitar 
a comunicação da informação de perigo em rótulos e FISPQ´s (Fichas de Informação de Segurança 
para Produtos Químicos). No Brasil, estas normas são regulamentadas pela Associação Brasileira 
de Normas Técnicas (ABNT) sob a norma NBR 14725 (Produtos químicos - Informações sobre 
segurança, saúde e meio ambiente). 
Informações sobre propriedades químicas e físicas de produtos químicos podem ser 
pesquisadas na internet nos seguintes sites: 
• https://echa.europa.eu 
• https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/ 
• http://produtosquimicos.cetesb.sp.gov.br/Ficha 
• https://www.aiche.org/ccps/resources/chemical-reactivity-worksheet 
• https://www.cdc.gov/niosh/npg/ 
As substâncias químicas podem ser agrupadas, portanto, segundo suas características de 
periculosidade. Porém é importante lembrar que é muito complexa a harmonização de 
classificação e rotulagem dos produtos químicos perigosos, ou seja, as substâncias que têm 
propriedades capazes de produzir danos à saúde ou danos materiais. 
A classificação destas substâncias ou os símbolos de periculosidade são uma forma clara e 
rápida de identificar o perigo que elas representam. 
Segundo a NBR 14725, podemos utilizar nove pictogramas de perigos (símbolos) para 
representar os riscos associados às substâncias perigosas. O pictograma tem por objetivo 
transmitir, orientar, informar e divulgar mensagens de natureza informativa, extremamente 
simplificada.AULA 01 – SEGURANÇA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
 
 
Tabela 1: Pictogramas de perigo e seus usos em produtos químicos, conforme recomendação da 
ABNT. 
 
Bomba explodindo 
Usado para explosivos instáveis, substâncias ou misturas 
autorreativas e peróxidos orgânicos. 
É importante mencionar que as temperaturas de detonação são 
muito variáveis. Ex: nitroglicerina (117 ºC); isocianato de mercúrio 
(180 ºC); trinitrotolueno (470 ºC). 
 
Chama 
Usado para substâncias e misturas inflamáveis, substâncias 
pirofóricas (se inflamam espontaneamente em contato com o ar), 
substâncias e misturas que em contato com a água liberam gases 
inflamáveis. 
Gases e líquidos com ponto de inflamação baixo e substâncias 
sólidas facilmente inflamáveis. 
 
Chama sobre círculo 
Usado para substâncias oxidantes e peróxidos orgânicos. As 
substâncias oxidantes. 
Apesar da grande maioria das substâncias oxidantes não ser 
inflamável, o simples contato delas com produtos combustíveis 
pode gerar um incêndio, mesmo sem a presença de fontes de 
ignição. Estes agentes desprendem oxigênio, favorecendo por si só 
a combustão. 
A reação química entre os oxidantes e compostos orgânicos podem 
ser vigorosas, ocorrendo grandes liberações de calor, podendo 
acarretar fogo ou explosão. 
 
Cilindro de gás 
Usado para gases (comprimidos, liquefeitos, refrigerados e 
dissolvidos) sob pressão. 
Os gases tendem a expandir-se indefinitivamente, assim, em caso 
de vazamento, os gases tendem a ocupar todo o ambiente. 
Os gases comprimidos são singulares, tendo em vista que 
representam tanto um risco químico, como um risco físico. 
Além do perigo inerente ao estado físico, os gases podem 
apresentar perigos adicionais, como por exemplo, inflamabilidade, 
toxicidade, entre outros. 
 
Corrosão 
Usado para substâncias que corroem metais ou que causam 
prejuízos sérios à pele e aos olhos. 
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Tóxico 
Usado para substâncias de toxicidade aguda (oral, dérmica ou por 
inalação) e substâncias irritantes à pele. 
As substâncias tóxicas são capazes de provocar a morte ou danos à 
saúde humana se ingeridas, inaladas ou por contato com a pele, 
mesmo em pequenas quantidades. 
 
Ponto de exclamação 
Usado para substâncias de toxicidade aguda (oral, dérmica ou por 
inalação) e substâncias irritantes à pele. Substâncias irritantes ao 
trato respiratório, substâncias narcóticas e substâncias que causam 
sensibilização à pele. 
 
Perigo à saúde 
Usado para substâncias mutagênicas, carcinogênicas, tóxicas à 
reprodução. Substâncias tóxica por aspiração (fatal se ingerido e 
penetrar nas vias respiratórias). 
 
Meio ambiente 
Usado para substâncias que representam perigo ao meio ambiente e 
substâncias de toxicidade aquática crônica. 
 
 
Definições importantes: 
 
• Agente tóxico: substância que causa danos grave ou morte, através de uma interação 
físico-química com o tecido vivo. 
• Toxicidade: é a capacidade que uma substância tem de produzir dano a um organismo 
vivo com referência à quantidade de substância administrada ou absorvida, a maneira 
como a substância é administrada e distribuída no tempo (doses únicas ou repetidas), o 
tipo e a gravidade da lesão, o tempo necessário para produzir a lesão, a natureza do 
organismo afetado e outras condições relevantes. 
• DL50: dose de um agente químico ou físico (radiação) que causa a morte de 50% dos 
organismos em uma determinada população sob um conjunto definido de condições 
experimentais. As substâncias podem ser classificadas desde muito tóxicas a nocivas de 
acordo com seu valor de DL50, conforme tabela 2. A tabela 3 apresenta os valores de DL50 
para algumas substâncias químicas. 
 
 
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 Tabela 2: Parâmetros na classificação de toxicidade 
Categoria DL50 para ratazanas 
(mg/kg massa corporal) 
Extremamente tóxico menor que 1 
Altamente tóxico 1-50 
Moderadamente 50-500 
Levemente 500 a 5000 
Praticamente não tóxico 5000 a 15000 
Relativamente inofensivo Maior que 15000 
 Fonte: Derelanko, M.J; Auletta, C. S. Handbook of Toxicology, 3ª ed, CRC Press, 2014. 
 
 Tabela 3: Valor da DL50 de algumas substâncias químicas. 
Substância química DL50 para ratazanas via oral 
(mg/kg massa corporal) 
Sacarose 29700 
Álcool etílico 10600 
Cloreto de sódio 3000 
Cafeína 192 
Nicotina 188 
 Fonte: Hazardous Substances Data Bank (HSDB) 
 https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/source/hsdb 
 
Diagrama de Hommel 
 
O diagrama de Hommel ou diamante de perigo é utilizado pela Associação Nacional para 
Proteção contra incêndios dos Estados Unidos da América. Nesta simbologia, cada um dos 
losangos expressa um tipo de risco, ao qual será atribuído um grau de risco variando entre 0 e 4, 
conforme explicitado a seguir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sacarose
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cloreto_de_s%C3%B3dio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cafe%C3%ADna
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Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Ácido sulfúrico Perclorato de amônio 
 
Rótulo de um produto químico 
 
O rótulo nos frascos de produtos químicos traz informações de utilidade básica e essencial 
para oferecer mais segurança e consequentemente diminuir o risco de acidentes para quem 
manuseia de alguma forma o produto, seja na armazenagem, no manejo, transporte e descarte. 
É importante salientar que as informações do rótulo são apenas básicas e primordiais, um 
detalhamento maior do conteúdo na embalagem é conseguido através da FISPQ (Ficha de 
Informações de Segurança de Produtos Químicos). Essa ficha contém as informações além das 
contidas no rótulo, por exemplo, informações em caso de acidentes, descarte dos resíduos etc. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
E
ABC-Fornecedor
Epicloridrina
2-(Clorometil)oxirano
C3H5ClO CAS [106-89-8]
MM 92,52 g mol-1
Teor : 99%
Perigo
H226 Líquido e vapores inflamáveis.
H350 Pode causar câncer.
H301+H311+H331 Tóxico se ingerido, em contato com
a pele ou se inalado.
H314 Causa queimadura severa à pele e dano aos
olhos.
H317 Pode causar uma reação alérgica na pele.
3
3
2
Declaração de precaução
P201 Obter instruções especiais antes do uso.
P210 Manter distante do calor/de faíscas/de chamas diretas/de superfícies 
quentes. – Não fumar.
P280 Usar luvas de proteção/roupa de proteção/proteção para os olhos/proteção 
para o rosto.
P301+P330+P331 SE ENGOLIDO: Lavar a boca. NÃO induzir ao vômito.
P302+P352 SE NA PELE: Lavar com bastante água e sabão.
P304+P340 SE INALADO: Remover a vítima para um ambiente de ar puro e 
permanecer em
repouso em uma posição confortável para respirar.
P305+P351+P338 SE NOS OLHOS: Lavar cuidadosamente com água durante 
vários minutos.
Remover as lentes de contato, se presentes e de fácil remoção. Continue 
enxaguando.
P309+P310 EM CASO DE exposição ou de indisposição: Contate imediatamente 
um
CENTRO DE INFORMAÇÕES ANTIVENENOS ou um médico.
A ficha de informação de segurança de
produtos químicos (FISPQ) pode ser obtida
por meio de telefone ou site.
Telefone: +55 (32) 0000-0000
www.nome.da.empresa
COR 
3
0
2
COR
1
0
4
OXOXY 
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Incêndio 
 
O fogo se resulta de uma reação química entre um combustível e um comburente (que pode ser o 
oxigênio do ar), frente a uma fonte de calor. Para extinguir o fogo deve-se suprimir um ou mais 
desses elementos. O fogo pode ser eliminado por: 
• Resfriamento (retirando calor) 
• Abafamento (retirando o comburente) 
• Isolamento (retirando o combustível) 
 
Classes de Incêndios: 
 
Segundo a Norma Regulamentadora No. 23 doMinistério do Trabalho (NR-23) os incêndios são 
classificados como: 
 
 
 
Classe A - são materiais de fácil combustão com a propriedade de 
queimarem em sua superfície e profundidade, e que deixam 
resíduos, como: tecidos, madeira, papel, fibras, etc.; 
 
 
 
Classe B - são considerados os inflamáveis os produtos que 
queimem somente em sua superfície, não deixando resíduos, como 
óleo, graxas, vernizes, tintas, gasolina, etc.; 
 
 
 
Classe C - quando ocorrem em equipamentos elétricos energizados 
como motores, transformadores, quadros de distribuição, fios, etc. 
 
 
 
 
Classe D - elementos pirofóricos como magnésio, zircônio, titânio. 
 
 
Cuidados para evitar incêndios 
 
1. Não aquecer líquidos inflamáveis com chama de bico de Bunsen. 
2. Certifique-se de que não há vazamento de gás e antes de acender o bico de Bunsen retire 
recipientes com líquidos inflamáveis para uma distância mínima de três metros. 
3. Não conecte vários aparelhos em uma mesma tomada. 
4. Não armazenar líquidos voláteis inflamáveis em refrigerador doméstico. Havendo 
necessidade, deve-se adquirir refrigerador à prova de explosão. 
5. O aquecimento de líquidos inflamáveis deve ser feito em banho-maria ou em balões com 
mantas aquecedoras em perfeito estado de conservação. 
6. Assegurar que os quadros da rede elétrica estejam em bom estado. 
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7. Armazenamento dos bujões de gás em local bem ventilado fora do prédio. 
8. Solventes químicos não devem ser armazenados próximos a fornos, estufas e locais 
aquecidos. 
9. Extintores pó ABC devem estar sempre à disposição. Cada pavimento deve possuir no 
mínimo uma unidade extintora de pó ABC que atenda a distância máxima a ser percorrida 
e capacidade extintora; ou duas unidades extintoras, sendo uma para incêndio classe A e 
outra para incêndio classe B e C, desde que atendam à distância máxima a ser percorrida 
e capacidade. Nos pavimentos onde houve necessidade de mais de um extintor, sendo 
atendida a condição anterior, os demais extintores poderão ser exclusivos para o risco a 
proteger. (capacidade extintora 3A 40BC) 
10. Conforme a Instrução Técnica número 16 (IT16) do Corpo de Bombeiros Militar de Minas 
Gerais, os extintores devem estar localizados a uma distância de caminhamento de 15 
metros, no máximo, um do outro. No máximo, a 5 metros da entrada principal de cada 
pavimento ou da edificação deverá existir um extintor. Devem estar afixados ao solo em 
suportes parafusados com 20 cm de altura ou presos a parede através de suporte 
específicos no máximo a 1,60 metros do solo e com a sinalização do extintor afixada a 
1,80 metros. O piso deverá possuir uma área de 1m² demarcado abaixo do extintor livre 
de qualquer objeto pintado em vermelho e amarelo conforme IT15. 
 
Maiores informações podem ser encontradas no site: 
• http://www.bombeiros.mg.gov.br 
 
Procedimentos básicos para o caso de incêndio no laboratório 
 
1-Se forem percebidos indícios de incêndios (fumaça, cheiro de queimado, estalidos etc.), 
aproxime-se a uma distância segura para ver o que está queimando e a extensão do fogo. 
2-Mantenha a calma e avise o professor. 
3-Identifique a classe do incêndio e utilize extintor adequado para o início do combate. 
4-Caso o fogo fuja ao seu controle, saia do local, fechando todas as portas e janelas atrás 
de si, mas sem trancá-las, desligando a eletricidade, alertando os demais ocupantes do andar e 
informando os laboratórios vizinhos da ocorrência do incêndio. 
5-Todos os fogos, independentemente do tamanho devem ser comunicados à Direção, após 
tomadas as providências iniciais. 
6-Mantenha-se vestido, pois a roupa protege o corpo contra o calor e a desidratação. 
Nunca molhe suas roupas, pois a exposição ao calor pode provocar cozimento. 
7-Procure alcançar o térreo ou as saídas de emergência do prédio, sem correr. 
8-É da responsabilidade de cada chefe de laboratório conhecer os disjuntores de suas 
instalações. 
9-Telefone para o Corpo de Bombeiros, 193. 
10-Dê a exata localização do fogo, informando se este é um laboratório químico e que não 
vão poder usar água para combater incêndio em substância química e qual o tipo de combustível 
http://www.bombeiros.mg.gov.br/
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se incendiando, quantidade armazenada, quais produtos presentes no local e se há vítima no 
local. 
 
Tipos de Extintores: 
 
Extintor de pó para classes ABC 
É o extintor mais moderno no mercado, que atende a todas as classes de incêndio. O pó 
especial é capaz de combater princípios de incêndios em materiais sólidos, líquidos inflamáveis e 
equipamentos energizados. 
É o extintor usado atualmente nos veículos automotivos. 
Extintor de água pressurizada-gás: 
Indicado com ótimo resultado para incêndios de Classe “A”. Contraindicado para as Classes 
“B” e “C”. Processo de extinção: Resfriamento. 
Extintor de espuma: 
Indicado com ótimo resultado para incêndios de classe “B” e com bom resultado para a 
classe “A”. Contraindicado para a classe “C”. Processo de extinção: Abafamento. Um processo 
secundário é o resfriamento. 
Extintor de pó químico seco 
Indicado com ótimo resultado para incêndios de classe “C” e sem grande eficiência para a 
classe “A”. Não possui contraindicação. Processo de extinção: Abafamento. 
Extintor de gás-carbônico 
Indicado para incêndios de classe “C” e sem grande eficiência para a classe “A”. Não 
possui contraindicação. Processo de extinção: Abafamento. 
Incêndios de classe “D” requerem extintores específicos podendo, em alguns casos, ser 
utilizado o de gás carbônico (CO2) ou pó químico seco. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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COMO SE DEVE PROCEDER AO USAR UM EXTINTOR 
• 
• Fonte: http://www.corpodebombeiros.sp.gov.br/internetcb/Downloads/Cartilha_de_Orientacao.pdf 
 
Resíduos Químicos 
 
O trabalho no laboratório de Química gera muitas vezes materiais residuais que podem ser 
caracterizados como perigosos, nesse caso, devem sofrer um tratamento criteriosos, ao passo 
que materiais não perigosos podem ser manejados com menor grau de complexidade. 
O termo “resíduo químico” é empregado para se definir um material residual 
remanescente de algum processo ou atividade e que, em princípio, pode ser reaproveitado em 
outro processo ou experimento com ou sem tratamento prévio. Já o “rejeito químico” é um 
material residual, que não tem utilidade, já que não apresenta possibilidade técnica ou 
econômica de uso, com ou sem tratamento, devendo ser tratado adequadamente para descarte 
no meio ambiente. 
 
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Classificação do material residual 
 
No Brasil, o processo para classificar um material residual como perigoso deve seguir o 
recomendado pela ABNT NBR 10.004 e a consulta a seus oito anexos, apresentam, entre outros 
atos normativos, listagens de resíduos perigosos. 
Segundo a NBR 10.004:2004 os resíduos são classificados em: 
a) Classe I: Perigosos : São aqueles que podem apresentar riscos à saúde pública ou ao 
meio ambiente, em função de suas características de inflamabilidade, corrosividade, reatividade, 
toxicidade ou patogenicidade. 
b) Classe II: Não Perigosos: 
Classe II A: Não Inertes: São resíduos que não apresentam periculosidade, porém, 
não são inertes e podem ter propriedades como combustibilidade, biodegradabilidade ou 
solubilidade em água. 
Classe II B: Inertes: São resíduos que, submetidos ao teste de solubilização, não 
apresentam nenhum de seus constituintes solubilizados em concentrações superiores aos 
padrões de potabilidade da água. 
 
Forma correta de dispor um rejeito químico 
 
 A disposição de rejeitos perigosos deve obedecer às leis e normas dos órgãos ambientais. A 
escolha da melhor forma leva em consideração fatores como a toxicidade, impacto ambiental e 
custos.Uma maneira para o descarte de rejeitos perigosos é um tratamento onde se anula sua 
toxicidade e assim o descarte poderá ser feito na pia. Se isso não for possível, o rejeito deverá 
ser tratado por outros métodos como a incineração ou ainda, estes rejeitos podem ser 
encaminhados a aterros industriais. 
 
Tratamento de materiais residuais 
Métodos de Tratamento 
Tratamento químico • neutralização ácido-base 
• precipitação química 
• oxidação/redução 
• adsorção em carvão ativado 
• troca iônica 
Tratamento físico • Separação de fases: sedimentação, filtração, floculação, 
centrifugação e decantação; 
• Transição de fases : destilação, evaporação e cristalização. 
 
Tratamento térmico • incineração 
• coprocessamento 
• combustão em caldeiras e fornos 
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• detonação 
• vitrificação 
Tratamento biológico • biorremediação 
Disposição no solo • aterro industrial 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Substituição de métodos e materiais 
 
Processos químicos são tradicionalmente geradores de problemas ambientais devido ao 
manejo de substâncias reconhecidamente perigosas que, muitas vezes, são descartadas de forma 
inadequada no ambiente. Entretanto, a Química Verde surgiu como uma proposta de minimizar a 
geração de resíduos e é definida como “a criação, o desenvolvimento e a aplicação de produtos e 
processos químicos para reduzir ou eliminar o uso e a geração de substâncias tóxicas”. 
A minimização de materiais residuais começa com decisões corretas na hora de planejar os 
experimentos e ensaios. É necessário avaliar previamente todo o potencial de periculosidade que 
envolve a adoção de um determinado experimento e, se prejudicial ao homem ou ao ambiente, 
pesquisar sobre métodos equivalentes alternativos, substituição de produtos por outros menos 
perigosos e mesmo verificar a possibilidade de reaproveitamento do material residual gerado. O 
planejamento de experimentos é uma das mais importantes estratégias de redução na fonte e 
deve ser incentivada em todo laboratório que faça uso de produtos químicos perigosos. 
 
Primeiros socorros: 
Queimaduras: 
Queimaduras causadas por calor seco (chama ou objetos aquecidos): 
Queimaduras leves, refrescar com água fria. No caso de queimaduras graves, refrescar com água 
fria e cobrir com gaze esterilizada umedecida, sem tocar o local com as mãos. Procurar um 
médico imediatamente. 
Nunca cubra a pele queimada com pasta de dente, manteiga, creme hidratante, maisena, etc., 
pois isso pode agravar o caso. 
O docente deverá sempre informar o 
procedimento adequado para o 
descarte dos materiais residuais 
produzidos em aula. 
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Queimaduras por ácidos: 
Lavar imediatamente o local com água corrente em abundância durante cinco minutos. Em 
seguida, lavar com solução de bicarbonato de sódio a 10% e novamente com água. 
OBS: No caso de a queimadura ser muito severa lavar apenas com bastante água e procurar um 
médico. 
Queimaduras por álcalis: 
Lavar a área atingida imediatamente com bastante água corrente durante cinco minutos. Tratar 
com solução aquosa de ácido acético 1 % e lavar novamente com água. 
OBS: No caso de a queimadura ser grave lavar apenas com água e procurar um médico. 
 
