UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA FUNDAMENTAL – QUI 01121
2012/1
ROTEIRO DE EXPERIÊNCIAS
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AVISO IMPORTANTE
A nota P é a média aritmética das notas obtidas nas práticas. A nota de cada prática é constituída pelo
somatório de pontos obtidos no pré-teste, no desempenho e no relatório.
O pré-teste consiste de uma pequena prova com dez (10) minutos de duração. As perguntas abordam
conteúdos teóricos relacionados à aula, bem como verifica o entendimento do procedimento. Sendo assim
para um bom desempenho no pré-teste é necessário estudar a introdução teórica, o procedimento e
principalmente o conteúdo abordado na aula teórica. Este estudo não só ajuda a entender e fixar a
teoria, como faz com que a prática transcorra mais rapidamente, sendo mais facilmente compreendida. É
bom lembrar que um mau desempenho no pré-teste em geral leva também a um resultado insatisfatório na
prática e que neste caso a nota máxima que o aluno poderá alcançar será sete (7), o que corresponde ao
mínimo exigido para aprovação nesta área.
Prepare-se para o pré-teste!!! Além de garantir a sua aprovação na área prática ainda vai lhe ajudar nas
três (3) áreas teóricas.
Notas, Cronograma, Plano de Ensino e outras informações:
www.chasqueweb.ufrgs.br/~priebe.gil
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ORIENTAÇÕES PARA AS AULAS PRÁTICAS
1. A freqüência as aulas práticas é obrigatória, pois cada aula tem uma avaliação específica (pré-teste,
desempenho durante a aula e conceito pelo relatório produzido).
2. É obrigatório o uso de um guarda-pó para proteção das roupas e do corpo.
3. Cada aluno deverá levar para a sua bancada somente o material indispensável ao desenvolvimento de
cada aula (o restante deverá ficar no armário).
4. Os alunos são responsáveis do início ao final do período letivo pelo material de uso individual que lhe
for entregue.
5. Os reagentes de uso coletivo devem ser mantidos em seus respectivos lugares a fim de facilitar o trabalho
dos demais colegas.
6. O material deve ser rigorosamente limpo com água da torneira e complementos, utilizando-se água
destilada somente para enxaguar.
7. Toda e qualquer reação química capaz de produzir gás ou vapor deverá ser realizada na capela.
8. Tendo em vista o alto custo dos reagentes e as dificuldades de obtenção e de preparo, use sempre as
pequenas quantidades indicadas pelo Professor no decorrer das aulas.
9. Os resíduos finais de cada experiência deverão ser recolhidos a frascos próprios. Somente colocar na pia
produtos que não prejudiquem o ecossistema.
10. No final da aula, todo aluno deverá deixar o material limpo e em perfeitas condições de uso pelos
grupos seguintes. Os reagentes deverão ser guardados nos devidos lugares. As balanças devem ser mantidas
limpas.
11. A participação, o interesse e a responsabilidade dos alunos nas aulas práticas são considerados no
conceito final. Assim, espera-se o bom envolvimento de todos nas atividades propostas, evitando
manifestações capazes de prejudicar os trabalhos dentro do laboratório.
12. Conservar a limpeza do laboratório.
13. Nunca fumar beber ou comer no laboratório.
14. Não será permitido ao aluno efetuar aulas práticas de laboratório em turma diferente daquela que lhe
tenha sido designada, salvo que ocorra expressa autorização.
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RELAÇÃO DO MATERIAL UTILIZADO EM AULAS PRÁTICAS
1. Cadinho de porcelana
13. Frasco lavador
2. Triângulo de argila
14. Espátula
3. Tenaz metálica
15. Vidro de relógio
4. Tripé de ferro
16. Bastão de vidro
5. Tela de arame com amianto
17. Pera (ou seringa)
6. Bico de Bunsen
18. Pipeta (graduada e volumétrica)
7. Tubos de ensaio
19. Erlenmeyer
8. Estante para tubos de ensaio
20. Becker
9. Agarrador de madeira
21. Bureta
10. Escova
22. Proveta
11. Funil de vidro
23. Balão volumétrico
12. Suporte para filtração
24. Balança
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EXPERIÊNCIA: TÉCNICAS E EQUIPAMENTOS
OBJETIVO:
Identificar e manusear material de laboratório usado para medida de volumes.
Conhecer e efetuar técnicas específicas de laboratório.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
I. EQUIPAMENTOS PARA MEDIDAS DE VOLUME
Para a medida de volume de líquidos, usam-se os seguintes aparelhos:
a) Aparelhos calibrados para conter um certo volume de líquido;
Ex.: Balões volumétricos e provetas.
b) Aparelhos calibrados para dar escoamento a um certo volume de líquido.
Ex.: Pipetas (volumétricas e graduadas) e buretas.
A medida de líquidos com qualquer aparelho está sujeita a uma série de erros devido às seguintes causas:
a) Ação da tensão superficial líquida;
b) Dilatação e contração provocados pelas variações de temperatura;
c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos.
Estes erros afetam a exatidão do aparelho, por isso a bureta, o balão volumétrico e a pipeta volumétrica são
mais exatos que a pipeta graduada, que por sua vez é mais exata que a proveta. O Becker não apresenta
valor em termos de exatidão.
A leitura do volume contido no aparelho é feita comparando-se o nível do líquido com as linhas calibradas
existentes nas paredes do aparelho. O nível do líquido é usualmente considerado a parte inferior do menisco
(superfície curva do líquido) que é mais facilmente localizada quando se coloca um retângulo preto a 1mm
abaixo do menisco. Este ficará com uma coloração escura, facilitando a leitura. A leitura deve ser feita
quando a curvatura inferior do menisco coincidir com a altura dos olhos. Evita-se assim o erro de paralaxe.
1) PIPETAS:
Temos dois tipos de pipetas: PIPETAS DE TRANSFERÊNCIA (Volumétricas) e PIPETAS
GRADUADAS. As de transferência apresentam um bulbo na parte central, servem para escoar um
determinado volume líquido de um recipiente para outro. Com pipetas graduadas pode-se medir vários
volumes.
USO DE PIPETAS EM GERAL:
Depois de perfeitamente limpa, a pipeta é lavada com pequenas quantidades da solução a medir. Em
seguida, é introduzida na solução, tendo o cuidado de evitar a formação de bolhas; faz-se a sucção até
acima da marca do zero e a extremidade superior é fechada com o dedo indicador. Seca-se a parte externa
da pipeta com o papel de filtro. Depois, relaxando levemente a pressão do dedo, ajusta-se o zero. Sobre o
recipiente adequado deixa-se escoar lentamente o líquido. Após o escoamento aguarda-se 15 segundos. Se
alguma gota ficar ainda na posição inferior da pipeta, esta é removida encostando-se a mesma contra a
parede do recipiente.
OBSERVAÇÃO: No caso de líquidos voláteis ou tóxicos, ácidos e bases concentrados, não se pipeta com a
boca. A pipetagem é feita por peras de aspiração adaptada a boca da pipeta, ou espera-se que o líquido suba
na pipeta. Quando não for possível e/ou não for necessário rigor na medida, usa-se a proveta.
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2) BALÕES VOLUMÉTRICOS:
Os balões volumétricos são balões de fundo chato, gargalo comprido e calibrado para conter determinados
volumes líquidos. O gargalo deve ser estreito para que uma pequena variação de volume provoque uma
sensível diferença na posição do menisco.
Os balões volumétricos são usados na preparação de soluções de concentração conhecida. O reagente é
devidamente pesado num copo, onde é dissolvido. A
solução assim obtida é passada para o balão via
funil, o Becker é lavado com três pequenas porções de solvente - água. Estas águas de lavagem são vertidas
para o balão. Não ultrapassar a extremidade inferior do gargalo. A solução é diluída até que o líquido
chegue à extremidade inferior do gargalo. Acrescenta-se solvente - água, até um dedo abaixo da marca.
Seca-se a parte do gargalo acima da marca com papel de filtro envolvido em um bastão de vidro. Completase até a marca adicionando-se o solvente água, com uma pipeta conta-gotas seca por fora. O menisco está
tangenciando o traço de referência. Homogenize firmando a tampa do balão contra a palma da mão ou entre
dois dedos e invertendo-o, agite a solução com movimentos circulares. Desvire o balão e repita a operação
até que a solução esteja homogênea A operação é repetida pelo menos três vezes. Transfira para frasco
seco.
II. TESTE DE ACIDEZ E ALCALINIDADE
Soluções aquosas alcalinas tornam azul o papel de tornassol vermelho e soluções aquosas ácidas tornam
rosa o papel de tornassol azul.
Soluções aquosas alcalinas tornam a fenolftaleína rosa e nas soluções aquosas ácidas a fenolftaleína
permanece incolor.
Quando a solução a ser testada encontra-se em um tubo de ensaio ou outro recipiente pequeno, é
inconveniente mergulhar o papel na solução. Nestes casos, distribuem-se pequenos pedaços de papel
tornassol azul e vermelho sobre um vidro de relógio. Agita-se a solução com um bastão de vidro e toca-se o
papel com a ponta molhada do bastão.
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EXPERIÊNCIA: TÉCNICAS E EQUIPAMENTOS
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
OBJETIVO:
Identificar e manusear material de laboratório usado para medida de volumes.
Apreciar o grau de exatidão dos diversos instrumentos de medida.
PROCEDIMENTO:
MEDIDAS DE VOLUMES:
1) COLOCAR 100 mL da água da torneira em um Becker de 250 mL.
2) TRANSFERIR este volume, com auxílio de um funil, para dentro de um balão volumétrico de
100 mL e “levar à marca”.
3) RETIRAR com uma pipeta volumétrica 25 mL do líquido e transferir para uma proveta de
50 mL. Observar a exatidão dos instrumentos.
