APOSTILA-CQ051_2020s1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ 
SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ROTEIRO DE AULAS DA DISCIPLINA CQ 051 
 
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 PROFESSORAS 
 Liliana Micaroni 
 Regina Maria Queiroz de Mello 
 
 
 
 
 
 
Curitiba 
1º semestre de 2020 
 
 
 
 
1 
 
 
CQ 051 – FÍSICO - QUÍMICA EXPERIMENTAL II (Turmas EQA e EQB) 
 
Calendário dos experimentos – 1o semestre de 2020 
 
Semana 2ª feira Assunto 
1 02/03 Apresentação do curso. Noções gerais sobre gráficos 
2 09/03 Exp. 01 - Viscosidade relativa de líquidos 
3 16/03 Exp. 02 – Tensão superficial de líquidos e soluções: espalhamento e método 
da ascensão capilar 
4 23/03 Exp. 03 – Parte I - Tensão superficial de soluções: método da massa da gota 
5 30/03 Exp. 03 – Parte II - Tensão superficial de soluções: método da massa da gota e 
excesso superficial 
6 06/04 Exp. 04 – Concentração micelar crítica 
7 13/04 Revisão 
 20/04 Recesso 
8 27/04 1ª prova 
9 04/05 Exp. 05 – Adsorção do ácido acético pelo carvão ativo 
10 11/05 Exp. 06 – Parte I - Adsorção do azul de metileno em fibras de algodão: curva 
padrão 
11 18/05 Exp. 06 – Parte II - Adsorção do azul de metileno em fibras de algodão: área 
superficial específica 
12 25/05 Exp. 07 – Diagrama de fases ternário 
13 01/06 Exp. 08 – Colóides: Estabilidade das soluções de proteínas 
14 08/06 Revisão 
15 15/06 2a prova 
 22/06 2ª chamada conforme manual do aluno Semana de estudos 
 06/07 Exame final 
 
kit embaixo da bancada: verificação de danos antes e após cada experimento. 
Obrigatório: uso de guarda-pó e apostila da disciplina 
Entrada no laboratório: 5 min de tolerância 
Avaliação: 
2 provas escritas, 8 relatórios e 8 pré-testes 
Obs.: Relatórios físicos são feitos em equipe e entregues na próxima aula após o 
experimento. Aluno ausente terá nota zero no relatório. Aluno atrasado terá nota 
descontada no relatório (20%) e nota zero no pré-teste. 
Relatório (simplificado): 
Cabeçalho, Objetivos, Resultados e Discussão (quando pertinente, apresentar resultados 
em forma de tabelas e gráficos, mostrar exemplo de apenas 1 cálculo e discussão dos 
resultados). Conclusão (sucinta) e Bibliografia. 
 
Nota (N): N = 0,20MR + 0,70MP + 0,10MT 
onde: 
N: nota da disciplina 
MR = Média da nota de 8 relatórios 
MP = Média da nota de 2 Provas (P1 e P2) 
MC = Média da nota de 8 pré-testes 
 
 
2 
 
 CUIDADOS A SEREM OBSERVADOS NO LABORATÓRIO 
 
a) Ao chegar ao laboratório lembre-se que este é um local de trabalho onde o cuidado e atenção 
são requisitos fundamentais para evitar acidentes. 
b) Utilize sempre um guarda-pó, de preferência de algodão (os tecidos sintéticos podem grudar 
na pele, quando inflamados) e de manga comprida (para uma maior proteção). Evite calçar 
shorts, bermudas, saias, sandálias ou chinelos; a pele fica melhor protegida com calças 
compridas e sapato ou tênis fechado. Não serão permitidas tais situações em sala de aula. 
c) Cabelos compridos deverão ser presos. 
d) Faça apenas as experiências indicadas. Caso tenha interesse em outras experiências, consulte 
o seu professor. EXPERIÊNCIAS NÃO AUTORIZADAS SÃO PROIBIDAS. 
e) Use capelas sempre que indicado. Comunique seu professor sobre qualquer acidente, por 
menor que seja. 
f) Tenha cuidado com os materiais inflamáveis. Qualquer incêndio deve ser abafado 
imediatamente com uma toalha ou cobertor. Na primeira vez que entrar no laboratório 
procure se familiarizar com a localização dos extintores de incêndio, toalhas ou cobertores, 
chuveiros, etc. 
g) Nunca jogue produtos ou soluções na pia ou no lixo. Descarte os resíduos conforme os 
procedimentos indicados pelo professor 
h) Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco antes de usá-lo. Leia duas vezes para ter certeza 
de que pegou o frasco certo. Anote no Caderno de Laboratório os dados constantes nos 
rótulos dos reagentes. 
i) Nunca use as espátulas de um frasco em outro para evitar contaminações. 
j) Se um ácido ou outra solução em uso for derramado lave o local imediatamente com bastante 
água. Chame imediatamente o professor. 
k) Não toque com os dedos os produtos químicos nem prove qualquer droga ou solução. 
l) Não é recomendável tentar sentir o odor de uma substância. Entretanto, desde que o professor 
assim o permita, traga com as mãos pequenas porções do vapor em sua direção. 
m) Deixe qualquer objeto quente esfriar por bastante tempo. Lembre-se que a aparência do 
objeto quente ou frio é a mesma. 
n) Antes de ligar um equipamento, verifique a voltagem (110 ou 220 V). 
 
ANOTAÇÃO DE DADOS EM LABORATÓRIO E NO RELATÓRIO 
Unidades SI 
 Quando se efetua uma medida, é feita uma comparação entre a grandeza a ser medida e 
uma grandeza padrão. A afirmação “um fio mede 2,35 metros” significa que o comprimento do 
referido fio é igual a 2,35 vezes o comprimento padrão chamado “metro”. Portanto o valor de 
uma grandeza física é representado como um produto entre um valor numérico e uma unidade: 
 grandeza física = valor numérico × unidade 
Pode-se representar a medida do fio das seguintes formas: 
 (I) comprimento = 2,35 metros 
 (II) comprimento = 2,35 m 
 (III) l = 2,35 m 
 (IV) l/m = 2,35 
 
3 
 
Em (II) observa-se que a palavra “metros” foi substituído pelo símbolo “m”; uma unidade pode 
portanto ser representado pelo respectivo símbolo. Além disso, em (III) substitui-se a palavra 
“comprimento” pelo símbolo “l” (do inglês length). Esta última forma de representação é 
bastante compacta, proporcionando economia de espaço na escrita. Além disso, quando se 
acostuma ao seu uso, esta forma torna a leitura mais rápida e fácil. Finalmente em (IV) observa-
se que a grandeza l foi dividida pela sua unidade; o valor 2,35 torna-se adimensional, isto é, um 
número puro. Esta última forma de escrever deve ser empregada em gráficos e tabelas. 
 Recomenda-se que se utilize o máximo possível na ciência e na tecnologia o Sistema 
Internacional de unidades (SI). Este sistema coerente de unidades é formado a partir de sete 
unidades básicas: 
 
 
Tabela 1: As sete unidades básicas do sistema internacional ( SI ) 
Grandeza física Símbolo da 
grandeza física 
Nome da unidade SI Símbolo da 
unidade SI 
comprimento l metro m 
massa m quilograma kg 
tempo t segundo s 
corrente elétrica I Ampère A 
temperatura termodinâmica T Kelvin K 
quantidade de matéria n mol mol 
 
 Para as demais grandezas físicas são empregadas as unidades derivadas SI, 
constituídas pelo produto entre as potências de unidades básicas, de forma análoga à relação 
que define a respectiva grandeza. Tome, por exemplo, a segunda lei de Newton: 
 força = massa × aceleração = massa × deslocamento × (tempo)–2 
 unidade de força = kg m s–2 
 
Apesar de ser possível expressar a grandeza força empregando a unidade derivada 
“kg m s–2”, esta unidade é mais conhecida pelo nome especial “Newton”, cujo símbolo é “N”. 
Na tabela a seguir estão alguns exemplos de unidades derivadas que possuem nomes e símbolos 
especiais: 
 
Grandeza física Nome da 
unidade SI 
Símbolo da 
unidade SI 
Expressão em termos de 
unidades base SI 
Frequência Hertz Hz s–1 
Força Newton N m kg s–2 
Pressão Pascal Pa N m-2 = m–1 kg s–2 
energia, trabalho, calor Joule J N m = m2 kg s–2 
potência, fluxo radiante Watt W J s-1 = m2 kg s–3 
carga elétrica Coulomb C A s 
 
4 
 
Grandeza física Nome da 
unidade SI 
Símbolo da 
unidade SI 
Expressão em termos de 
unidades base SI 
potencial elétrico, força eletromotiva volt V J C-1 = m2 kg s–3 A–1 
resistência elétrica Ohm Ω V A-1 = m2 kg s–3 A–2 
condutância elétrica Siemens S Ω-1 = m–2 kg–1 s3 A2 
temperatura relativa à fusão da água graus 
Celsius 
°C 
 
 No Sistema Internacional há somente uma unidade para cada grandeza física. Entretanto 
podem ser utilizados os seguintesprefixos para expressar os múltiplos e submúltiplos decimais 
de unidades básicas SI, ou unidades derivadas com nomes especiais: 
 
Submúltiplo Prefixo Símbolo Múltiplo Prefixo Símbolo 
10–1 deci d 10 deca da 
10–2 centi c 102 hecto h 
10–3 mili m 103 quilo k 
10–6 micro μ 106 mega M 
10–9 nano n 109 giga G 
10–12 pico p 1012 tera T 
10–15 femto f 1015 peta P 
10–18 ato a 1018 exa E 
10–21 zepto z 1021 zetta Z 
10–24 yocto y 1024 yotta Y 
 
Exemplos: 
500 m = 5,00 hm = 0,500 km; 230×10-9 m = 230 nm; 3120 K = 3,120 kK; 10,50×10-12 s = 
10,50 ps 
 A unidade base da massa é o quilograma (kg), que já está acompanhado do prefixo quilo 
(103). Neste caso deve-se anexar prefixos ao submúltiplo grama (g), e não ao quilograma. 
 
