Apostila Físico-Química 2019

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ESTRUTURA DOS RELATÓRIOS
I - INTRODUÇÃO
- Breve resumo contendo os objetivos. 
II - RESULTADOS E DISCUSSÃO
- Sempre que possível organizar gráficos e tabelas;
- Em uma série de cálculos similares, não é necessário apresentar todas as contas. Ilustrar 
com exemplos como são feitos os cálculos. 
- Comentar sobre a relevância dos resultados e métodos;
- Comparar com dados da literatura;
- Comentar possíveis fontes de erros experimentais e aqueles decorrentes de aproximações 
teóricas;
- Outros comentários que achar pertinente. 
III - CONCLUSÕES
- Apresentar as principais conclusões, mencionando se os objetivos da prática foram 
cumpridos. 
LABORATÓRIO DE FÍSICO QUÍMICA PARA LICENCIATURA
RELAÇÃO DAS PRÁTICAS
PRÁTICA 1 ...........................................................................................................................4
CALOR DE REAÇÕES IÔNICAS E DE DISSOLUÇÃO...................................................4
PRÁTICA 2 .........................................................................................................................11
TENSÃO SUPERFICIAL ...................................................................................................11
PRÁTICA 3 .........................................................................................................................15
ADSORÇÃO EM SOLUÇÃO ............................................................................................15
PRÁTICA 4 .........................................................................................................................19
CINÉTICA QUÍMICA: INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO E DA TEMPERATURA 
NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS............................................................19
PRÁTICA 5 .........................................................................................................................26
ELETROQUÍMICA ............................................................................................................26
PARTE A: PILHA DE DANIELL ......................................................................................26
PARTE B: REAÇÃO DE DESPRENDIMENTO DE HIDROGÊNIO ..............................28
PRÁTICA 6 .........................................................................................................................33
SOLUBILIDADE DE SÓLIDOS EM LÍQUIDOS.............................................................33
PRÁTICA 1
CALOR DE REAÇÕES IÔNICAS E DE DISSOLUÇÃO
OBJETIVOS: Determinação do calor de neutralização de ácidos fortes e fracos, do calor de 
precipitação de um sal pouco solúvel e do calor de dissolução do ácido benzóico. 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Todos os processos químicos e físicos não envolvem somente transformações 
materiais (reações químicas) ou mudanças de estado físico, mas também são acompanhados 
por variações energéticas. Um dos objetivos da calorimetria é justamente medir as variações 
energéticas que acompanham os processos químicos e físicos.
Um caso especial muito importante é o estudo das variações energéticas que 
acompanham os processos que ocorrem a pressão constante, por exemplo, reações químicas 
realizadas em recipientes abertos. Neste caso a equação para a primeira lei da termodinâmica 
fica sendo:
VpUHQp (1.1)
onde Qp é o calor trocado entre o sistema e o meio ambiente, U é a variação da energia 
interna do sistema, p V é o trabalho efetuado na transformação. À pressão constante Qp =
H = variação de entalpia do sistema, que pode ser avaliada através de experimentos 
calorimétricos.
A medida direta dos calores envolvidos nas reações químicas é um campo da 
calorimetria que tem recebido pouca atenção. A principal razão é que muitas reações 
ocorrem sob condições que estão fora do alcance das medidas calorimétricas diretas, por 
exemplo, é impossível fazer uma medida calorimétrica de uma reação que não se completa 
dentro de alguns minutos ou não são obtidos resultados significativos no caso de processos 
que são complicados por reações paralelas. Contudo, há diversos tipos de reações que são 
susceptíveis de observação calorimétrica direta, por exemplo, as reações de neutralização e 
muitas reações iônicas de precipitação.
Calor de Neutralização e Precipitação
As soluções diluídas de ácidos fortes ou de bases fortes podem ser consideradas 
completamente dissociadas em seus íons. Adicionalmente, o sal formado a partir de um 
ácido forte e uma base forte também estará completamente dissociado em solução diluída. 
Assim, o calor liberado na neutralização de ácidos fortes (HX) por bases fortes (MOH), 
quando suficientemente diluídos, corresponde ao calor de formação da água líquida a partir 
dos íons hidrogênio e hidroxila, ou seja, a equação completa será:
XMOHOHMXH 2 (1.2)
podendo ser reduzida a:
OHOHH 2 (1.3)
À medida que os reagentes são diluídos, o calor de neutralização se aproxima de um 
valor limite igual a -13,4 Kcal/mol. Neste caso, o calor liberado é independente da natureza 
do ânion do ácido e do cátion da base. Isto não será verdadeiro se o ácido ou a base não 
estiverem completamente ionizados, porque o calor de neutralização irá diferir do valor 
teórico dado acima devido à quantidade de calor necessária para completar a ionização.