4) COLOCAR com uma pipeta graduada 1 mL do líquido contido no balão em tubos de ensaio de
diâmetros diferentes e estabelecer a correspondência do volume com a altura da coluna de líquido no tubo
(1 mL = x centímetros).
TESTE DE ACIDEZ E ALCALINIDADE USANDO COMO INDICADORES PAPEL TORNASSOL
(AZUL E VERMELHO) E FENOLFTALEÍNA.
O teste será realizado em três soluções: ácida, alcalina e neutra.
1) Teste com Papel Tornassol (Azul e Vermelho):
a) Colocar pequenos pedaços de papel tornassol azul e vermelho sobre um vidro de relógio.
b) Colocar 20 gotas de solução de HCl diluído num tubo de ensaio, agitar com bastão de vidro e testar a
acidez colocando uma gota em um pedaço de papel tornassol azul e vermelho. Observar se houve variação
de cor e anotar.
c) Repetir o procedimento do ítem “b” com uma solução de NaOH.
d) Repetir o procedimento do ítem “b” com H2O destilada.
2) Teste com Fenolftaleína:
a) No mesmo tubo que contém a solução ácida usada no teste anterior, colocar 2 gotas de fenolftaleína.
Observar e anotar a coloração resultante.
b) Repetir o procedimento do ítem “a” com a solução alcalina.
c) Repetir o procedimento do ítem “a” com H2O destilada.
PESAGEM E PREPARO DE SOLUÇÃO.
a) Pesar em um copo de 100 mL cerca de 6 gramas de NaCl e dissolver em um pouco água destilada.
b) Transferir para um balão volumétrico de 100 mL e “levar à marca”, seguindo as orientações dos
fundamentos teóricos.
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EXPERIÊNCIA: COMPOSIÇÃO DE UMA MISTURA DE CLORETO DE POTÁSSIO COM CLORATO
DE POTÁSSIO
OBJETIVOS:
Determinar a composição centesimal de uma mistura de cloreto de potássio e clorato de potássio.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
Estequiometria é a parte da química que estabelece relações ponderais em fórmulas e em reações químicas.
O clorato de potássio, quando aquecido, decompõe-se originando o respectivo cloreto e oxigênio. A
temperatura de decomposição do clorato de potássio é relativamente baixa (cerca de 370 oC) e, portanto, a
reação de decomposição ocorre facilmente. Esta reação pode ainda ser facilitada pela presença de um
catalisador como o dióxido de manganês ou a sílica finamente dividida. Por sua vez, o cloreto de potássio
tem alto ponto de fusão (770 oC), se decompondo a temperaturas ainda superiores.
Desta forma, nas temperaturas de chama normalmente obtidas em laboratório, é possível obter a
decomposição do clorato de potássio sem que ocorra a posterior decomposição do cloreto resultante.
Mediante cálculos estequiométricos, é possível determinar a percentagem de clorato na mistura
KClO3/KCl: quando a mistura é aquecida, a perda de massa se deve ao desprendimento de oxigênio, o que
permite calcular a composição centesimal da mistura.
MATERIAL:
REAGENTES:
- Agarrador metálico
- Bico de bunsen
- Espátula
- Fósforo
- Suporte metálico
- Tubo de ensaio com 3 cm de diâmetro
- Clorato de potássio
- Cloreto de potássio
- Sílica
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EXPERIÊNCIA: COMPOSIÇÃO DE UMA MISTURA DE CLORETO DE POTÁSSIO COM CLORATO
DE POTÁSSIO
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
PROCEDIMENTO:
1. Tome um tubo limpo e seco (que está na bancada lateral) e adicione uma pitada Sílica e aqueça
suavemente na chama direta até cessar a liberação de vapor d'água (ausência de vapor condensado nas
paredes do tubo).
2. Deixe esfriar e pese em uma balança analítica.
3. Coloque no tubo, cerca de um grama da mistura de cloreto/clorato já preparada e devidamente triturada
no gral de porcelana (evite colocar qualquer parte empedrada da mistura) e pese novamente. Agite para
misturar.
4. Prenda o tubo com o agarrador no suporte metálico, deixando-o num ângulo de 45o e inicie aquecendo
suavemente o material no bico de gás, variando a posição da chama. Após, aumente a intensidade da chama
e deixe aquecer por mais 10 minutos.
5. Deixe a mistura esfriar e pese novamente.
6. Disponha o resíduo segundo as orientações do professor e devolva o tubo à bancada lateral.
EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO
HIDROGÊNIO NAS CNTP
EXPERIMENTAL
DO
VOLUME
MOLAR
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DO GÁS
OBJETIVO:
Demonstrar que 1 mol de gás ideal nas CNTP ocupa 22,4L.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
As CNTP (condições normais de temperatura e pressão) correspondem a uma pressão de 1 atmosfera (760
mm Hg) e a uma temperatura de 0 °C (273 K).
Experimentalmente, é possível chegar ao valor de 22,4L, volume ocupado por 1 mol de gás ideal, através
do volume de gás hidrogênio coletado em certas condições de temperatura e pressão, transformando-o
depois no volume que corresponderia às CNTP:
PCNTPVCNTP =
TCNTP
PEXPVEXP
TEXP
Onde: PCNTP = Pressão (1 atm = 760 mm Hg);
VCNTP = Volume ocupado por 1 mol de gás ideal nas CNTP (22,4 L);
TCNTP = Temperatura (0 oC = 273 K);
PEXP = Pressão experimental exercida pelo gás;
VEXP = Volume ocupado pelo gás;
TEXP = Temperatura experimental.
A experiência utiliza a reação de um metal (magnésio) capaz de deslocar o hidrogênio de um ácido (ácido
clorídrico) produzindo gás H2 que é coletado num recipiente com água.
A temperatura do gás obtida com um termômetro, o volume do gás é medido numa proveta e a sua pressão
obtida pela Lei de Dalton das Pressões Parciais (o gás H2 coletado está misturado com o vapor da água).
MATERIAL:
REAGENTES
- Agarrador metálico
- Bastão de vidro
- Becker de 250 mL
- Fio de linha
- Papel filtro
- Proveta graduada de 50 mL
- Suporte de ferro
- Tubo de ensaio
- Ácido clorídrico p.a.
- Água destilada
- Fita de Magnésio
BIBLIOGRAFIA:
Química Geral: Slabaugh - Parsons (Cap. 7)
Química Geral Superior: Masterton - Slowinski (Cap. 5)
Química Geral: Brady - Humiston (Cap. 6)
EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO
HIDROGÊNIO NAS CNTP
EXPERIMENTAL
DO
VOLUME
MOLAR
11
DO GÁS
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
PROCEDIMENTO:
a) Montar a aparelhagem conforme o desenho abaixo e explicações dos ítens posteriores.
b) Anotar a massa da fita de magnésio. Amarrar um fio de linha de aproximadamente 15 cm na fita (dobrar
a fita ao meio para facilitar).
c) Colocar cerca de 60 mL de água destilada no copo de 250 mL.
d) Escolher um tubo de ensaio longo e colocar 20 gotas de HCl concentrado (da sua coleção). Adicionar
água destilada, lentamente e sem agitar, até encher completamente o tubo de ensaio.
e) Introduzir a fita de magnésio no tubo de ensaio e, imediatamente, colocar um pequeno pedaço de papel
filtro para tampar a boca do tubo.
f) Inverter e introduzir o tubo de ensaio no interior do copo, até encostar no fundo. Prender o tubo de
ensaio com o agarrador e o suporte (conforme o desenho).
g) Esperar até a completa reação do magnésio com a solução ácida. Após o término da reação, marcar com
fita adesiva o volume coletado de gás no tubo.
h) Medir com uma régua a altura da coluna de água do interior do tubo de ensaio a partir da superfície de
água no copo.
i) Retirar o tubo do copo, encher com água até a marca feita e medir na proveta o volume líquido
correspondente. Este volume equivale ao volume de gás coletado na experiência.
j) Medir a temperatura na hora da experiência, a pressão barométrica local e anotar a pressão de vapor da
água tabelada (encontrada na pasta do grupo). Anotar os dados na tabela da folha de resultados e fazer os
cálculos.
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EXPERIÊNCIA: TERMOQUÍMICA - VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DE HESS
OBJETIVO:
Medir o calor de reação de três reações exotérmicas à pressão constante, a fim de verificar a validade da Lei
de Hess.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
Alguns fenômenos físicos ou químicos ocorrem com absorção ou liberação de calor. Esta quantidade
líquida de calor liberado ou absorvido durante a reação química é o CALOR DE REAÇÃO, um calor
latente que corresponde à diferença entre a energia potencial das ligações interatômicas existentes nas
moléculas dos produtos e reagentes.
Quando uma reação ocorre à pressão constante, o fluxo de calor associado com esta reação está diretamente
relacionado a uma importante propriedade da substância envolvida, conhecida como CONTEÚDO
CALÓRICO OU ENTALPIA (H). Para qualquer reação que se processe diretamente à pressão constante, o
fluxo de calor é exatamente igual à diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes.
qP = HPROD. - HREAG. = H
A entalpia é uma função de estado do sistema. Sua magnitude depende apenas do estado da substância e
não da sua história.
Aplicando este conceito às reações químicas temos a Lei de Hess. Ela estabelece que “a variação da
entalpia para qualquer reação depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos, e não depende do
número de etapas ou do caminho que conduz dos reagentes aos produtos”. Isto é, se uma reação pode ser a
soma de duas ou mais reações, H para a reação global é a soma das variações de entalpia de cada uma
destas reações.
qP = m . cp. . T
onde: qP = quantidade de calor expressa em calorias ou Joule;
m = massa em gramas;
cp = calor específico (em cal/g.oC ou J/g.K);
T = variação de temperatura (em oC ou K).