Exemplos: 
Correto Errado 
megagrama (Mg) quiloquilograma (kkg ou Kg) 
miligrama (mg) microquilograma (μkg) 
 
 De um modo geral não se deve utilizar mais de um prefixo por cada unidade. Portanto, 
o uso de milicentigrama (mcg) para 10−5 g ou milimicrômetro (mμm) para 10−9 m não é 
recomendável. 
 
 Além das unidades básicas, as unidades derivadas com nomes especiais podem receber 
estes prefixos. Exemplos: 
 
5 
 
2,180 aJ = 2,180×10−18 J 
0,101325 MPa = 101,325 kPa = 1013,25 hPa = 101 325 Pa 
2,7 MΩ = 2,7×103 kΩ = 2,7×106 Ω 
 
 A exceção é o grau Celsius (°C), que não admite prefixos para múltiplos e submúltiplos. 
 Na grafia deve-se imprimir os símbolos das unidades em tipo romano (reto). O mesmo 
deve ser feito com os respectivos prefixos que expressam múltiplos e submúltiplos. Os símbolos 
não se alteram no plural, e não devem ser seguidos de ponto que denote abreviatura (exceto 
pelo ponto final que determina o fim de uma sentença). 
 Exemplos: um centímetro 1 cm (não 1 cm.) 
 dez centímetros 10 cm (não 10 cm. ou 10 cms) 
 cinco mols 5 mol (não 5 mol. ou 5 mols) 
 
 O último exemplo deve ser examinado com mais cuidado. Infelizmente no idioma 
português a unidade “mol” tem o símbolo “mol”, o que pode originar confusão. Quando se 
escreve mol em extenso, como se escreveria quilômetro ou kelvin, por exemplo, admite-se que 
se escreva o seu plural mols (como ocorreria com quilômetros ou kelvins). Entretanto quando 
se escreve mol como o símbolo da unidade, da mesma forma que km ou K, não se admite flexão 
no plural. Portanto no exemplo dado “5 mol” está grafado o símbolo “mol” e não a unidade por 
extenso. 
 Como regra geral os símbolos das unidades devem ser grafados em letras minúsculas, a 
não ser que sejam derivados de nomes próprios. Há exceções a esta regra, como por exemplo o 
litro, cujo símbolo pode ser escrito “L” ou “l”, isto é, tanto em letra maiúscula como minúscula. 
 Exemplos: m (metro), s (segundo), kg (quilograma), mmol (milimol), 
 J (joule), V (volt), MHz (megahertz), nK (nanokelvin). 
 
Cálculos com unidades (quantity calculus) 
 Quando há a necessidade de se realizar conversão entre diferentes unidades, ou cálculos 
que envolvem várias unidades diferentes, recomenda-se utilizar o procedimento que será 
exposto nesta seção. No idioma inglês este procedimento é conhecido formalmente como 
“quantity calculus”, mas este termo ainda não tem uma tradução oficial em português. 
 O procedimento, relativamente simples, consiste em aplicar as regras ordinárias da 
álgebra tanto para os números quanto para as unidades. 
 Exemplo: cálculo da pressão de 1,50 mol de gás ideal contido em um recipiente de 0,500 
m3 e mantido à temperatura constante de 300 K. A equação de estado de um gás ideal é dada 
por: 
 PV = nRT 
que, ao se substituírem os valores conhecidos, torna-se: 
P×0,500 m3 = 1,50 mol×8,315 J K–1 mol–1×300 K 
rearranjando: 
P=
1,50× 8,315× 300× mol× mol−1× J× K−1× K
0,500 m3
= 7,48× 10
3 J
m3
 
lembrando que J = N×m = m2 kg s–2 e Pa = N/m2 = m–1 kg s–2, o resultado final se torna: 
P = 7,48×103 (m2 kg s–2)/m3 = 7,48×103 m–1 kg s–2 = 7,48×103 Pa 
 
6 
 
 As unidades, quer sejam SI ou não SI, podem ser convertidas entre si, desde que sejam 
conhecidas os fatores de conversão, através de substituições feitas seguindo as regras da 
álgebra. 
Exemplos: 
 Conversão de 0,33 dm3 para cm3, lembrando que dm = 10–1 m e cm = 10–2 m; a relação entre 
dm e cm é dada por: 
dm/cm = (10–1 m)/(10–2 m) = 10 ⇒ dm = 10 cm 
portanto 
V = 0,33 dm3 = 0,33 (10 cm)3 = 0,33×103 cm3 = 3,3×102 cm3 
 
Apresentação de dados em tabelas 
Nas tabelas e nos gráficos é conveniente utilizar o quociente de uma grandeza física e 
sua unidade, para se obter números puros. Também se pode multiplicar ou dividir este quociente 
pelo fator exponencial de base 10, para simplificar o valor. Quando houver possibilidade de 
confusão, deve-se empregar parêntesis para destacar a unidade. 
Exemplos: r = 3,45 cm ⇒ r/cm = 3,45 
 C(NaOH) = 0,101 mol L-1 ⇒ C(NaOH)/(mol L-1) = 0,101 
 V = 2,38 10-6 L ⇒ V/(10-6L)=2,38 
 Uma tabela consiste em um arranjo retangular de células contendo dados. A localização 
de uma célula na tabela pode ser especificada pela linha (no sentido vertical) e pela coluna (no 
sentido horizontal). As tabelas não possuem linhas nos lados direito e esquerdo, por definição. 
 
Apresentação de dados em gráficos 
Há várias maneiras de se representar dados na forma de gráficos, e nesta seção será 
explicada como construir um gráfico de coordenadas cartesianas, ou do tipo x-y. Este tipo de 
gráfico é útil para correlacionar duas grandezas entre si, onde se considera que uma das 
grandezas (variável dependente) é função de uma outra (variável independente). 
Para construção de um gráfico tem-se: 
 
a. Use sempre papel milimetrado; 
b. Escolha os eixos (e a orientação do papel) de forma que os dados, tanto a abscissa (eixo x) 
quanto a ordenada (eixo y), ocupem a maioria do papel. Prefira usar uma escala com intervalos 
razoáveis, que facilitam a colocação dos dados e sua leitura. 
c. Coloque as unidades nos eixos x e y. Um gráfico sem unidades não informa nada! 
d. Ao longo dos eixos coloque valores da grandeza em intervalos equidistantes. NUNCA 
coloque os valores que correspondem aos dados (a não ser que esses, por acaso, coincidem com 
os intervalos escolhidos para um dos eixos). 
e. Coloque os dados, como pontos, no papel. 
f. Usando seu bom senso, desenhe a reta que você considera melhor descrever seus dados ou 
faça o ajustamento de curvas por regressão linear (abaixo). 
Determinação do coeficiente angular e do coeficiente linear 
 
Para encontrar os parâmetros a e b da reta: y = ax + b basta considerar que: 
a = coeficiente angular = inclinação = y/x 
b = coeficiente linear = valor da ordenada y da reta para o qual a abscissa x é nula.. Para 
calculá-lo, basta escolher um ponto da reta (e não um ponto experimental) e substituir na 
equação da reta. 
 
7 
 
 
Exemplo: Considere a tabela abaixo de dados experimentais 
 
Eixo x 455 797 1173 1525 1800 
Eixo y 20,41 41,69 54,55 61,93 72,04 
 
Assim, para o gráfico apresentado a seguir tem-se que: 
 
a = coeficiente angular = (70 – 30)/(1700 – 600) = 40/1100 = 0,0364 
b = coeficiente linear – Escolhendo o ponto (1700,70) tem-se que: 
 
y = ax + b  70 = 0,0365 1700 + b  70 = 62,05 + b  b = 70 – 62,05 = 7,95 
 
Logo a equação da reta é: y = 0,0364x + 7,95 
 
Gráfico obtido: 
200 400 600 800 1000 1200 1400 1600 1800 2000
20
30
40
50
60
70
80
x
y
p
a
râ
m
e
tr
o
 y
parâmetro x
 
Regressão linear 
O método dos mínimos quadrados para fazer a regressão linear é uma maneira de se 
obter a melhor reta que pode ser ajustada aos dados experimentais. Basicamente, é um 
procedimento que busca o mínimo de uma função de duas variáveis (os coeficientes linear e 
angular da reta) construída a partir da distância entre os pontos experimentais e os pontos de 
uma reta. O cálculo dos coeficientes pode ser feito com uma simples calculadora de mão com 
o auxílio de algumas fórmulas. O coeficiente de correlação linear (r) informa a “qualidade”do ajuste feito. Quanto mais próximo o valor de r, em módulo se aproxima de 1, melhor 
é a qualidade do ajuste linear feito. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1-MILLS, I.; CVITAŠ, T.; HOMANN, K.; KALLAY, N.; KUCHITSU, K. Quantities, Units 
and Symbols in Physical Chemistry, 2ª Ed. Oxford: Blackwell Scientific Publications, 1993. 
2-MATSUMOTO,F.M. e cols. “Manual de Instruções e Roteiros dos Experimentos” da 
disciplina “Introdução à Química Geral Experimental-CQ139” do curso Química-UFPR. 
Circulação Interna. 
3 - http://www.inmetro.gov.br/consumidor/unidLegaisMed.asp 
 