O ácido acético está parcialmente ionizado em solução e a sua neutralização pelo 
hidróxido de sódio pode ser expressa como:
OHCOOCHOHCOOHCH 233 (1.4)
ou, considerando o processo em duas etapas:
OHOHH
HCOOCHCOOHCH
2
33
(1.5)
OHCOOCHOHCOOHCH 233
O calor de neutralização neste caso é o calor de formação da água a partir dos íons 
hidrogênio e hidroxila menos a energia requerida para dissociar as moléculas de ácido 
acético não ionizadas. Estes calores de neutralização podem ser todos determinados por 
medidas calorimétricas simples, com um erro não maior que 2%.
O calor de precipitação de sais pouco solúveis também pode ser facilmente 
determinado, uma vez que se trata de uma reação que praticamente se completa de forma 
muito rápida.
Calor de Dissolução
Será estudado o equilíbrio entre o soluto na solução e o soluto sólido puro:
soluto (sólido puro) soluto (solução)
Nesta condição a solução encontra-se saturada, com respeito ao soluto. A condição 
de equilíbrio requer que o potencial químico do soluto ( 2) seja o mesmo em ambas as fases, 
isto é,
2 (sólido,T,p) = 2 (X2,T,p) (1.6)
onde X2 é a fração molar do soluto na solução saturada, e é portanto, a solubilidade do soluto 
(S) expressa em termos de fração molar. Se a solução for ideal, pode-se utilizar a seguinte 
relação:
RTlnSp(T,pT,S,pT,,X 02222 (1.7)
onde 2
o é o potencial químico do soluto líquido puro.
Rearranjando a Eq. (1.7), a seguinte expressão para a solubilidade é obtida:
RT
)p,T,solido()p,T(
Sln 2
o
2
(1.8)
Como 2
o T p( , ) é o potencial químico do soluto líquido puro, 
2 2
o
dissolT p solido T p G( , ) ( , , ) .= , onde Gdissol. é a energia livre molar de 
dissolução do soluto em saturação, a Eq. (1.8) pode ser reescrita na forma:
RT
G
Sln .dissol (1.9)
A forma diferencial da Eq. (1.9), sendo mantida a pressão constante é:
T
)G(
R
1
S)(ln dissol.p (1.10)
Dividindo ambos os membros da Eq. (1.10) por T:
T
/T)G(
R
1
T
S)(ln
dissol.p
(1.11)
Mediante a equação de Gibbs-Helmholtz:
2
p T
H
T
)T/G(
a Eq. (1.11) se modifica para:
2
dissol.
RT
H
T
)lnS(
(1.12a)
ou de forma equivalente para:
R
H
)T/1(
)S(ln .dissol
(1.12b)
onde Hdissol. é a variação de entalpia envolvida na dissolução de um soluto para formar 
uma solução saturada, ou:
constantep,
T
Td
R
H
lnSd
2
dissol. (1.13)
Supondo que Hdissol. é constante entre as temperaturas T1 e T2, a Eq. (1.13) pode 
ser facilmente integrada entre estes limites, ou seja:
12
dissol.
2
1
T
1
T
1
R
H
S
S
ln (1.14
onde S1 é a solubilidade do soluto na temperatura absoluta T1 e S2 é a solubilidade do soluto 
em T2.
Se a solubilidade de uma substância é determinada em duas temperaturas diferentes,o seu calor de dissolução ( Hdissol. ) pode ser calculado pela aplicação da Eq. (1.14). Um 
resultado mais preciso pode ser obtido se a solubilidade for determinada em várias 
temperaturas diferentes. Assim Hdissol. pode ser obtido da inclinação de um gráfico de 
log S vs. 1/T, conforme a Eq. (1.12b).
MATERIAIS E REAGENTES
Calorímetro composto por frasco de Dewar, termômetro e agitador.
1 béquer de 600 mL
1 béquer de 1000 mL
8 erlenmeyers
1 proveta de 100 mL
1 proveta de 200 mL
2 pesa - filtros
balões volumétricos de 250 mL (2), 200 mL (4) e de 50 mL (1)
1 bureta de 50 mL
1 pipeta volumétrica de 15 mL
1 pipeta volumétrica de 25 mL
2 pipetas volumétricas de 10 mL
2 termômetros 
cronômetro
1 bastão de vidro
1 balão volumétrico de 1 L
1 litro de solução de NaOH 0,5 mol L-1
500 mL de solução HCl 0,5 mol L-1
500 mL de solução de ácido acético 0,5 mol L-1
KI
Pb(NO3)2.