Nesta experiência você utilizará um Erlenmeyer como calorímetro e determinará a variação de
temperatura na reação química. Para calcular o calor da reação, aplique a equação descrita acima,
lembrando que o calor liberado pela reação química é absorvido pela solução (q1) e pelo material de que é
feito o Erlenmeyer (q2) e que este deve ser dividido pelo número de mols do reagente a fim de que o
resultado seja expresso em cal/mol ou J/mol.
qT = q1 + q2 .
no de mols
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SISTEMA A SER ESTUDADO:
Este experimento envolve a determinação do calor de reação das seguintes reações:
1. NaOH(S)
H2 O
  NaOH(aq)
H1 =
 NaCl (aq) + H2O( l )
H2 =
3. NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl (aq) + H2O( l )
H3 =
2. NaOH(S) + HCl(aq)
A validade da Lei de Hess será determinada medindo o calor envolvido nas reações (1), (2) e (3) e
relacionando-os da seguinte forma:
H2 = H1 + H3
MATERIAL:
- Balança
- Becker de 250 mL
- Erlenmeyer de 250 mL
- Proveta graduada de 50 mL
- Termômetro com escala de -10o a 100o C
- Vidro de relógio
REAGENTES:
- Ácido clorídrico 1 mol/L
- Hidróxido de sódio p.a.
BIBLIOGRAFIA:
Masterton & Slowinski - Química Geral Superior (p. 47)
Brady - Química Geral (p. 312)
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EXPERIÊNCIA: TERMOQUÍMICA - VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DE
HESS
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
PROCEDIMENTO:
Esta experiência é dividida em três etapas:
I. DISSOLUÇÃO DO NaOH SÓLIDO EM ÁGUA:
Coloque num Erlenmeyer de 250 mL, previamente pesado, 100 mL de água destilada e determine a
temperatura de equilíbrio com o ambiente.
Pese, utilizando um vidro de relógio, aproximadamente 4 g de NaOH. Dissolva nos 100 mL de água as 4 g
de NaOH sólido, agitando cuidadosamente com o termômetro.
Anote a temperatura máxima.
Transfira esta solução para um Becker de 250 mL e guarde para a etapa III. Anote os dados na Folha de
Resultados.
II. REAÇÃO DO HCl(aq) COM NaOH(s):
Coloque no Erlenmeyer de 250 mL, 100 mL de HCl 1 mol/L.
Determine a temperatura de equilíbrio e anote-a.
Pese, utilizando um vidro de relógio, aproximadamente 4 g de NaOH e dissolva nos 100 mL de solução de
HCl. Agite cuidadosamente com o termômetro e anote a temperatura máxima.
III. REAÇÃO DO HCl(aq) COM NaOH(aq):
Coloque no Erlenmeyer de 250 mL, 50 mL de NaOH 1 mol/L (utilize a solução de NaOH da etapa I).
Determine a temperatura de equilíbrio com o ambiente e anote-a.
Na proveta de 50 mL, coloque 50 mL de HCl 1 mol/L e, no momento em que estiver em equilíbrio com o
ambiente, adicione-o ao NaOH.
Agite cuidadosamente com o termômetro e anote a temperatura máxima.
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EXPERIÊNCIA: PRIMEIRA AULA EM COMPUTADOR – REVISÃO DE CONTEÚDOS DE
ESTEQUIOMETRIA, SOLUÇÕES, GASES, TERMOQUÍMICA E CINÉTICA QUÍMICA
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
PROCEDIMENTO:
Abra o software CHEMLAND (há um atalho para ele na área de trabalho).
1. FERRAMENTAS E REFERÊNCIA, MASSA MOLAR E COMPOSIÇÃO CENTESIMAL:
Entre com a fórmula da Glicose (C6H12O6) e da anilina (C6H7N). Calcule as suas massas molares e as
composições centesimais.
2. TAREFAS BÁSICAS:
a) Preparo de soluções: calcule a massa molar do hidróxido de sódio (NaOH) e a massa necessária para
preparar 250 mL de uma solução 0,12 Mol/L (os decimais são feitos com pontos).
b) Balanceamento de equações: vá em reações e escolha a opção “Decomposição do Nitrato de Amônio”.
Observando os átomos presentes, acerte a reação proposta, clicando no botão esquerdo do mouse para
aumentar e no botão direito para diminuir cada coeficiente estequiométrico. Após o balanceamento, clique
em “visualizar”.
3. PROPRIEDADES DA MATÉRIA:
a) Leis dos Gases: para o gás N2, varie a pressão, a massa e a temperatura da amostra. Observe a variação
do volume resultante para diversas combinações de dados, variando um de cada vez. Repita o procedimento
para o xenônio.
b) Distribuição de Boltzmann: escolha um gás e faça o programa calcular a sua curva de distribuição de
velocidades para as temperaturas de 200, 300, 400, 500 e 600K. Anote a fração acima de 1000 m/s em cada
condição.
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4. REATIVIDADE:
a) Reagentes limitantes: para a reação de AgNO3 + NaCl, adicione incrementos de 10 g de AgNO3 a 20 g
de NaCl. Repita para 40 e 60 g de NaCl.
b) Medidas de velocidade: o gráfico apresenta a variação da concentração de um determinado reagente
(H2O2) em função do tempo em uma determinada reação. Calcule a velocidade de decomposição deste
reagente:
b1) no início da reação;
b2) após cerca de 500 minutos;
b3) após cerca de 1000 minutos;
b4) no intervalo entre 500 e 1000 minutos (velocidade média).
c) Velocidade de reação: varie Ea, E, temperatura e concentração inicial de uma reação genérica AB e
observe o gráfico de energia x caminho da reação. Observe a cor do frasco, que indica a concentração
inicial (escolhida por você) e final de A (de acordo com os parâmetros escolhidos) após a reação.
5. TERMODINÂMICA:
a) Calor específico: parta de blocos de 2 g de madeira, cobre e vidro, a 20 °C. Aqueça-os com uma chama
de 3 segundos de duração e observe a temperatura final de cada objeto.
b) Calorimetria: parta de 500 mg de ácido benzóico e 100 g de água no calorímetro. Dê a ignição para
queimar o ácido e observe a mudança de temperatura. Sabendo o Cp da água (1 cal/gK) e o do calorímetro
(veja no programa), calcule o calor de combustão do ácido benzóico, de acordo com a reação proposta.
c) Lei de Hess: escolha a reação de combustão de um alcano. Some reações elementares (ou subtraia,
somando a reação reversa) de maneira que essa soma corresponda à reação de combustão completa. Calcule
o seu H (dH).
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EXPERIÊNCIA: CINÉTICA QUÍMICA
OBJETIVO:
Verificar experimentalmente a influência da concentração dos reagentes, temperatura e catalisador sobre a
velocidade de uma reação através da medida do tempo de reação - em sistemas homogêneos.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
A velocidade de uma reação, isto é a rapidez com que certa quantidade de reagente transforma-se em
produtos depende: da natureza dos reagentes, da concentração dos reagentes, da temperatura, do uso de
catalisadores adequados e do grau de divisão das partículas dos reagentes.
A concentração dos reagentes influencia a velocidade da reação e a expressão que relaciona a concentração
e velocidade é denominada EQUAÇÃO DE VELOCIDADE DA REAÇÃO - que não pode ser determinada
a partir da reação global, mas apenas experimentalmente.
Para a reação genérica: aA + bB

cC + dD
x
y
velocidade da reação = k [A] [B]
onde:
k = constante de velocidade a uma dada temperatura;
[A], [B] = concentração dos reagentes em mol/l;
x, y = ordem em relação a cada um dos reagentes (determinada a partir de medidas experimentais
de velocidade)
A ordem global de reação é a soma dos expoentes das concentrações na equação da velocidade.
A maioria das reações não ocorrem numa etapa simples (como descrita pela equação global), mas sim
numa série de etapas - que constituem o MECANISMO DA REAÇÃO.
Um aumento de temperatura aumenta a fração de moléculas que tem uma determinada energia cinética
mínima - denominada ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea) - para que as colisões entre moléculas reagentes
sejam efetivas na formação do produto.
O catalisador é uma substância que pode provocar grandes alterações na velocidade de reação, mantendo-se
inalterado no final do processo. O catalisador torna possível um novo mecanismo de reação com uma
energia de ativação menor.
SISTEMA A SER ESTUDADO:
Soluções aquosas de tiossulfato de sódio e ácido sulfúrico reagem segundo a equação:
Na2S2O3 + H2SO4  Na2SO4 + H2O + SO2 + S
produzindo enxofre insolúvel - que aparece como uma turvação esbranquiçada. Variando-se a concentração
dos reagentes, pode-se verificar sua influência sobre a velocidade da reação medindo o tempo entre o início
da reação (mistura das soluções) e o surgimento da turvação.
Para a mesma reação acima, varia-se a temperatura utilizando um banho-maria. Mede-se o tempo de reação
a 30 ºC, 40 ºC e 50 ºC.
Verifica-se a influência do catalisador realizando a reação entre tiocianato férrico e tiossulfato de sódio:
2 Fe(SCN)3 + 2 Na2S2O3  2 Fe(SCN)2 + 2 NaSCN + Na2S4O6
sem catalisador e com catalisador. Mede-se o tempo decorrido desde a mistura dos reagentes (solução
avermelhada) até o desaparecimento da cor (solução incolor).