Álcalis ou ácidos nos olhos: 
Lavar os olhos abundantemente com água limpa e após manter a pálpebra fechada. 
Não esfregar os olhos, não pingar colírios. Consultar um profissional de saúde, se necessário. 
 
Intoxicação por inalação de gases: 
Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar. 
 
Ingestão de substâncias tóxicas: 
Consultar a Ficha de Informação de Produtos Químicos (FISPQ*) do produto ingerido ou ligue para 
o CEATOX (0800 0148110). Siga as instruções e procure atendimento médico imediatamente. 
Identificação da substância e transporte ao hospital de referência o mais rápido possível. 
 
Referências Bibliográficas: 
1. Golgher, M.; Segurança em Laboratório, CRQ-MG, Belo Horizonte-MG, 2006. 
2. Figueiredo, D.V.; Manual para Gestão de Resíduos Perigosos de Instituições de Ensino e 
Pesquisa; Conselho Regional de Química de Minas Gerais, Belo Horizonte, 2006. 
3. Associação Brasileira de Normas Técnicas. NBR 14725-3: Produtos químicos — Informações 
sobre segurança, saúde e meio ambiente Parte 3: Rotulagem. Rio de Janeiro, 2017. 
4. Associação Brasileira de Normas Técnicas. NBR 10004:2004: Resíduos sólidos – Classificação. Rio 
de Janeiro, 2004. 
5. https://cetesb.sp.gov.br/emergencias-quimicas/aspectos-gerais/toxicologia/conceitos-
basicos-de-toxicologia/, acessado em 20/02/2020. 
6. Glossary for chemists of terms used in toxicology (IUPAC Recommendations 1993). 
https://doi.org/10.1351/pac199365092003, acessado em 20/02/2020. 
 
 
AULA 01 – SEGURANÇA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Exercícios para autoavaliação 
 
1) Pesquise nos sites indicados no texto acima as FISPQ´s (Fichas de Informação de Segurança 
para Produtos Químicos) para o álcool etílico, propanona e ácido acético e construa o 
diagrama de Hommel para estas substâncias. 
 
2) Quais substâncias não podem ser armazenadas juntos com: (a) ácido sulfúrico; (b) éter 
etílico e (c) hidrazina. Pesquise nos sites indicados no roteiro. 
 
3) Por que não se deve usar lentes de contato no laboratório químico? 
 
4) Cite dois equipamentos de proteção individual (EPI) e dois equipamentos de proteção 
coletiva (EPC) usados em um laboratório de química. 
 
5) A dipirona sódica é encontrada no medicamento novalgina. Procure, na literatura, o valor 
da DL50 deste princípio ativo e compare com a DL50 do paracetamol. Qual composto é 
mais tóxico? 
 
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Aula 02 – Vidrarias, equipamentos e técnicas básicas 
de laboratório 
 
Objetivos 
• Identificar as principais vidrarias e equipamentos no laboratório químico. 
• Familiarizar-se com técnicas básicas usadas no laboratório químico. 
 
Introdução 
Antes de iniciar qualquer experimento em um laboratório químico, é importante familiarizar-se 
com os equipamentos disponíveis, conhecer seu funcionamento, indicação de uso e a maneira 
correta de manuseá-lo. 
A maioria dos equipamentos utilizados em laboratório é de vidro, portanto a manipulação deve 
ser feita cuidadosamente. Estes podem ser de vidro comum, borossilicato (pirex) ou de quartzo 
fundido. As vidrarias volumétricas, como bureta, pipetas volumétrica e graduada, são calibradas 
e, portanto, não devem ser aquecidas. 
A seguir apresentaremos alguns equipamentos básicos utilizados rotineiramente em laboratórios 
de química e suas funções. 
 
VIDRARIAS 
 
 
 
 
 
 
 
Tubo de ensaio: execução de 
reações químicas em pequena 
escala 
 
 
 
 
 
 
 
Béquer: dissolução de sólidos e 
aquecimento de líquidos. 
 
 
 
 
 
 
 
Erlenmeyer: aquecimento de 
líquidos e titulações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Funil comum: filtração simples, 
com auxílio de papel de filtro, e 
transferência de líquidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Kitassato: filtração a pressão 
reduzida (ou filtração a vácuo) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Proveta: medida de volumes 
de líquidos sem grande 
precisão. 
 
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Balão volumétrico: preparo de 
soluções com volumes precisos e 
prefixados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Balão de fundo redondo: 
sistemas de destilação, refluxo e 
evaporação a vácuo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Balão de fundo chato: 
aquecimento de líquidos em 
sistemas de destilação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Vidro de relógio: pesagem e 
cobertura de cápsula de porcelana 
ou béquer. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dessecador: utilizado para guardar 
substâncias em atmosfera com 
baixa umidade com auxílio de um 
agente de secagem (dessecante). 
 
 
 
 
 
 
 
 
Funil de separação ou 
decantação (funil de bromo): 
separação e extração líquido-
líquido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pipeta graduada: medidade 
volumes variáveis de líquidos com 
boa precisão dentro de uma 
determinada escala. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pipeta volumétrica: medidas 
precisas de volume fixo de líquidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bureta: utilizada em titulações 
na medida precisa de volume 
de líquidos através do 
escoamento controlado do 
líquido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Condensador: condensação de 
vapores produzidos no processo 
de destilação ou aquecimento sob 
refluxo. Existem condensadores 
de tubo reto (Liebig), de bolas e 
de serpentina. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bastão de vidro/baqueta: 
agitação de soluções e de líquidos 
e no auxílio para transferência de 
líquidos de um recipiente para 
outro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Placa de Petri: secagem de 
substâncias e cultura de 
microrganismos. 
 
 
50
40
30
20
10
0
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
UTENSÍLOS DE PORCELANA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Funil de Büchner: 
utilizado em filtrações a 
vácuo em conjunto com o 
kitassato. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cadinho: aquecimento de 
sólidos a altas temperaturas, 
calcinações. Pode ser 
também constituído de 
metal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Almofariz e pistilo: 
trituração e homogeneização 
de materiais sólidos. Pode 
ser também constituído de 
ágata. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cápsula: evaporação 
de líquidos. Pode ser 
aquecida na chama. 
 
UTENSÍLOS GERAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Garra metálica 
 
 
 
 
 
 
 Suporte universal 
Suporte universal: utilizado para 
dar sustentação aos materiais de 
laboratório. 
 
Garra metálica: fixação de 
vidrarias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Argola ou anel: suporte de funil 
de vidro em montagens de filtração 
e decantação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mufa: fixação de garras 
metálicas ao suporte universal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tripé: sustentação à tela de 
amianto ou ao triângulo de 
porcelana. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tela de amianto: utilizada para 
distribuir uniformemente o calor 
recebido da chama do bico de 
Bunsen para todo o recipiente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pisseta ou frasco lavador: 
lavagem de diversos materiais. 
Em geral, contém água 
destilada, mas outros solventes 
podem também ser 
armazenados. 
 
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pinça metálica: utilizado para 
segurar objetos aquecidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Espátula: usada na transferência 
de substâncias sólidas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Suporte para tubos de ensaio: 
sustentação de tubos de ensaio 
na posição vertical. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pinça de madeira: utilizada para 
segurar tubos de ensaio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Trompa de vácuo: utilizada para 
reduzir a pressão no interior de um 
frasco, principalmente durante a 
técnica de filtração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pipetador de borracha ou 
pera: utilizado para encher 
pipetas por sucção. 
 
EQUIPAMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agitador magnético 
com ou sem 
aquecimento: 
agitação de líquidos com 
auxílio de uma barra 
magnética movida por 
um campo magnético 
rotativo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Manta aquecedora: 
aquecimento de líquidos 
inflamáveis contidos em 
um balão de fundo 
redondo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Balança: utilizada para 
pesagem. Deve estar 
nivelada e ter 
manutenção e calibração 
periódica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Centrífuga: separação 
de misturas imiscíveis do 
tipo sólido-líquido, 
quando o sólido se 
encontra disperso no 
líquido. 
0.00
0 g 
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Estufa: secagem de 
materiais em geral, 
principalmente vidrarias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Capela: Utilizada para 
manusear substâncias 
gasosas, tóxicas, 
irritantes, etc. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bomba de vácuo: 
redução da pressão no 
interior de um recipiente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bico de Bunsen: 
aquecimento de 
materiais não inflamáveis 
 
 
O bico de Bunsen 
 
O bico de Bunsen, Figura 1, utiliza como combustível o gás liquefeito de petróleo (GLP) que é 
uma mistura de hidrocarbonetos e como comburente o gás oxigênio do ar atmosférico. Possui na 
sua base um regulador de entrada de ar - quando a chama é amarela, a combustão é incompleta e 
a chama apresenta temperatura relativamente baixa; com o aumento da entrada de ar a chama 
torna-se azul, mais quente e forma um cone interior distinto, mais frio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: O bico de Bunsen e as zonas da chama 
 
Zona redutora: é uma zona intermediária, luminosa e forma um pequeno "cone", onde se inicia a 
combustão dos gases. Nesta zona forma-se monóxido de carbono, que se decompõe por ação do 
calor dando origem a pequenas partículas de carbono, que, sendo incandescentes, dão 
luminosidade à chama e espalham-se sobre a tela de amianto na forma de "negro de fumo". 
Região da chama de temperatura intermediária (530 ºC a 1540 ºC). 
Zona oxidante: zona externa de cor azulada, quase invisível, que compreende toda a região 
acima e ao redor da zona redutora. Os gases que são expostos ao ar sofrem combustão completa, 
formando gás carbônico e água. Região de maior temperatura (1540 ºC). 
Anel de regulagem
de entrada de ar
Válvula de controle 
do gás
entrada
do gás
região mais fria
300 a 530 oC
Zona oxidante
região mais quente
1540 oC
Zona redutora
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Para acender o bico de Bunsen, segue-se o seguinte procedimento: 
Fechar completamente a entrada de ar 
Abrir lentamente a válvula de entrada de gás e aproximar a chama de um fósforo. 
Abrir lentamente o anel de regulagem para entrada de ar até se obter uma chama azulada 
(indicativo de combustão completa). 
 
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Técnicas básicas de laboratório 
 
Transferência de sólidos: não utilizar a mesma espátula para transferir amostras de substâncias 
diferentes. Este procedimento pode contaminar os reagentes. 
 
Transferência de líquidos: pode-se usar conta-gotas, bastão de vidro, funil de vidro e pipetas. 
 
Leitura do nível de um líquido - menisco: a medida do volume de líquidos é feita comparando-se 
o nível do líquido com as marcações nas paredes da vidraria. Para ler corretamente o nível de um 
líquido, é importante olhar pela linha tangente ao menisco, que é côncavo no caso de líquidos 
que aderem ao vidro, e convexo no caso de líquidos que não aderem ao vidro (mercúrio), Figura 
2. O menisco consiste na interface entre o ar e o líquido a ser medido. Para líquidos incolores ou 
transparentes o seu ajuste deve ser feito de modo que o seu ponto central fique horizontalmente 
tangente ao plano da linha do traço de graduação, mantendo o plano de visão coincidente com 
esse mesmo plano para evitar o erro de paralaxe, Figura 3. Para líquidos escuros, a leitura é feita 
na parte superior do menisco. 
 
 
 
 
 
 
Figura 2: A – menisco côncavo, B - menisco convexo, C – leitura do menisco para soluções 
transparentes e D – leitura do menisco para líquidos escuros. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3: Forma correta de se ler o volume de um líquido com a linha de visão tangencial ao 
centro do menisco. 
 
água mercúrio
tr
a
n
s
p
a
re
n
te
e
s
c
u
ro
A B C D
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Pipetador de borracha de três vias (pera): Possui três válvulas para a passagem de ar: A, S e E. 
Quando de pressiona a válvula A, ela se abre permitindo a retirada de ar do bulbo. Ao se 
pressionar a válvula S, o líquido, por sucção, entra na pipeta. A pipeta pode ser esvaziada 
pressionando-se a válvula E. 
 
 
 
 
Filtrações simples e a vácuo: a filtração é o processo usado para a separação de uma mistura 
heterogênea sólido-líquido. Figura 4 representa o esquema dos dois tipos de filtração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4: Esquema de filtrações simples (A - por gravidade) e a vácuo (B). 
 
Papel de filtro dobrado liso: é utilizado quando se deseja produzir uma filtração maislenta e o 
filtrado (líquido) é o que mais interessa no processo. 
 
Papel de filtro pregueado: é utilizado quando se deseja produzir uma filtração mais rápida e o 
sólido é o que mais interessa no processo. O pregueado apresenta maior superfície de contato 
entre a mistura e o papel. Figura 5 exibe os modos de preparo para o papel de filtro liso e 
pregueado. 
 
Bastão de 
vidro
Mistura 
sólido-líquido
Suporte 
universal
funil
Papel de 
filtro
sólido
béquer
Solução 
filtrada
Funil de Buchner
Papel de filtro
Kitassato
vácuo
A
B
A
S
E
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
um pequeno rasgo confere maior aderência ao papel 
 A B 
Figura 5: Modos de preparo para o papel de filtro liso (A) e pregueado (B). 
 
Decantação: utilizada na separação de dois líquidos não miscíveis (Figura 6). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 6: Esquema da técnica de decantação 
 
Centrifugação: utilizada para acelerar a sedimentação das fases. 
 
Destilação: utilizada para a separação de misturas, podendo ser simples ou fracionada (Figura 7). 
Em geral, a destilação simples é empregada para a separação de um líquido de impurezas não 
voláteis. A destilação fracionada é indicada para a separação de substâncias líquidas voláteis. 
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
 
Figura 7: Destilação simples (A); destilação fracionada (B). 
 
(A) (B) 
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
PARTE PRÁTICA 
 
Procedimento 1: Transferência de líquidos 
 
Materiais e reagentes 
 
01 Pipeta volumétrica (10 mL) 
01 Béquer (50 mL) 
01 Erlenmeyer (125 mL) 
01 Bureta (25 mL) 
01 Pipetador de 3 vias (pera) 
01 suporte universal 
02 garras 
02 mufas 
Água destilada 
 
Medida de volume utilizando uma pipeta 
 
• Adicione aproximadamente 20 mL de água destilada no béquer. 
• Pressione a válvula A da pera, esvaziando-a. 
• Encaixe cuidadosamente a pipeta volumétrica na pera. 
• Mergulhe a ponta da pipeta no béquer contendo a água destilada. Mantenha a 
pipeta na posição vertical e pressione a válvula S da pera. O nível do líquido 
aspirado deve estar um pouco acima do volume desejado. 
• Para liberar o líquido e acertar o menisco, aperte a válvula E da pera. 
• Transfira os 10 mL de água destilada para o erlenmeyer. Para liberar o líquido, 
aperte a válvula E. 
• Após o uso, tire a pipeta e guarde a pera com ar (cheia). 
 
Medida de volume utilizando uma bureta 
 
• Prenda a bureta a um suporte universal, com auxílio de duas garras 
conforme figura ao lado. 
• Preencha a bureta com água destilada, usando um béquer para esta 
transferência. 
• Retire qualquer bolha de ar e acerte o zero. 
• Deixe escoar 12 mL recolhendo o líquido no Erlenmeyer. 
 
30
29
28
27
5
4
3
2
1
0
10
9
8
7
6
15
14
13
12
11
20
19
18
17
16
25
24
23
22
21
26
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Procedimento 2: Pesagem e filtração simples 
 
Materiais e reagentes 
 
01 vidro de relógio 
02 béqueres (50 mL) 
01 bastão de vidro 
01 funil comum 
01 proveta (25 mL) 
01 almofariz com pistilo 
01 suporte universal 
01 garra anel de ferro 
01 espátula 
01 papel de filtro 
Balança digital 
Água destilada 
Pedaços de giz 
 
 
• Com auxílio de um almofariz e pistilo, triturar bastões de giz até completa pulverização. 
• Pesar 0,36 g do giz triturado sobre um vidro de relógio com auxílio de uma espátula (Muito 
cuidado para não derrubar sólido sobre a balança). 
• Transferir o pó de giz pesado para um béquer. 
• Medir 25 mL de água destilada em uma proveta e 
adicionar no béquer contendo o pó de giz. 
• Agitar a mistura com um bastão de vidro. 
• Montar a argola no suporte universal. 
• Dobre o papel de filtro como indicado na Figura 5(A). 
• Filtrar a mistura, utilizando a técnica de filtração 
simples. 
 
Procedimento 3: Decantação 
 
Materiais e reagentes 
 
01 proveta (10 mL) 
01 funil de decantação 
01 béquer (50 mL) 
01 garra anel de ferro 
01 suporte universal 
Água destilada 
Hexano 
Solução de iodo (2 %) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bastão de 
vidro
Mistura 
sólido-líquido
Suporte 
universal
funil
Papel de 
filtro
sólido
béquer
Solução 
filtrada
Funil de Buchner
Papel de filtro
Kitassato
vácuo
A
B
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
• Fazer a montagem conforme Figura ao lado. 
Verificar se a torneira do funil de decantação está fechada. 
Verificar se a tampa está vedando adequadamente. 
• Em uma proveta, medir 10 mL de água destilada e adicioná-la a um 
béquer de 50 mL. 
• Adicionar 5 gotas de solução de iodo (2 %) no béquer contendo a água. 
Observe a coloração. 
• Com auxílio de uma proveta, meça 10 mL de hexano e adicione ao 
béquer contendo a mistura de água e iodo. 
• Transferir a mistura para o funil de decantação. 
• Tampar o funil e removê-lo do anel de ferro. Segurar a tampa e a torneira firmemente e 
inverter o funil de separação. Abrir lentamente a torneira para liberar a pressão. 
• Deixar o funil em repouso no anel de ferro até que as 2 fases se separem. 
• Remover a tampa e, abrindo a torneira, transferir cuidadosamente a fase inferior para o 
béquer. 
 
1. O que acontece com a coloração das duas fases? Explique por que há mudança de cor. 
 
 
2. Qual a fase recolhida no béquer? 
 
 
 
 
Dados de densidade (25 oC): 
 
Água: 0,9950 g cm-3 (https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/962) 
Hexano: 0,6606 g cm-3 (https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/8058) 
 
AULA 02 – VIDRARIAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Referência Bibliográfica: 
 
1. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S.L.; Bispo, J.G. Química Básica Experimental, 
Editora Icone, São Paulo, SP, 1998. (ISBN: 85-274-0511-3). 
2. Vogel, A. I. Química Analítica Qualitativa, 5ª edição, Editora Mestre Jou, São Paulo, SP, 1981. 
(ISBN: 8587068016). 
3. da Silva, R. R.; Bocchi, N.; Rocha-Filho, R. C.; Machado, P. F. L.; Introdução à Química 
Experimental, 3ª edição, EdUFSCar, São Carlos, SP, 2019. (ISBN: 978-85-906962-8-5). 
4. Constantino, M. G.; da Silva, G. V. J.; Donate, P. M. Fundamentos de Química Experimental, 2ª 
edição, EDUSP, São Paulo, SP, 2011. (ISBN: 9788531407574). 
 
Exercícios para autoavaliação 
 
1) No laboratório, utilizamos a filtração para a separação do pó de giz e água. Cite outra 
técnica de separação que pode ser empregada. 
 
2) Pesquise as propriedades do tolueno, acetona e água em site de banco de dados de 
propriedades químicas como: pubchem (https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/) ou 
chemspider (http://www.chemspider.com/) e responda: 
a) Como separar uma mistura de água e tolueno? 
b) Como separar uma mistura de acetona e tolueno? 
 
3) Quais as diferenças entre uma pipeta volumétrica e uma pipeta graduada? 
 
4) Quais as diferenças entre um balão volumétrico e um balão de fundo redondo? 
 
5) Cite 3 vidrarias volumétricas. 
 
6) Qual o equipamento adequado para se aquecer uma mistura contendo etanol e acetona? 
 
 
https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/
http://www.chemspider.com/
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Aula 03 –Representação e interpretação de resultados 
experimentais 
 
Objetivos 
 
• Analisar a medida de uma grandeza e sua representação; 
• Realizar operações matemáticas com algarismos significativos; 
• Elaborar e interpretar resultados experimentais por gráficos e tabelas; 
• Representar, por meio de um gráfico, a densidade de soluções de sacarose a diversas 
concentrações. 
 