Hidróxido de sódio p.a.;
Ácido Benzóico p.a.
Fenolftaleína
Ácido oxálico ou oxalato de sódio p.a.
Termostato
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Procedimento para determinação do equivalente em água do calorímetro: Colocar no 
calorímetro 150 mL de água destilada a temperatura ambiente. Agitar moderadamente e 
iniciar rapidamente o registro da temperatura do sistema a cada 20 segundos até que a 
mesma se mantenha constante. Com uma proveta previamente aquecida tomar uma amostra 
de 150 mL de água destilada aquecida e de temperatura rigorosamente conhecida e cerca de 
60C acima da temperatura ambiente e então rapidamente adicioná-la no calorímetro. Fazer 
a leitura da temperatura da amostra de água morna anotando a temperatura a cada 10 
segundos, até que a mesma permaneça constante; repetir o procedimento pelo menos duas 
vezes.
2. Determinação do Calor de Neutralização usando os ácidos clorídrico e acético e a base 
hidróxido de sódio: Adicionar no calorímetro 150 mL de solução 0,5 mol L-1 de NaOH 
padronizada. Agitar a solução moderadamente e registrar a temperatura a cada 20 segundos 
até que o equilíbrio térmico seja atingido. Adicionar 150 mL de solução de HCl 0,5 mol L-
1, com temperatura igual a da solução contida no calorímetro. Agitar e iniciar rapidamente 
a leitura da temperatura desta mistura, anotando-a em intervalos de 10 segundos até que 
permaneça constante, ou diminua lentamente. Repetir este procedimento pelo menos mais 
uma vez.
Substituir a solução de ácido clorídrico pela de ácido acético e repetir o 
procedimento anterior duas vezes.
3. Calor de precipitação do iodeto de chumbo: A reação de precipitação do iodeto de
chumbo pode ser expressa como:
O224H2KNO(s)PbIO2KI.56HO.112H)Pb(NO 2322223 (1.15)
Para manter o volume final comparável com aquele da seção anterior, pesar 25,0 g 
de KI e dissolver esta massa em água destilada na proporção de 56 moles de água por mol 
de KI. A solução de Pb(NO3)2 é preparada pela dissolução de 2% de peso em excesso 
daquele adquirido pela equação estequiométrica, em um volume apropriado de água.
A solução de KI é adicionada ao calorímetro, a sua temperatura é medida até atingir 
o equilíbrio térmico e logo após, a solução de Pb(NO3)2 na mesma temperatura é misturada 
no calorímetro. A temperatura final é medida segundo o procedimento descrito na seção 
anterior.
4. Calor de Dissolução do Ácido Benzóico. Colocar 2 g de ácido benzóico (p.a.) em um dos 
erlenmeyers. Adicionar 100 mL de água destilada e quente, em torno de 70oC. Mergulhar o 
erlenmeyer com a solução no termostato a 25 oC. Aguardar até que o equilíbrio térmico seja 
atingido (o tempo é da ordem de 10 minutos, se a solução for agitada periodicamente). 
Deixar o sólido repousar. Pipetar 25 mL do sobrenadante (esta operação deve ser rápida; 
não permitir a ingressão voluntária de partículas sólidas dentro da pipeta; para prevenir a 
cristalização do ácido no interior da pipeta, esta deve estar numa temperatura ligeiramente 
acima da temperatura da solução). Transferir a amostra a outro erlenmeyer (qualquer ácido 
benzóico cristalizado dentro da pipeta deve ser levado para dentro do erlenmeyer com água 
quente). Titular a amostra com uma solução padronizada de hidróxido de sódio 0,05 N 
(padronizar a solução de hidróxido com ácido oxálico ou oxalato de sódio). Utilizar a 
fenolftaleína como indicador.
Repetir o procedimento anterior com o termostato a 35, 45 e 55 oC. As amostras das 
soluções de ácido benzóico a altas temperaturas (45 e 55 oC) devem ser tituladas com 
hidróxido de sódio 0,1 N.
Se houver tempo faça pelo menos duas determinações em cada temperatura.
CÁLCULOS
1. Cálculo do Equivalente em água (W) do calorímetro: O calor cedido pela água morna 
deve ser igual ao calor recebido pela água fria e pelo calorímetro. Para uma mistura, pode 
ser aplicada a seguinte equação:
f
OH
f
OH
fq
OH
q
OH T..cmTWT..cm 2222 (1.16)
onde mH2O se refere as massas de água quente (q) e fria (f), cH2O é o calor específico da água 
na temperatura adequada, W é o equivalente em água do calorímetro, Tq e Tf são as 
variações de temperatura da água quente e fria (em módulo), respectivamente.