8 
 
EXPERIMENTO 1 – VISCOSIDADE RELATIVA DE LÍQUIDOS 
 
OBJETIVOS 
Determinar a viscosidade relativa de líquidos puros. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 Reologia é a ciência que trata das deformações e fluxo de materiais sob ação de uma ou 
mais forças. A viscosidade é um dos testes físicos aplicados a muitas preparações líquidas, 
como soluções, emulsões fluidas ou suspensões. A viscosidade de um líquido (inverso da 
fluidez) é a resistência interna oferecida ao movimento relativo de diferentes partes desse 
líquido. A viscosidade mede a resistência do líquido ao escoamento e não está diretamente 
relacionada com a densidade do líquido. A densidade é uma relação massa/volume. Por 
exemplo, o óleo de soja é menos denso e é mais viscoso que a água. Portanto, viscosidade e 
densidade são propriedades diferentes. 
 A unidade de viscosidade dinâmica () no Sistema CGS é o Poise (g/cm s) e no SI é (Pa 
s), que é a unidade recomendada sendo comumente expressa em mPa s. A viscosidade de um 
fluido pode ser determinada por diferentes métodos: resistência de escoamento, tempo de vazão 
por um capilar (viscosímetro de Ostwald); medida do tempo de queda de uma esfera através do 
líquido (viscosímetro de Hoppler); resistência ao movimento de rotação de eixos metálicos 
imersos na amostra (reômetro de Brookfield), etc. 
 No caso da vazão de um líquido através de um capilar o coeficiente de viscosidade, 
segundo Poiseuille, é : 
η = (π r4
 
t P)/8VL 
onde P é a pressão hidrostática sobre o líquido, V é o volume do líquido que flui em t segundos 
através do capilar de raio r e de comprimento L. Sendo a pressão exercida pela coluna do líquido 
correspondente a: P = h.ρ.g ; h=altura da coluna de líquido, ρ= densidade do líquido, g= 
aceleração da gravidade. 
 Considerando esses parâmetros, a equação acima, para um viscosímetro específico, 
pode ser escrita da seguinte forma: 
η = (π r4tP)/8VL = (π r4gh)/8VL (t) = kt 
O viscosímetro de Ostwald (Figura 1a) é um viscosímetro capilar que mede, 
basicamente, o tempo de escoamento de um líquido através de um tubo capilar de comprimento 
L e permite uma determinação simples do coeficiente de viscosidade a partir de uma substância 
padrão. Neste caso, as medidas de viscosidade são feitas por comparação entre o tempo de 
vazão de um líquido de viscosidade conhecida, geralmente água, e do líquido cuja viscosidade 
se deseja determinar. 
 Se considerarmos dois líquidos (um deles é o padrão, normalmente a água) teremos duas 
variáveis no escoamento através do viscosímetro: o próprio tempo de escoamento e a massa 
ocupada pelo líquido. Chamando de “2” o líquido padrão e de “1” o líquido cuja viscosidade se 
deseja medir, e aplicando a equação de Poiseuille para ambos os líquidos, pode-se chegar à 
seguinte equação: 
 
 
 
onde  e t são: densidade e o tempo de escoamento para os respectivos líquidos. 
Este método dá bons resultados para líquidos com viscosidade média (água, etc). Para 
líquidos muito viscosos (glicerina e óleos em geral), deve-se determinar a viscosidade relativa 
pelo método da velocidade da queda de bolas através do líquido, usando o viscosímetro de 
Höppler. 
22
11
2
1
t
t




=
 
9 
 
Nessa prática será usado o viscosímetro de Cannon-Fenske (Figura 1b), que nada mais 
é que um viscosímetro de Ostwald adaptado para sofrer menor influência da gravidade. 
 
 
Figura 1a – Viscosímetro de Ostwald Figura 1b – Viscosímetro de Cannon-Fenske 
 
Materiais: Viscosímetros capilares, garra, suporte, seringa, proveta. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL E TRATAMENTO DE DADOS 
 
1. Coloque água destilada no viscosímetro, aproximadamente 15 mL, quantidade suficiente 
para encher até a metade o bulbo (C) do viscosímetro. 
2. Utilize garra e prenda o viscosímetro num suporte universal. 
3. Por sucção, com seringa, eleve o líquido para o bulbo (A), cuidando para que o mesmo chegue 
mais de 1 cm acima da marca (a) e, depois, deixe o líquido escoar livremente (reproduzir sempre 
esta mesma posição em todas as medidas). 
4. Cronometre o tempo necessário para que o líquido escorra entre as marcas (a) e (b), da figura 
1b. 
5. Faça 3 medidas e obtenha a média dos tempos de escoamento. 
6. Ambiente o viscosímetro duas vezes com o líquido a ser usado e repita os passos 1 a 5. 
7. Preencha a tabela 1, determine e compare a viscosidade relativa dos álcoois 
 
Tabela 1: Dados para determinar a viscosidade relativa dos álcoois 
amostra t 1 (s) t 2 (s) t 3 (s) t médio (s)  (kg m-3)*  (mPa s) 
Água 998,2 1,002 
Etanol 789,3 
n-Propanol 803,5 
n-Butanol 809,8 
* Dados a 20,00°C 
 
 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1- CROCKFORD, H.D.; NOWELL, J.W. Manual de laboratório. Madrid: Alhambra, 1961. p. 
41-44. 
2 – SOUZA, Nereu J. Mello de – MARTINS FILHO, H. P. (participação) – Experimentos em 
Físico-Química – Ed. Universitária Paranaense – 1993. 
3 - RANGEL, R. N., Práticas de Físico-Química, Ed. Edgard Blucher Ltda, 2006. 
4 – ARANTES-BRAGA, E.C. Apostila de aulas práticas de físico-Química, Ribeirão Preto, 
2008. 
 
 
 
 
10 
 
 
EXPERIMENTO 2 - TENSÃO SUPERFICIAL DE LÍQUIDOS PUROS E DE 
SOLUÇÕES: Espalhamento e método da ascensão capilar 
 
OBJETIVOS 
Comparar o espalhamento de líquidos em sólidos e calcular a tensão superficial pelo 
método da ascensão capilar. 
 
INTRODUÇÃO 
Devido à tensão superficial a água se comporta como se tivesse uma membrana elástica 
em sua superfície. Este fenômeno pode ser observado em quase todos os líquidos, e é o 
responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido. A razão é que as moléculas de 
água interagem muito mais fortemente com suas vizinhas do que com as moléculas do ar, na 
interface. As moléculas que estão no interior da gota, por exemplo, interagem com outras 
moléculas em todas as direções; as moléculas da superfície, por outro lado, interagem somente 
com moléculas que estão nas suas laterais ou logo abaixo. Este desbalanço de forças 
intermoleculares faz com que estas moléculas, da superfície, sejam atraídas para o interior do 
líquido. Para se remover estas moléculas da superfície é necessário certa quantidade mínima de 
energia - a tensão superficial. Para a água, isto corresponde a 72,75 mN.m-1, a 20 oC. 
Quando se tem uma gota de fluido em contato com um sólido e num meio de vapor, o ângulo 
de contato da interface líquida depende apenas das propriedades físicas dos três meios de 
contato (sólido, líquido e fluido), sendo independente do formato do recipiente e da gravidade. 
A Figura 2.3 mostra o comportamento de uma gota sobre uma superfície que apresenta alta 
molhabilidade (θ = 0), molhabilidade média (0 < θ < π) e sem molhabilidade (θ = π). Para 
líquidos molhantes, as forças de coesão (forças líquido-líquido) são menores que as forças de 
adesão (forças sólido-líquido). Em líquidos não molhantes, o oposto ocorre. É evidente que, se 
as forças de campo (gravitacionais, por exemplo) que agem no sistema são pequenas, o formato 
das gotas se aproxima de uma esfera, com contato com a superfície em apenas um ponto, ou 
seja, com um ângulo de contato que se aproxima de 180º. 
 
 
 
A tendência de líquidos ascenderem nos tubos capilares é uma conseqüência da tensão 
superficial (), que pode ser correlacionada com a ascensão capilar, h, da seguinte forma: 
 
 
Força devido à tensão superficial:( )( )r 2cos 
Peso da coluna do líquido: m.g = V.g = r2.h.g 
Assim, no equilíbrio a altura: 
rg
h
..
cos2


= 
Para o sistema vidro/água/ar, 0 . Então: 
2
... rhg 
=

 
 
 
11 
 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
Água destilada, n-butanol, etanol, dodecilssulfato de sódio, SDS (C12H25SO4
-Na+) 5% m/v; 
pipetas Pasteur, lâmina de vidro, régua pequena, tubo capilar, béquer de 25 mL (2). 
 
1ª parte – Comparação do espalhamento de líquidos em sólidos. 
 Para entender as características físicas de um líquido como tensão superficial, ação 
capilar, curvatura dos meniscos, viscosidade, miscibilidade é preciso entender as interações 
moleculares denominadas forças de coesão (formato arredondado) e forças de adesão (maior 
espalhamento). 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1 – Lavar com detergente, água de torneira e água destilada a placa de vidro. Secar com papel 
toalha. 
2 – Coloque gotas de água, etanol, butanol e solução aquosa de dodecilssulfato de sódio (SDS) 
5% e ordene as amostras de acordo com o grau de espalhamento: 
_____________<_____________<_____________<_____________ 
 
2ª Parte: Método da ascensão capilar. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL E TRATAMENTO DE DADOS 
1 – Coloque certa quantidade de água no béquer e mergulhe nele uma régua, bem lavada. 
2 – Mergulhe a ponta do capilar na água e junte-o à escala da régua. Verifique se o capilar está 
limpo por dentro abaixando-o e elevando-o sempre com a ponta mergulhada. O nível do líquido 
dentro do capilar deve sempre recuperar a posição original. 
3 – Meça as alturas do líquido no béquer e do menisco no capilar. 
4 – Repita o procedimento para os outros líquidos e solução. 
5 – Calcule o raio do tubo capilar pela altura de ascensão capilar, com o valor conhecido da 
tensão superficial da água. 
6 – Calcule a tensão superficial das amostras. 
amostra água SDS 5% n-butanol etanol 
h líq béq./ m 
h men cap./ m 
h / m 
  kg.m-3 
  m-1 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1 - http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/especiais/revista_especiais_forcas_intermoleculares.html 
2 - www.labsolar.ufsc.br/disciplinas/emc5416/aulas/aula02.pdf 
3 - SIERAKOWSKI, M. R. – Apostila de Físico-Química Experimental II – CQ 051 – 
Circulação interna. 
4- RABOCKAI, T. “Físico-Química de Superfícies” – Publicado pela OEA, Washington, DC 
(1979) 
http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/especiais/revista_especiais_forcas_intermoleculares.html
 
12 
 
EXPERIMENTO 3 - PARTE I - TENSÃO SUPERFICIAL DE SOLUÇÕES: Método da 
massa da gota 
 
OBJETIVO 
 Determinar o raio do capilar (r) e o fator de correção (f), pelo método da massa da 
gota. 
 