Introdução 
 
 O trabalho no laboratório de Química envolve a medida de grandezas físicas. A 
interpretação e a análise dos resultados experimentais são feitas a partir do 
levantamento e registro corretos dos dados obtidos. Para isso, precisamos estar atentos a 
alguns elementos que são muito importantes para a apresentação de um resultado, por 
exemplo:a precisão das medidas, os instrumentos de medidas, a medição das grandezas 
e a apresentação dos resultados. Esses pontos são de extrema relevância e em todas as 
aulas posteriores a esta, os dados experimentais deverão ser representados conforme as 
normas apresentadas nesta aula. 
 Quando determinamos uma propriedade da matéria de forma quantitativa, esta 
está associada a um número que representa essa propriedade juntamente com sua 
unidade de medida da grandeza. O “Sistema Internacional de Unidades, SI” é 
amplamente utilizado em medidas científicas e uma tradução para o português pode ser 
encontrada em: http://www.inmetro.gov.br/inovacao/publicacoes/si_versao_final.pdf. 
O SI tem sete unidades básicas das quais todas as outras são derivadas, mostradas na 
tabela 1. 
 
http://www.inmetro.gov.br/inovacao/publicacoes/si_versao_final.pdf
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Tabela 1: Unidade de base do Sistema Internacional de Unidades, SI 
Grandeza de base Nome da unidade de 
base 
Símbolo da 
unidade base 
Comprimento metro m 
Massa kilograma kg 
Tempo, duração segundo s 
Temperatura termodinâmica Kelvin K 
Corrente elétrica ampere A 
Quantidade de substância mol mol 
Intensidade luminosa candela cd 
Fonte: https://www.bipm.org/en/measurement-units 
 
 Prefixos são utilizados para expressar magnitudes muito grandes ou pequenas que 
envolvem números e são usados para indicar frações ou múltiplos decimais das unidades. 
Por exemplo, a distância entre o Sol e Plutão (60000000000000 m) pode ser expressa por 
6 Tm (terametros). Os prefixos SI são mostrados na tabela 2. 
 
Tabela 2: Prefixos do Sistema Internacional de Unidades, SI 
 
Fonte: 1ª Edição Brasileira da 8ª Edição do BIPM 
(http://www.inmetro.gov.br/inovacao/publicacoes/si_versao_final.pdf). 
 
http://www.inmetro.gov.br/inovacao/publicacoes/si_versao_final.pdf
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 Muitas vezes temos que usar números muito grandes ou muito pequenos. Por 
exemplo, a massa do próton é 0,00000000000000000000000167252 g ou a circunferência 
da Terra é aproximadamente 40000000 m. Para expressar esses números de forma mais 
conveniente, mais compacta, utilizamos a notação científica. Nesta notação, o número é 
representado por A × 10n, onde A é um número contendo um único digito diferente de 
zero à esquerda da vírgula e n é um número inteiro. Assim, a massa do próton pode ser 
expressa por 1,67252 × 10-24 g e a circunferência da Terra por 4 × 107 m. 
Um aspecto importante da notação científica é a comparação da ordem de 
grandeza de dois números. Por exemplo, a massa do próton (1,67252 × 10-24 g) é quatro 
ordens de grandeza maior que a massa do elétron (9,10938 × 10-28 g). 
A magnitude de uma grandeza é determinada pelos instrumentos de medidas e 
dependendo do instrumento, os valores podem ser mais ou menos precisos. Os algarismos 
corretos e o algarismo duvidoso constituem os “algarismos significativos”. O algarismo 
duvidoso está sempre na casa decimal em que se encontra o limite de erro do aparelho 
de medida utilizado. Por exemplo, em uma proveta de 50 mL, cuja menor divisão seja 1 
mL, o limite de erro é de ± 0,5 mL. Então quando medimos um volume de 26,0 mL nesta 
proveta, o algarismo 0 corresponde ao algarismo duvidoso. 
 
 
 
 
 
Arredondamento de números 
 
 Muitas vezes, a resposta de uma operação matemática contém mais algarismos do 
que os significativos. Nesse caso, devemos seguir as regras de arredondamento segundo 
a Norma ABNT NBR 5891. O arredondamento apenas no resultado final dos cálculos. 
0,00001234000
Zeros à esquerda 
do primeiro dígito 
diferente de zero 
após o ponto 
decimal não são 
significativos
Todos os números 
diferentes de zero 
são significativos
Os zeros após o 
primeiro dígito 
diferente de zero em 
um decimal são 
significativos
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 Quando o algarismo seguinte ao último a ser mantido é menor que 5, os algarismos 
indesejados são descartados e o último número é mantido. Por exemplo: arredondando o 
número 9,8124 para três algarismos significativos, teremos 9,81. 
 Quando o algarismo seguinte ao último número a se mantido é maior que 5, ou 5 
seguido de outros dígitos, o último número é aumentado de 1 e os algarismos indesejados 
são descartados. Por exemplo: arredondando o número 9,8164 para três algarismos 
significativos, teremos 9,82. 
Quando o algarismo seguinte ao último número a ser mantido é um 5 seguido de 
zeros ou é somente um 5, há duas possibilidades: 
Se o último algarismo a ser mantido for par, ele é inalterado. Ex: Para se 
arredondar 5,450 para dois algarismos significativos, obtém-se 5,4. Ao se 
arredondar 8,105 para três algarismos significativos, obtém-se 8,10. 
Se o último algarismo a ser mantido for ímpar, ele é aumentado de 1. Ex: Ao 
se arredondar 9,855 para três algarismos significativos, obtém-se 9,86. 
 
Operações aritméticas com algarismos significativos 
 
Adição e Subtração: o resultado deve ser representado com o mesmo número de 
casas decimais da parcela de menor número de casas decimais. 
 128,5 (uma casa decimal) 
 + 31,69(duas casas decimais) 100 
 3,257 (três casas decimais ̶ 2,33 
 163,447 = 163,4 (uma casa decimal) 97,67 = 98 
 
Multiplicação e Divisão: o resultado deverá ser apresentado com o mesmo número 
de algarismos significativos do componente de menor número de algarismos 
significativos. 
3,49 × 8,2 = 28,618 = 29 
3,49 : 4,602 = 0,758365... = 0,758 
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 Quando realizamos uma medida precisamos estabelecer a confiança que o valor 
encontrado para a medida representa. Para representar corretamente a medida realizada 
devemos utilizar os algarismos significativos. O limite do erro corresponde à metade de 
sua menor divisão. Em uma balança analítica digital, onde o fundo de escala é 0,0001 g, o 
limite de erro é igual à menor divisão. Veja alguns exemplos a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 As medidas experimentais são sempre acompanhadas de erros, mesmo as medidas 
feita de maneira “correta”, ou seja, o “erro” da medida nem sempre é resultado de um 
erro do “operador”. O erro da medida é consequência de inúmeros fatores que incluem o 
limite de precisão do instrumento de medida ou método e as influências aleatórias. Os 
erros podem ser classificados como erros sistemáticos (erros determinados) e erros 
aleatórios (erros indeterminados). 
 Os erros sistemáticos são aqueles que podem ser detectados e eliminados, possuem 
um valor definido. Estes erros podem ser originados por exemplo, da leitura incorreta de 
escala, erros operacionais, erro de metodologia, má calibração de equipamentos ou uso 
de reagentes contaminados. 
 Os erros aleatórios se apresentam valores positivos ou negativos e decorrem de 
limitações do ser humano ao fazer medidas experimentais. Estas variações seguem uma 
distribuição gaussiana ou alguma outra lei estatística. Este tipo de erro está sempre 
presente, não pode ser medido nem completamente eliminado. 
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 Como erros sempre estão presentes nas medidas experimentais, o melhor que pode 
ser feito é repetir medidas diversas vezes usando um instrumento de medida e um 
método confiável. 
• A precisão da medida refere-se ao grau de concordância dos resultados individuais 
dentro de uma série de medidas (reprodutibilidade da medida). 
• A exatidão da medida refere-se ao grau de concordância do valor experimental 
com o valor verdadeiro (fidelidade da medida). 
 
 
 
 
 
 
 
Podemos elevar a precisão de uma medida aumentando o número de 
determinações (a medida de várias determinações merece mais confiança do que uma sódeterminação), enquanto a exatidão só pode ser alcançada, eliminando-se os erros 
sistemáticos. 
O erro absoluto é a diferença entre o valor exato (ou verdadeiro) da grandeza (VT) 
e o seu valor determinado experimentalmente (VE). 
𝐸𝑎𝑏𝑠 = |𝑉𝑇 − 𝑉𝐸| 
O erro relativo: expressa a incerteza da medida. Se conhecermos o valor 
verdadeiro, podemos calcular facilmente o erro da medida (erro percentual ou erro 
relativo) que é expresso em porcentagem e é adimensional. 
𝐸𝑟% = |
𝑉𝑇 − 𝑉𝐸
𝑉𝑇
| × 100 
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Se o valor teórico não for conhecido, deve-se medir várias vezes e por diferentes 
métodos a mesma grandeza, para se ter uma ideia da exatidão. A reprodutibilidade de 
uma medida usando sempre o mesmo método permite avaliar a precisão da mesma. Por 
meio de tratamento estatístico adequado dos resultados calcula-se o chamado desvio 
padrão da medida. 
Representação de dados experimentais 
 
Os resultados experimentais necessitam ser colocados, ou agrupados, de forma 
racional para auxiliar na interpretação qualitativa e quantitativa dos dados. Existem duas 
formas importantes de apresentá-los: tabelas e gráficos que, nos trabalhos acadêmicos 
devem seguir as normas da ABNT. 
Tabelas 
 
Uma tabela pode conter os seguintes elementos: legenda, cabeçalho e corpo; pode 
conter uma coluna indicadora e rodapé. A legenda deve conter uma descrição sucinta do 
que está contido na tabela. O cabeçalho é a parte superior da tabela e apresenta 
informações sobre o conteúdo de cada coluna. A coluna indicadora está sempre presente 
à esquerda e especifica o conteúdo das linhas, nem sempre a tabela contém uma coluna 
indicadora. O corpo da tabela é o espaço abaixo ao cabeçalho e à direita da coluna 
indicadora, onde se encontram os dados apresentados. 
As tabelas sempre devem ser delimitadas na parte de cima e na de baixo, 
utilizando traços na horizontal que podem ser um pouco mais fortes que os traços 
utilizados nas linhas da parte interna da tabela. Jamais se deve utilizar traços verticais 
para delimitar a tabela em suas partes externas. Utilize traços horizontais para delimitar 
o cabeçalho. 
Fonte: http://dx.doi.org/10.21577/0100-4042.20170662 
Gráficos 
Um gráfico é uma maneira de se representar como uma grandeza varia à medida 
que uma outra grandeza também varia. Normalmente um gráfico tem dois eixos onde são 
representados os valores de cada uma das grandezas. O eixo horizontal é chamado de 
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
abscissa, onde geralmente se representa a variável independente (aquela cujo valor é 
controlado no experimento). O eixo vertical é denominado ordenada e representa a 
variável dependente (cujo valor é determinado no experimento). Os gráficos devem 
conter um título ou legenda que apresenta uma breve descrição do que se trata o gráfico. 
Para traçar um bom gráfico, é necessário que todos os pontos caibam no gráfico e 
que as escalas na ordenada e na abcissa ocupem a maior porção da área escolhida para o 
gráfico, tanto em um papel milimetrado como na tela de um computador. A escala deve 
ser legível, deve ser possível localizar qualquer valor na escala. A distância entre o menor 
e o maior valor devem ser de pelo menos 75 % do tamanho total do eixo. Os pontos 
experimentais devem estar legíveis e indicados por símbolos como um círculo, por 
exemplo. Deve-se indicar os símbolos das grandezas correspondentes aos eixos e as 
respectivas unidades junto aos eixos. 
Quando for ajustar uma tendencia média nos pontos experimentais, faça de tal 
modo que passe pela maioria dos pontos. Se não for possível, faça com que cada lado da 
reta exista praticamente o mesmo número de pontos e o mais próximo possível. No caso 
de ter um ponto muito fora da curva, repita a medida ou então despreze este ponto ao 
traçar a média (mas indique-o no gráfico). 
Na figura abaixo, temos um exemplo de um gráfico, note que neste caso, o 
objetivo principal é extrapolar os dados experimentais para a temperatura de -273 oC e 
por isso a escala foi expandida. Nem sempre é necessário representar a origem nos 
gráficos. 
 
 
 
 
 
Fonte: Brown, TL; LeMay Jr, HE; Bursten, BE e Burge, JR, Química: a ciência central, 9a ed, Pearson, 2005. 
Gráfico 1: Volume de um gás em um sistema fechado como função da temperatura 
à pressão constante. 
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Parte prática 
 
Procedimento 1: Medida de volume em diversas vidrarias 
 
Materiais e reagentes 
 
01 béquer (50 mL) 01 proveta (25 mL) 
01 erlenmeyer (125 mL) 01 pipeta graduada (10 mL) 
01 bastão de vidro água destilada 
01 proveta (50 mL) Pipetador de 3 vias (pera) 
 
Procedimento experimental 
 
• Medir 50,0 mL de água destilada utilizando uma proveta de 50 mL. 
• Transferir todo o líquido para um béquer de 50 mL. Verificar o volume obtido no béquer. 
• Em seguida, transferir o líquido contido no béquer para um erlenmeyer de 125 mL. 
Verificar o volume obtido. 
 
Observe os volumes em cada transferência. Os volumes são coincidentes? Explique. 
 
 
 
• Pipetar com auxílio de uma pipeta graduada 10 mL de água destilada e transferir a mesma 
para uma proveta de 25 mL 
Observe os volumes em cada transferência. Os volumes são coincidentes? Explique. 
 
 
 
Identifique dentre as vidrarias acima utilizadas àquelas que não possuem precisão e as que 
possuem precisão. 
Vidrarias sem precisão: 
Vidrarias de precisão: 
 
 
 
 
 
 
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Para as vidrarias proveta e pipeta graduada, anote a forma correta de representar a medida do 
volume. Quantos algarismos significativos possuem estas medidas? 
 
 
 
 
Procedimento 2: Determinação da densidade de soluções de sacarose em função 
da concentração 
 
Materiais e reagentes 
 
Béqueres (50 mL) Pipetador de 3 vias (pera) 
Pipetas volumétricas (10 mL) Termômetro 
Soluções de sacarose: 4,0 %, 6,0 %, 8,0 %, 12 %, Balança digital 
16 % e 20 % 
 
Procedimento experimental 
 
• Pesar um béquer de 50 mL e anotar a sua massa. 
• Pipetar, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, 10,0 mL da solução de sacarose 4%. 
• Pesar o conjunto (béquer + solução) e anotar a massa 
• Repetir o procedimento para todas as soluções de sacarose. 
• Complete a tabela 1. 
 
Tabela 1: Determinação da massa de 10 mL de solução de sacarose 
Solução de 
sacarose 
(%) 
Massa do béquer 
(g) 
Massa total 
(g) 
Massa da solução 
(g) 
4,0 
6,0 
8,0 
12 
16 
20 
 
• Medir a temperatura com auxílio de um termômetro. Anote a temperatura. 
 
Temperatura = ______________oC 
 
• Usando os dados da tabela 1, calcule a densidade das soluções de sacarose e complete a 
tabela 2. 
 
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
Tabela 2: Densidade de soluções de sacarose a _____ ºC 
 
Concentração de 
sacarose (%) 
Densidade 
(g/mL) 
4,0 
6,0 
8,0 
12 
16 
20 
 
 
• Construa um gráfico, em papel milimetrado, com os dados representados na Tabela 2. Não 
se esqueça de indicar o título do gráfico, as grandezas e unidade nos eixos. 
 
 
 
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
Determinação da concentração de sacarose de uma solução desconhecida 
 
• Pesar um béquer de 50 mL e anotar sua massa. m = _______________ 
• Pipetar, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, 10 mL da solução de sacarose 
de concentração “X” e transferir para o béquer. Anotar a massa total (béquer + 
solução). m = _________________ 
Calcular a densidade desta solução. 
 
 
 
 
• A partir do gráfico, determine a concentração da “solução X”. 
 
Concentração = _____________% 
 
Consulte, em site de banco de dados de propriedades químicas como: pubchem(https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/) ou chemspider (http://www.chemspider.com/) e 
responda: 
A densidade da sacarose pura e da água (solvente) e compare com as densidades obtidas 
para as soluções utilizadas no experimento. Os resultados estão coerentes? Por quê? 
 
 
 
 
 
 
Quais erros experimentais podem ter ocorrido neste procedimento experimental? 
 
 
 
 
 
 
Referência bibliográfica 
 
1. Lenzi, E; Favero, L.O.B.; Tanaka, A.S.; Filho, E.A.V.; Silva, M.B. Química Geral 
Experimental, Freitas Bastos Editora, Rio de Janeiro, RJ, 2004. (ISBN: 85-353-0217-4). 
 
2. Brown, TL; LeMay Jr, HE; Bursten, BE e Burge, JR, Química: a ciência central, 9a ed, 
Pearson,São Paulo, SP, 2005. (ISBN: 978-85-78918-42-0) 
 
3. da Silva, R. R.; Bocchi, N.; Rocha-Filho, R. C.; Machado, P. F. L.; Introdução à Química 
Experimental, 3ª edição, EdUFSCar, São Carlos, SP, 2019. (ISBN: 978-85-906962-8-5). 
https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/
http://www.chemspider.com/
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
4. Constantino, M. G.; da Silva, G. V. J.; Donate, P. M. Fundamentos de Química 
Experimental, 2ª edição, EDUSP, São Paulo, SP, 2011. (ISBN: 9788531407574). 
 
Exercícios para autoavaliação 
 
1) Qual o número de algarismos significativos em cada uma das medidas de grandeza? 
(a) 0,00458 m 
(b) 1,0003 g 
(c) 978,0 L 
(d) 1,5890 × 10-4 kg. 
 
2) Faça as seguintes operações e expresse sua resposta com o número apropriado de 
algarismos significativos: 
 
(a) 35,489 + 0,25 
(b) 5,48947 × 45,78 
(c) 0,098689/82,5 
 
3) Um termômetro de álcool (em oC) é mostrado a seguir. Qual a temperatura 
marcada? Quantos algarismos significativos existem na medida? Qual o limite de 
erro? 
 
 
 
4) Dois estudantes determinaram a porcentagem de ferro em uma amostra. Os 
resultados dos estudantes para três determinações foram: 
Estudante 1: 54,86 %; 55,69 % 55,23 % 
Estudante 2: 56,25%; 56,26%; 56,23% 
 
AULA 03 – REPRESENTAÇÃO E 
INTERPRETAÇÃO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
A porcentagem real é 55,23 %. 
a) Calcule a porcentagem média para cada conjunto de dados e diga qual conjunto é 
mais exato, baseado na média. 
b) Qual dos dois conjuntos é mais preciso? Justifique sua resposta. 
 
AULA 04 – ESTRUTURA ELETRÔNICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Aula 04 – Estrutura eletrônica de átomos e moléculas 
 
Objetivos 
 
• Introduzir o conceito de energia quantizada, bem como dos fenômenos de 
fluorescência e fosforescência; 
• Obter o espectro da luz de diversos materiais a partir de um espectroscópio; 
• Identificar a presença de metais em sais através do teste de chamas. 
 