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MATERIAL:
- Bastão de vidro
- Becker de 250 mL
- Bureta
- Caneta para marcar vidro
- Cronômetro
- Suporte de ferro
- Termômetro
- Tubos de ensaio
REAGENTES:
- Ácido sulfúrico
- Sulfato de cúprico
- Tiocianato férrico
- Tiossulfato de sódio
BIBLIOGRAFIA:
Química Geral: Russel
Química Geral: Brady - Humiston (p. 341)
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EXPERIÊNCIA: CINÉTICA QUÍMICA
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
EXPERIÊNCIA:
I. INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES NA VELOCIDADE DA REAÇÃO:
Seja a reação (1):
Na2S2O3 + H2SO4  Na2SO4 + H2O + SO2 + S
 INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DO TIOSSULFATO DE SÓDIO:
a) COLOCAR em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo:
TUBO
Na2S2O3
0,1 mol/L
2 mL
3 mL
4 mL
6 mL
1
2
3
4
H2O
TOTAL
4 mL
3 mL
2 mL
0
6 mL
6 mL
6 mL
6 mL
b) Em outros 4 tubos COLOCAR H2SO4 0,2 mol/L (6 mL em cada tubo).
c) VERTER um tubo de H2SO4 no tubo no 1 de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo da mistura
das soluções até que a turvação, causada pelo enxofre coloidal formado, não permita a visualização da
marca.
OBS.: Fazer uma marca com lápis/caneta num papel branco e colocá-la sob o tubo. O término da contagem
do tempo é definido pelo desaparecimento da marca colocada embaixo do tubo.
d)REPETIR o mesmo procedimento (ítem c) para os tubos 2, 3 e 4 de Na2S2O3. Medir os tempos anotandoos no QUADRO 1 (folha de resultados).
2) INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DO ÁCIDO SULFÚRICO:
a) COLOCAR em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo:
TUBO
H2SO4
H2 O
TOTAL
0,2 mol/L
1
2
3
4
2 mL
3 mL
4 mL
6 mL
4 mL
3 mL
2 mL
0
6 mL
6 mL
6 mL
6 mL
b) Em outros 4 tubos COLOCAR Na2S2O3 0,1 mol/L (6 mL em cada tubo).
c) VERTER um tubo de de Na2S2O3 0,1 mol/L no tubo no 1 de H2SO4 e, imediatamente, cronometrar o
tempo da mistura das soluções até que a turvação, causada pelo enxofre coloidal formado, não permita a
visualização da marca.
d) REPETIR o mesmo procedimento para os tubos 2, 3 e 4. Medir os tempos, anotando-os no QUADRO 2.
OBS.: PROCEDER de forma semelhante à descrita no ítem 1.c.
20
e) REPETIR o mesmo procedimento (ítem c) para os tubos 2, 3 e 4 de H2SO4. Medir os tempos anotandoos no QUADRO 2 (folha de resultados).
II. INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DA REAÇÃO
a) ROTULAR três tubos de ensaio com os números 1, 2 e 3.
b) COLOCAR 4 mL de Na2S2O3 0,1mol/L em cada um destes tubos.
c) Em outros 3 tubos COLOCAR H2SO4 0,2M (4 mL em cada tubo).
d) COLOCAR os 6 tubos num copo de 400 mL com água (banho-maria) e AQUECER até 30 °C, utilizando
um termômetro dentro do copo para medir a temperatura (sem encostar o termômetro no fundo do Becker
no momento da leitura).
e) VERTER um dos tubos de H2SO4 no tubo no 1 de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo até a
turvação completa. (Mesmo procedimento adotado nos ítens 1c e 2c).
f) ANOTAR a temperatura e o tempo de reação no quadro 3 (folha de resultados).
g) REPETIR o mesmo procedimento para as temperaturas de 40 ºC e 50 ºC com os tubos 2 e 3
respectivamente. ANOTAR no QUADRO 3.
III. INFLUÊNCIA DO CATALISADOR NA VELOCIDADE DA REAÇÃO
Seja a reação:
2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3  2Fe(SCN)2 + 2NaSCN + Na2S4O6
a) Em 2 tubos de ensaio COLOCAR a solução de Na2S2O3 (5 mL em cada tubo).
b) Em outros 2 tubos, COLOCAR a solução alaranjada de Fe(SCN)3 (5 mL em cada tubo).
c) VERTER um tubo de Fe(SCN)3 em um tubo de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo, desde a
mistura das soluções até o desaparecimento da cor. ANOTAR o tempo no QUADRO 4 (folha de
resultados).
d) ANOTAR o tempo no QUADRO 4 (folha de resultados).
e) ADICIONAR 2 gotas de CuSO4 no tubo 2 de Na2S2O3.
f) VERTER o outro tubo de Fe(SCN)3 no tubo contendo Na2S2O3 e CuSO4 e cronometrar o tempo, desde a
mistura das soluções até o desaparecimento da cor. ANOTAR o tempo no QUADRO 4 (folha de
resultados).
21
EXPERIÊNCIA: EQUILÍBRIO QUÍMICO
OBJETIVO:
Verificar a relação entre velocidade de reação e equilíbrio químico.
Estudar fatores que modificam o estado de equilíbrio de uma reação química.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
Um sistema do tipo REAGENTES
PRODUTOS está em equilíbrio quando a velocidade de
formação de produtos é igual a velocidade de formação de reagentes. Este equilíbrio é dinâmico e pode ser
modificado por alterações nas condições de realização da reação química.
O princípio geral que rege os deslocamentos dos estados de equilíbrio é o chamado PRINCÍPIO DE LE
CHATELIER - que diz: Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca,
procurando minimizar a ação do fator aplicado e atingir um novo estado de equilíbrio.
SISTEMA A SER ESTUDADO:
Você fará um estudo dos estados de equilíbrio químico e de fatores que modificam estes equilíbrios para o
sistema abaixo, observando as alterações de cor que ocorrerão e relacionando-as com as concentrações de
reagentes e produtos formados.
Co2+(aq) +
Cor rosa
4 Cl1-(aq)
CoCl42-(aq)
Cor azul
MATERIAL:
REAGENTES
- Bastão de vidro
- Buretas de 25 mL
- Becker de 400 mL
- Suporte de ferro
- Tela de amianto
- Tubos de ensaio
- Água destilada
- Ácido clorídrico concentrado p.a
- Cloreto de sódio (sólido)
- Gelo
- Nitrato de cobalto II 0,25 Mol/L
- Nitrato de cobato II (sólido)
- Nitrato de prata 0,1 Mol/L
BIBLIOGRAFIA:
MORAES, R.; RAMOS, M. G. - Experiências e Projetos de Química. São Paulo, Saraiva S.A. Livreiros
Editores, 1976.
CHEMICAL EDUCATION MATERIAL STUDY. Química uma Ciência Experimental. São Paulo, Edart
Livraria Editora Ltda, 1973. V.2.
RUSSEL, J. B. - Química Geral. São Paulo, Editora Mc Graw-Hill do Brasil Ltda, 1982.
22
EXPERIÊNCIA: EQUILÍBRIO QUÍMICO
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
OBJETIVOS:
Neste experimento você fará um estudo sobre a influência da concentração dos reagentes e produtos e da
temperatura, sobre o seguinte sistema em equilíbrio:
Co2+(aq) +
Cor rosa
4 Cl1-(aq)
CoCl42-(aq),
Cor azul
Observe a intensidade das cores AZUL e ROSA e relacione com a concentração do reagente e produto
presentes quando o sistema estiver em equilíbrio.
PROCEDIMENTO:
A) Coloque em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela a seguir. Homogeneize utilizando o
bastão de vidro.
TUBO
Co(NO3)2
0,25 mol/L
HCl
12 mol/L
H2 O
dest.
TOTAL
1
2
3
4
2,5 mL
2,5 mL
2,5 mL
2,5 mL
0
3,0 mL
3,5 mL
5,0 mL
5,0 Ml
2,0 mL
1,5 mL
0
7,5 mL
7,5 mL
7,5 mL
7,5 mL
B) Utilizando um dos tubos selecionados (ver questão 6 da Folha de Resultados), divida seu conteúdo em
três porções aproximadamente iguais:
1.
Aqueça a 1a porção num Becker contendo água da torneira.
a
2.
Resfrie a 2 porção num Becker contendo água com gelo.
a
3.
Mantenha a 3 porção à temperatura ambiente como padrão de comparação.
a
a
4.
Aqueça a 2 porção e resfrie a 1 .
OBSERVE AS ALTERAÇÕES DE COR QUE OCORRERÃO E REGISTRE.
C) Pegue o outro tubo selecionado e divida a solução em quatro porções aproximadamente iguais:
a
1.
Adicione cristais de Co(NO3)2 à 1 porção, agitando até dissolver.
a
2.
Adicione cristais de NaCl à 2 porção, agitando.
a
3.
Adicione gotas de AgNO3 à 3 porção, agitando.
Lembre que o íon Ag reage segundo a equação: Ag  Cl(aq)
a
4.
Mantenha a 4 porção como padrão de comparação.
AgCl(s)
23
EXPERIÊNCIA: PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO HIDRÓXIDO DE NÍQUEL
OBJETIVO:
Determinar o produto de solubilidade do hidróxido de níquel por pH e comparação colorimétrica.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
Produto de solubilidade (Kps) é um tipo especial de constante de equilíbrio que caracteriza
quantitativamente o comportamento da solubilidade. Todo sólido que se ioniza, ao se dissolver e formar
uma solução saturada, tem o seu valor característico de Kps:
MX(s)
M(aq)

X(aq)
A partir do valor de Kps pode-se determinar a concentração dos íons em solução  Solubilidade do Sólido.
E ao contrário, se a concentração dos íons em solução é determinada experimentalmente, o valor de Kps é
calculado.