INTRODUÇÃO 
As moléculas na superfície de um líquido estão sujeitas a fortes forças de atração das 
moléculas interiores. A resultante dessas forças, - cuja direção é a mesma de plano tangente à 
superfície (em qualquer ponto desta) - atua de maneira a que a superfície líquida seja a menor 
possível. A grandeza desta força, atuando perpendicularmente (por unidade de comprimento) 
ao plano na superfície é dita tensão superficial . A superfície ou interface onde a tensão existe 
está situada entre o líquido e seu vapor saturado no ar, normalmente a pressão atmosférica. Para 
a água, = 72,75 mN.m-1, a 20 oC. Para outras temperaturas, veja a Tabela 1.1. 
 
 
 
 
 
Um dos métodos utilizados para medir a tensão superficial é o método da massa da gota. 
Esse método, assim como todos aqueles que envolvem separação de duas superfícies, depende 
da suposição de que o perímetro do capilar, multiplicada pela tensão superficial é a força que 
mantém juntas as duas partes de uma coluna líquida. Quando esta força está equilibrada pela 
massa da porção inferior, a gota se desprende. 
 
 A tensão superficial é calculada pela equação, 
fazendo Fa=Fd: 
2𝜋𝑟𝛾 = 𝑚𝑖𝑔 = 𝜌𝑉𝑖𝑔 (Lei de Tate) (1) 
onde: Vi é o volume de uma gota ideal, r é o raio do 
tubo (externo se o líquido molhar o tubo), e g é a 
aceleração da gravidade. 
 
Na prática, o peso da gota obtido é sempre menor que o peso da gota ideal. A razão disto 
é que somente a porção mais externa da gota é que alcança a posição de instabilidade e cai. 
Perto de 40% do líquido que forma a gota permanece ligado ao tubo. 
Para corrigir o erro causado pelo fato da gota não se desprender de forma esférica, 
introduz-se na equação (1) o fator de correção f: 
 
2𝜋𝑟𝛾𝑓 = 𝑚𝑖𝑔 = 𝜌𝑉𝑖𝑔 (2) 
Assim: 
 
13 
 
fr
gm
..2
.

 = 
 (3) 
 
Para o cálculo do raio do capilar, r, dados publicados sugerem a seguinte relação, a 
23C, para o caso da água: 
 
r = -0,0002815 + 38,1292m (4) (raio em metros e massa de uma gota em kg) 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
Soluções de dodecilsulfato de sódio;Copos plásticos para pesagem;Bureta de 25 mL; 
1 becker 50 mL;3 balões de 25 mL;1 micropipeta de 100 L; 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL E TRATAMENTO DE DADOS 
 
1 - Inicialmente, pese um copinho plástico. Coloque de 5 a 10 mL de água destilada numa 
bureta. Conte o número de gotas que vertem em 2,0 mL de água deixando as gotas caírem nesse 
copinho. 
OBS.: Deve-se gotejar lentamente e proteger o sistema de correntes de ar. 
2 - Pese o copinho com as gotas e calcule a massa de uma gota. 
3 - Repita o procedimento mais duas vezes e calcule o valor médio da massa de uma gota 
(expresse a massa de uma gota em kg). Verifique a temperatura. 
4 - Calcule o valor de r usando a equação (4). 
5 – Calcule f usando a equação (3), o valor de r encontrado em (4) e o valor de  mostrado na 
tabela 1.1 da Introdução. Obs.: (1 dina/cm = 1 mN/m). 
6 - Preencha os dados da Tabela 2 abaixo. 
 
Tabela 2: Dados do líquido padrão (água). 𝜸𝑯𝟐𝑶 = ________ ; T = ______ 
 
água m /g 
(frasco 
vazio) 
no de 
gotas 
m / g (frasco 
+ gotas) 
 m / kg Massa 
Média de 1 
gota / kg 
r (raio 
calculado)/m 
 f 
1 
 
 
2 
3 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1 - BUENO W. A. ; DEGRÈVE, L. Manual de laboratório de físico-química. São Paulo: 
McGraw-Hill, 1980. p.177-183. 
2 - SHOEMAKER , D. P.; GARLAND, C.W. Experiments in physical-chemistry. New York: 
McGraw - Hill, 1962. p.237 
3 - FINDLAY, A. Practical physical chemistry. 8 ed. London: Longmans, 1963. p 92-103. 
4 - www.qmc.ufsc.br/~minatti/aulas/qmc5409/exp_5_tensao_superficial_gota.pdf 
5 - SIERAKOWSKI, M. R. – Apostila de Físico-Química Experimental II – CQ 051 – 
Circulação interna. 
6 – BEHRING, J.L; LUCAS,L.; MACHADO,C.; BARCELLOS,I.O.; Quim. Nova, v. 27, 492-
495 (2004). 
http://www.qmc.ufsc.br/~minatti/aulas/qmc5409/exp_5_tensao_superficial_gota.pdf
 
14 
 
EXPERIMENTO 3 – PARTE II - TENSÃO SUPERFICIAL DE SOLUÇÕES: Método 
da massa da gota e excesso superficial 
 
OBJETIVOS 
Determinar o excesso superficial, a área ocupada por uma molécula de dodecilsulfato 
de sódio (SDS) e o valor da CMC para o SDS. 
 
INTRODUÇÃO 
 
É sabido que na superfície de soluções os valores das propriedades termodinâmicas 
podem ser diferentes dos valores no seio das soluções. Em particular, a própria concentração 
da solução pode ser maior ou menor em uma estreita faixa junto à superfície do que no seio da 
solução. Se a concentração é maior diz-se que a superfície “adsorve“ moléculas do soluto. 
Quando um soluto abaixa a tensão superficial de um líquido, diz-se que o soluto é 
positivamente adsorvido porque as camadas superficiais da solução são enriquecidas neste 
soluto. Analogamente, diz-se que, quando um soluto aumenta a tensão superficial de um 
líquido, o soluto é negativamente adsorvido na superfície. 
Para estudar este fenômeno, define-se o excesso superficial , que representa a 
quantidade de matéria em excesso (além do normal) de soluto, por unidade de área de 
superfície. 
J. W. GIBBS, derivou a seguinte relação entre esta propriedade e a tensão superficial 
das soluções: = -(1/RT)(d/d ln c) (1) 
 
onde  é a tensão superficial da solução e c é a concentração do soluto no seio da solução. 
Segundo esta relação, precisamos conhecer como varia a tensão superficial com a concentração 
das soluções para calcular o excesso superficial. Assim, num gráfico de tensão superficial 
versus ln c, acha-se o coeficiente angular da reta e aplica-se o valor na equação (1) para o cálculo 
de . A unidade de  é mol/m2, dessa forma, pode-se determinar a área (em m2) ocupada por 
uma molécula pela seguinte fórmula: 

=
AN
1
A onde NA é o número de Avogadro. 
 
No caso de sistemas coloidais, um dos índices mais importantes no estudo de relativo à 
sua caracterização, é a determinação da concentração micelar crítica (CMC). Essa concentração 
é a concentração mínima de soluto que permite a formação de micelas, figura 1B. Para a 
detecção da CMC, deve-se acompanhar a evolução de alguma propriedade característica da 
solução, como tensão superficial ou condutividade, com a concentração. No momento da 
formação das micelas há uma brusca descontinuidade na variação das propriedades. 
 Como as micelas não são tensoativas, após a CMC, a tensão superficial do sistema 
mantém-se aproximadamente constante, figura 1A. Cumpre ressaltar que a constituição das 
micelas não é estática; ao contrário, elas estão em constante reorganização. 
 
 
 
15 
 
-1 0 1 2 3 4 5 6 7
60
62
64
66
68
70
72
74
 
 m
N
.m
-1
)
ln c
GAC
(A) 
 
 
(B) 
 
Figura 1 – (A) Exemplo do efeito tensoativo de uma substancia (GAC - goma arábica comercial); 
(B) Representação de uma micela esférica. 
 