Introdução 
 
O cientista Niels Bohr aprimorou em 1913 o modelo atômico de Rutherford, baseado na 
teoria de que o átomo é composto por um núcleo contendo prótons e uma região extranuclear 
constituída de elétrons. Incorporando as ideias de Einstein sobre o efeito fotoelétrico e as de 
Planck sobre a quantização de energia, Bohr elaborou seu modelo atômico que explicava o 
espectro de linhas do átomo de hidrogênio. Surgiram assim os chamados Postulados de Bohr: 
• Os elétrons se movem ao redor do núcleo em órbitas circulares com raios e energias 
definidos; 
• Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia; 
• Ao passar de uma órbita para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade definida 
de energia chamada quantum de energia eletromagnética ou “fóton”. 
A energia da radiação eletromagnética (E) envolvida pode ser calculada através da 
equação de Planck: 
𝐸 =
ℎ𝑐
𝜆
 
Onde: 
h = constante de Planck = 6,63 x 10-34 J s; 
c = velocidade da luz no vácuo = 3,0 x 108 m s-1; 
λ = comprimento de onda. 
E pode ser expressa em termos de frequência (𝜐): 
𝐸 = ℎ𝜐 em que 𝜐 = 𝑐/𝜆 
 
A energia de um fóton depende apenas de sua frequência: quanto maior a frequência, 
menor o comprimento de onda e maior a energia. 
A luz visível (Vis) compreende a faixa de comprimento de onda de 400 a 750 nm (4,0x10-7 a 
7,5 x 10-7 m), enquanto a radiação infravermelha (IV), invisível, está no intervalo entre 750 nm a 
1000000 nm (7,5 x10-7 a 1,0x10-3 m); a radiação ultravioleta (UV) está compreendida entre 10 e 
400 nm (1,0x10-8 a 4,0x10-7 m). O espectro eletromagnético pode ser observado na figura 1. 
 
AULA 04 – ESTRUTURA ELETRÔNICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
Figura 1: Espectro eletromagnético (Fonte: Brown, T. L., Química: a ciência central, 9ª ed.) 
 
 O modelo atômico de Bohr funciona muito bem para explicar o espectro de emissão do 
átomo de hidrogênio, Figura 2. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2: Três possíveis transições eletrônicas de um elétron no átomo de hidrogênio 
 
A coloração da luz emitida depende da variação de energia envolvida na transição 
eletrônica. Assim, durante a emissão de um fóton com comprimento de onda próximo de 700 nm, 
uma coloração avermelhada deve ser observada. 
De acordo com suas propriedades físicas e efeitos biológicos, parte da radiação UV é 
dividida em três sub-regiões: UVA de 315 a 400 nm, UVB de 280 a 315 nm e UVC de 100 a 280 nm. 
Quando a luz solar atravessa a atmosfera, toda radiação UVC e aproximadamente 90% da radiação 
UVB são absorvidas pela camada de ozônio, vapor de água, oxigênio e dióxido de carbono 
presentes na atmosfera. A radiação UVA é pouco afetada pela atmosfera, então a radiação UV 
que chega à superfície terrestre é composta majoritariamente por UVA e UVB. Comercialmente, 
lâmpadas que emitem radiação UV são chamadas de lâmpadas de luz negra. 
AULA 04 – ESTRUTURA ELETRÔNICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
A luminescência é definida como a emissão espontânea de luz como resultado de uma 
transição eletrônica. A luminescência é o nome do fenômeno mais genérico que engloba a 
fluorescência e a fosforescência. 
O início de um processo de luminescência envolve a absorção de um fóton por uma 
molécula/íon e, consequentemente, a produção de um estado eletronicamente excitado (Figura 
3). Isto significa dizer que a molécula/íon absorveu uma quantidade discreta de energia, 
suficiente para promover um elétron de um nível inferior para um nível superior de energia. A 
energia do fóton deve coincidir com aquela correspondente à transição eletrônica. Como a 
molécula/íon não pode permanecer indefinidamente no estado excitado, a energia absorvida 
pode ser dissipada através dos seguintes processos: 
Fluorescência – emissão do fóton de luz e retorno ao estado fundamental, essencialmente ocorre 
somente enquanto a substância é irradiada pela fonte de excitação; 
Fosforescência – o elétron excitado decai para um nível intermediário de energia e ocorre 
emissão de radiação do nível intermediário ao estado fundamental, e um tempo de vida de 
emissão mais longo que a fluorescência; 
Reação fotoquímica – a molécula sofre algum tipo de reação no estado eletronicamente excitado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Figura 3: Processos de absorção, fluorescência e fosforescência. 
 
Os vegetais verdes, a água tônica, a vitamina B2, a casca dos ovos marrons e até mesmo os 
sabões em pó têm em comum o fato de possuírem substâncias fluorescentes em sua composição. 
Já os mostradores de relógios e enfeites de quartos exibem o fenômeno da fosforescência. De 
uma forma bastante simplificada, podem-se distinguir os fenômenos com relação ao tempo de 
emissão da radiação: enquanto na fluorescência a emissão é instantânea e cessa quando a fonte 
de energia é desligada, na fosforescência o efeito pode durar horas, depois de desligada a fonte 
de excitação. 
Outro exemplo de transições eletrônicas pode ser observado através do teste de chama, 
que é um ensaio utilizado em química analítica para detectar a presença de alguns cátions 
metálicos em amostras de compostos, baseando-se no espectro de emissão característico de cada 
elemento. Seu princípio consiste do fato de que quando um determinado elemento químico é 
expostoa uma quantidade de energia (para a chama, energia em forma de calor), parte dos 
elétrons da camada de valência recebe esta energia e avança para um nível de energia mais 
elevado, alcançando um estado conhecido com estado excitado. Ao retornar do estado excitado 
 
AULA 04 – ESTRUTURA ELETRÔNICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
para o estado anterior (estado fundamental), os elétrons liberam a energia recebida em forma de 
radiação. Nesse contexto, cada elemento químico libera radiação em um comprimento de onda 
característico, visto que a quantidade de energia demandada por um elétron ao ser excitado é 
diferente para cada elemento. 
Para produzir a decomposição de uma luz composta de várias cores (frequências) Isaac 
Newton utilizou um prisma, que desvia em diferentes ângulos de emergência cada cor 
(comprimentos de onda) ao ser atravessado pelo feixe composto (Figura 4). Portanto, através de 
um prisma, é possível decompor a luz policromática nas luzes monocromáticas que a formam. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4: Decomposição da luz por prisma. (Fonte: Brown, T. L., Química: a ciência central, 9ª 
ed.) 
 
AULA 04 – ESTRUTURA ELETRÔNICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Parte prática 
 
Procedimento 1: Observação do fenômeno de fluorescência 
 
Materiais e reagentes 
 
04 béqueres (25 mL) 
01 bastão de vidro 
01 lâmpada UV (luz negra) 
01 filtro de linha 
Almofariz e pistilo 
Solução de fluoresceína 0,10 g L-1 
Comprimido de complexo B 
Água tônica 
Água destilada 
Etanol 
Folhas de hortelã 
 
Procedimento experimental 
 
a) Em um almofariz macerar algumas folhas de hortelã com aproximadamente 10 mL 
de etanol até se obter uma solução de coloração intensa. Retirar as folhas de hortelã e 
transferir a solução para um béquer; 
b) Em um almofariz macerar ¼ de comprimido de complexo B com aproximadamente 
30 mL de água destilada, transferindo posteriormente a solução para um béquer; 
c) Transferir, para um béquer, aproximadamente 10 mL de solução de fluoresceína; 
d) Transferir, para um béquer, aproximadamente 10 mL de água tônica; 
e) Após, incidir sobre cada amostra luz negra (UV) e observar as cores; 
Apagar a luz do ambiente para melhor visualização. 
e) Anotar as cores na Tabela 1 relacionando cada amostra à substância química 
responsável pelo fenômeno da fluorescência. 
 
Tabela 1: Cor observada para algumas amostras em presença de luz negra. 
 
Amostra Substância 
fluorescente 
Cor na ausência da 
luz UV 
Cor sob luz 
UV 
Hortelã Clorofila 
Complexo B Riboflavina 
Fluoresceína Fluoresceína 
Água tônica Quinina 
 
 
 
AULA 04 – ESTRUTURA ELETRÔNICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Procedimento 2: Análise do espectro da luz a partir do espectroscópio 
 
Materiais e reagentes 
 
03 tubos de ensaio 01 lâmpada incandescente 
03 pipetas de Pasteur Água destilada 
01 pinça de madeira Solução de corante azul 
01 espectroscópio de bolso Solução de corante vermelho 
 
Procedimento experimental 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 5. Representação de um espectroscópio simples. 
Um espectroscópio é um instrumento destinado a separar os diferentes componentes de um espectro óptico. Constitui-
se essencialmente de uma fenda situada no plano focal de um colimador, um prisma ou rede de difração e um anteparo 
(tela) onde se projeta (imagem real) o feixe dispersado 
 
a) Posicionar a câmera do dispositivo móvel (celular, smartphone ou tablete) em frente a 
abertura do espectroscópio; 
b) Em seguida posicionar o lado da caixa que possui a fenda na direção da lâmpada 
incandescente; 
c) Fazer fotos com a câmera, procurando registrar a melhor imagem. Salvar as fotos para 
posterior comparação (Espectro da lâmpada incandescente); 
d) Adicionar aproximadamente 10 mL de solução azul em um tubo de ensaio e posicionar o 
tubo de ensaio entre a lâmpada incandescente e a fenda do espectroscópio. Registrar a imagem 
observada; 
e) Fazer fotos com a câmera, procurando registrar a melhor imagem. Salvar as fotos para 
posterior comparação (Espectro de absorção da luz do corante azul); 
e) Repetir o procedimento “d” substituindo por uma solução vermelhal. Registar a imagem 
observada (Espectro de absorção da luz do corante vermelho); 
f) Finalmente, repetir os procedimentos “d” e “e” usando somente água destilada no tubo de 
ensaio; 
g) Registrar as observações na Tabela 2. 
 
 
 
 
 
 
 
Pedaço 
de CD
Entrada 
de luz
Imagem 
do
espectro
AULA 04 – ESTRUTURA ELETRÔNICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
Tabela 2: Registro das observações dos espectros obtidos no procedimento 2. 
Amostra Observação sobre o espectro obtido 
Lâmpada incandescente 
Solução azul 
Solução vermelha 
Água 
 
 
Procedimento 3: Teste de chama 
 
Materiais e reagentes 
 
01 tubo de ensaio 
01 vidro de relógio 
01 pinça de madeira 
01 fio níquel-cromo 
Bico de Bunsen 
Solução aquosa de HCl 3 mol L-1 
Amostra A (sal sólido) 
Amostra B (solução de um sal) 
Amostra C (solução de um sal) 
Observação: Os sais contêm os seguintes metais: ou 
lítio, ou cálcio ou cobre. 
 
Procedimento experimental 
 
• Acender o bico de Bunsen de modo a obter uma chama azulada, onde três zonas 
distintas podem ser observadas (Figura 6); 
• Prender o fio de níquel-cromo em uma garra de madeira. Após, molhar o fio numa 
solução de HCl 3 mol L-1 e aquecer na chama. Este procedimento tem por objetivo 
fazer a decapagem do fio de níquel-cromo; 
• Em seguida molhar novamente o fio na solução de HCl 3 mol L-1 e posteriormente 
encostar o mesmo no sal A. Colocar o fio de níquel-cromo na zona externa da 
chama do bico de Bunsen e observar a cor; 
• Para os sais “B” e “C”, borrifar as soluções contidas nos frascos diretamente na 
chama do bico de Bunsen; 
 
 
 
 
AULA 04 – ESTRUTURA ELETRÔNICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
• Registrar as observações na Tabela 4. Utilize da tabela 3 para a detecção dos íons 
metálicos presentes em cada um dos sais analisados. 
 
Tabela 3: Coloração típica das chamas em relação à presença de alguns cátions no estado 
excitado. (Fonte: Gracetto, et al) 
Elemento Coloração da chama 
Antimônio Azul-esverdeado 
Arsênio Azul 
Bário Verde-amarelado 
Cálcio Alaranjado 
Chumbo Azul 
Cobre Verde 
Estrôncio Vermelho-tijolo 
Lítio Carmin 
Potássio Violeta 
Sódio Amarelo 
 
Tabela 4: Registro das observações dos espectros obtidos no procedimento 3. 
Amostra Coloração da chama Metal detectado 
Sal A 
Sal B 
Sal C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 6. Representação do experimento do teste de chama. 
Local da chama onde se deve 
colocar o fio de Ni-Cr (zona de 
fusão) 
AULA 04 – ESTRUTURA ELETRÔNICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Referência bibliográfica 
 
1. Brown, TL; LeMay Jr, HE; Bursten, BE e Burge, JR, Química: a ciência central, 9a ed, 
Pearson,São Paulo, SP, 2005. (ISBN: 978-85-78918-42-0) 
 
2. Atkins, P., Jones, L., Laverman, L. Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente, 7ª edição, Editora Bookman, Porto Alegre, 2018. (ISBN: 978-
85-8260-462-5). 
3. Nery, A. L. P., Fernandez, C. Fluorescência e Estrutura Atômica: Experimentos Simples 
para Abordar o Tema, Química Nova na Escola, nº 19, 2004, p. 53-56. 
4. Gracetto, A.C., Hioka, N., Filho, O.S. Combustão, chamas e testes de chama para 
cátions: proposta de experimento, Química Nova na Escola, nº 23, 2006, p. 43-48. 
 
Exercícios para autoavaliação 
 
1. Os modelos atômicos de Dalton e Thomson podem explicar o fenômeno da 
luminescência? Explique. 
 
2. Em que medida o modelo de Bohr explica a luminescência? 
 
3. Para deixar os fogos de artifício coloridos, os fabricantes misturam à pólvora sais 
de diferentes elementos para que, quando detonados, produzam cores diferentes. 
Considerando os subníveis energéticos abaixo representados, qual a cor emitida pelo 
estrôncio quando submetido à chama no bico de Bunsen.4. Por que cada sal apresenta uma emissão de cor diferente ao ser aquecido no bico de 
Bunsen? Explique. 
Constante de Planck = 6,63x10
-34
 
J s 
Velocidade da luz = 3,0x10
8
 m s
-1
 
1 nm = 10
-9
 m 
AULA 05 - ESTEQUIOMETRIA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Aula 05 –Estequiometria 
 
Objetivos 
• Determinar a estequiometria de uma reação através do método das variações 
contínuas; 
• Determinar a fórmula mínima de um composto, através de reação química, usando 
o mesmo método mencionado acima. 
 
Introdução 
 
 Quando uma reação química é realizada em um laboratório, é necessário que se 
conheça as quantidades de reagentes a serem utilizadas. Para isso torna-se essencial o 
conhecimento estequiométrico, onde as equações balanceadas fornecem dados que 
ajudam na determinação quantitativa dos reagentes e dos produtos numa dada equação. 
 Uma equação química é a representação de uma reação química. Por exemplo, a 
reação da prata com ácido nítrico pode ser representada como: 
3Ag(s) + 4HNO3(aq) → 3AgNO3(aq) + NO(g) + 2H2O(l) 
 As fórmulas (espécies) à esquerda da seta representam os reagentes, a seta indica 
a formação das espécies à direita, que representam os produtos formados. Os números na 
frente de cada fórmula são os coeficientes estequiométricos e indicam os números 
relativos de átomos, moléculas ou fórmulas unitárias constituintes das substâncias, que 
participam da reação química. Nas equações químicas balanceadas, os números de cada 
tipo de átomo são iguais em ambos os lados da equação química. 
 As equações químicas devem especificar o estado de agregação dos reagentes e 
produtos. Os símbolos do estado de agregação são letras comumente colocadas entre 
parênteses ao lado direito das fórmulas de cada espécie química. 
(aq) solução aquosa 
(g) gasoso 
(l) líquido 
(s) sólido 
 
 Um dos conceitos mais importantes da estequiometria é a lei de conservação das 
massas: a massa total de produtos de uma reação química deve ser a mesma que a massa 
total de reagentes. Em uma reação, o reagente que é completamente consumido é 
chamado de reagente limitante, pois ele é que limita a quantidade de produto formado. 
Os outros reagentes são então chamados de reagentes em excesso e podem ser 
recuperados. 
AULA 05 - ESTEQUIOMETRIA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Um método simples para determinar a estequiometria é o método das variações 
contínuas ou método de Job. Consideremos a sua aplicação no caso de 2 substâncias “A” 
e “B”, que podem ser moléculas ou íons, com formação do composto AxBy. 
xA+yB ⟶ AxBy 
O problema consiste em determinar os valores de “x” e “y”. Para isso, devem ser 
efetuados diversos ensaios, misturando-se quantidades variáveis de A e B, de modo que a 
soma das concentrações iniciais, na mistura, seja sempre a mesma (mesmo número de 
mols total de A e B para um mesmo volume final de mistura, em todos os ensaios). A 
quantidade do produto formado em cada ensaio deve ser medida por algum processo 
adequado. 
O método baseia-se, portanto, em verificar em qual condição há maior quantidade 
de produto. A relação entre os números de mols de A e B fornece a relação entre x e y e, 
no caso particular da equação acima, também a fórmula do composto AxBy. 
 O método da variação contínua é de aplicação ampla, podendo ser usado para 
diferentes tipos de sistemas. No caso da formação de um produto gasoso, pode-se medir o 
volume de gás obtido. Caso a reação seja a exotérmica, pode-se determinar a quantidade 
de calor liberada; em outros casos, pode-se utilizar uma série de métodos instrumentais 
para a determinação de alguma propriedade físico-química do sistema como, por 
exemplo, medidas potenciométricas, condutimétricas, dentre outras. 
Outro aspecto da estequiometria é a determinação da quantidade de um reagente 
consumido. Neste caso, o reagente deve ser totalmente consumido por um outro, cuja 
quantidade empregada na reação pode então ser determinada. A partir da quantidade do 
reagente gasto é possível obter a quantidade do produto formado. As técnicas 
frequentemente empregadas são: volumetria (titulação) e gravimetria (pesagem de 
sólidos, precipitados). 
 
AULA 05 - ESTEQUIOMETRIA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Parte prática 
 
Procedimento: Determinação da fórmula mínima de um composto e 
estequiometria de reação 
 
Materiais e reagentes 
 
06 tubos de ensaio 01 bastão de vidro 
02 pipetas graduadas de 10 mL solução aquosa “A” 
01 pera (pipetador de borracha) solução aquosa “B” 
01 régua 
 
Procedimento experimental 
 
• Colocar, em uma estante de tubos de ensaio, seis tubos e numerá-los (1 a 6). 
• Conforme Tabela 1, adicionar em cada tubo de ensaio as quantidades respectivas 
das soluções “A” e “B”. O volume deve ser medido com uma pipeta graduada de 10 
mL. 
• Misturar as soluções adicionadas aos tubos de ensaio, com o auxílio de um bastão 
de vidro, e deixar decantar por aproximadamente 20 minutos. 
• Medir, com uma régua, a altura do precipitado em cada tubo. 
 
Tabela 1. Volume das soluções dos reagentes “A” e “B”, bem como altura do 
precipitado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Construa um gráfico da altura dos precipitados formados em função dos volumes 
das soluções “A” e “B” e, com base nas observações e nesse gráfico, determine a 
fórmula mínima do composto formado na reação ocorrida entre as soluções “A” e 
“B”. 
• Determine a estequiometria da reação ocorrida. 
Tubo 
Volume de 
solução “A” 
(mL) 
Volume de 
solução “B” 
(mL) 
Altura do 
precipitado 
(cm) 
1 1,0 6,0 
2 2,0 5,0 
3 3,0 4,0 
4 4,0 3,0 
5 5,0 2,0 
6 6,0 1,0 
AULA 05 - ESTEQUIOMETRIA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
xA+yB ⟶ AxBy 
x = _______ e y = _______ 
 
 
AULA 05 - ESTEQUIOMETRIA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
Referência bibliográfica 
 
1. Brown, TL; LeMay Jr, HE; Bursten, BE e Burge, JR, Química: a ciência central, 9a ed, 
Pearson,São Paulo, SP, 2005. (ISBN: 978-85-78918-42-0) 
 
2. Atkins, P., Jones, L., Laverman, L. Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente, 7ª edição, Editora Bookman, Porto Alegre, 2018. (ISBN: 978-
85-8260-462-5). 
Exercícios para autoavaliação 
 
1. Conhecendo os reagentes presentes na solução “A” e na solução “B” escreva as 
equações químicas, completa e iônica, que representam a reação ocorrida. 
 
2. Qual é o nome do precipitado formado na reação química? 
 
3. Indique qual é o reagente limitante e em excesso em cada tubo. 
AULA 06 - SOLUÇÕES LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Aula 06 – Soluções: preparo e diluição 
 
Objetivos 
 
• Reconhecer as vidrarias volumétricas utilizadas no preparo de soluções; 
• Fazer cálculos da quantidade de reagentes sólidos ou líquidos necessários para o 
preparo de soluções; 
• Preparar soluções a partir de reagentes sólidos e líquidos; 
• Fazer cálculos envolvendo a diluição de soluções; 
• Preparar soluções através da diluição. 
 