Para eletrólitos pouco solúveis a concentração iônica em solução é muito pequena e a constante do produto
de solubilidade é então expressa por:
Kps = [M(aq)] . [X(aq)]
onde [M(aq)] e [X(aq)] representam as concentrações em mol/L dos íons M e X, respectivamente. Kps é
chamada Constante do Produto de Solubilidade ou simplesmente Produto de Solubilidade. A
concentração de MX(s) no sólido MX é função da densidade do sólido e da sua massa molar, portanto é
constante e seu valor foi incorporado ao da constante de equilíbrio
(Kps = Kc [MX(s)]).  No cálculo do produto de solubilidade entram apenas aquelas concentrações que
podem variar.
O Produto de Solubilidade de um eletrólito mais complexo como por exemplo M 2X3, é calculado levandose em conta as regras usuais da expressão da constante de equilíbrio:
M2X3
2 M(aq) 
3 X(aq)
Kps = [M(aq)] . [X(aq)]
SISTEMA A SER ESTUDADO:
O hidróxido de níquel (Ni(OH)2) é o eletrólito pouco solúvel a ser estudado, o equilíbrio se estabelece da
seguinte forma:
Ni(OH)2 (s)
Ni(aq) 
2 OH(aq)
A condição de equilíbrio é dada por:
Kps = [Ni(aq)] . [OH(aq)] 
Isto significa que uma solução de hidróxido de níquel em equilíbrio unicamente com o sólido, numa dada
temperatura, tem como produto da concentração dos seus íons um valor constante.
A finalidade da presente experiência é determinar o valor do Produto de Solubilidade do Hidróxido de
Níquel, o qual não varia quando a temperatura permanece constante, ainda que sejam os íons Ni e
OH provenientes de outros eletrólitos.
Para calcular o valor de Kps torna-se necessário conhecer as concentrações dos íons Ni e OH em
equilíbrio na solução saturada.
24
A concentração do íon OH pode ser calculada a partir da medida do valor de pH da solução, enquanto a
concentração do íon Ni pode ser determinada colorimetricamente, comparando a coloração da solução
com a de outra cuja concentração de íon Ni é conhecida.

MATERIAL:
REAGENTES:
- 2 Bastões de vidro
- 2 Tubos largos
- 2 Tubos para medida de pH
mol/L
- 4 Tubos de centrífuga
mol/L
- Centrífuga
- Estante de tubos de ensaio
- Fotocolorímetro
- Medidor de pH
- Proveta
BIBLIOGRAFIA:
Brady e Huminston - Química Geral - cap. 16
Russell - Química Geral - 1ª Ed. - cap. 17
Russell - Química Geral - 2ªEd. - V. 2 - cap. 16
- Água destilada
- Solução de hidróxido de sódio 1 mol/L
- Solução de sulfato de níquel 0,5
- Solução padrão de sulfato de níquel 0,2
25
EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO HIDRÓXIDO DE
NÍQUEL
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
PROCEDIMENTO:
Prepare dois dos quatro tubos da tabela abaixo, de acordo com a orientação do professor. Com auxílio da
bureta, adicione cuidadosamente as soluções em cada tubo.
Tubos
NiSO4
NaOH
H2 O
0,5 Mol/L
1 Mol/L
1
5,0 mL
3,0 mL
2,0 mL
2
5,0 mL
2,5 mL
2,5 mL
3
5,0 mL
2,0 mL
3,0 mL
4
5,0 mL
1,5 mL
3,5 mL
Agite cada tubo com seu respectivo bastão de vidro, alternadamente, durante 10 minutos.
Após a precipitação completa (os 10 minutos de agitação), transfira a suspensão obtida para um tubo de
centrífuga (disponível na bancada lateral) e centrifugue por 4 minutos. A seguir, transfira o sobrenadante
para um tubo específico para medição de pH (também disponível na bancada lateral). O precipitado será
colocado no recipiente de resíduos no final da aula.
Utilizando o medidor de pH, meça o pH da solução de cada tubo com o centrifugado e anote o resultado na
Folha de Respostas.
A determinação dos íons Ni é feita através de análise no fotocolorímetro, utilizando como comprimento
de onda 650 nm que é onde ocorre a absorção do íon Ni2+. O fotocolorímetro mede a intensidade da cor da
solução em relação a um padrão (solução de sulfato de níquel com concentração conhecida). A intensidade
da cor é proporcional à concentração de níquel. Sabendo-se a absorbância e a concentração da solução
padrão e a absorbância da solução de concentração desconhecida, é possível determinar essa concentração.
Anote o valor medido no fotocolorímetro na Folha de Respostas.
26
EXPERIÊNCIA: TITULAÇÃO
OBJETIVOS:
Determinar a concentração de ácido acético em vinagre.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
VOLUMETRIA
A determinação quantitativa de substâncias pode ser realizada no laboratório entre outras técnicas através
da análise volumétrica, que é uma das técnicas analíticas mais úteis e exata, especialmente para
quantidades da ordem de milimol.
Em uma Titulação a substância a ser analisada, de concentração desconhecida, reage com outra de
concentração exatamente conhecida  Solução Padrão. Em geral a solução padrão é adicionada, gota a
gota, a partir de uma bureta. A solução adicionada é chamada Titulante. O volume de solução titulante
necessário para reagir estequiometricamente com a substância a ter a concentração determinada é medido.
Como a concentração e o volume da solução titulante são conhecidos, e a estequiometria da reação
também, então a quantidade da substância desconhecida pode ser determinada.
Como foi visto, os métodos volumétricos baseiam-se em reações químicas, mas para que uma reação
química sirva de base para um método volumétrico ela deve atender aos seguintes requisitos:
1. A reação deve ser estequiométrica. Ou seja, deve ser bem definida e conhecida. Por exemplo a titulação
de ácido acético em vinagre com solução de hidróxido de sódio.
HC2H3O2  NaOH  NaC2H3O2  H2O
2. A reação deve ser rápida. A maioria das reações iônicas, como acima, são muito rápidas. Quando a
reação é lenta a mesma pode ser acelerada com a adição de catalisadores ou ativadores, com o aumento da
temperatura, etc.
3. A reação deve ser específica, não deve ocorrer reação paralela ou secundária. Se existirem substâncias
interferentes elas tem que ser removidas.
4. Deve haver uma mudança brusca em alguma propriedade da solução quando a reação se
completar. Pode ser uma mudança de cor da solução ou em alguma propriedade elétrica ou ainda em outra
propriedade física.
As titulações ácido-base sofrem uma intensa variação no pH da solução quando a reação se completa. A
mudança de cor, neste caso é obtida através da adição de um indicador, cuja cor depende do pH da solução.
5. A reação deve ser quantitativa, ou seja, o equilíbrio da reação deve estar bem deslocado para a direita,
de tal forma que ocorra uma mudança abrupta ao final da reação, para que seja obtida a exatidão desejada.
Se o equilíbrio não está à direita a mudança de propriedade será gradual tornando difícil detectar o final da
reação.
6. O ponto estequiométrico é obtido no momento exato em que quantidades estequiométricas reagem.
Enquanto o ponto final é o momento em que é observado o final da reação, ou seja, quando uma mudança
em alguma propriedade da solução é observada. O ponto final e o ponto estequiométrico devem coincidir
ou ser a um intervalo reprodutível.
SOLUÇÃO PADRÃO
A solução padrão é preparada pela dissolução de uma quantidade exatamente conhecida de um reagente
altamente puro, de composição definida e suficientemente estável ao ar, chamado Padrão Primário, e
27
diluído a um volume exatamente conhecido, em balão volumétrico.  Solução Padrão Direta. A
concentração, em mol/L, da solução é calculada a partir da massa do reagente e do volume de solução.
Alternativamente, se o material não é suficientemente puro ou suficientemente estável, a solução é
preparada para dar aproximadamente a concentração desejada, e então padronizada pela titulação de uma
quantidade pesada de um padrão primário.  Solução Padrão Indireta. Por exemplo, o hidróxido de sódio,
cuja solução é preparada com uma concentração aproximada e então padronizada com uma massa
exatamente conhecida de ftalato ácido de potássio (ou biftalato de potássio - KHC8H4O4). A solução agora
padronizada de NaOH é então utilizada na titulação ou padronização de ácidos, como por exemplo na
determinação do teor de ácido acético no vinagre.
Então para que um reagente seja utilizado como padrão primário é necessário que ele preencha os seguintes
requisitos:
1. Deve ser 100,00% puro, entretanto 0,01 a 0,02% de impureza é tolerável, se exatamente conhecida.
2. Deve ser estável à temperatura de secagem e deve ser indefinidamente estável à temperatura ambiente.
Com poucas exceções, o padrão primário é sempre seco antes da pesagem.
3. Não deve ser higroscópico (fixa vapor de água, retirando-o do ar) nem eflorescente (forma o sal anidro,
ou um de menor grau de hidratação, a partir de um hidratado - perde moléculas de água.).
4. Deve ser prontamente disponível.
5. É recomendável que tenha uma alta massa molar. Desta forma uma grande quantidade deverá ser pesada
para que se tenha o suficiente a ser titulado. O erro relativo na pesagem de uma grande quantidade de
material será menor que o da pesagem de uma pequena quantidade.
6. Se ele for usado em uma titulação tem que preencher também os requisitos de uma reação química
utilizada em titulação.
CLASSIFICAÇÃO DOS MÉTODOS VOLUMÉTRICOS
Os métodos de análise volumétrica podem ser classificados de acordo com a natureza das reações em que
se baseiam. As reações são dos seguintes tipos gerais:
1. Reações de combinação de íons: que compreendem as reações de neutralização (ácido-base), de
precipitação e de formação de complexos.
2. Reações de oxidação-redução.
3. Métodos Elétricos: Potenciometria, Amperimetria, Coulometria, etc.
Entre os métodos volumétricos veremos apenas o de neutralização que é baseado na brusca mudança de pH
que ocorre no momento em que se dá a neutralização de um ácido por uma base ou vice-versa.