 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
Soluções de dodecilsulfato de sódio; Copos plásticos para pesagem; Bureta de 25 mL; 1 becker 
50 mL; 3 balões de 25 mL; 1 pipeta graduada de 1 mL; 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL E TRATAMENTO DE DADOS 
 
1 - Inicialmente, prepare as soluções indicadas a partir das soluções-estoque disponíveis no 
laboratório. 
2 - Pese um copinho e coloque um pouco de amostra (inicie pela solução mais diluída) numa 
bureta (cerca de 2,5 mL). Conte o número de gotas em 1,0 mL de amostra deixando as gotas 
caírem nesse copinho. Anote a temperatura. 
OBS.: Deve-se gotejar lentamente e proteger o sistema de correntes de ar. 
3 - Pese novamente o copinho com as gotas e calcule a massa de uma gota. 
4 - Repita o procedimento mais uma vez. Lave a bureta com água destilada e faça o experimento 
para outra solução preparada (ambiente a bureta com essa solução). 
5 - Complete a Tabela 1 abaixo de forma a calcular a tensão superficial como a média de 2 
medidas para todas as amostras (valores não distantes de mais de 3%). Tome o valor do raio 
do capilar e de f do experimento anterior (parte I) 
6 - Construa um gráfico da isoterma de adsorção de Gibbs de γ (N.m-1) versus ln [SDS]. Procure 
na literatura como é o formato da curva esperada. Calcule o coeficiente angular da porção 
intermediária da curva. 
7 – Determine o excesso superfícial através da equação da isoterma de adsorção de Gibbs. 
8 - Determine a área (em Å2) ocupada por uma molécula de SDS. 
9 - Também, através do gráfico, determine o valor da CMC para o SDS. 
Observação: atenção à aplicação das unidades corretas nas fórmulas. Lembre-se que 1 J = 1 
N.m. O coeficiente angular do gráfico da Isoterma de Gibbs tem unidades de N.m-1. 
 
 
 
 
 
16 
 
Tabela 1: Dados das soluções aquosas de SDS 
[SDS] mmol L-1 0,2 0,4 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 8,5 9,0 10,0 
no gotas (1) 
m / g (frasco 
vazio) (1) 
 
 
m / g (frasco + 
gotas) (1) 
 
Δm/kg (1) 
m (1 gota)/kg 
(1) 
 
no gotas (2) 
 
m / g (frasco 
vazio) (2) 
 
 
m / g (frasco + 
gotas) (2) 
 
 
Δm/ kg (2) 
m (1 gota)/kg 
(2) 
 
 
Massa média de 
1 gota/ kg 
 
 
  N.m-1 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1 - BUENO W. A. ; DEGRÈVE, L. Manual de laboratório de físico-química. São Paulo: 
McGraw-Hill, 1980. p.177-183. 
2 - SHOEMAKER , D. P.; GARLAND, C.W. Experiments in physical-chemistry. New York: 
McGraw - Hill, 1962. p.237 
3 - FINDLAY, A. Practical physical chemistry. 8 ed. London: Longmans, 1963. p 92-103. 
4 - www.qmc.ufsc.br/~minatti/aulas/qmc5409/exp_5_tensao_superficial_gota.pdf 
5 - SIERAKOWSKI, M. R. – Apostila de Físico-Química Experimental II – CQ 051 – 
Circulação interna. 
6 – SOUZA, Nereu J. Mello de – MARTINS FILHO, H. P. (participação) – Experimentos em 
Físico-Química – Ed. Universitária Paranaense – 1993. 
 
http://www.qmc.ufsc.br/~minatti/aulas/qmc5409/exp_5_tensao_superficial_gota.pdf
 
17 
 
EXPERIMENTO 4 – CONCENTRAÇÃO MICELAR CRÍTICA 
 
OBJETIVO 
 Determinar a concentração micelar crítica (CMC) para o dodecilsulfato de sódio (SDS), 
por medidas de condutividade, e verificar do efeito da força iônica. 
 
INTRODUÇÃO 
Os surfactantes são moléculas que têm uma região liofílica e uma liofóbica. Exemplos 
comuns deste tipo de moléculas são o sabão e os detergentes, os quais têm uma cabeça 
hidrofílica e uma cauda hidrofóbica. O mecanismo da estabilização baseia-se na formação de 
micelas, havendo dois tipos possíveis: as micelas normais e as micelas invertidas. 
 
 
Micelas normais Micelas invertidas 
 
Nas micelas normais as moléculas do surfactante envolvem a substância hidrofóbica 
(óleo, por exemplo). Esta é uma forma bastante eficiente de se estabilizar uma emulsão de óleo 
na água, pois o surfactante cria uma barreira mecânica que envolve cada gotícula de óleo, 
impedindo que estas se juntem quando chocam entre si. A existência de cargas do mesmo sinal, 
associadas às cabeças hidrofílicas, é um fator adicional de estabilidade devido às repulsões 
eletrostáticas entre as micelas. 
Nas micelas invertidas o meio de dispersão é uma gordura e a fase dispersa é a água. 
Neste caso as cabeças hidrofílicas ficam em contacto com a água e as caudas hidrófobas ficam 
em contacto com o óleo, blindando as gotículas de água e impedindo desta forma que estas de 
juntem quando chocam entre si. 
Um dos índices mais importantes no estudo de sistemas coloidais, relativo à sua 
caracterização, é a determinação da concentração micelar crítica (CMC). Esta concentração é a 
concentração mínima de soluto que permite a formação de micelas. Para a detecção da CMC, 
deve-se acompanhar a evolução de alguma propriedade característica da solução, como tensão 
superficial ou condutividade, com a concentração. No momento da formação das micelas, há 
uma brusca descontinuidade na variação das propriedades. 
Neste experimento estará em destaque o comportamento do tensoativo aniônico 
dodecilsulfato de sódio (SDS), também conhecido como laurilsulfato de sódio. Sabe-se que, 
quando quantidades convenientes de SDS são adicionadas em água, a solução apresenta 
alterações significativas, particularmente no que se refere à tensão superficial, porque sua 
diminuição permite, por exemplo, o aumento da solubilização de hidrocarbonetos. Observa-se 
contudo, que esta alteração não ocorre até ser atingida a concentração micelar crítica de SDS. 
No caso do SDS as micelas possuem de 60 a 120 unidades moleculares. 
Como as micelas não são tensoativas, após a CMC, a tensão superficial do sistema 
mantém-se aproximadamente constante. Cumpre ressaltar que a constituição das micelas não é 
estática; ao contrário, elas estão em constante reorganização. 
Neste experimento, o estudo será feito através de medidas da condutividade específica, 
k (S.cm-1 ou Ω-1.cm-1), de soluções constituídas por SDS em água, devido à presença de íons 
em solução. Através do gráfico de condutividade vs concentração de SDS, determina-se a CMC 
no ponto de descontinuidade da curva. 
 
 
http://alfweb.cii.fc.ul.pt/~cftcweb/CFTC/coccix/glossario.php#hidrofilicahttp://alfweb.cii.fc.ul.pt/~cftcweb/CFTC/coccix/glossario.php#hidrofobica
 
18 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
Agitador magnético (com aquecimento) e barra; 1 Bureta de 25 mL; 2 béqueres de 100 mL; 
1 pipeta de 10 mL; Condutivímetro; 1 Termômetro; 
Soluções aquosas de NaCl (5 mmol L-1), NaCl (5 mmol L-1)/ SDS (40 mmol L-1) e SDS (40 
mmol L-1). 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL E TRATAMENTO DE DADOS 
1 – Adicione 30 mL de água destilada em um dos béqueres de 100 mL e faça a leitura de sua 
condutividade, anote esse valor e considere como sendo k0. 
2 – Preencha a bureta com a solução pura de SDS, e adicione uma alíquota de 0,5 mL. Depois 
de 30 segundos, desligue a agitação e aguarde a estabilização da leitura da condutividade, 
anotando esse valor e encontre o valor correspondente da concentração de SDS na solução. 
Complete as tabelas abaixo. A agitação deve ser suave para evitar a formação de bolhas. Obs: 
A concentração máxima de SDS nos experimentos deve ser de 12 mmol L-1. 
3 – Repita as adições de 0,5 mL com as correspondentes leituras de k e concentração de SDS. 
Estime o volume máximo a ser adicionado da solução de SDS. 
4 – Para cada concentração de SDS, encontre o valor correspondente da condutividade 
normalizada (kN), através de k / k0. Graficamente, coloque o valor de kN (eixo y) pela 
concentração de SDS (eixo x), e analise a Figura obtida. 
5 – Repita os procedimentos (1 a 4), porém, adicionando a solução de NaCl no béquer (item 1) 
e solução NaCl / SDS na bureta (item 2). 
6 – Compare os gráficos obtidos e discuta como ocorre a variação da CMC a partir da alteração 
da força iônica. 
 
Tabela 1. Dados da adição de solução de SDS em água 
Volume adicionado Condutividade (k) kN [SDS] / m mol L
-1 
0 mL k0 = 1 0 
0,5 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
Tabela 2. Dados da adição de solução de NaCl/SDS em solução de NaCl 
 
Volume adicionado Condutividade (k) kN [SDS] / m mol L
-1 
0 mL k0 = 1 0 
0,5 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. Shaw, D. J. . Introdução a Química dos Colóides e Superfícies. Tradução Juergen H. Maar. 
São Paulo, Edgar Blucher, 1975. 4a Edição em inglês, 1992. 
2. Castellan, G. Fundamentos de Físico-Quimica. São Paulo, Livros técnicos e científicos, 1986. 
3. http://www.corpohumano.hpg.ig.com.br/generalidades/quimica/quimica_10.html 
4 - Rangel, R. N., Práticas de Físico-Química, Ed. Edgard Blucher Ltda, 2006. 
5 - www.qmc.ufsc.br/~minatti/aulas/qmc5409/exp_6_determinacao_cmc_conductivimetria.pdf 
6- FREITAS, R.A. Apostila de Físico-Química Experimental II – CQ 051. Circulação interna. 
7- Silva, I.R.; Barreto, P.L.M.; Bellettini, I.C. Química Nova, v. 36, nº 1, 5-9 (2013). 
 
 
 
http://www.corpohumano.hpg.ig.com.br/generalidades/quimica/quimica_10.html
http://www.qmc.ufsc.br/~minatti/aulas/qmc5409/exp_6_determinacao_cmc_conductivimetria.pdf
 
20 
 
EXPERIMENTO 5 - ADSORÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO PELO CARVÃO ATIVO 
 
OBJETIVO: 
Calcular a área superficial do carvão ativo aplicando a Isoterma de Langmuir para a 
adsorção do ácido acético pelo carvão ativo. 
 