Introdução 
 
 No nosso cotidiano, vários dos produtos comercializados em supermercados e 
farmácias são soluções. Por exemplo, vinagre é muito usado como condimento que 
proporciona gosto e aroma aos alimentos e para conservar. O vinagre é uma solução 
aquosa de ácido acético, com acidez de no mínimo 4%. No laboratório e na indústria 
química, a maior parte das reações são feitas empregando-se soluções ou misturas de 
líquidos. 
 Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. O 
componente que se apresenta em menor quantidade é chamada de soluto. Por outro 
lado, solvente é o componente em maior quantidade na solução. O termo concentração é 
usado para expressar a quantidade de soluto dissolvido em uma certa quantidade de 
solução ou de solvente. 
 Quando preparamos uma solução, é comum preparar um determinado volume de 
solução com uma concentração definida de soluto. Por exemplo, preparamos 100 mL de 
uma solução de sulfato de cobre de umadeterminada concentração. Para isso, 
precisamos calcular qual a massa de sulfato de cobre que deve ser usada. As principais 
maneiras de se expressar a concentração em química são listados abaixo: 
 
Concentração em massa (C - g.L-1) 
 
C = 
m
V
 
Onde m = massa do soluto (g) 
 V = volume da solução (L) 
 
AULA 06 - SOLUÇÕES LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Concentração em quantidade de matéria (molaridade - c – mol.L-1) 
 
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 
𝑛
𝑉
 
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 
𝑚
𝑀 𝑉
 
Onde n = quantidade de matéria (em mols) 
 m = massa do soluto (g) 
 V = volume da solução (L) 
 M = massa molar do soluto ( g mol-1) 
 
Fração mássica (percentual) 
 
Usualmente expressa como percentual peso/peso ou massa/massa (% p/p ou % 
m/m: massa em gramas de soluto em 100g de solução), percentual peso/volume ou 
massa/volume (% p/v ou % m/v: massa em gramas de soluto em 100 mL de solução) e 
percentual volume/volume (% v/v: volume em mL de soluto em 100 mL de solução). 
 
Partes por milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb) 
 
Partes por milhão (ppm) representa quantas partes do soluto existem em um milhão de 
partes da solução. Por exemplo 1 mg de soluto em 1 kg de solução corresponde a 1 ppm. Partes 
por bilhão (ppb) representa quantas partes do soluto existem em um bilhão de partes da solução. 
 
Grau de pureza de um reagente 
 
 Nenhum reagente apresenta 100 % de pureza. Os reagentes de alta pureza apresentam 
teores próximos a 100 %, informação esta que é encontrada no rótulo do reagente. Existem 
reagentes com teores diversos e essa informação deve ser levada em consideração para os 
cálculos na preparação de soluções. Por exemplo, o ácido sulfúrico concentrado possui 98 % em 
massa de ácido sulfúrico, e a solução de ácido clorídrico possui 37 % em massa de ácido clorídrico 
(37 g de HCl em 100 g de solução). 
 
Preparo de soluções 
 
As soluções podem ser insaturadas, saturadas ou supersaturadas. Esta classificação está 
relacionada com a quantidade de soluto dissolvido. Para defini-las, é preciso lembrar que a 
solubilidade de um soluto é a quantidade máxima da substância que pode dispersar-se numa certa 
massa de solvente a uma dada temperatura. 
AULA 06 - SOLUÇÕES LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Quanto ao estado físico, as soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. As soluções 
que serão preparadas nesta aula são líquidas, onde o solvente é a água. Prepararemos uma 
solução onde o soluto é um sólido e uma solução onde o soluto já está previamente dissolvido em 
água. 
As vidrarias volumétricas comumente usadas na preparação de 
soluções são o balão volumétrico e as pipetas (graduadas ou 
volumétricas). A leitura do volume é de fundamental importância neste 
processo. Lembre-se que a leitura do menisco deve ser feita na altura 
dos olhos para evitar o erro de paralaxe. 
 
Quando o soluto é um sólido, seguimos as seguintes etapas para a preparação de uma 
solução (Figura 1): 
1. Pesar o soluto; 
2. Dissolver o soluto em um béquer usando uma pequena quantidade de solvente; 
3. Transferir quantitativamente para o balão volumétrico; 
4. Completar o volume com o solvente; 
5. Homogeneizar a solução; 
6. Padronizar a solução, quando necessário; 
7. Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Esquema de preparo de uma solução cujo soluto é um sólido 
 
 
 
 
 
0.000 g
(1) (2) (3) (4) (5)
Lavar o béquer
Transferência quantitativa
AULA 06 - SOLUÇÕES LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Quando o soluto está em uma fase líquida, seguimos as etapas abaixo e representadas na 
Figura 2. 
1. Medir o volume do soluto; 
2. Transferir quantitativamente para o balão volumétrico; 
3. Completar o volume com o solvente; 
4. Homogeneizar a solução; 
5. Padronizar a solução, quando necessário; 
6. Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2: Esquema de preparo de uma solução cujo soluto está na fase líquida 
 
 
Diluição de soluções 
 
Diluir uma solução significa adicionar a ela mais solvente, não alterando a massa do 
soluto. O princípio básico da diluição é a que a quantidade de soluto é a mesma na alíquota da 
solução concentrada e na solução diluída final. 
Por exemplo, utilizando a concentração em quantidade de matéria (molaridade): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MiVi = MfVf 
 
 
 
 
(1) (2) (3) (4)
AULA 06 - SOLUÇÕES LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
A diluição de soluções deve seguir a seguinte ordem: 
 
1. Medir o volume da solução concentrada a ser diluída; 
2. Transferir quantitativamente para o balão volumétrico; 
3. Completar o volume com o solvente; 
4. Homogeneizar a solução; 
5. Padronizar a solução, se necessário; 
6. Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados. 
Parte prática 
 
Procedimento 1: Preparo de solução a partir de um soluto sólido 
 
Preparação de 100 mL de solução de hidróxido de sódio 0,1 mol.L-1 
 
Materiais e reagentes 
 
01 béquer (50 mL) Hidróxido de sódio P.A. 
01 bastão de vidro Água destilada 
01 balão volumétrico (100 mL) Balança 
01 funil de vidro 01 espátula 
 
Procedimento experimental 
 
• Calcular a massa de NaOH necessária para preparação da solução. 
 
Qual a massa de NaOH a ser pesada para preparar 100 mL de solução de hidróxido de sódio 
0,1 mol.L-1? Apresente os cálculos. 
 
 
 
 
 
 
• Pesar a quantidade calculada em um béquer de capacidade apropriada; 
• Adicionar aproximadamente 10 mL de água destilada ao béquer contendo o NaOH e dissolver o 
sólido com o auxílio de um bastão de vidro; 
• Transferir quantitativamente esta solução para um balão volumétrico de 100 mL com o auxílio 
do funil de vidro; 
• Efetuar pelo menos 4 lavagens do béquer e do funil de vidro com, no máximo, 10 mL de água 
destilada em cada lavagem, transferindo sempre para o balão volumétrico; 
• Completar o volume do balão volumétrico com água destilada até o traço de aferição; 
• Homogeneizar a solução; 
AULA 06 - SOLUÇÕES LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
• Rotular a solução e guardá-la para uso posterior. 
 
Expresse a concentração da solução de NaOH em % (p/v ou m/v). 
 
 
 
 
 
 
 
Procedimento 2: Preparo de solução a partir de um soluto na fase líquida 
 
Preparação de 100 mL de solução de ácido clorídrico 0,1 mol.L-1 
 
Materiais e reagentes 
 
01 pipeta graduada (1 mL) Ácido clorídrico P.A. 
01 balão volumétrico (100 mL) Água destilada 
01 pera (pipetador) 
 
Procedimento experimental 
 
Atenção: 
Devido a liberação de vapores de HCl(g), o manuseio de soluções concentradas de 
HCl deve ser efetuado na capela de exaustão. 
Nunca coloque água sobre o ácido concentrado. O calor produzido pela diluição 
pode causar a ebulição da água e consequentemente projeção de líquido. Verta o ácido 
sobre a água lentamente e sob agitação constante. 
 
 
• Calcular o volume de HCl concentrado necessário para preparação da solução. 
 
Qual o volume de HCl P.A a ser medido para preparar 100 mL de solução de ácido 
clorídrico 0,1 mol.L-1? Apresente os cálculos. 
 
Dados: Densidade da solução de HCl (37 %) = 1,19 g/mL Teor = 37 % (p/p) 
 
 
 
 
 
 
AULA 06 - SOLUÇÕES LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
• Com o auxílio de uma pipeta de volume apropriado, medir o volume de HCl 
concentrado calculado e transferir para um balão volumétrico de 100 mL, já contendo um 
pouco de água; 
• Adicionar, aos poucos, água destilada até completar o volume até o traço de 
aferição; 
• Homogeneizar a solução; 
• Rotular a solução e guardá-la para uso posterior. 
 
 
Procedimento 3: Diluição da solução de CuSO4 1,0 mol.L-1 
 
Materiais e reagentes 
 
01 pipeta volumétrica (10 mL) Solução de CuSO4 1,0 mol.L-1 
01 balão volumétrico (100 mL) Água destilada 
01 pera (pipetador) 
 
 
Procedimentoexperimental 
 
• Medir, com o auxílio de uma pipeta volumétrica 10,0 mL da solução de CuSO4 1,0 
mol.L-1 recém preparada; 
• Transferir para um balão volumétrico de 100 mL; 
• Completar com água até o traço de aferição do balão volumétrico; 
• Homogeneizar a solução; 
• Rotular a solução e guardá-la para uso posterior. 
 
Qual a concentração da solução de CuSO4 diluída? Apresente os cálculos. 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 06 - SOLUÇÕES LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
Referência bibliográfica 
 
1. Brown, TL; LeMay Jr, HE; Bursten, BE e Burge, JR, Química: a ciência central, 9a ed, 
Pearson,São Paulo, SP, 2005. (ISBN: 978-85-78918-42-0) 
 
2. Atkins, P., Jones, L., Laverman, L. Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente, 7ª edição, Editora Bookman, Porto Alegre, 2018. (ISBN: 978-
85-8260-462-5). 
3. Lenzi, E.; Favero, L.O.B.; Tanaka, A.S.; Vianna Filho, E. A.; Silva, M.B.; Gimenes, 
M.J.G. Química Geral Experimental, Editora Freitas Bastos, Rio de Janeiro, 2004. (ISBN: 
85-353-0217-4). 
4. Rocha-Filho, R.; da Silva, R.R. Cálculos Básicos da Química, 2ª edição, EdUFSCar, São 
Carlos, 2010. (ISBN: 978-85-7600-227-7). 
 
Exercícios para autoavaliação 
 
1. Qual a massa de dextrose (C6H12O6) deve ser pesada para preparar 250 mL de uma 
solução de concentração 0,3 mol.L-1? 
 
2. Por que usamos o balão volumétrico no preparo de soluções? Por que não podemos 
simplesmente medir o volume do solvente (em outra vidraria) e adicionar o soluto para 
preparar uma solução? 
 
3. Seria possível usar uma pipeta volumétrica para medir o HCl no procedimento 2? 
 
4. Qual a concentração em massa (g.L-1) da solução diluída de sulfato de cobre 
preparada no procedimento 3? 
 
5. Qual o volume de uma solução de hidróxido de amônio (NH4OH) com teor de 25 % e 
densidade 0,91 g.mL-1 (20 oC) é necessário para preparar 50 mL de uma solução 0,75 
mol.L-1? 
 
6. Qual a molaridade de uma solução de HCl a 37 % (p/p), sabendo-se que a 
densidade do HCl é 1,19 g.mL-1? 
 
7. A água do mar contém 2,7 % de sal (cloreto de sódio) (%m/v). Qual a molaridade de 
NaCl no oceano? 
AULA 07 – PROPRIEDADES FÍSICAS LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Aula 07 – Propriedades físicas e químicas das 
substâncias 
 
Objetivos 
 
• Reconhecer as diferentes propriedades das substâncias; 
• Compreender que as substâncias possuem propriedades que permitem distingui-las; 
• Avaliar os materiais com base em suas propriedades físicas e químicas. 
 
Introdução 
 
 As substâncias podem ser caracterizadas por diferentes tipos de análises. A partir 
disso pode-se, então, atribuir suas diferentes propriedades. Por exemplo, as substâncias 
podem ter propriedades organolépticas, que podem ser percebidas por nossos sentidos, 
isto é: cheiro, sabor, cor, brilho, entre outras. Propriedades como massa e volume, são 
denominadas propriedades gerais, pois não possibilitam determinar qual é a substância 
em análise. Já algumas propriedades físicas e químicas são denominadas de propriedades 
específicas porque podem ser utilizadas para descobrir qual é a substância química em 
questão. Alguns exemplos são mostrados na Figura 1. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Exemplos de substâncias químicas e suas propriedades. 
 
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 Uma propriedade física pode ser medida ou observada sem alterar a composição 
química de uma substância. Coloração, dureza, ponto de fusão, ponto de ebulição, 
densidade são exemplos de propriedades físicas. As propriedades químicas estão 
relacionadas com a capacidade de uma substância se transformar em outra. A 
corrosividade, inflamabilidade, acidez, basicidade, solubilidade e toxicidade são 
exemplos de propriedades químicas. 
 As propriedades físicas podem ser classificadas como propriedades extensivas e 
intensivas. Uma propriedade extensiva depende da quantidade de matéria. Por exemplo, 
a massa e o volume são propriedades extensivas. Uma propriedade intensiva não depende 
da quantidade de matéria, como por exemplo o ponto de fusão e a densidade. 
A densidade é uma grandeza intensiva e é uma das propriedades mais utilizadas na 
identificação dos materiais e na separação de misturas. Por exemplo, nos postos de 
combustíveis os densímetros permitem que o consumidor comprove a qualidade da 
gasolina que está sendo vendida; as cooperativas de leite usam de recurso semelhante 
para verificar se o leite não foi adulterado; quase todas as atividades mineradoras usam 
esta propriedade para separar minérios; empresas recicladoras de 
plásticos provenientes de coleta seletiva de lixo usam água para 
separar plásticos mais densos de plásticos menos densos. O 
conceito de densidade é muito mais amplo que o resultado de uma 
operação aritmética de divisão entre massa e o volume de uma 
substância. Ele está relacionado, por 
exemplo, aos conceitos de compressão e 
empacotamento dos átomos. Quanto maior 
for o empacotamento dos átomos, mais 
densa é a substância. Da mesma forma, 
quanto maior for a compressão sobre um 
objeto, maior será a sua densidade. 
Para determinar a densidade de um 
corpo sólido, que tem forma geométrica 
regular, pode-se recorrer a expressões 
matemáticas para o cálculo do volume. Se o 
Figura 2: Aparelhos para a determinação 
de densidade: (A) – picnômetro e (B) – 
densímetro. 
 A B 
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corpo sólido tiver forma geométrica irregular, o volume pode ser obtido com base no 
método de deslocamento do líquido (princípio de Arquimedes). 
Para determinar a densidade de um líquido pode-se utilizar do procedimento 
semelhante ao da determinação da densidade de sólidos, ou seja, conhecendo a massa e 
o volume do líquido, Figura 2A, ou medir diretamente utilizando densímetros com escalas 
apropriadas, Figura 2B. 
Outra propriedade das substâncias de grande importância refere-se às mudanças 
de estado físico, que são mostradas na Figura 3. 
 
 
 
 
 
Figura 3: Representação das mudanças de estado físico. 
Sólidos cristalinos são compostos de átomos, íons, ou moléculas num padrão 
geométrico altamente ordenado (matriz cristalina). Os átomos, íons ou moléculas são 
mantidos em suas posições por forças eletrostáticas, forças de London e/ou dipolo-dipolo. 
Quando um sólido puro cristalino é aquecido, os átomos, íons ou moléculas vibram mais e 
mais rapidamente até que numa temperatura definida o movimento térmico das 
partículas torna-se suficientemente grande para sobrepor as forças de atração. Então os 
átomos, íons ou moléculas atingem a um estado mais desordenado, o estado líquido. O 
ponto de fusão (p.f.), Figura 4A, é definido como a temperatura em que o primeiro cristal 
começa a fundir até a temperatura em que o último cristal desaparece (passagem do 
estado sólido para o estado líquido). Assim sendo o p.f. é, na verdade, uma faixa de 
fusão. Termodinamicamente, o p.f. é a temperatura na qual a pressão de vapor na fase 
sólida é igual à pressão de vapor na fase líquida, ou seja, quando estas duas fases estão 
em equilíbrio. A faixa de fusão de compostos puros é de 0,5 a 1,0ºC. Um sólido impuro 
funde em uma temperatura mais baixa e em uma faixa mais ampla do que o mesmo 
composto puro. Ademais, é conhecido que, se a substância estiver impura, a temperatura 
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de fusão pode variar de 3,0 a 5,0oC do valor teórico. Para misturas, a temperatura de 
fusão sofre uma variação maior do que 5,0oC. Assim, o ponto de fusão de um sólido é útil 
tanto na identificação de uma substância como também é uma indicação de sua pureza. 
Conforme um líquido é aquecido, a pressão de vapor do líquido aumenta até o 
ponto onde ela se iguala à pressão aplicada (normalmente a pressão atmosférica). Neste 
ponto observa-se a ebulição do líquido. O ponto de ebuliçãonormal é medido a 760 mm 
Hg. Em uma pressão mais baixa, a pressão de vapor necessária para ocorrer a ebulição 
também será mais baixa, e o líquido entrará em ebulição a uma temperatura menor. Em 
outras palavras, o ponto de ebulição (p.e.), Figura 4B, pode ser definido como a 
temperatura na qual a pressão do vapor do líquido é igual à pressão externa na superfície 
do líquido. O ponto de ebulição (a uma determinada pressão) é uma propriedade 
característica de um líquido puro, da mesma maneira que o ponto de fusão é uma 
propriedade característica de um sólido cristalino puro. Entretanto, ao se determinar o 
ponto de ebulição a pressão deve sempre ser registrada, ao contrário das determinações 
de pontos de fusão. 
 
 A B 
Figura 4: Esquema para determinação do (A) ponto de fusão e (B) ponto de 
ebulição. 
 
 
 
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Parte prática 
 
Procedimento 1: Determinação da densidade de um sólido 
 
Materiais e reagentes 
 
Esfera metálica paquímetro 
balança digital proveta de 10,00 mL 
água destilada 
 
Procedimento experimental 
 
a) Pesar a esfera metálica, disponível em sua bancada, e anotar a massa na Tabela 1. 
b) Medir o diâmetro da esfera, utilizando um paquímetro, e anotar o valor. 
c) Calcular então o volume da esfera, a partir da expressão matemática adequada ao 
formato da amostra, e anotar o valor na Tabela 1. 
 
Tabela 1: Massa e volume da esfera metálica 
Massa (g) Volume (cm3) 
 
 
d) Adicionar, CUIDADOSAMENTE, a esfera metálica a uma proveta contendo 5,00 mL de água 
e anotar a variação de volume. 
e) Calcular a densidade da esfera metálica a partir do uso do paquímetro e pelo princípio de 
Arquimedes, anotando os valores na Tabela 2. 
Tabela 2: Densidade da esfera metálica 
Paquímetro Arquimedes 
 
 
Você esperaria que os valores de densidade fossem idênticos? Justifique a sua resposta. 
Calcule o erro relativo do procedimento acima e informe se ele é aceitável. 
 
 
 
 
 
Procedimento 2: Determinação da densidade de líquidos 
 
Materiais e reagentes 
 
01 picnômetro de 50 mL água destilada 
01 béquer de 100 mL etanol P.A. 
01 termômetro de álcool balança digital 
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Procedimento experimental 
 
a) Em um béquer de 100 mL, adicionar aproximadamente 80 mL de água destilada. 
b) Com o auxílio de um termômetro, medir a temperatura da água (T = ºC). 
c) Pesar cuidadosamente o picnômetro (com seu tubo capilar) seco e vazio (mP). 
d) Encher completamente o picnômetro com a água destilada do béquer. Tampar o 
picnômetro de maneira que o excesso de água escorra pelo capilar. Verificar se bolhas de ar não 
ficaram aprisionadas no interior do picnômetro. Se isso ocorrer, remova-as e preencha-o 
novamente. Enxugar com papel toalha as paredes externas do picnômetro. 
e) Pesar o picnômetro cheio com água (m1 – picnômetro + amostra). Depois descartar a água 
na pia. 
Atenção: cuidado para não sujar ou engordurar as paredes externas do picnômetro e para 
evitar que o líquido mude de temperatura com relação à ambiente. 
f) Posteriormente, lavar três vezes o picnômetro com um pequeno volume de etanol para 
remover os resíduos de água do seu interior. Descartar as alíquotas. 
g) Encher com o etanol, tomando os mesmos cuidados descritos no item “d”. 
h) Pesar o picnômetro cheio com etanol (m1 – picnômetro + amostra). 
i) Recolher o etanol no frasco indicado pelo professor. 
 