A volumetria de neutralização é aplicada para compostos ácidos ou básicos, tanto inorgânicos como
orgânicos, que são titulados por bases ou ácidos fortes. O ponto final dessas titulações é de fácil detecção,
tanto pela mudança de cor do indicador colocado na solução como pela mudança de pH medida através de
um aparelho medidor de pH.
DETERMINAÇÃO DO PONTO FINAL
Conforme já foi verificado anteriormente, qualquer propriedade física do sistema que exija uma variação
brusca perto do ponto estequiométrico pode servir para acusar o ponto final da titulação.
28
O método mais usado é a dos indicadores ácido-base, que permitem localizar o ponto final visualmente por
uma mudança de cor no sistema. O indicador (um dos reagentes, o produto da reação ou uma substância
adicionada propositalmente) é uma substância que acusa o Ponto Final através de uma mudança de
coloração ou aparecimento de turvação, sem alterar o ponto de equivalência da reação principal.
INDICADORES ÁCIDO-BASE
Os indicadores de pH, são substâncias orgânicas fracamente ácidas ( indicadores ácidos) ou fracamente
básicas (indicadores básicos) que estabelecem um equilíbrio químico. A reversibilidade entre as formas
associada e dissociada, com cores diferentes, é a base da utilização de uma substância como indicador
ácido-base. A mudança de cor é observada visualmente em um intervalo de pH de uma a duas unidades
(Zona de Viragem). Como existem ácidos e bases com uma grande gama de valores de pK a existem
indicadores com zona de viragem abrangendo toda a faixa de pH, o que é importante se a titulação não é
entre um ácido forte e uma base forte.
TITULAÇÃO
A bureta é usada para escoamentos precisos de quantidades variáveis de solução. A bureta utilizada na
prática vai de 0 a 50 mL com intervalos de 0,1 mL. O volume escoado pode ser lido, por interpolação, com
aproximação de 0,01 mL. Ou seja, nós estimamos a segunda casa decimal. A incerteza está no centésimo de
mililitro.
Encha a sua bureta com água da torneira e verifique se existe vazamento na torneira. Caso haja vazamento:
1) Se a torneira é de teflon verifique se a porca está devidamente atarraxada. Não aperte muito porque além
de danificar a rosca você não consegue abrir e fechar a torneira. 2) Se a torneira é de vidro, esvazie a
bureta, porque ela deverá ser limpa e lubrificada. Depois de cuidadosamente removida ela deve ser seca
com papel higiênico, bem como a parte interna onde a torneira se encaixa. A torneira é lubrificada, com
vaselina ou graxa de silicone. O lubrificante não deve ser aplicado na parte central, na direção do canal por
onde escoa o líquido. Isto porque ao fazer o movimento de abrir e fechar a torneira vai-se acumulando
graxa no canal de escoamento e um posterior entupimento deverá ocorrer. Torneira de teflon não é
lubrificada, porque o teflon é autolubrificante.
Ao escoar a água observe se a bureta está limpa. Um vidro limpo permite o escoamento com a formação de
um filme líquido contínuo. Quando o filme se quebra e surgem gotículas nas paredes da bureta este é o
indicativo de que a bureta não está limpa. Neste caso a bureta tem que ficar de molho em Extran 
detergente com um grande poder desengordurante. Enxágüe bem com água da torneira.
Lave a bureta várias vezes com pequenas porções de água destilada. Escorra bem e lave três vezes com
pequenas quantidades de solução titulante.
Encha a bureta com a solução titulante. Abra a torneira para encher a parte inferior também. Elimine as
bolhas. Zere a bureta. Evite o erro de paralaxe.
O filme de líquido que fica na parede da bureta (e de pipetas também) é um fato e pode variar quando a
velocidade de escoamento varia. Assim o escoamento que não deve ser muito rápido, poucas gotas por
minuto, perto do ponto final. À medida que o ponto final se aproxima uma fração de gota deve ser escoada.
Abre-se a torneira o suficiente para que a gota comece a se formar, fecha-se e a parede do erlenmeyer é
levada a tocar a ponta da bureta para que a fração de gota escorra. A parede do erlenmeyer é então lavada
com auxílio do frasco lavador, arrastando a fração de gota para a solução. Quando o ponto final é atingido,
faça a leitura do volume gasto, cuidando para evitar o erro de paralaxe.
FORMAS DE EXPRIMIR CONCENTRAÇÃO
A concentração de uma solução é sempre dada pela razão entre a quantidade de soluto pela quantidade de
solução ou em alguns casos pela quantidade de solvente. Dependendo das unidades em que estas
quantidades são expressas as concentrações recebem diferentes nomes. As diferentes unidades são
escolhidas de acordo com a conveniência ou recomendação técnica de cada tipo de experiência.
Molaridade (M) é expressa pelo número de mol de soluto dividido pelo volume de solução em
litro (L). Sua unidade é mol/L.
29
nsoluto
M  
Vsolução (L)
É usada para cálculos que envolvem reações entre reagentes químicos em solução. Conhecendo-se a
concentração de um dos reagentes e a reação química, pode-se calcular a concentração do outro. É o que
será feito nas duas práticas a seguir. A molaridade depende da temperatura já que o volume da solução é
função da temperatura.
Molalidade (m) é expressa pelo número de mol de soluto dividido pela massa de solvente em quilograma
(kg). Sua unidade é mol/kg.
nsoluto
m  
msolvente (kg)
É usada em medidas onde há variação de temperatura como por exemplo em propriedades coligativas tais
como abaixamento do ponto de congelamento, diminuição da pressão de vapor, pressão osmótica e
aumento do ponto de ebulição. Propriedades coligativas dependem somente do número de partículas
presente em solução por mol de solvente. Concentrações molais não dependem da temperatura como as
concentrações molares.
EXPRESSÃO DOS RESULTADOS ANALÍTICOS
Os resultados analíticos são reportados de várias maneiras, tais como concentração (no caso da
padronização da solução de hidróxido de sódio) ou quantidade de analito (substância de interesse na
amostra) por unidade de massa ou de volume.
Amostras sólidas são expressas em massa de analito como percentagem da massa da amostra (% massa /
massa).
msoluto (g)
% massa / massa   x 100
mamostra (g)
Amostras líquidas também são expressas em percentagem de massa da amostra por massa da solução mas
podem ser expressas em massa de analito por volume de solução (veja o caso da determinação de ácido
acético em vinagre). Sempre que a concentração for expressa em %, se não estiver claro, deve ser
especificado que tipo está sendo usado.
msoluto (g)
% massa / massa   x 100
mamostra (g)
msoluto (g)
% massa / volume   x 100
Vamostra (mL)
Vsoluto (mL)
% volume / massa   x 100
mamostra (g)
Vsoluto (mL)
% volume / volume   x 100
Vamostra (mL)
30
MATERIAL:
REAGENTES:
- Balão volumétrico de 100 mL
- Bureta (e acessórios)
- Erlenmeyer de 250 mL
- Pipetas volumétricas de 10 e 25 mL
- Fenolftaleína 0,1 %
- Solução padrão de NaOH ~0,1 Mol/L
- Vinagre comercial
BIBLIOGRAFIA:
O. A. OHLWEILER - Química Analítica Quantitativa - 3 o Ed.
G.D. CHRISTIAN - Analytical Chemistry - 4th Ed.
H.A. FLASCHKA, A.J. BARNARD, Jr. P.E. STURROCK - Quantitative Analytical Chemistry
31
EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGRE
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
OBJETIVOS:
A acidez total de um vinagre é convenientemente determinada mediante titulação de uma solução padrão
alcalina, em presença de fenolftaleína como indicador.
A acidez total predominante é devido à presença de ácido acético - embora outros ácidos orgânicos possam
estar presentes, em pequena proporção.
O resultado é expresso em termos de gramas de ácido acético por 100 mL de vinagre. O percentual de ácido
acético no vinagre oscila em torno dos 5 %.
PROCEDIMENTO:
1. Pipetar 10 mL de vinagre comercial para um balão volumétrico de 100 mL e diluir à marca com água
destilada. Misturar bem a solução.
2. Desta solução, recolher uma alíquota de 25 mL para dentro de um dos erlenmeyers e adicionar 2 a 3
gotas de fenolftaleína.
3. Adicionar, gota a gota, através da bureta, a solução padrão de NaOH - até aparecer a primeira coloração
rósea persistente. Durante o processo de adição da solução básica de hidróxido de sódio, o erlenmeyer
deverá ser agitado e suas paredes lavadas com água destilada - para que toda a base e o ácido possam
reagir.
4. Fazer a leitura do volume consumido da base e anotar.
5. Repetir o processo mais duas vezes. Lembrando sempre que a bureta tem o seu volume completado cada
vez que o processo é iniciado.
32
EXPERIÊNCIA: EFEITO TAMPÃO
OBJETIVO:
Verificação da capacidade tamponante de soluções: CH3COOH/CH3COONa e NH3/NH4Cl.
INTRODUÇÃO:
Baixas concentrações de íons hidrogênio são mais adequadamente expressas através do pH. O pH é
definido como sendo o cologarítimo da concentração dos íons hidrogênio em uma solução.
pH = colog[H+]
Analogamente, baixas concentrações de íons hidroxila são mais adequadamente expressas através do pOH.