2. Cálculos dos Calores de Neutralização e de Precipitação: Supondo que a massa total da 
solução é 300 g e que o calor específico da solução é unitário então o calor liberado pela 
mistura do ácido com a base será igual a:
(1.17)
(1.18)
O calor de precipitação é calculado de maneira semelhante.
3. Cálculo do Calor de Dissolução do Ácido Benzóico Supondo que as densidades das 
soluções nas diferentes temperaturas são unitárias, a solubilidade do ácido benzóico, em 
gramas por 100 g de água, pode ser calculada em cada temperatura. O calor de dissolução 
deste ácido pode então ser calculado da inclinação do gráfico log S vs. 1/T, com T em 
Kelvin, utilizando-se a Eq. (1.12b). 
300. T W. T Q
cal
H
Q
n
cal / mol
moles de base
PRÁTICA 2
TENSÃO SUPERFICIAL
OBJETIVO: Medir a tensão superficial de álcool etílico e de soluções de NaCl e de 
detergente. 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS
As moléculas que se encontram na superfície de um líquido estão sob influência de 
intensas forças de interação com as moléculas interiores. Uma força resultante, cuja direção 
acha-se em um plano tangente à superfície em um ponto particular, atua para fazer que a 
superfície do líquido seja a menor possível. A magnitude desta força atuando 
perpendicularmente a uma unidade de longitude de uma linha na superfície se chama Tensão 
Superficial ( ). A superfície, ou interface, onde existe a tensão encontra-se entre o líquido 
e o seu vapor saturado no ar, ordinariamente a pressão atmosférica. Também pode existir 
uma tensão na interface entre líquidos imiscíveis; normalmente a esta, denomina-se Tensão
Interfacial. As dimensões da tensão superficial são força por unidade de longitude que 
comumente se expressa no sistema CGS, como dinas por centímetro.
Três métodos podem ser utilizados para a determinação da tensão superficial, 
dependendo da utilidade:
1) - Para líquidos simples:
A) Elevação Capilar - Para maior exatidão, contudo a determinação é lenta;
B) Método do Anel - Muito rápido e razoavelmente preciso, se o sistema adequado 
é disponível;
C) Peso da Gota - Um método mais geral tanto para a tensão superficial como para a 
tensão interfacial, se tanto a exatidão quanto a velocidade são consideradas.
2) - Para soluções:
A) Peso da Gota - É o melhor método para determinar a tensão superficial e a Tensão 
interfacial;
B) Método do Anel - Excelente para tensão superficial quando não considerados os 
efeitos de tempo.
Na presente prática será utilizado somente o método da gota. Quando uma gota se 
forma na ponta de um tubo (Figura 1), tem-se as seguintes forças atuando: a força peso (P) 
e a força capilar (FC).
Figura 6.1 - Esquema do método do peso da gota (r = raio da ponta do tubo)
A força peso será P = m g, onde m é a massa e g é a aceleração da gravidade. Em se 
tratando de líquidos, m = Vg d onde Vg é o volume da gota e d a densidade do líquido. 
Portanto,P = d Vg g.
A força capilar é proporcional à tensão superficial e à L, linha de contato entre a 
gota e o tubo (Perímetro do tubo). Da definição de tensão superficial tem-se que F L
C .
Como L = 2 r então pode-se escrever, F r
C
2 . Para que a gota se destaque do tubo e 
caia, é necessário que as duas forças P e FC se igualem:
FC = P
2 r = d Vg g
d V
r
g g
2
Nesta prática, para contornar o problema de medida do raio do tubo, será utilizado 
um método comparativo para a determinação de . Este método está baseado no 
conhecimento prévio do valor da tensão superficial de um líquido, no caso, a água.
Primeiramente é feita a medida do número de gotas na que é formado por um volume 
V fixo de água, quando esta cai da ponta do tubo utilizado.
O volume de cada gota Va será:
V V na a/
Essa medida é repetida utilizando um outro líquido (l), medindo o número de gotas, 
nl que um volume V forma nas mesmas condições das feitas para a água. Tem-se então que 
o volume por gota Vl será:
V V nl l/
Para os dois líquidos em questão podemos escrever:
a
a ad V g
r2
e l
l ld V g
r2
Substituindo os valores de Va e de Vl:
a
a
a
d Vg
n r2
e l
l
l
d Vg
n r2
Dividindo a por l:
a
l
a l
l a
d n
d n
Conhecendo-se o valor da tensão superficial da água, as densidades (d1 e d2) e os 
números de gotas (n1 e na) determina-se o valor da tensão superficial do outro líquido.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Prender uma pipeta (5 mL) em um suporte. Na extremidade superior, a pipeta deve 
estar ligada a uma pequena torneira, no sentido de controlar o fluxo de líquido através da 
pipeta.