Tabela 3: Dados obtidos para determinação da densidade de líquidos 
amostra mP (g) m1 (g) massa da 
amostra (g) 
volume da 
amostra (mL) 
densidade 
(g/mL) 
H2O 
 
 
CH3CH2OH 
 
 
 
 
Tabela 4: Densidade da água em diferentes temperaturas. 
T(ºC) d (g/cm3) T(ºC) d (g/cm3) 
10 0,999700 20 0,998203 
11 0,999605 21 0,997992 
12 0,999498 22 0,997770 
13 0,999377 23 0,997538 
14 0,999244 24 0,997296 
15 0,999099 25 0,997044 
16 0,998943 26 0,996783 
17 0,998774 27 0,996512 
18 0,998595 28 0,996232 
19 0,998405 29 0,995944 
 
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Compare os resultados experimentais com os teóricos e avalie as possíveis fontes de erro. 
Consulte o valor da densidade do etanol no rótulo do frasco do reagente. 
 
 
 
 
 
Procedimento 3: Determinação do ponto de fusão de uma amostra desconhecida 
 
Materiais e reagentes 
 
01 béquer de 100 mL Suporte universal 
01 termômetro de álcool Garra 
01 tubo de ensaio Bico de Bunsen 
Água destilada Tela de amianto 
 
Procedimento experimental 
 
a) Montar o sistema para a determinação do ponto de fusão, da amostra fornecida, conforme 
a Figura 6. 
 
Figura 6: Esquema da aparelhagem para determinação do ponto de fusão 
b) Adicionar uma pequena quantidade da amostra desconhecida no tubo de ensaio e fixá-lo 
com uma garra no suporte universal. 
c) Adicionar 50 mL de água destilada no béquer. 
d) Aquecer o sistema gradualmente (aproximadamente 10°C/minuto, no início, e 2-
3°C/minuto quando chegar próximo do possível ponto de fusão), observando 
cuidadosamente a amostra. 
e) Determinar o ponto de fusão da amostra fornecida. 
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A temperatura deve ser registrada quando a primeira gota de líquido se 
formar (temperatura de fusão inicial) e quando os últimos cristais de sólido 
desaparecem (temperatura de fusão final). O ponto de fusão pode ser expresso 
como: 
Faixa de temperatura de fusão = temperatura de fusão inicial até temperatura de 
fusão final ou como uma média: 
 
Ponto de fusão = 
(temperatura de fusão final)+(temperatura de fusão inicial)
2
 
f) Consultar a Tabela 5 para identificar a substância analisada. 
Tabela 5: Ponto de fusão de algumas substâncias 
Substância Ponto de fusão (°C) 
Ácido Palmítico 62,9 
2,4-dinitrotolueno 70,0 
Acetanilida 113,7 
Ácido benzóico 122,1 
 
 
Amostra desconhecida = ___________________________ 
 
 
Procedimento 4: Avaliação da cor e solubilidade de um sal inorgânico em função 
do grau de hidratação 
 
Materiais e reagentes 
 
01 estante com tubos de ensaio Bico de Bunsen 
Espátula Sulfato de cobre penta hidratado 
Álcool metílico P.A. água destilada 
 
Procedimento experimental 
1-Avaliação da cor 
 
a) Transferir uma pequena quantidade de CuSO4‧5H2O para um tubo de ensaio e aquecer na 
chama de um bico de Bunsen. Observar a variação de cor. 
b) Após a temperatura do tubo retornar à condição ambiente, adicionar algumas gotas de 
água destilada e observar novamente. 
 
 
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2-Avaliação da solubilidade 
 
a) Em um tubo de ensaio contendo uma pequena quantidade do sal azul, adicionar 2 mL de 
álcool metílico P.A e testar a solubilidade. 
b) Em outro tubo de ensaio, transferir uma pequena quantidade do sal azul e aquecer até o 
desaparecimento da cor. Adicionar 2 mL de álcool metílico P.A e testar novamente a solubilidade. 
 
Explique por que o sal azul é mais solúvel em metanol do que o sal branco. 
 
 
 
 
 
 
Referências bibliográficas 
 
1. Brown, TL; LeMay Jr, HE; Bursten, BE e Burge, JR, Química: a ciência central, 9a ed, 
Pearson,São Paulo, SP, 2005. (ISBN: 978-85-78918-42-0) 
 
2. Atkins, P., Jones, L., Laverman, L. Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente, 7ª edição, Editora Bookman, Porto Alegre, 2018. (ISBN: 978-
85-8260-462-5). 
3. Lenzi, E.; Favero, L.O.B.; Tanaka, A.S.; Vianna Filho, E. A.; Silva, M.B.; Gimenes, 
M.J.G. Química Geral Experimental, Editora Freitas Bastos, Rio de Janeiro, 2004. (ISBN: 
85-353-0217-4). 
 
Exercícios para autoavaliação 
 
1. Um prego com alguns gramas afunda ao ser colocado em água. Explique porque 
um navio com muitas toneladas de ferro não afunda na água do mar. 
 
2. Se você tivesse uma mistura qualquer de água e etanol, entre quais valores a 
densidade poderia ser encontrada? Justifique a sua resposta. 
 
3. A determinação do ponto de fusão de uma mistura pode nos levar a acreditar que 
se trata de um composto puro? Explique. 
 
4. Qual seria o efeito no ponto de fusão observado experimentalmente se a amostra 
fosse: 
 
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a. pobremente empacotada 
b. aquecida rapidamente 
 
5. Informe se a frase abaixo está correta, justificando a sua resposta: 
 
“A cor de um composto deve-se a um fator físico, mas a variação da cor pode ocorrer 
devido a um fator químico” 
 
AULA 08 – CONDUTIVIDADE ELÉTRICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Aula 08 – Condutividade elétrica 
 
Objetivos 
• Reconhecer substâncias que são condutoras elétricas; 
• Compreender as condições para que haja condução de eletricidade; 
• Comprovar, experimentalmente, que algumas substâncias conduzem a corrente 
elétrica; 
• Relacionar a condutividade elétrica com as ligações químicas presentes nas 
substâncias. 
 
Introdução 
 
Por que os diversos materiais podem ter usos e comportamentos tão diferentes? A partir 
das propriedades macroscópicas, chegamos à idealização de modelos (propriedades 
microscópicas) que melhor expliquem os diferentes comportamentos das substâncias. Através 
destas propriedades macroscópicas abaixo destacadas podemos explicar as ligações químicas nos 
compostos. Nesta aula, vamos apenas analisar a condutividade elétrica, uma propriedade físico-
química importante, observada para algumas substâncias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As propriedades elétricas dos materiais constituem importantes características que 
determinam suas aplicações. A eletricidade ligada à matéria tem a ver com a propriedade de um 
determinado material em conduzir a corrente elétrica. A manifestação desta propriedade pode 
ser verificada pela medida da condutividade elétrica que difere de um material de outro. Alguns 
Ligação 
Química
Condutividade
Elétrica
Térmica 
PolaridadeSolubilidade
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materiais são bons condutores elétricos, outros não, e podem ser classificados como condutores, 
semicondutores ou isolantes, Figura 1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
(A) (B) 
Figura 1: A – Faixa de condutividade de diferentes classes de materiais. B – Estrutura de bandas 
eletrônicas para diferentes tipos de materiais. 
 
 1ª Lei de Ohm: a corrente elétrica (I) que percorre um circuito é diretamente proporcional 
voltagem (V) aplicada e inversamente proporcional à resistência total do circuito (R). 
𝐼 = 
𝑉
𝑅
 
As unidades para V, I e R são, respectivamente, volt (J/C), ampère (C/s) e ohm (V/A). 
 2ª Lei de Ohm: a resistividade elétrica (ρ) é independente da geometria da amostra e está 
relacionada a R: 
𝜌 = 
𝑅 𝐴
ℓ
 
“ℓ” é a distância entre os dois pontos onde é medida a voltagem e “A” é a área da seção reta perpendicular 
à direção da corrente. A unidade de ρ é Ω.m. 
Condutividade elétrica (σ): é o inverso da resistividade, ou seja: 
𝜎 = 
1
𝜌
 (Ω 𝑚)−1 
O Siemens (S) é uma unidade do Sistema Internacional de Unidades (SI) que mede a condutividade elétrica 
e equivale ao inverso do ohm (Ω). Portanto a unidade de condutividade elétrica pode também ser expressa 
como S.m-1. 
A corrente elétrica pode ser entendida como o movimento ordenado de partículas 
eletricamente carregadas que circulam por um condutor, quando entre as extremidades desse 
condutor há uma diferença de potencial, ou seja, tensão. Em outras palavras, a tensão elétrica 
pode ser entendida como uma "força" responsável pela movimentação de elétrons. Os elétrons e a 
corrente elétrica não são visíveis a olho nu, mas podemos comprovar sua existência conectando, 
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por exemplo, uma lâmpada a um terminal de geração de corrente elétrica. Caso exista uma 
diferença de potencial entre os terminais do filamento de uma lâmpada, esta brilhará se ocorrer 
a circulação de uma corrente elétrica. Uma corrente se origina do fluxo de elétrons, o que é 
conhecido como condução eletrônica. Na condução iônica, o movimento de íons carregados é o 
que produz uma corrente. Este tipo de condução é observada em compostos iônicos. 
 
Condutividade em soluções iônicas 
 
A condutividade de soluções iônicas tem importância prática e fundamental. Sua 
importância prática deriva do desenvolvimento de dispositivos eletroeletrônicos e, enquanto a 
relevância fundamental reside estudo das propriedades dos íons em solução. 
Os eletrólitos são substâncias que em um meio de elevada constante dielétrica, como a 
água, dissociam-se em íons cátions e ânions que se movem na solução em direções opostas, 
estabelecendo a corrente elétrica. O íon positivo (cátion) é atraído pelo polo negativo (catodo) e 
o íon negativo (ânion) é atraído pelo polo positivo (anodo). A dissociação iônica pode ser total ou 
parcial. Na Figura 2 vemos uma representação simplificada de uma célula eletrolítica. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2: Representação simplificada de uma célula eletrolítica 
 
A condutividade em uma solução eletrolítica depende do número de íons em solução e da 
mobilidade destes íons. Uma solução que não tenha nenhum íon não conduz eletricidade. A água 
pura tem íons em uma concentração muito baixa, portanto, tem uma certa condutividade, na 
ordem de μS cm-1. Quando eletrólitos são adicionados, a condutividade naturalmente aumenta. A 
condutividade não aumenta sempre na mesma proporção da concentração devido às interações 
entre íons na solução. Por exemplo, o fluxo de íons de carga positiva na direção do eletrodo 
negativo tende a aumentar a concentração de íons próximos ao eletrodo. Este aumento repele os 
próprios íons, diminuindo o fluxo, e portanto, a corrente. A dependência da condutividade com a 
concentração, portanto, geralmente tem um perfil semelhante ao apresentado na Figura 3. 
+ -
+
-
AULA 08 – CONDUTIVIDADE ELÉTRICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3: Perfil típico da condutividade de uma solução em função da concentração de eletrólito 
 
Existem dois tipos de eletrólitos; o eletrólito forte, que corresponde a uma substância 
completamente dissociada/ionizada em solução, caso do KCl (cloreto de potássio) e do HCl (ácido 
clorídrico), e o eletrólito fraco, caso do CH3COOH (ácido acético), que corresponde a uma 
substância parcialmente ionizada em solução. 
Quando a condutividade é medida para eletrólitos fracos, o grau de ionização é 
determinante. Um eletrólito fraco monoprótico participa de um equilíbrio de ionização do tipo 
HA(aq) ⇌ H+(aq) + A-
(aq) 
Define-se o grau de ionização (α), ou porcentagem de ionização, por 
𝛼 = 
[𝐴−]
[𝐻𝐴] + [𝐴−]
 
onde [HA] + [A-] = CA é a concentração total do eletrólito. 
 Quanto maior o grau de ionização, mais forte é o ácido. Em geral, consideramos um ácido 
fraco quando o grau de ionização é menor que 5 %. Nos ácidos fortes, o α pode chegar a valores 
próximos a 100 %. 
 A condutividade elétrica de uma substância depende da natureza da mesma, ou seja, da 
natureza das ligações químicas. Além disso, a condutividade elétrica também depende do estado 
físico das substâncias, ou seja: sólido, líquido ou se está em solução. Por exemplo, o NaCl (cloreto 
de sódio) no estado sólido (Figura 4A), é cristalino e os íons Na+ e Cl- estão em posições 
relativamente fixas e por isso não é em bom condutor. Quando o NaCl é aquecido até sua fusão, 
observa-se que este composto torna-se um condutor pois os íons apresentam mobilidade no 
C
o
n
d
u
ti
vi
d
ad
e
Concentração
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estado líquido. O NaCl quando dissolvidoem água, apresenta-se dissociado: os cátions e ânions 
estão solvatados por moléculas de água (Figura 4B) e podem se mover na solução, e por isso esta 
solução é condutora. 
 
 
 
 
 
 
 
 (A) (B) 
Figura 4: Representação do NaCl: A - estado sólido e B – em solução aquosa. 
 
O aparelho utilizado para medida da condutividade é o condutivímetro, muito empregado, 
por exemplo, na análise da qualidade da água, já que é possível relacionar a presença de minerais 
através da condutividade. Vários tipos de montagens podem ser construídas para estudar, 
experimentalmente, a condutividade elétrica das soluções. A Figura 5 mostra um tipo de 
montagem simples, com dois fios elétricos, uma lâmpada, um suporte para a lâmpada, dois 
eletrodos, um plug e um recipiente para colocar as soluções/amostras a serem analisadas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 5: Montagem para verificação da condutividade elétrica (condutivímetro) 
 
110 V
béquer
lâmpada
líquido
fios condutores
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Parte prática 
 
Procedimento 1: Condutividade elétrica de sólidos 
 
Materiais e reagentes 
01 condutivímetro 01 lâmpada incandescente de 7 W 
01 espátula de metal sacarose (C12H22O11) 
01 prego cloreto de sódio (NaCl) 
01 pedaço de madeira 02 vidros de relógio 
01 pedaço de plástico 
 
Procedimento experimental 
 
a) Conectar uma lâmpada incandescente de 7 W e ligar o condutivímetro na tomada de 
110 V, como esquematizado na Figura 5; 
b) Colocar os fios metálicos em contato com o prego deixando-os afastados por 
aproximadamente 3 cm um do outro; 
c) Desligar o dispositivo e realizar a limpeza dos eletrodos; 
d) Anotar suas observações na Tabela 1; 
e) Repetir o mesmo procedimento descrito em b), c) e d) para as outras amostras. 
Tabela 1: Condutividade elétrica em amostras sólidas. 
Amostra Conduz corrente 
elétrica? 
Explicação dos resultados 
Prego 
 
 
Madeira 
 
 
Plástico 
 
 
NaCl 
 
 
C12H22O11 
 
 
 
Procedimento 2: Condutividade elétrica em líquidos 
 
Materiais e reagentes 
01 condutivímetro água destilada 
01 espátula de metal sacarose (C12H22O11) 
01 lâmpada incandescente 7 W cloreto de sódio (NaCl) 
04 béqueres (50 mL) etanol 
 
AULA 08 – CONDUTIVIDADE ELÉTRICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Procedimento experimental 
 
a) Adicionar em cada um dos 4 béqueres, disponíveis sobre sua bancada, as seguintes 
substâncias: 
• Béquer 1: 20 mL de água destilada; 
• Béquer 2: 20 mL de etanol P.A; 
• Béquer 3: uma ponta de espátula com sacarose em 20 mL de água destilada; 
• Béquer 4: uma ponta de espátula com cloreto de sódio em 20 mL de água destilada. 
 
b) Conectar uma lâmpada incandescente de 7 W e ligar o condutivímetro na tomada de 110 
V; 
c) Mergulhar os eletrodos do condutivímetro em cada um dos béqueres, deixando-os 
afastados por aproximadamente 3 cm um do outro; 
d) Desligar o dispositivo e realizar a limpeza dos eletrodos entre cada medida; 
e) Anotar os resultados na Tabela 2. 
 
Tabela 2: Condutividade elétrica em amostras líquidas 
Amostra Conduz corrente 
elétrica? 
Explicação dos resultados 
Água destilada 
 
 
Etanol 
 
 
Solução aquosa de sacarose 
 
 
Solução aquosa de NaCl 
 
 
 
 
Procedimento 3: Verificação da força de ácidos através da condutividade elétrica 
 
Materiais e reagentes 
 
01 condutivímetro água destilada 
01 lâmpada incandescente de 7 W solução aquosa de ácido acético 0,5 mol.L-1 (CH3COOH) 
02 béqueres (50 mL) solução aquosa de HCl 0,1 mol.L-1 
 
Procedimento experimental 
 
a) Conectar a lâmpada de 7 W no condutivímetro e ligar o aparelho na tomada de 110 V. 
b) Em seguida, adicionar em cada um dos 2 béqueres, disponíveis sobre sua bancada, as 
seguintes soluções: 
• Béquer 1: 10 mL de solução de ácido acético 0,5 mol.L-1 
• Béquer 2: 10 mL de solução de ácido clorídrico 0,1 mol.L-1 
AULA 08 – CONDUTIVIDADE ELÉTRICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
c) Mergulhar os eletrodos do condutivímetro no béquer 1, deixando-os afastados por 
aproximadamente 3 cm um do outro; 
d) Anotar os resultados na Tabela 3; 
e) Desligar o dispositivo e realizar a limpeza dos eletrodos; 
f) Repetir os procedimentos c), d) e e) para a solução contida no béquer 2. 
 
 Tabela 3: Força ácida através da condutividade 
Soluções ácidas Intensidade da 
luminosidade 
Conduz corrente 
elétrica? 
Explicação 
CH3COOH 0,5 
mol.L-1 
 
 
 
 
 
HCl 0,1 mol.L-1 
 
 
 
 
 
Procedimento 4: Efeito da concentração na condutividade elétrica de soluções 
aquosas 
 
Materiais e reagentes 
 
01 condutivímetro água destilada 
01 lâmpada incandescente de 7 W solução aquosa de ácido acético 0,5 mol.L-1 
(CH3COOH) 
03 béqueres (50 mL) solução aquosa de NaCl 0,5 mol.L-1 
02 balões volumétricos (50 mL) 01 pipeta graduada (10 mL) 
 
Procedimento experimental 
 
a) Conectar a lâmpada de 7 W no condutivímetro e ligar o aparelho na tomada de 110 V; 
b) Adicionar em um béquer de 50 mL, 40 mL de solução de NaCl 0,5 mol.L-1 e verificar a 
condutividade; 
c) Anotar na tabela 4 a intensidade da luminosidade da lâmpada: (+++) – intensidade mais 
forte, (++) – intensidade média, (+) – intensidade mais fraca; 
d) Desligar o dispositivo e realizar a limpeza dos eletrodos; 
e) Com o auxílio de uma pipeta graduada, transferir 5 mL da solução contida no béquer do 
item “b” (NaCl 0,5 mol.L-1) para um balão volumétrico de 50 mL e completar o volume com água 
destilada (1ª diluição); 
AULA 08 – CONDUTIVIDADE ELÉTRICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
f) Adicionar em um béquer de 50 mL, 40 mL de solução de NaCl (1ª diluição) e verificar a 
condutividade; 
g) Anotar na tabela 4 a intensidade da luminosidade da lâmpada. Desligar o dispositivo e 
realizar a limpeza dos eletrodos; 
 
Cálculo da concentração de NaCl (1ª diluição) 
 
 
 
h) Com o auxílio de uma pipeta graduada, transferir 10 mL da solução diluída 1 (item f) para 
um balão volumétrico de 50 mL e completar o volume com água destilada (2ª diluição); 
i) Adicionar em um béquer de 50 mL, 40 mL de solução de NaCl (2ª diluição) e verificar a 
condutividade; 
j) Anotar na tabela 4 a intensidade da luminosidade da lâmpada. Desligar o dispositivo e 
realizar a limpeza dos eletrodos. 
Cálculo da concentração de NaCl (2ª diluição) 
 
 
 
 
 Tabela 4: Condutividade elétrica em função da concentração. 
Solução de NaCl Concentração 
(mol l-1) 
Intensidade da luminosidade 
da lâmpada 
Concentrada 
 
 
1ª diluição 
 
 
2ª diluição 
 
 
 
Por que as soluções apresentam diferentes intensidades de luminosidade? 
 