O pOH é definido como sendo o cologarítimo da concentração dos íons hidroxila em uma solução.
pOH = colog[OH-]
Uma Solução Tampão é formado por uma mistura de Ácido Fraco e sua sua Base conjugada em
concentrações aproximadamente iguais ou por uma mistura de Base Fraca e seu Ácido conjugado em
concentrações aproximadamente iguais. Tais soluções tem a propriedade de variar muito pouco o seu pH
quando a elas são adicionadas pequenas quantidades de Ácidos ou Bases fortes. Uma Solução Tampão é
tão mais efetiva quanto mais próximas forem as concentrações do Par Conjugado e quanto mais elevados
forem os valores absolutos dessas concentrações. Seu pH é dado por:
TAMPÃO ÁCIDO:
pH = pKa – log [ácido fraco]
[base conjugada]
TAMPÃO BÁSICO:
pH = 14 - pKb + log [base fraca]
[ácido conjugado]
MATERIAL:
REAGENTES
- 04 Beckers de 100 mL
mol/L
- 01 Frasco lavador
- Funil
- Provetas de 50 mL
- Pipetas de 5 mL
mol/L
- Papel indicador universal
- 02 Buretas de 50 mL
- Acetato de sódio 0,2
- Ácido acético 0,2 mol/L
- Ácido clorídrico 0,1 mol/L
- Cloreto de amônio 0,2 mol/L
- Hidróxido de amônio 0,2
- Hidróxido de sódio 0,1 mol/L
33
EXPERIÊNCIA: EFEITO TAMPÃO
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
PROCEDIMENTOS:
1) Preparar 50 mL de uma solução tampão Ácido Acético/Acetato de Sódio misturando 25 mL de Ácido
Acético 0,2 mol/L com 25 mL de Acetato de Sódio 0,2 mol/L em um Becker de 100 mL e determinar o seu
pH usando papel indicador universal. Registre o resultado.
Dividir esta solução em duas porções de 25 mL, colocando-as em dois beckers de 100 mL.
Na primeira porção adicionar 5 mL de HCl 0,1 mol/L, agitar com bastão de vidro e determinar o pH. Anote
na tabela de resultados. Repetir o procedimento adicionando mais duas vezes 5 mL de HCl 0,1 mol/L. Em
seguida, realizar adições de 2,5 em 2,5 mL até ocorrer variação brusca de pH, com o auxílio de uma bureta.
Na segunda porção, de forma análoga, realizar três adições de 5 mL de NaOH 0,1 mol/L. Em seguida,
realizar as adições de 2,5 em 2,5 mL até ocorrer variação brusca de pH.
2) Preparar 50 mL de uma solução tampão Amônia/Cloreto de Amônio, misturando 25 mL de Amônia 0,2
mol/L com 25 mL de Cloreto de Amônio 0,2 mol/L em um Becker de 100 mL e determinar o seu pH.
Registre o resultado.
Repetir o procedimento usado com as soluções anteriores.
3) Adicionar 2,5 mL de HCl 0,1 mol/L a 25 mL de água destilada fervida contida em um Becker. Agitar
com bastão de vidro e determinar o pH. Repetir o procedimento adicionando 2,5 mL de NaOH 0,1 mol/L a
25 mL de água destilada fervida contida em um Becker. Agitar com bastão de vidro e determinar o pH.
Comparar o resultado com os resultados obtidos com os tampões.
34
EXPERIÊNCIA: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
OBJETIVO:
Identificar reações com espécies que oxidam e que reduzem, bem como os agentes oxidantes e redutores e
acertar os coeficientes de equações redox, nominando as substâncias envolvidas.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
Reações de oxidação-redução ocorrem quando elétrons são transferidos de uma substância para outra.
Nestas reações um dos elementos perde elétrons - sofrendo oxidação. O reagente que o contém chama-se
AGENTE REDUTOR. Outro elemento ganha elétrons - sofrendo redução. O reagente que o contém chamase AGENTE OXIDANTE. Em ambos os casos ocorre uma variação do NÚMERO DE OXIDAÇÃO
(NOX) dos elementos envolvidos. Em uma reação redox, o agente oxidante contém o elemento que é
reduzido; o agente redutor contém o elemento que é oxidado.
Dois fatores são importantes:
1) Uma reação de redução é sempre acompanhada de uma reação de oxidação, isto é, redução e oxidação
não ocorrem isoladamente:
2) Como os elétrons são transferidos de um reagente para o outro - o número de elétrons ganhos por um
elemento é sempre igual ao número de elétrons perdidos por outro elemento.
SISTEMA ESTUDADO:
Este experimento envolve reações químicas com alguns agentes oxidantes importantes (como KMnO 4,
K2Cr2O7 e H2O2), assim como alguns agentes redutores (tais como SnCl2 e FeSO4).
MATERIAL:
- Bastão de vidro
- Pipetas graduadas de 1mL e 2mL
- Tubos de ensaio
REAGENTES:
- Ácido sulfúrico 3 Mol/L
- Cloreto estanoso 0,1 Mol/L
- Cloreto férrico 0,1 Mol/L
- Dicromato de potássio 0,1 Mol/L
- Ferricianeto de potássio 1 mol/L
- Hidróxido de sódio 4 Mol/L
- Nitrato de cromo III 0,1 Mol/L
- Permanganato de potássio 0,02 Mol/L
- Peróxido de hidrogênio 3%
- Sulfato ferroso 0,1 Mol/L
- Sulfito de sódio (sólido)
- Tiocianato de amônio 1 Mol/L
35
EXPERIÊNCIA: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
REAÇÕES REDOX DAS ESPÉCIES Fe e Fe:
I. IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FERROSO (Fe):
A espécie Fe apresenta uma cor esverdeada ou quase incolor e pode ser identificada por Ferricianeto de
potássio.
Colocar 2 a 3 gotas de Ferricianeto de potássio num tubo de ensaio contendo 1 mL de solução de Fe.
Observar se há formação de precipitado e/ou mudança de cor.
3 FeSO4 + 2 K3[Fe(CN)6]  Fe3[Fe(CN)6]2 + 3 K2SO4
II. IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FÉRRICO (Fe):
A espécie Fe apresenta uma cor amarelada e pode ser identificada por Tiocianato de amônio.
Adicionar 1 gota de Tiocianato de amônio num tubo de ensaio contendo 1 mL de solução de Fe. Observar
se há formação de precipitado e/ou mudança de cor.
2 FeCl3 + 6 NH4SCN  Fe[Fe(SCN)6] + 6 NH4Cl
III. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Fe:
Colocar 1 mL de Fe (FeCl3) de cor amarelada num tubo de ensaio.
Adicionar SnCl2 gota a gota e com agitação até a cor amarela forte ficar mais fraca (menos intensa).
Testar com 2 gotas de Ferricianeto de Potássio.
FeCl3 + SnCl2  FeCl2 + SnCl4
IV. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Fe:
Colocar 1 mL de Fe (FeSO4) incolor ou levemente esverdeada num tubo de ensaio.
Adicionar 5 gotas de H2SO4 diluído e KMnO4, gota a gota e com agitação até observar a intensificação da
cor amarela.
Testar com 1 gota de Tiocianato de amônio.
FeSO4 + H2SO4 + KMnO4  Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O


36
REAÇÕES REDOX DAS ESPÉCIES Cr E Cr :
As espécies Cr e Cr apresentam cores características. A cor do Cr varia do amarelo ao
alaranjado, conforme se apresente sob forma de CrO4, HCrO4 ou Cr2O7. A cor do Cr varia do verde
ao azul, conforme o pH do meio e outras espécies químicas presentes.

V. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Cr:
Adicionar 1 mL de solução de Cr (K2Cr2O7) num tubo de ensaio e a seguir mais 2 mL de
H2SO4 diluído.
Adicionar Na2SO3 em pequenas quantidades e com agitação até ocorrer mudança de cor.
Cr2O7  + SO3  + H  Cr + HSO4 + H2O
VI. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Cr:
Adicionar 1 mL de solução de Cr (Cr(NO3)3) a um tubo de ensaio e a seguir mais 2 mL de
NaOH 4 mol/L.
Adicionar H2O2 3% gota a gota e com agitação até ocorrer mudança de cor.
Cr(OH)4 + O2   CrO4  + OH + H2O
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EXPERIÊNCIA: ESTUDO DO CARÁTER OXIDANTE-REDUTOR DE SUBSTÂNCIAS METÁLICAS.
ESCALA DE NOBREZA.
OBJETIVO:
Verificar experimentalmente a tendência relativa de metais em perderem elétrons. Organizar uma escala de
nobreza
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
Originalmente o termo oxidação foi usado para designar a reação de qualquer substância com oxigênio
elementar. Hoje em dia ele é empregado para todos os processos em que elétrons são removidos de átomos,
moléculas ou íons. O inverso da oxidação, isto é, os processos em que elétrons são ganhos, é chamado de
redução. Uma vez que elétrons não podem existir livres por períodos extensos, cada oxidação é sempre
acompanhada por uma redução equivalente. Assim, na reação:
2 Na  Cl2 
2 Na  2 Cl
Na é oxidado a Na pelo Cl2, enquanto Cl2 é reduzido a Cl pelo Na.
Observe que esta reação pode ser escrita como a soma de duas semi-reações, de dois pares de oxidaçãoredução envolvendo as duas espécies relacionadas (Ex.: Na e Na) e elétrons.
2 Na

2 Na  2 e
Cl2  2 e

(semi-reação de oxidação)
2 Cl (semi-reação de redução)
As substâncias variam muito quanto à facilidade que apresentam para doar ou aceitar elétrons. Usando uma
linguagem mais adequada em termos de oxidação, as substâncias variam largamente em sua capacidade
de atuar como agentes oxidantes ou redutores. O caráter oxidante ou redutor é relativo: depende da
natureza das espécies químicas que são postas a reagir, de suas concentrações e das condições vigentes, em
termos de pressão e temperatura.
Os pares de óxido-redução estão reunidos em tabelas  Tabela de Potenciais Padrão de Redução  onde
o caráter oxidante ou redutor é expresso de forma quantitativa através dos potenciais normais de eletrodo,
para as mesmas condições de concentração (1 mol/L), temperatura (25ºC) e pressão (1 atm).