INTRODUÇÃO 
 
Adsorção é o acúmulo de uma substância numa interface, que é a superfície ou região 
limítrofe entre duas fases. O caso mais comum é quando uma das fases é um sólido, e a outra 
líquida ou gasosa. A adsorção se processa com liberação de calor, denominado calor de 
adsorção . É também um processo reversível: assim, parte da substância que foi adsorvida, 
pode, por diluição, ser dessorvida, até que se estabeleça um novo estado de equilíbrio. 
A espécie química que fica adsorvida sobre a superfície de um material recebe o nome 
de adsorvato. Para o caso de adsorção sobre superfícies sólidas, o sólido recebe o nome de 
substrato. O carvão ativo é um exemplo de substrato que encontra diversas aplicações graças à 
sua habilidade de adsorver quase todo tipo de substâncias orgânicas, metais e íons. 
Uma isoterma de adsorção é uma função do tipo nads = fT (c) e são úteis para obter outras 
propriedades termodinâmicas, como a área superficial do substrato. 
Para o caso da adsorção em solução, as duas principais classes de isoterma estão 
representadas na Figura 1. 
A isoterma de Langmuir tende a um limite de adsorção, que podemos interpretar em 
termos de um recobrimento completo da superfície por uma quantidade nmax de adsorvato (uma 
monocamada). Este tipo de isoterma é típico de superfícies homogêneas. Para o caso de 
superfícies heterogêneas, a isoterma de adsorção não apresenta um limite claro de adsorção em 
monocamada, tem-se então a isoterma de Freundlich. 
 
Uma derivação simples da expressão da isoterma de Langmuir é feita a seguir: 
 O processo de adsorção do gás A sobre uma superfície pode ser representada pela 
equação: 
A + S AS 
onde S é a posição vazia na superfície do sólido (sítio ativo) e AS representa a molécula 
adsorvida. A constante de equilíbrio pode ser escrita como: 
px
x
K
S
AS= 
 
onde: xAS é a fração das posições na superfície que estão ocupadas; 
xS é a fração das posições livres; 
e p é a pressão do gás. 
 
K
nmax 
 
21 
 
Comumente se usa  em função de xAS onde  representa a fração da superfície que está 
coberta. Assim 1-  representará a fração da superfície que não está coberta. Pode-se então 
escrever: 
p)1(
K
−

= ou seja: 
−

=
1
p.K 
que é a expressão da isoterma de Langmuir. 
 Rearranjando, em termos de , a equação fica:
p.K1
p.K
+
= 
 Para o caso de adsorção em solução, a isoterma continua válida, devendo-se somente 
substituir P, pressão do gás, por c, a concentração em mol.L-1 do soluto na solução. 
 Pode-se escrever ainda que: 
maxn
nads= 
onde: nads = quantidade de matéria de moléculas adsorvidas por grama de sólido; 
nmax = quantidade de matéria de soluto por grama de sólido necessários para 
formar uma monocamada sobre a superfície. 
Então: 
cK
cK
n
nads
.1
.
max +
= 
e rearranjando tem-se: 
 
maxmax.
1
n
c
nKn
c
ads
+=  
cnKnnads
1
.
.
111
maxmax








+= 
 
que é a forma mais usual da isoterma de Langmuir. 
 Dessa expressão tem-se que quando a isoterma de adsorção de Langmuir representa de 
um modo adequado um processo de adsorção, então um gráfico de 1/n versus 1/c deverá resultar 
numa reta, cujo coeficiente angular será igual a 1/(K.nmax), e o coeficiente linear será igual a 
1/nmax. 
 Tendo os valores de nmax e conhecendo , a área ocupada por uma molécula adsorvida 
na superfície do sólido, então a área superficial do sólido será: 
A = nmax N0 , onde N0 é o número de Avogadro 
 
A isoterma de Freundlich, aplicada normalmente para a adsorção de um soluto contido 
numa solução por um adsorvente sólido, é utilizada para determinar a quantidade de material 
adsorvido: 
nads = k.c 
N , 
onde nads é a quantidade de matéria de moléculas adsorvidas por grama de sólido em equilíbrio 
com uma solução de concentração c; k e N são constantes que dependem da natureza do soluto, 
do solvente, do adsorvente e da temperatura. A expressão anterior equivale a: 
log nads = log k + N log c 
 Assim, um sistema que está de acordo com a isoterma de Freundlich, pode ser 
representado por um gráfico linear de log nads versus log c. 
 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
2 erlenmeyer de 250 mL, 4 erlenmeyers de 125 mL; 1 bureta de 50 mL, 2 pipetas graduadas de 
10 mL, ácido acético 0,500 molL-1; hidróxido de sódio 0,100 e 0,0100 molL-1 (padronizadas); 
fenolftaleína e carvão ativo. Agitador magnético. 
 
 
 
22 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL E TRATAMENTO DE DADOS 
 
1 – Prepare, em balões volumétricos de 100,0 mL, soluções diluídas de ácido acético indicadas 
a partir da solução estoque, de acordo com a tabela abaixo.Complete o volume para 100,0 mL 
com água destilada. 
 
Balão volumétrico 1 2 3 4 5 6 7 8 
Solução estoque / mL 50,0 30,0 25,0 20,0 15,0 10,0 5,0 2,0 
Água destilada q.s.p.................................................................100,0 mL 
 
2 – Coloque cada solução preparada de ácido no erlenmeyer de 250 mL juntamente com 1,00 
grama de carvão ativo que foram previamente pesados. Anote a massa exata pesada. 
3 – Mantenha as misturas acima em agitação por 10 minutos. 
4- Filtre, com funil e papel de filtro, a mistura e descarte os 10 mL iniciais como precaução 
contra adsorção do ácido pelo papel de filtro. Retire alíquotas de 10,0 mL do filtrado, adicione 
fenolftaleína e 30 mL de água destilada e titule-as com solução de NaOH 0,100 mol.L-1 ou 
0,0100 mol.L-1 para as soluções mais diluídas. Repita o procedimento. 
5 – Preencha a tabela a seguir e aplique os dados experimentais na isoterma de Langmuir. 
 
Erlenmeyer 1 2 3 4 5 6 7 8 
Massa de carvão ativo / g 
[HAc] inic / mol.L
-1 
Vmédio de NaOH gasto/ mL 
[HAc] equilíbrio / mol.L
-1 
n ads / mol 
n ads/m (g) carvão / mol.g
-1 
 
6– Calcule a área superficial em m2.g-1 de carvão ativo. Assuma que cada molécula de ácido 
acético ocupa uma área igual a 21Å2. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. SHAW, D. J. . Introdução a Química dos Colóides e Superfícies. Tradução Juergen 
H.Maar. São Paulo Edgar Blucher, 1975. 4a Edição em inglês, 1992. 
2. HUNTER, R. J. Introduction to a Modern Colloid Science, Oxford University Press, 1993. 
3. ATKINS, P. W. Phisycal Chemistry. Oxford University Press, 1990. 
4 – SOUZA, Nereu J. Mello de – MARTINS FILHO, H. P. (participação) – Experimentos em 
Físico-Química – Ed. Universitária Paranaense – 1993. 
5−SIERAKOVSKI, M. R. – Apostila de Físico-Química Experimental II – CQ 051 – Circulação 
interna. 
 
 
 
23 
 
EXPERIMENTO 6 – Parte I- ADSORÇÃO DO AZUL DE METILENO EM FIBRAS 
DE ALGODÃO – Curva Padrão 
 
OBJETIVO 
 Obter a curva padrão do azul de metileno, através da técnica de espectrofotometria de 
absorção no UV-VIS. 
 
INTRODUÇÃO 
 
Funcionamento de um espectrofotômetro 
Há diversos tipos de espectrofotômetro. Consistem essencialmente num prisma de 
difração, que funciona como monocromador e de um sistema elétrico de detecção, amplificação 
e medição. Assim, a luz, proveniente de uma lâmpada, passa através de um monocromador 
que a separa em vários comprimentos de onda, atravessa uma pequena fenda e incide na 
amostra. Esta absorve uma parte da luz e a que não é absorvida é transmitida através da amostra 
e vai ser detectada por um detector; o sinal elétrico gerado é amplificado no amplificador e é 
enviado para o voltímetro (calibrado em unidades de absorbância) que lê a quantidade de luz 
que passou através da amostra. O voltímetro pode ligar-se a um registrador, onde se pode obter 
um registro permanente da absorbância da amostra em função do tempo. Antes de medir a 
absorbância a cada comprimento de onda acerta-se o zero do aparelho (Abs=0), com uma 
célula contendo água ou o solvente do ensaio em causa. 
 
 
A absorção de luz por uma substância em solução pode ser utilizada para determinar a 
sua concentração, uma vez que, para soluções diluídas, existe uma relação linear entre a 
concentração da substância e a quantidade de luz absorvida. Além disso, cada substância 
absorve mais fortemente uns comprimentos de onda do que outros. A absorção de luz 
característica de cada substância, que representa o seu Espectro de Absorção (vide Figura 1), 
pode ser utilizada para caracterizar e identificar uma ou mais substâncias numa mistura. 
 
Figura 1 – Espectro de absorção no UV-VIS para uma solução de azul de metileno. 
 