 
 
 
 
AULA 08 – CONDUTIVIDADE ELÉTRICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
Procedimento 5: Condutividade elétrica em uma reação química 
 
Materiais e reagentes 
 
01 condutivímetro solução aquosa de NH4OH 0,5 mol.L-1 
01 lâmpada incandescente 7 W solução aquosa de ácido acético 0,5 mol.L-1 (CH3COOH) 
01 béqueres (100 mL) indicador azul de bromotimol 
01 pipeta de Pasteur suporte universal 
Agitador magnético garras 
 
Procedimento experimental 
 
a) Adicionar em um béquer, 5,0 mL de solução de hidróxido de amônio (NH4OH) 0,5 mol.L-1 e 
adicionar 2 gotas de azul de bromotimol; 
b) Anotar a cor da solução; 
c) Posicionar o béquer sobre o agitador magnético e inserir a barra de agitação na solução; 
d) Fixar os eletrodos do condutivímetro com auxílio de garras em um suporte universal de 
modo que fiquem submersos na solução; 
e) Conectar a lâmpada de 7 W no condutivímetro e ligar o aparelho na tomada de 110 V; 
f) Observar a intensidade da luminosidade da lâmpada do condutivímetro. Anotar; 
g) Adicionar gota a gota a solução de ácido acético 0,5 mol.L-1. Observar o que ocorre com a 
luminosidade da lâmpada do condutivímetro. Anotar; 
h) Continuar a adiçãode ácido acético 0,5 mol.L-1 até a mudança de coloração da solução. 
Por que o comportamento da intensidade da luminosidade da lâmpada antes da reação e após a 
adição de solução de ácido acético? 
 
 
 
Escreva a equação química para a reação química ocorrida. 
 
 
 
 
 
 
AULA 08 – CONDUTIVIDADE ELÉTRICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Referências bibliográficas 
 
1. Brown, TL; LeMay Jr, HE; Bursten, BE e Burge, JR, Química: a ciência central, 9a ed, 
Pearson,São Paulo, SP, 2005. (ISBN: 978-85-78918-42-0) 
 
2. Atkins, P., Jones, L., Laverman, L. Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente, 7ª edição, Editora Bookman, Porto Alegre, 2018. (ISBN: 978-
85-8260-462-5). 
D., CALLISTER,, W. e RETHWISCH, David G.. Fundamentos da Ciência e Engenharia de 
Materiais - Abordagem Integrada, 4ª edição. Disponível em: Grupo GEN, Grupo GEN, 2014. 
 
Exercícios para autoavaliação 
 
1. Qual a diferença entre condutividade eletrônica e condutividade iônica? 
 
2. O cobre tem uma resistividade de 1,7 × 10-8 Ω m e o quartzo de 7,5 × 1015 Ω m. 
Qual destas substâncias tem maior condutividade elétrica? Explique a diferença de 
condutividade no cobre e quartzo com base nas ligações químicas. 
 
3. Qual solução apresenta maior condutividade elétrica (1) solução de NH4OH 1,0 
mol.L-1 ou (2) solução de NaOH 1,0 mol.L-1? Justifique sua resposta. 
 
AULA 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Aula 09 – Equilíbrio químico 
 
Objetivos 
• Compreender o conceito de estado de equilíbrio químico; 
• Compreender o significado da constante de equilíbrio e sua representação; 
• Conhecer os principais fatores que afetam o estado de equilíbrio; 
• Empregar o princípio de Le Châtelier no deslocamento do equilíbrio químico; 
• Conhecer aplicações práticas sobre equilíbrios químicos. 
 
Introdução 
 
Em nosso cotidiano muitos sistemas se caracterizam como um equilíbrio químico. A 
formação de estalactites e as lentes fotocromáticas dos óculos são exemplos que estão 
relacionados à reversibilidade das reações químicas. As reações químicas são, em alguns casos, 
reações reversíveis que se processam em maior ou menor extensão. As reações químicas tendem 
para um estado de equilíbrio, chamado equilíbrio químico. 
Podemos analisar o equilíbrio químico do ponto de vista cinético ou termodinâmico. Aqui 
trabalharemos a abordagem cinética, ou seja, quando uma reação química começa a ocorrer, os 
reagentes são consumidos e começam a desaparecer com uma certa velocidade (v1), levando à 
formação do (s) produto(s), Figura 1. No momento em que começa a aparecer o(s) produto(s), 
num sistema fechado, estes começam a reagir entre si com uma velocidade (v2) muito pequena 
(no início v2 = zero) no sentido de regenerar os reagentes. Quando a velocidade v1 tende a 
diminuir, a velocidade v2 tende a crescer. Quando as duas velocidades forem iguais, isto é, v1 = 
v2, alcançamos o estado de equilíbrio. Este estado de equilíbrio é expresso por uma constante de 
equilíbrio, que estabelece quando v1 = v2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Variação das velocidades de reação em função do tempo numa reação química. 
(Adaptada de Brown, TL, et al. Química: a ciência central, 9a ed). 
 
AULA 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Vamos analisar o seguinte exemplo: 
 v1 
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) 
 v2 
 
Misturamos hidrogênio (H2) e iodo (I2) os quais vão reagir e produzir o produto, ácido 
iodídrico (HI). No momento da mistura (t=0) dá-se início à reação com velocidade v1 (máxima) que 
é diretamente proporcional à concentração dos dois reagentes. Ou seja: 
 
v1 ∝ [H2][I2] 
Introduzindo o conceito de constante de velocidade, k1: 
v1 = k1[H2][I2] 
No momento em que se começa a formar o produto HI, inicia-se a reação para formar (H2) 
e (I2) com uma velocidade v2. De forma semelhante: 
v2 ∝ [HI]2 
v2 = k2[HI]2 
Quando alcançado o estado de equilíbrio, v1 = v2, então: 
k1[H2][I2] = k2[HI]2 
k1
k2
= K = 
[HI]2
[H2] [I2]
 
K = Constante de equilíbrio 
 O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas acontecem em velocidades iguais, 
e, portanto, é um estado dinâmico. O estado de equilíbrio é expresso pela constante de equilíbrio 
K. O valor da constante de equilíbrio (K) depende da temperatura e da estequiometria da reação. 
Para uma reação: 
aA + bB ⇌ cC + dD 
K =
 [C]c[D]d
[A]a[B]b
 
Para a reação de hidrogênio (H2) e iodo (I2) formando HI, na temperatura de 425 oC, temos 
que o valor da constante de equilíbrio é 55,64 (K é adimensional). 
[HI]2
[H2][I2]
= K = 55,64 
 Vamos admitir que seja colocado em um balão fechado H2 e I2 suficiente para que as 
concentrações de cada um sejam iguais a 0,0175 mol.L-1, na temperatura acima informada. Com o 
decorrer do tempo, as concentrações de H2 e I2 diminuem, a de HI aumenta, e se atinge um 
estado de equilíbrio. Se os gases no balão forem analisados, encontra-se [H2] = [I2] = 0,0037 mol.L-
1 e [HI] = 0,0276 mol.L-1. Substituindo esses valores na expressão de equilíbrio, temos: 
 
AULA 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
[HI]2
[H2][I2]
= 
(0,0276)2
(0,0037)(0,0037)
= 56 
A razão acima terá sempre esse valor para experiências realizadas a 425 ºC. 
 
O equilíbrio químico pode ser classificado quanto ao tipo de sistema ou quanto à natureza dos 
reagentes e produtos em equilíbrio. 
 
Quanto ao tipo de sistema: 
 
✓ Equilíbrio homogêneo: trata-se de um equilíbrio constituído de uma única fase. 
A síntese da amônia (processo Haber-Bosch), a partir do nitrogênio e hidrogênio, é um 
exemplo de equilíbrio homogêneo, onde todos os constituintes estão na fase gasosa. 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 
✓ Equilíbrio heterogêneo: trata-se de um sistema em equilíbrio constituído por mais de uma 
fase. 
A decomposição térmica do carbonato de cálcio (CaCO3) ilustra um equilíbrio heterogêneo. 
CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g) 
 
Quanto à natureza das partículas em equilíbrio: 
 
✓ Equilíbrio molecular: trata-se de um sistema em equilíbrio constituído somente por 
moléculas. 
A dimerização do dióxido de nitrogênio (NO2), ilustra o equilíbrio molecular. 
2NO2(g) ⇌ N2O4(g) 
✓ Equilíbrio iônico: trata-se de um sistema em equilíbrio, no qual há pelo menos um íon 
presente na reação. 
A conversão de cromato em dicromato é um exemplo de equilíbrio iônico. 
2CrO4
2−(aq) + 2H3O+(aq) ⇌ Cr2O7
2−(aq) + 3H2O(l) 
 
 Atenção: Os sólidos puros nos equilíbrios heterogêneos e os líquidos puros e solventes não 
entram na expressão da constante de equilíbrio. Vejam as reações e suas respectivas 
constantes de equilíbrio, explicitadas abaixo: 
𝑃𝑏𝐶𝑙2(𝑠) ⇌ 𝑃𝑏2+(𝑎𝑞) + 2𝐶𝑙−(𝑎𝑞) 𝐾 = [𝑃𝑏2+][𝐶𝑙−]2 
 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝐶𝑂3
2−(𝑎𝑞) ⇌ 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) + 𝐻𝐶𝑂3
−(𝑎𝑞) 𝐾 =
[𝑂𝐻−][𝐻𝐶𝑂3
−]
[𝐶𝑂3
2−]
 
AULA 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Isso pode ser explicado pelo fato de que a concentração de um líquido ou sólido puro 
tem um valor constante, de modo que apenas as concentrações de substâncias que variam na 
reação química são consideradas na expressão de constante de equilíbrio. 
 Outra explicação é baseada no conceito de atividade (aJ), que está relacionado ao desvio 
do comportamento ideal de gases e soluções devido às forças intermoleculares atuantes. 
Como pode ser visto na Tabela 1, a atividade de uma substância J é dada por regras empíricas 
e se trata de uma grandeza adimensional. 
Tabela 1. Atividade (aJ) de uma substância J com diferentes características. 
Substância Atividade Forma simplificada 
Gás ideal 
 
𝑎𝐽 =
𝑃𝐽
𝑃0
 
𝑎𝐽 = 𝑃𝐽 
Soluto em uma solução 
diluída 
 
𝑎𝐽 =
[𝐽]
𝑐0
 
𝑎𝐽 = [𝐽] 
Sólido ou líquidos puros 
 
𝑎𝐽 = 1 𝑎𝐽 = 1 
Onde P = pressão, P0 = pressão-padrão = 1 bar, c0= molaridade-padrão = 1,0 mol.L-1. 
Como observado naTabela 1, a atividade de sólidos e de líquidos puros equivale a unidade 
e, desta forma, é suprimida do cálculo da constante de equilíbrio. 
Quanto maior o valor de K, maiores são as concentrações de produtos em relação às dos 
reagentes no equilíbrio químico. Em princípio, cada reação química é uma reação de duplo 
sentido, mas se o ponto de equilíbrio favorecer grandemente os reagentes, dizemos que não 
há reação. Se o ponto de equilíbrio favorecer muito a formação dos produtos, dizemos que a 
reação é completa. Para cada um destes dois extremos é difícil medir experimentalmente as 
concentrações de todos os reagentes e produtos em equilíbrio. No primeiro caso (reagentes 
grandemente favorecidos), a concentração dos produtos é praticamente zero (insignificante). 
No segundo caso (produtos grandemente favorecidos), nenhuma quantidade significativa de 
reagentes será produzida quando os produtos forem misturados. Então quando o equilíbrio 
favorece fortemente os produtos, a reação parece deslocar apenas em uma direção: reagentes 
→ produtos. 
Quase todas as reações químicas consomem ou liberam energia na forma de calor (são 
designadas, respectivamente, reações endotérmicas e exotérmicas). Para essas reações 
podemos entender a energia como se fosse um reagente ou produto. Assim, a adição de 
energia ao sistema (por aquecimento) ou a sua remoção (por resfriamento) pode produzir um 
deslocamento do ponto de equilíbrio químico. As concentrações de reagentes e produtos 
sofrem alterações para refletir esse novo equilíbrio. 
 
Reação endotérmica: Reagentes + calor ⇌ produtos 
Reação exotérmica: Reagentes ⇌ produtos + calor 
 
AULA 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações da concentração, 
temperatura, pressão e volume. Esse comportamento pode ser resumido pelo princípio geral, 
enunciado pela primeira vez em 1884 pelo químico francês Henri Louis Le Châtelier, que 
prediz: “Uma reação química que tem seu equilíbrio deslocado por uma mudança nas 
condições (concentrações, temperatura, pressão, volume) prossegue em busca de um novo 
estado de equilíbrio na direção que atenua, pelo menos parcialmente estas mudanças”. 
No exemplo da reação de formação do HI, ao se adicionar iodo no sistema em equilíbrio, a 
velocidade no sentido direto (v1) será aumentada. Quando o novo equilíbrio é restabelecido, 
[I2] e [HI] serão mais elevadas e [H2] será mais baixa, porém K terá o mesmo valor. 
 Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já 
existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu 
comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação. Se for 
adicionada alguma espécie que não esteja no sistema e ela reagir com alguma espécie 
presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da concentração desta 
segunda substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não 
modificará o sistema. 
 
Parte prática 
 
Procedimento 1: Efeito da concentração de H+ no equilíbrio cromato/dicromato 
 
Materiais e reagentes 
03 tubos de ensaio Solução aquosa de K2CrO4 0,05 mol.L-1 
01 estante de tubos de ensaio Solução aquosa de K2Cr2O7 0,05 mol.L-1 
Solução aquosa de HCl 1,0 mol.L-1 Solução aquosa de NaOH 1,0 mol.L-1 
 
Procedimento experimental 
 
2CrO4
2−(aq) + 2H+(aq) ⇌ Cr2O7
2−(aq) + H2O(l) 
 
• Separar 3 tubos de ensaio. 
• No tubo 1, adicionar 15 gotas de solução de cromato de potássio (K2CrO4) e anotar a cor. 
• No tubo 2, adicione 15 gotas de solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) e anote 
também a cor. 
• No tubo 3, adicione 10 gotas de solução de K2CrO4 e 10 gotas de uma solução de ácido 
clorídrico (HCl). Compare a cor desta solução com a cor dos tubos 1 e 2. 
AULA 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
• Ainda no tubo 3, adicionar 15 gotas de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH). 
Homogeneizar a solução e comparar a cor com a dos tubos 1 e 2 (levar em consideração a 
diluição ocorrida). 
Explique o que ocorreu com o equilíbrio químico no tubo 3, após a adição de uma base. 
 
 
 
 
 
Procedimento 2: Efeito da concentração de íon comum (íon acetato). 
 
Materiais e reagentes 
01 bastão de vidro 01 vidro de relógio 
01 tubo de ensaio Solução aquosa de CH3COOH 0,5 mol.L-1 
01 estante de tubos de ensaio Acetato de sódio sólido (CH3COONa) 
01 espátula metálica 
Papel indicador universal 
 
Procedimento experimental 
 
CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ CH3COO−(aq) + H3O+(aq) 
 
• Em um tubo de ensaio, adicionar 10 gotas de solução de ácido acético (CH3COOH) 0,5 
mol.L-1; 
• Mergulhar o bastão de vidro na solução do tubo de ensaio e tocar no papel indicador 
universal; 
• Comparar a cor do papel indicador universal com a escala na bancada. Anote o valor de 
pH; 
• Em seguida, adicionar ao tubo de ensaio uma pequena quantidade de acetato de sódio 
sólido (CH3COONa). Verificar novamente o pH. 
 
pH inicial = __________________ pH final = __________________ 
 
 
 
AULA 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Por que houve variação do pH? Explique o que ocorreu baseado no Princípio de Le Châtelier. 
 
 
 
 
 
 
Procedimento 3: Efeito da concentração de íon comum (íon amônio). 
 
Materiais e reagentes 
01 bastão de vidro 01 vidro de relógio 
01 tubo de ensaio Solução aquosa de NH4OH 0,5 mol.L-1 
01 estante de tubos de ensaio Cloreto de amônio sólido (NH4Cl) 
01 espátula metálica 
Papel indicador universal 
 
Procedimento experimental 
 
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+ (aq) + OH−(aq) 
 
• Em um tubo de ensaio, adicionar 10 gotas de solução de hidróxido de amônio (NH4OH) 0,5 
mol.L-1; 
• Mergulhar o bastão de vidro na solução do tubo de ensaio e tocar no papel indicador 
universal; 
• Comparar a cor do papel indicador universal com a escala na bancada. Anote o valor de 
pH; 
• Em seguida, adicionar ao tubo de ensaio uma pequena quantidade de cloreto de amônio 
sólido (NH4Cl). Verificar novamente o pH. 
pH inicial = __________________ pH final = __________________ 
 
Por que houve variação do pH? Explique o que ocorreu baseado no Princípio de Le Châtelier. 
 
 
 
 
AULA 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
Procedimento 4: Efeito da temperatura na dimerização do NO2. 
 
Materiais e reagentes 
Tripé pinça de madeira 
01 tubo de ensaio com tampa tela de amianto 
01 béquer de 250 mL bico de Bunsen 
01 espátula metálica cuba de vidro para banho de gelo 
01 bastão de vidro Cobre metálico em aparas 
solução de HNO3 6 mol.L-1 
 
 
Procedimento experimental 
 
2NO2(g) ⇌ N2O4(g) ΔH < 0 
 Marrom Incolor 
 
• Colocar 02 (duas) pequenas aparas de cobre metálico dentro de um 
tubo de ensaio; 
• Adicionar 30 gotas de ácido nítrico 6 mol.L-1 (aproximadamente 1,5 
mL). Fechar o tubo de ensaio imediatamente a adição do ácido; 
• Em seguida, colocar o tubo fechado em um banho de água quente e 
observar o gás formado, Figura 2; 
• Por último, colocar o tubo de ensaio em um banho de gelo e observar 
novamente o que acontece. 
 
A reação de obtenção do gás NO2 está representada pelas equações química a seguir: 
3Cu(s) + 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2 + 2NO(g) + 4H2O(l) 
2NO(g) + O2(g) ⇌ 2NO2(g) 
 
Por que a diminuição de temperatura mudou a cor do sistema de marrom para incolor? 
 
 
 
 
 
Figura 2: Obtenção do 
gás NO2. 
AULA 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
 
 
Procedimento 5: Efeito da concentração de íons prata no equilíbrio de formação 
do cromato de prata. 
 
Materiais e reagentes 
01 tubo de ensaio Solução aquosa de K2CrO4 0,05 mol.L-1 
01 bastão de vidro Solução aquosa de AgNO3 0,1 mol.L-1 
Solução aquosa de NaCl0,1 mol.L-1 
 
Procedimento experimental 
 
K2CrO4(aq) + 2AgNO3(aq) ⇌ Ag2CrO4(s) + 2KNO3(aq) 
 
• Em um tubo de ensaio, adicionar 10 gotas de solução de cromato de potássio 0,05 mol.L-1 
e em seguida 10 gotas de solução de nitrato de prata 0,1 mol.L-1. Anote as suas 
observações. 
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________ 
 
• Ao mesmo tubo, adicionar 5 gotas de solução de cloreto de sódio 0,1 mol.L-1 e observar as 
mudanças. 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
 
 
 
Explique o que acontece com o equilíbrio após adição de solução de NaCl. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Referências bibliográficas 
 
1. Brown, TL; LeMay Jr, HE; Bursten, BE e Burge, JR, Química: a ciência central, 9a ed, 
Pearson,São Paulo, SP, 2005. (ISBN: 978-85-78918-42-0) 
 
2. Atkins, P., Jones, L., Laverman, L. Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente, 7ª edição, Editora Bookman, Porto Alegre, 2018. (ISBN: 978-
85-8260-462-5). 
3. Callister Jr., W. D e RETHWISCH, D. G. Fundamentos da Ciência e Engenharia de 
Materiais - Abordagem Integrada, 4ª edição, Grupo GEN, 2014. 
4. Kotz, C.J.; Treichel, P.Jr., Química e Reações Químicas, 3ª Edição, Editora LTC, Rio de 
Janeiro, RJ, 1998. 
5. Postma, J. M.; Roberts, J. L. Jr.; Hollenberg, J. L., Química no Laboratório, 5ª Edição, 
Editora Manole Ltda, 2009 (ISBN: 978-85-204-1456-9). 
6. Ferreira, L.H.; Hartwing, D.H.; Rocha-Filho, R.C.; Algumas experiências simples 
envolvendo o Princípio de Le Châtelier, Química Nova na Escola, N° 5, maio,1997. 
 