Nesta prática o estudo é qualitativo e envolve semi-reações de oxidação (ou redução). É conveniente
arranjar as espécies de acordo com sua tendência de sofrer oxidação. A ordem adequada pode ser
determinada pela observação da direção da reação espontânea quando dois pares são combinados. No
exemplo anterior Na é espontaneamente oxidado pelo Cl2, assim Cl2 é um agente oxidante mais forte do
que Na e vice versa, Na é um agente redutor mais forte do que Cl2.
Uma vez que a reação inversa não ocorre espontaneamente, também é verdadeiro dizer que Na  não é um
agente oxidante mais forte do que Cl, nem o Cl é um agente redutor mais forte que o Na.
As reações de óxi-redução em que participam apenas metais e sais, podendo ou não também participar H2 e
H são chamadas de reações de deslocamento. A reação química pode ser representada por:
M1  M2 
M1  M2
H  M2  1/2 H2  M2
ou
(i)
(ii)
onde M1 e M2 representam metais e M1 e M2 seus respectivos íons em soluções aquosas, ambos
supostamente com carga , para facilitar a representação.
38
Diz-se que M2 deslocou M1 da solução, no caso da reação (i) ou H2 da solução, no caso da reação (ii).
Nesses casos M2 é mais redutor do que M1 ou do que H2. Costuma-se associar nobreza ao caráter redutor
do metal. O metal é tanto mais nobre quanto menos redutor ele for. Uma listagem dos metais na qual se
inclui também o hidrogênio, na ordem crescente de nobreza, constitui o que se costuma chamar de Escala
de Nobreza.
A ocorrência de uma reação de deslocamento é acusada pelo desgaste superficial do metal deslocante ou
pela cobertura da superfície deste metal deslocado. Também pode ser acusada pela mudança de coloração
da solução (caso de íons metálicos coloridos) ou ainda pelo desprendimento de hidrogênio gasoso. Nos
exemplos escolhidos, as reações ocorrem com velocidades apreciáveis, sobretudo a temperaturas superiores
a ambiente, o que também facilita a observação.
MATERIAL:
- 15 tubos de ensaio
REAGENTES:
- Chapinhas metálicas de Zn, Cu e Mg
- Solução de HCl
- Soluções de sais de Mg, Zn, Cu e Ag
BIBLIOGRAFIA:
Brady e Huminston - Química Geral - cap. 17
Russell - Química Geral - 1ª Ed. - cap. 19
Russell - Química Geral - 2ªEd. - V. 2 - cap. 18
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EXPERIÊNCIA: ESTUDO DO CARÁTER OXIDANTE-REDUTOR DE SUBSTÂNCIAS
METÁLICAS - ESCALA DE NOBREZA
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
INTRODUÇÃO:
Antes de iniciar a prática verifique e anote quais as equações das reações que deveriam ocorrer em cada
tubo. Caso a reação ocorra, ficará mais fácil interpretar as mudanças que estão sendo observadas. Se não
houve reação, este método também ajudará na visualização das reações não espontâneas.
Numere seus tubos de ensaio de 1 a 15. Em cada tubo devem ser feitas observações do tipo:
mudança apreciável (ou não) da superfície;
aparecimento (ou não) de nova fase sólida; cor da fase sólida;
mudança de cor (ou não) da fase líquida;
*desprendimento gasoso (ou não);
*cor do gás desprendido.
PROCEDIMENTO:
1) Reações de deslocamento com o íon Mg
Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 1 a 3, 1 mL da solução de sal de magnésio.
2) Reações de deslocamento com o íon Zn
Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 4 a 6, 1 mL da solução de sal de zinco.
3) Reações de deslocamento com o íon Cu
Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 7 a 9, 1 mL da solução de sal de cobre.
4) Reações de deslocamento com o íon H
Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 10 a 12, 1 mL da solução de HCl diluído.
5) Reações de deslocamento com o íon Ag
Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 13 a 15, 1 mL da solução de sal de prata.
Em cada um dos três tubos contendo a solução iônica acrescente, sempre nesta ordem, as chapinhas de Zn,
Cu e Mg. Faça uma primeira observação no momento da adição, para detectar reações rápidas. Veja se
ocorre alguma modificação imediata. Ao terminar a adição de todas as chapinhas faça uma segunda
observação, para detectar reações mais lentas.
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EXPERIÊNCIA: ELETROQUÍMICA
OBJETIVO:
Realizar a eletrólise de uma solução aquosa de Cloreto de sódio.
Coletar e identificar os produtos formados nos eletrodos.
Calcular o valor de um Faraday, em Coulomb.
Determinar o volume molar de um dos gases produzidos.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
A unidade de carga elétrica usualmente empregada é o Coulomb que corresponde à quantidade de
eletricidade transportada por uma corrente (em ampéres) multiplicada pelo tempo (em segundos), ou seja, a
corrente em ampéres multiplicada pelo tempo em segundos é igual ao número total de coulombs.
Como as reações de oxi-redução são escritas com coeficientes estequiométricos que representam o número
de mols da substância envolvida e consequentemente o número de mols de elétrons movimentados, a
unidade de carga elétrica - Coulomb © - não é uma unidade prática já que nos leva a trabalhar com
números muito grandes. Por isto em eletrólise utilizamos uma quantidade de carga elétrica capaz de
transportar um mol de elétrons, que se denomina Faraday (). Um Faraday (1 ) corresponde a 96485 C.
Desta forma, para reduzir um mol de um determinado cátion metálico facilmente se sabe quantos Faradays
são necessários. Por exemplo:
Na + 1 e  Na
Cu + 2 e  Cu


1 Faraday = 1 
2 Faraday = 2 
A Eletrólise de uma solução de NaCl produz no cátodo (onde há o processo de redução) uma quantidade de
H2 de acordo com a equação:
H(aq) + e  1/2 H2 (g)
Logo, na equação acima, UM MOL de H RECEBE UM MOL DE e e PRODUZ 1/2 MOL DE H2
GASOSO.
A eletrólise se processa numa célula eletrolítica, ou seja, uma célula que recebe energia de uma fonte
externa que faz com que o fluxo de corrente (elétrons) produza a redução de uma espécie química no
cátodo e que outra espécie química perca elétrons no ânodo - ocorrendo a sua oxidação.
SISTEMA A SER ESTUDADO:
Uma solução de NaCl será eletrolisada utilizando-se uma fonte de corrente contínua que deverá ser
conectada a eletrodos de grafite e amperímetro. O gás gerado no cátodo é recolhido, seu volume medido e é
feita a sua identificação. No decorrer do experimento é medida a intensidade da corrente elétrica e o tempo
total. Com estes dados é então calculado o volume molar do gás e o valor do Faraday, em coulomb.
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MATERIAL:
- Agarrador metálico
- Becker de 100 mL
- Cronômetros
- Eletrodos de grafite
- Fios de cobre para conecções
- Fonte de corrente contínua
- Proveta graduada de 50 mL
- Suporte metálico
- Tubo de ensaio
REAGENTES:
- Cloreto de sódio 1 mol/L
BIBLIOGRAFIA:
Química Geral: Russel, J. B., McGraw-Hill.
Química Geral: Brady, J. e Humiston, Livros Técnicos e Científicos Editora.
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EXPERIÊNCIA: ELETROQUÍMICA: ELETRÓLISE DO CLORETO DE SÓDIO AQUOSO:
FOLHA DE PROCEDIMENTOS
PROCEDIMENTO:
1. ENCHER um copo de 100 mL até quase a borda com solução de NaCl.
2. VERIFICAR o pH da solução com papel tornassol azul e rosa. ANOTAR.
3. Em um tubo de ensaio, FAZER uma marca a 6 cm do fundo.
4. COLOCAR um pedaço de papel tornassol rosa em espiral dentro deste tubo de ensaio, ENCHENDO-O
logo a seguir com solução de NaCl até a borda.
5. EMBORCAR o tubo de ensaio cheio no Becker, de modo que não apareçam bolhas, FIXANDO-O a um
suporte (ver figura a seguir).
6. INTRODUZIR um eletrodo de grafite dentro do tubo, de forma que todo o grafite fique envolvido pelo
tubo.
7. INTRODUZIR o outro eletrodo de grafite no Becker.
8. FAZER as conexões elétricas da seguinte maneira:
a) CONECTAR o eletrodo envolvido pelo tubo de ensaio (CÁTODO) ao pólo NEGATIVO da fonte;
b) CONECTAR o outro eletrodo (ÂNODO) ao pólo NEGATIVO do amperímetro;
c) CONECTAR o pólo POSITIVO do amperímetro à extremidade livre (sem grampo) de um fio;
d) CONECTAR a outra ponta livre do fio ao pólo POSITIVO da fonte iniciando-se simultaneamente a
contagem do tempo,
ÂNODO
CÁTODO
AMPERÍMETRO
-
+FONTE-
+
Interruptor
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9. VARIAR a distância entre os eletrodos de forma a obter um máximo de corrente.
10. DEIXAR a eletrólise se processar, anotando o valor da corrente a cada minuto na tabela da folha de
resultados.
11. CARACTERIZAR o odor do gás desprendido no ÂNODO.
12. OBSERVAR as quantidades relativas dos gases produzidos.
13. VERIFICAR o pH da solução dentro do tubo envolvendo o CÁTODO, observando o papel tornassol
colocado inicialmente. Anotar.
14. Quando o volume de gás coletado atingir a marca feita no tubo, INTERROMPER o processo.
15. MEDIR com uma régua a altura (em cm) da coluna de água remanescente no tubo a partir da superfície
da solução contida no copo. Anotar.
16. RETIRAR cuidadosamente o tubo que envolve o CÁTODO.
17. ENCHER o tubo de ensaio com água até a marca feita e verter numa proveta para medir o volume de
gás produzido.