 
24 
 
 
Quando um feixe de luz de determinado comprimento de onda 
de intensidade Io incide perpendicularmente sobre uma solução 
de um composto químico que absorve luz, o composto 
absorverá uma parte da radiação incidente (Ia) e deixará passar 
o resto (It) de forma que: I
o 
= I
a 
+ I
t
 
 
 
 
Porcentagem de Transmitância (%T)  % T = (It/Io)
 
x 100 
Absorvância (Abs)  Abs = log 1/T = -log T = -log I
t
/ I
o 
 
 
Lei de Lambert-Beer 
A relação matemática entre a concentração de uma substância em solução e a absorção, 
é dada pela lei de Beer-Lambert que é expressa por: 
 
Onde:  = coeficiente de extinção molar de uma substância; 
l = caminho óptico 
C = concentração da substância 
 
O coeficiente de extinção molar é o valor da absorbância de uma substância de 
concentração 1 mol.L-1, medida num tubo com uma espessura de 1cm. 
A lei de Lambert-Beer pode ser utilizada para determinar o coeficiente de extinção 
molar de substâncias em solução e para determinar a concentração de uma ou mais substâncias 
em solução. Deve notar-se que as leis da absorção indicadas só se aplicam à luz 
monocromática (de um comprimento de onda particular). 
A lei de Lambert-Beer é válida somente para soluções relativamente diluídas, uma vez 
que acima de certas concentrações a relação entre a absorbância e a concentração deixa de ser 
linear, como se exemplifica na Figura 2. 
Para que seja possível utilizar a relação entre a absorbância de soluções de concentração 
conhecida e a concentração (curva padrão) para extrapolar concentrações de amostras de 
concentração desconhecida, é necessário que o meio usado na preparação dos padrões seja o 
mesmo usado na preparação das amostras. 
 
 
Figura 2- Relação entre a densidade óptica (Absorbância) e a concentração de uma substância 
em solução. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
Tubos de ensaio; cubetas; 02 pipetas graduadas de 5,0 mL; 1 pipeta graduada de 10,0 mL, 
Erlenmeyer; 
solução estoque de azul de metileno a 15 mg L-1; tolueno (conservante); tecido de algodão e 
água destilada. 
 
25 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL E TRATAMENTO DE DADOS 
 
1 - Prepare soluções diluídas do azul de metileno (AM) a partir da solução estoque de acordo 
com a Tabela 1 e coloque em tubos de ensaio. 
 
Tabela 1 – Condições experimentais para construção da curva padrão do azul de metileno, a 
partir de uma solução a 15 mg L-1 
Tubo A B C D E F G H I 
Solução estoque (mL) 0,0 0,2 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 
Água destilada (mL) 5,0 4,8 4,5 4,0 3,5 3,0 2,5 2,0 1,5 
Concentração AM (mg/L) 
Absorbância, a ____nm 
 
2 – Coloque uma solução preparada de AM numa cubeta (a solução A é o “branco”). 
3- Faça a leitura da absorbância das soluções de AM, no comprimento de onda de máxima 
absorbância, iniciando pela solução de AM mais diluída. Complete a tabela 1. Quando 
necessário, lave a cubeta com álcool etílico para a remoção do azul de metileno. 
4- Monte um gráfico de absorbância versus concentração de azul de metileno e ache a equação 
da reta correspondente (curva padrão). 
5 - Pese um pedaço de algodão (~0,5 g) em um frasco e anote exatamente a massa pesada. Faça 
esse procedimento para 7 frascos. 
6- Prepare as soluções de AM indicadas na tabela 2 (de 5 a 50 mg/L), em balões volumétricos 
de 50 mL, a partir de uma solução estoque de AM de 250 mg/L. Calcule o volume necessário 
da solução estoque para o preparo das soluções indicadas na tabela. 
7- Adicione os 50,0 mL da solução de azul de metileno em cada frasco, contendo a massa de 
algodão, conforme a Tabela 2. 
 
Tabela 2 – Soluções a serem utilizadas de azul de metileno em algodão e respectivas massas 
de algodão. 
Frasco 1 2 3 4 5 6 7 
Concentração (mg L-1) 5 10 15 20 30 40 50 
Volume da solução 
estoque 250 mg/L 
 
Massa do algodão (g) 
 
8 - Agite por um minuto, adicione 2 gotas de tolueno (conservante), tampe, etiquete 
(concentração, dia da semana e horário da turma) e deixe em repouso por uma semana em 
ambiente livre da luz. Repita o procedimento para as outras concentrações. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
1. KAEWPRASIT, C. Application of Methylene Blue Adsorption to CottonFiber Specific 
Surface Area Measurement; The Journal of Cotton Science, v 2, 164-173 (1998) – link: 
http://www.cotton.org/journal/1998-02/4/upload/jcs02-164.pdf 
2. BARTON, S.S. Adsorption from Dilute, Binary and Aqueous Solutions. The Journal of 
Colloid and Interface Science, v. 158, 64-70 (1993). 
3. SIERAKOWSKI, M-R. – Apostila de Físico-Química Experimental II – CQ 051 Circulação 
interna. 
http://www.cotton.org/journal/1998-02/4/upload/jcs02-164.pdf
 
26 
 
EXPERIMENTO 6 – Parte II- ADSORÇÃO DO AZUL DE METILENO EM FIBRAS DE 
ALGODÃO – Área superficial específica 
 
OBJETIVO 
 Determinar a área superficial específica da fibra de algodão. 
 
INTRODUÇÃO 
A intensidade de adsorção depende da temperatura, da natureza, da concentração do 
adsorvato e da natureza e estado de agregação do adsorvente. 
 A qualidade das fibras é uma preocupação para a indústria têxtil, especialmente de algodão. 
Fibras de boa qualidade exibem características físicas próprias, dentre as quais se destaca a área 
superficial específica que é a área acessível da superfície do sólido por unidade de massa do 
material. As fibras de algodão são padronizadas internacionalmente e diferenciam-se entre si por 
possuírem características mecânicas diferentes, tais como porcentagem de fibras maduras, taxa de 
maturidade, comprimento da fibra, resistência à pressão, etc. 
 O azul de metileno possui grande capacidade de ser adsorvido em sólidos sendo facilmente 
caracterizado. A estrutura do azul de metileno é mostrada na Figura 1. 
H3C
H3C
S
N
NN
CH3
CH3 Cl
+
 
Figura 1 – Estrutura do azul de metileno 
 
 No experimento será calculada a quantidade de azul de metileno adsorvido nas fibras de 
algodão. Isto é possível devido à interação física entre o azul de metileno e a superfície da fibra 
como mostra a Figura 2. 
 
H3C
H3C
S
N
NN
CH3
CH3
+
H
O
H
O
H
O
H
O
 
Figura 2 – Modelo esquemático da interação entre o azul de metileno e a fibra de algodão. 
 
 
A área superficial específica será calculada através da isoterma da Langmuir (ver prática 
anterior) usando a seguinte expressão: 
A = nmax.NA. (1) 
 
onde : A= Área superficial específica, NA = Número de Avogadro ,  = área molecular do 
adsorvato e nmax = quantidade de matéria de soluto por grama de sólido necessários para formar 
uma monocamada sobre a superfície. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
Tubos de ensaio; 02 pipetas graduadas de 5,0 mL; 1 pipeta graduada de 10,0 mL, Erlenmeyer; 
solução estoque de azul de metileno a 15 mg L-1; tolueno (conservante); tecido de algodão e água 
destilada. 
 
27 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL E TRATAMENTO DE DADOS 
 
1 - Retire 10,0 mL das soluções preparadas na aula anterior, coloque em tubos de ensaio e meça 
o valor da absorbância das mesmas, no comprimento de onda escolhido na semana anterior. 
2 - Através da equação da reta encontrada no experimento anterior, calcule a concentração das 
amostras (concentração de equilíbrio) e preencha a Tabela 1. As muito concentradas, ou seja, que 
apresentarem valores de absorbância maiores que 1,0, devem ser diluídas. A sugestão é fazer 
diluição e assinalar tais amostras com *. 
 
 Tabela 1 – Resultados experimentais. 
Frasco 1 2 3 4 5 6 7 
C inicial (mg/L) 5 10 15 20 30 40 50 
Absorbância, __nm 
C equilíbrio (mg/L) 
Massa algodão (g) 
 
 
 
 
 
 
 
3 – Aplique os dados experimentais na isoterma de Langmuir. 
4 - Calcule a área superficial específica da fibra de algodão sabendo-se que  = 197,2 Å2 e M = 
319,5 g mol-1 para o azul de metileno. Compare o valor com o da literatura (Referência 1). 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. KAEWPRASIT, C. Application of Methylene Blue Adsorption to Cotton Fiber Specific Surface 
Area Measurement; The Journal of Cotton Science, v 2, 164-173 (1998) – link: 
http://www.cotton.org/journal/1998-02/4/upload/jcs02-164.pdf 
2. BARTON, S.S. Adsorption from Dilute, Binary and Aqueous Solutions. The Journal of 
Colloid and Interface Science, v. 158, 64-70 (1993). 
3. SIERAKOWSKI, M-R. – Apostila de Físico-Química Experimental II – CQ 051. Circulação 
interna. 
http://www.cotton.org/journal/1998-02/4/upload/jcs02-164.pdf
 
 28 
EXPERIMENTO 7 – DIAGRAMA DE FASES TERNÁRIO 
 
OBJETIVO 
 Construir o diagrama de fases ternário do sistema água-etanol-acetato de etila. 
 