Exercícios para autoavaliação 
 
1. Escreva as expressões das constantes de equilíbrio para as seguintes reações: 
2CrO4
2−(aq) + 2H+(aq) ⇌ Cr2O7
2−(aq) + H2O(l) 
CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ CH3COO−(aq) + H3O+(aq) 
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+ (aq) + OH−(aq) 
CrO4
2−(aq) + 2𝐴𝑔+(aq) ⇌ Ag2CrO4(s) 
 
2. Como as seguintes variações afetam o valor da constante de equilíbrio para uma 
reação exotérmica na fase gasosa? 
a) Remoção de um reagente ou produto; 
b) Diminuição da temperatura. 
 
3. Considere o seguinte equilíbrio químico: 
 
[Co(H2O)6]2+(aq) + 4Cl−(aq) ⇌ [CoCl4]2−(aq) + 6H2O(l) ΔH > 0 
 rosa claro azul escuro 
 
 Qual a cor apresentada pelo sistema quando: 
a) A temperatura é elevada? 
b) Adicionamos um excesso de íons cloreto no sistema? 
AULA 10 – ÁCIDOS E BASES LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126 
 
 
Aula 10 – Ácidos e bases: pH e indicadores 
 
Objetivos 
• Verificar e calcular o pH de soluções de ácidos e bases fortes de concentrações 
conhecidas; 
• Comparar os valores de pH de soluções ácidas e básicas de diferentes forças, mas 
com as mesmas concentrações; 
• Avaliar o caráter ácido-base de soluções salinas. 
 
Introdução 
 
 As substâncias químicas apresentam comportamentos diferenciados frente a um 
sistema. Isso decorre do fato de que cada substância possui características e propriedades 
específicas. É possível, no entanto, reuni-las em grupos em que as propriedades químicas 
são semelhantes. Esses grupos denominam-se funções químicas, classificadas em 
orgânicas e inorgânicas. As quatro principais funções químicas inorgânicas são: ácidos, 
bases, sais e óxidos. 
 Ácidos e bases podem ser considerados substâncias químicas perigosas, porém são 
encontrados em nosso cotidiano e podem ser menos agressivos do que se imagina. Estas 
substâncias fazem parte da composição, por exemplo, de refrigerantes, alimentos, 
remédios, produtos de higiene e cosméticos. São ainda matérias primas indispensáveis em 
um vasto universo de aplicações industriais. Por exemplo, a produção de ácido sulfúrico e 
soda cáustica de um país é considerada um dos indicadores do seu nível de atividade 
econômica. 
 Em 2004, foram consumidos cerca de 180 milhões de toneladas de ácido sulfúrico 
(H2SO4) no mundo todo. O ácido sulfúrico é empregado em indústrias de fertilizantes, 
metalúrgicas, farmacêuticas entre outras. Em 2020, foram produzidas 850 mil toneladas 
de hidróxido de sódio (NaOH) no Brasil. O hidróxido de sódio é usado principalmente nas 
indústrias petroquímicas e de papel. 
Ácidos e bases são comumente encontrados nos organismos de diversos seres vivos. 
Por exemplo, o ácido metanoico (CH2O2) é um dos mais simples ácidos orgânicos. Este é 
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também denominado de ácido fórmico (do latim, formica), uma vez que este ácido foi 
isolado pela primeira vez através da destilação do corpo de uma formiga. 
 Existem várias definições para ácido e base: Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis. Na 
definição de Arrhenius, os ácidos são substâncias que em meio aquoso aumentam a 
concentração de íons H+. Da mesma forma, as bases são substâncias que em meio aquoso 
aumentam a concentração de íons OH-. No entanto, tal definição explica o 
comportamento ácido-base apenas em meio aquoso, deixando de lado algumas reações 
reconhecidamente do tipo ácido-base, que ocorrem em meio gasoso ou em outros 
solventes, como a reação entre ácido clorídrico e amônia, demonstrada a seguir: 
HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s) 
Na prática não existe a teoria que seja considerada correta ou errada, na verdade 
uma teoria pode ser capaz de explicar um número maior de fenômenos em relação à 
outra sendo, portanto, mais completa. A reação acima, por exemplo, é explicada pelas 
teorias de Brønsted-Lowry (protônica) e de Lewis (eletrônica). 
Forças relativas dos ácidos e das bases 
 
 Os ácidos e bases podem ser classificados como fortes ou fracos de acordo com a 
sua capacidade de formar íons em solução. Um ácido forte está completamente 
desprotonado em solução enquanto um ácido fraco está parcialmente desprotonado. 
Por exemplo, o ácido clorídrico (HCl) é um ácido forte e completamente ionizado 
em água: 
HCl(g) + H2O(l) ⟶ H3O+(aq) + Cl−(aq) 
HCl/Cl- e H3O
+/H2O são pares ácido-base conjugados 
O ácido acético é um ácido fraco, pois 
somente uma pequena fração está desprotonada 
em solução aquosa: 
CH3COOH(aq) + H2O(l)
⇌ CH3COO−(aq) + H3O+(aq) 
Para o ácido em questão, o equilíbrio abaixo 
é estabelecido: 
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Ka = 
[CH3COO−][H+]
[CH3COOH]
 
Ka é a constante de dissociação ácida, quanto menor o valor de Ka, menor a força 
do ácido. 
De maneira semelhante, o hidróxido de sódio é uma base forte, pois está 
completamente dissociado em água. Por outro lado, a amônia é uma base fraca: 
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+ (aq) + OH−(aq) 
Kb = 
[NH4
+][OH−]
[NH3]
 
Kb é a constante de dissociação básica, 
quanto menor o valor de Kb, menor a força da base. 
Na Figura 1, temos uma escala das forças relativas 
de alguns pares ácido-base conjugados. 
 
Autoionização da água 
 
 A água pode se comportar como um ácido de Brønsted-Lowry tanto como uma base 
de Brønsted-Lowry dependendo das circunstâncias. Uma molécula de água pode doar um 
próton para outra molécula de água promovendo o seguinte equilíbrio químico: 
2H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH−(aq) 
 Esse equilíbrio é chamado de autoionização da água e sua constante de equilíbrio é 
denominada Kw, constante do produto iônico da água. Na temperatura de 25 oC, o Kw tem 
o valor de 1,0 × 10-14. 
Kw = [H3O+][OH−] = 1,0 × 10−14 (25 oC) 
A escala de pH 
 
pH = −log[H+] 
 A escala de pH é muito utilizada para expressar a concentração de íons H+, pois em 
geral essa concentração é muito baixa. A 25 oC, o pH de uma solução ácida ([H+] > 1,0 × 
10-7 mol L-1) é menor que 7 e de uma solução básica ([H+] < 1,0 × 10-7 mol L-1) é maior que 
7. 
 Aplicando-se a função (-log) na expressão da constantedo produto iônico da água 
(Kw): 
−logKw = −log[H3O+] − log[OH−] 
pKw = pH + pOH 
Figura 1: Forças relativas de alguns pares 
ácido-base conjugados. 
(Adaptada de Brown, TL, et al. Química: a 
ciência central, 9a ed) 
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Logo: pH + pOH = 14 
 Como mostrado na Figura 2, quanto menor o valor de pH e maior o valor de pOH, mais 
ácida é a solução. 
 
 
 
 
Figura 2: Escala de pH e pOH 
Indicadores de pH 
 
Várias substâncias apresentam cores em solução aquosa. Algumas substâncias, além de 
apresentarem cor, podem ser usadas como indicadores de pH, pois a cor varia com o pH da 
solução. 
A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a 
Wilhelm Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos 
indicadores. Segundo esta teoria, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas 
não dissociadas difere da cor dos respectivos íons. O comportamento de um indicador do tipo 
ácido (HIn) é descrito pelo equilíbrio abaixo: 
 
Neste caso as alterações que ocorrem nas moléculas do indicador causam a mudança de 
coloração delas. 
Para um indicador do tipo básico (In), o equilíbrio é descrito pela reação a seguir: 
 
A teoria cromófora oferece uma explicação única para a mudança de cor de um indicador 
ácido-base: "A coloração das substâncias se deve à presença de certos grupos de átomos ou de 
ligações duplas nas moléculas". A teoria cromófora explica a mudança de coloração dos 
indicadores como devida a um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições 
de pH do meio, que define o surgimento ou desaparecimento de “grupos cromofóricos”. 
 Veja abaixo a estrutura química dos indicadores alaranjado de metila e fenolftaleína, na 
forma ácida e alcalina (Figura 3). 
HIn (aq) + H2O(l) In- (aq) + H3O
+(aq)
cor ácida cor básica
In (aq) + H2O(l) InH+ (aq) + OH-(aq)
cor básica cor ácida
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH
ácido básiconeutro
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Figura 3: Estrutura química do alaranjado de metila e da fenolftaleína. 
 
A Tabela 1 apresenta as faixas de pH das variações de cor para alguns indicadores ácido-base. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 1: Faixa de viragem de cor de alguns indicadores ácido-base (Adaptado de Atkins, P., 
Jones, L., Laverman, L. Princípios de Química, 7ª ed.) 
 
Soluções aquosas ou alcoólicas de indicadores podem ser utilizadas diretamente em uma 
pequena quantidade da solução a ser testada, caso esta seja incolor, aplicando-se algumas poucas 
gotas e observando-se a coloração obtida. Em soluções coloridas, o uso de indicadores cromóforos 
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pode ser prejudicado, sendo necessário então o uso de pHmetros, num sistema com eletrodos 
sensíveis à concentração de íons H+. 
Papéis indicadores de pH 
Estão disponíveis no comércio papéis de teste de pH, que vêm impregnados com um ou 
mais indicadores. Para se ter uma ideia aproximada do pH, coloca-se uma gota da solução a ser 
testada em uma tira do papel, e a cor resultante é comparada com um código de cores. Alguns 
papéis de teste são impregnados com diversos corantes, e trazem na embalagem uma escala de 
cores abrangendo a escala de pH, de 0 até 14 (Figura 4). 
 
 
 
 
 
Figura 4: Papel indicador universal 
O papel de tornassol é muito usado para a avaliação qualitativa do pH de uma solução, 
indicando apenas se a solução é ácida ou básica. Abaixo de pH 4,7 o tornassol é vermelho e acima 
de pH 8,3 o tornassol é azul. Quando uma solução ácida é gotejada sobre um papel de tornassol 
azul, este torna-se vermelho (no papel vermelho nada acontece). Quando uma solução básica é 
gotejada sobre um papel de tornassol vermelho, este torna-se azul (no papel azul nada 
acontece). 
 
 
Indicador Coloração em meio ácido Coloração em meio básico Ponto de viragem 
Tornassol 4,7-8,3 
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Parte prática 
 
Procedimento 1: Avaliação qualitativa do pH de um ácido e uma base forte com 
PAPEL DE TORNASSOL 
 
Materiais e reagentes 
01 bastão de vidro Solução aquosa de HCl 0,1 mol.L-1 
03 tubos de ensaio Solução aquosa de NaOH 0,1 mol.L-1 
01 estante de tubos de ensaio 
Papel de tornassol vermelho 
Papel de tornassol azul 
Procedimento experimental 
 
• Separar 3 tubos de ensaio. Em cada um deles adicionar 10 gotas das amostras 
especificadas na Tabela 2. 
• Mergulhar o bastão de vidro na solução de HCl 0,1 mol.L-1 contida no tubo de 
ensaio. Umedecer o papel de tornassol com o líquido. Anotar as observações na 
Tabela 2. 
• Lavar o bastão de vidro. 
• Repetir o mesmo procedimento com as outras amostras, utilizando-se do papel 
de tornassol azul. 
• Calcular o pH das soluções de HCl e NaOH, e avaliar os resultados obtidos. 
 
Tabela 2: Resultados obtidos usando o papel de tornassol. 
 
Amostra Cor do papel de 
tornassol vermelho 
Cor do papel de 
tornassol azul 
HCl 0,1 mol.L-1 
 
 
Água destilada 
 
 
NaOH 0,1 mol.L-1 
 
 
 
pH calculado da solução de HCl 0,1 mol.L-1 
 
 
 
 
pH calculado da solução de NaOH 0,1 mol.L-1 
 
 
 
 
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Procedimento 2: Avaliação do pH de ácidos e bases de diferentes forças com 
indicadores ácido base 
 
Materiais e reagentes 
03 pipetas de Pasteur Solução aquosa de NaOH 0,1 mol.L-1 
09 tubos de ensaio Solução aquosa de NH4OH 0,1 mol.L-1 
01 estante de tubos de ensaio Indicador alaranjado de metila 
Solução aquosa de HCl 0,1 mol.L-1 Indicador vermelho de metila 
Solução aquosa de CH3COOH 0,1 mol.L-1 Indicador azul de bromotimol 
 
Procedimento experimental 
 
a) Separar 5 tubos de ensaio. Em cada um deles adicionar 10 gotas de solução 0,1 mol.L-1 de 
HCl, CH3COOH, NaOH, NH4OH e água destilada. 
b) Em seguida adicionar a cada um dos tubos de ensaio 2 gotas do indicador alaranjado de 
metila. Anotar as cores observadas na Tabela 3. 
c) Repetir o item a), adicionando a cada um dos tubos de ensaio 2 gotas do indicador 
vermelho de metila. Anotar as cores observadas na Tabela 3. 
d) Finalmente repita o item a) e adicione a cada um dos tubos 2 gotas do indicador azul de 
bromotimol. Anote a cor observada em cada tubo na Tabela 3. 
e) Analisar o resultado obtido usando os dados apresentados na Tabela 1. 
 
Tabela 3: Cores observadas utilizando indicadores ácido-base em diferentes amostras 
Amostra 
 
Alaranjado de metila Vermelho de metila Azul de bromotimol 
HCl 0,1 mol.L-1 
 
 
CH3COOH 0,1 
mol.L-1 
 
Água destilada 
NaOH 0,1 
mol.L-1 
 
NH4OH 0,1 
mol.L-1 
 
 
Qual(is) outro(s) indicador(es), dos listados na Tabela 1, pode(m) ser utilizado(s) para 
determinação qualitativa do pH da solução de NaOH 0,1 mol.L-1? Explique. 
 
 
 
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Procedimento 3: Determinação do pH de ácidos e bases de diferentes forças 
usando papel indicador universal. 
 
Materiais e reagentes 
05 tubos de ensaio Solução aquosa de HCl 0,1 mol.L-1 
01 bastão de vidro Solução aquosa de CH3COOH 0,1 mol.L-1 
01 estante de tubos de ensaio Solução aquosa de NaOH 0,1 mol.L-1 
Papel indicador universal Solução aquosa de NH4OH 0,1 mol.L-1 
 
Procedimento experimental 
 
• Separar 5 tubos de ensaio. Em cada um deles adicionar 10 gotas das amostras 
especificadas na Tabela 4; 
• Mergulhar o bastão de vidro na solução de HCl 0,1 mol.L-1 contida no tubo de ensaio. 
Umedecer o papel indicador universal; 
. Compare a cor do papel indicador com a escala fornecida e anote o valor na Tabela 4; 
• Lavar o bastão de vidro; 
• Repetir o mesmo procedimento com as outras amostras. 
 
Tabela 4: Resultados obtidos usando o papel indicador universal. 
Amostra pH mostrado nopapel 
indicador universal 
HCl 0,1 mol.L-1 
CH3COOH 0,1 mol.L-1 
Água destilada 
NaOH 0,1 mol.L-1 
NH4OH 0,1 mol.L-1 
 
Por que os valores de pH das soluções de CH3COOH e NH4OH diferem daqueles determinados 
para as soluções de HCl e NaOH? Calcule então a [H+] e [OH-] para os ácidos e bases estudados 
neste Procedimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Procedimento 4: Avaliação do pH de soluções de sais usando papel indicador 
universal e um indicador ácido base 
 
Materiais e reagentes 
Papel indicador universal Solução aquosa de Na2CO3 0,1 mol.L-1 
Bastão de vidro Solução aquosa de NaCH3COO 0,1 mol.L-1 
Pipeta de Pasteur Solução aquosa de Na2SO4 0,1 mol.L-1 
08 tubos de ensaio Solução aquosa de NH4Cl 0,1 mol.L 
01 estante de tubos de ensaio Solução aquosa de NH4CH3COO 0,1 mol.L-1 
Solução aquosa de NaCl 0,1 mol.L-1 Solução aquosa de AlCl3 0,1 mol.L-1 
Indicador azul de bromotimol 
Procedimento experimental 
 
a) Separar 8 tubos de ensaio. Em cada um deles adicionar 10 gotas das amostras 
especificadas na Tabela 5; 
b) Mergulhar o bastão de vidro na solução de NaCl 0,1 mol.L-1 contida no tubo de 
ensaio. Umedecer o papel indicador universal e comparar a cor exibida com a escala 
fornecida, anotando então o valor na Tabela 5; 
c) Lavar o bastão de vidro; 
d) Repetir o mesmo procedimento com as outras amostras; 
e) Adicionar a cada um dos tubos de ensaio 2 gotas do indicador azul de bromotimol e anotar 
as cores observadas na Tabela 5. 
 
Tabela 5: Valores de pH, cores observadas e caráter ácido-base de diferentes soluções 
Soluções salinas 
( 0,1 mol.L-1) 
pH no papel 
indicador universal 
Cor com azul de 
bromotimol 
Caráter 
NaCl 
 
 
Na2SO4 
NaCH3COO 
Na2CO3 
NH4Cl 
NH4CH3COO 
AlCl3 
Água destilada 
 
Discuta os resultados obtidos e tente estabelecer uma ordem crescente de acidez de acordo 
com o caráter ácido-base de cada solução. 
 
 
 
 
 
 
 
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Referências bibliográficas 
 
1. Brown, TL; LeMay Jr, HE; Bursten, BE e Burge, JR, Química: a ciência central, 9a ed, 
Pearson,São Paulo, SP, 2005. (ISBN: 978-85-78918-42-0) 
2. Atkins, P., Jones, L., Laverman, L. Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente, 7ª edição, Editora Bookman, Porto Alegre, 2018. (ISBN: 978-
85-8260-462-5). 
3. King, M.; Moats, M.; Davenport, W. G.; King, M. J. Sulfuric Acid Manufacture, Elsevier, 
2006 
4.http://www.abiclor.com.br/wp-content/uploads/2021/04/Relatorio_Abiclor_JANEIRO_DEZEMBRO_2020.pdf - 
acessado em 31 de julho de 2021. 
 
Exercícios para autoavaliação 
 
1. Complete a Tabela a seguir: 
 
[H+] [OH-] pH pOH Ácida ou básica? 
1,0 mol.L-1 
 
 
 4,6 × 10-6 mol.L-1 
 
 
 9,5 
 
 
 2,3 
 
 
 
2. O pH médio normal do sangue é 7,40. Calcule a [H+] e [OH-] para o sangue. 
 
3. Um químico precisa identificar duas soluções, uma com pH = 2,5 e a outra com 
pH = 6,5. Para tanto dispõe dos seguintes indicadores: 
 
 
Indicador Faixa de pH 
(Zona de 
viragem) 
Cor 
ácida 
Cor básica 
Violeta de metila 0-1,6 amarelo violeta 
Vermelho-Congo 3,0-5,0 azul vermelho 
Fenolftaleína 8,2-10,0 incolor rosa 
 
Qual o indicador adequado para que o químico possa identificar as soluções? 
 
4. Escreva as reações de hidrólise ocorridas no Procedimento 4. 
 
http://www.abiclor.com.br/wp-content/uploads/2021/04/Relatorio_Abiclor_JANEIRO_DEZEMBRO_2020.pdf