INTRODUÇÃO 
 De acordo com a regra das fases de Gibbs, quando se observa uma única fase em um 
sistema de três componentes, os graus de liberdade são 4. Portanto, para descrevê-lo 
completamente, deveremos fixar 4 das 5 variáveis do sistema (T, p e as concentrações de cada 
um dos três componentes). Como os gráficos de tantas variáveis são muito difíceis de 
interpretar, a estratégia é manter algumas das variáveis constantes e construir o gráfico das 
outras. Para um sistema dado de três componentes líquidos, existem composições para as quais 
a solubilidade é completa, resultando a mistura em uma só fase. Assim, a p e T constante, são 
apenas 2 os graus de liberdade, ou seja, apenas 2 das 3 concentrações descrevem completamente 
o sistema. Existem também composições em que aparecem duas fases imiscíveis, cada uma 
com os três componentes em certa proporção. 
 Nesse experimento, será construído um diagrama ternário (com o auxílio da figura em 
anexo) onde a curva de solubilidade será determinada pelo desaparecimento de uma das fases. 
Esta curva limite separa a zona de composições que originam um sistema monofásico das que 
originam um sistema bifásico. 
 O sistema estudado neste experimento será a mistura de água destilada + etanol + acetato 
de etila a temperatura e pressão ambiente. Água e acetato de etila são praticamente insolúveis, 
mas ambos misturam-se em qualquer proporção com etanol. Como consequência, o etanol 
aumenta a solubilidade mútua da água e acetato de etila. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
Acetato de etila, etanol e água destilada; 10 Tubos de ensaio; Bureta de 25 mL; 
Agitador de tubos (vortex); 
 
PARTE EXPERIMENTAL E TRATAMENTO DE DADOS 
 
1 - Numere os tubos de ensaio e encha cada bureta com acetato de etila, etanol e água, 
respectivamente. Observação: Secar toda a vidraria com acetona. 
2 - Transfira as seguintes quantidades de água e acetato de etila para os tubos, conforme a 
Tabela 1. Realize em duas etapas. 
 
Tabela 1 – Resultados experimentais. 
tubos 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 
Água / mL 1,0 1,0 2,0 2,0 1,0 2,0 2,5 2,5 0,4 0,5 
AcOEt / mL 2,0 3,0 1,0 3,0 1,0 1,5 0,5 1,5 6,0 3,0 
Etanol / mL 
tubos 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 
Água / mL 3,0 3,5 0,3 0,5 0,5 1,0 4,0 0,5 0,4 
AcOEt / mL 1,0 1,5 7,0 3,5 5,0 3,5 0,5 4,0 0,4 
Etanol / mL zero zero 
Obs:. Manter a temperatura constante durante os experimentos. 
3 - Dos tubos 1 a 18, adicione o etanol da bureta (de 0,2 em 0,2 mL) até que a turbidez ou as 
duas fases presentes desapareçam. Agite a mistura a cada adição de etanol. Anote o volume 
 
 29 
gasto na tabela. Nos tubos 19 e 20 não será adicionado etanol; serão adicionados água e acetato 
de etila até o desaparecimento da turvação. 
4-Complete a tabela abaixo com a ajuda dos dados coletados na Tabela 1. Use as densidades 
dos líquidos puros para transformar volumes em massa, a seguir, em quantidade de matéria e 
calcule a fração molar (x) de modo a completar a seguinte Tabela 2. Dados: d (AcOEt) = 0,897 
g cm-3, d (EtOH) = 0,789 g cm-3 e d (H2O) = 0,997 g cm
-3. 
 
Tabela 2 – Tratamento dos dados experimentais. 
Água Acetato de etila etanol 
Tubo m /g n / mol x m / g n / mol x m /g n / mol x 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
8 
9 
10 
11 
12 
13 
14 
15 
16 
17 
18 
19 
20 
 
5- Utilize o gráfico fornecido a seguir para montar o diagrama de fases(em fração molar). 
6 - Compare o diagrama obtido com o da literatura (vide Referência). 
 
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
RESA, J.M. e GOENAGA, J.M, Liquid-Liquid Equilibrium Diagrams of Ethanol + Water 
+(Ethyl Acetate or 1-Pentanol) at Several Temperatures J. Chem. Eng. Data 2006, 51, 1300-
1305). 
 
 
 30 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
0.0 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0
0.0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.9
1.0
0.0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.9
1.0
H
2
O
AcOEt
 
 
EtOH
 
 31 
EXPERIMENTO 8 - COLÓIDES: Estabilidade das soluções de proteínas 
 
OBJETIVO 
 Análise qualitativa dos fatores que promovem estabilidade de soluções de albumina. 
 
INTRODUÇÃO 
 
Além das soluções e suspensões, existe um terceiro tipo de misturas, onde as substâncias 
não se separam sob a ação da gravidade, mas onde é possível separá-las usando filtros 
extremamente finos ou centrifugadoras extremamente potentes. A este tipo de misturas 
chamamos colóides. Esta diferença quanto à separação é um reflexo da diferença do tamanho 
das partículas. Normalmente, a fase uniformemente dispersa no meio de dispersão tem 
dimensões entre 1 nm e 1000 nm 
Na presente prática, será usada uma proteína, a albumina, dissolvida em água, como 
exemplo de sistema coloidal. As proteínas são compostos orgânicos de alta massa molar 
formadas pelo encadeamento de aminoácidos. Cada aminoácido consiste de um grupo amino (-
NH2) básico, um grupo carboxílico ( -COOH) ácido e uma cadeia lateral (grupo R) que é 
diferente para cada um dos vinte diferentes aminoácidos. 
Existem dois fatores que promovem a estabilidade desse sistema coloidal: 
a) Carga elétrica. O fato da proteína possuir carga elétrica evita o contato entre elas 
durante os choques devido ao movimento browniano. A carga pode ser devido aos grupos -
COO- (pH alto) ou -NH3
+ (pH baixo). Há um valor de pH específico para cada proteína, onde 
os 2 processos se equilibram e a proteína adquire carga nula; este pH é chamado de ponto 
isoelétrico (pI). Nesse ponto, o sistema é instável e coagula com facilidade. 
 
pH (ácido) pH (ponto isoelétrico) pH (alcalino) 
 
b) Solvatação. Algumas moléculas de água aderem-se aos grupos polares da proteína e 
criam uma barreira de contato. Por isso, mesmo no pI as proteínas não coagulam 
espontaneamente. 
Na presente prática, serão testados os fatores de estabilidade de soluções de albumina 
em relação à carga das moléculas e sua solvatação. Para a remoção da proteção da carga elétrica 
das partículas, será adicionado eletrólito ao sistema. Quanto maior a carga do íon do eletrólito 
de sinal oposto ao da partícula maior eficiência na coagulação do sistema coloidal. Para a 
remoção da proteção da solvatação, será adicionado um solvente polar. 
Obs.: O pI da albumina é 4,65. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
Solução de albumina (3,0 mg.mL-1), tubos de ensaio, pipeta graduada de 5 mL, solução de 
nitrato de cobre a 1%, solução de ferrocianeto de potássio a 1%, 0,1% e 0,01%, etanol , ácido 
acético glacial, pHmetro. 
 
 32 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
a) Comportamento em pH > pI 
1- Transfira aproximadamente 30 mL da solução de albumina para um béquer e meça 
seu pH. 
2- Coloque 5,0 mL da solução de albumina em dois tubos de ensaio. Adicione ao 
primeiro 5 gotas de Cu(NO3)2 a 1% e verifique se ocorre coagulação. Em caso afirmativo, repita 
o teste com outra amostra de 5,0 mL da solução de albumina, adicionando uma solução de 
nitrato de cobre 10 vezes mais diluída. Continue adicionando soluções 10 vezes mais diluídas 
e testando até não haver mais coagulação. 
3- Tome mais 2 tubos de ensaio e coloque 5,0mL da solução de albumina em cada um 
deles. Ao primeiro, adicione 2,5 mL (~50 gotas) de etanol e ao segundo, 5 gotas de 
K4[Fe(CN)6]. Observe em quais tubos ocorreu coagulação. 
 
b) Comportamento em pH  pI 
1- Coloque 50 mL da solução de albumina num béquer e adicione gotas (1-2) de ácido 
acético suficientes para abaixar o pH a 4,6. 
2- Coloque 5,0 mL da solução preparada em três tubos de ensaio. Ao primeiro, adicione 
5 gotas de Cu(NO3)2 a 1%, ao segundo, adicione 2,5mL de etanol e ao terceiro, adicione 5 gotas 
de K4[Fe(CN)6]. 
 
c) Comportamento em pH < pI 
1- Adicione mais gotas de ácido acético à solução restante no béquer de modo a baixar 
o pH a 3,2. 
2- Coloque 5,0 mL da solução de albumina preparada em dois tubos de ensaio. Adicione 
ao primeiro 5 gotas de K4[Fe(CN)6] a 1% e verifique se ocorre coagulação. Em caso afirmativo, 
adicione soluções 10 vezes mais diluídas até não mais haver coagulação. 
3- Tome mais 2 tubos de ensaio e coloque 5,0 mL da solução de albumina em cada um 
deles. Ao primeiro, adicione 2,5 mL de etanol e ao segundo, 5 gotas de Cu(NO3)2 a 1%. Observe 
em quais tubos ocorreu coagulação. 
 
Tabela 1 - Tabela de observações 
pH 
Cu2+ (1%) 
Cu2+ (0,1%) 
Cu2+ (0,01%) 
EtOH 
Fe(CN)4-6 (1%) 
Fe(CN)4-6(0,1%) 
Fe(CN)4-6 (0,01%) 
 Legenda da Tabela: (+) : coagulou (solução turva); (-): não coagulou 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
1. Shaw, D. J. . Introdução a Química dos Colóides e Superfícies. Tradução Juergen H.Maar. 
São Paulo Edgar Blucher, 1975. 4a Edição em inglês, 1992. 
2. Castellan, G. Fundamentos de Físico-Quimica. São Paulo, Livros técnicos e científicos, 1986. 
3. http://www.corpohumano.hpg.ig.com.br/generalidades/quimica/quimica_10.html 
4 - SIERAKOWSKI, M. R. – Apostila de Físico-Química Experimental II – CQ 051 – Circulação 
interna. 
http://www.corpohumano.hpg.ig.com.br/generalidades/quimica/quimica_10.html