Encher a pipeta com água destilada e determinar o número de gotas que se formam 
para cada mililitro. Para isso, meça o número de gotas formadas em 5 mL e divida pelo 
volume.
Repetir a medida pelo menos mais duas vezes. Repetir o procedimento anterior 
utilizando álcool etílico absoluto.
Repetir as medidas utilizando soluções de NaCl aproximadamente 1 %, 3 %, 5 %, 
10 %, 16 % e 20 % em massa.
Repetir o procedimento anteriormente usado, utilizando agora soluções de 
detergente. As concentrações sugeridas são: 0; 0,1; 0,2; 0,3; 0,5; 1,0; 2,5; 5,0 gramas de 
detergente por 100 gramas de água. 
CÁLCULOS
Consulte o Handbook para obter os valores de a e das densidades do álcool etílico 
e das soluções de NaCl. Para as soluções de detergente, considere a densidade igual a 1 em 
todas as concentrações.
Tendo o valor de a, tensão superficial da água, determinar para o álcool etílico e 
para as soluções de NaCl e de detergente.
Para ambas as soluções, construir um gráfico de versus concentração do soluto 
(essa concentração pode ser expressa em porcentagem em peso).
Comparar os valores de obtidos para os líquidos puros. Por que a tensão superficial 
da água é maior do que a do álcool?
Comente os resultados obtidos através dos gráficos de versus concentração do 
soluto.
PRÁTICA 3
ADSORÇÃO EM SOLUÇÃO
OBJETIVO: Determinar a isoterma de adsorção de Langmuir para a adsorção do ácido 
acético sobre o carvão ativo.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS
A adsorção sobre sólidos é um fenômeno de grande importância em Química, mais 
especificamente em Físico-Química. Quando se expõe um sólido finamente dividido a uma 
pressão moderada de um gás, geralmente a pressão do gás decresce, indicando que parte das 
moléculas do gás foram adsorvidas na superfície do sólido. Pelo mesmo motivo observa-se 
que expondo uma solução de um corante (ou de uma tinta) ao sólido, a intensidade da 
coloração da solução decresce acentuadamente. Deve ser salientado também que a ação 
catalítica de muitas substâncias, no caso da catálise heterogênea, está ligada a estes 
fenômenos de adsorção.
A intensidade desses efeitos depende da temperatura, da natureza das substâncias 
presentes no meio, da pressão do gás, ou da concentração do corante. Um fator bastante 
importante está relacionado com a superfície do sólido. Quanto mais finamente dividido 
estiver este sólido, maior será a sua área e maior será a sua eficiência em adsorver as 
moléculas presentes no meio.
Experimentalmente, as medidas nesses sistemas são feitas em termos da quantidade 
de substância adsorvida por grama de sólido, com a finalidade de se obter as chamadas 
isotermas de adsorção. Essas isotermas são gráficos onde estão representados N, número de 
moles de substância adsorvida por grama de sólido, versus C, concentração de soluto em 
equilíbrio, ou P, pressão do gás sobre o sólido.
Muito se tem feito no sentido de desenvolver uma teoria para explicar os fatos 
experimentais observados. Para sistemas mais simples, uma teoria desenvolvida por 
Langmuir pode ser aplicada com sucesso. Uma derivação simples da expressão da isoterma 
de Langmuir é feita a seguir:
Considerando que 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:
K
X
X P
AS
S
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.
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:
K
P( )1
ou seja: KP
1
que é a expressão da isoterma de Langmuir.
Rearranjando, em termos de , a equação fica:
KP
KP1
Para o caso de adsorção em solução, a isoterma continua válida, devendo-se somente 
substituir P, pressão do gás, por C, a concentração molar do soluto na solução.
Pode-se escrever ainda que;
N
N m
onde: N = número de moles de moléculas adsorvidas por grama de sólido;
Nm = número de moles de soluto por grama de sólido necessários para formar uma 
monocamada sobre a superfície.
Então:
N
N
KC
KCm 1
e rearranjando tem-se:
C
N KN
C
Nm m
1
que é a forma mais usual da isoterma de Langmuir.
K
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 C/N versus C deverá 
resultar numa reta, cujo coeficiente angular será igual a 1/Nm, e o coeficiente linear será 
igual a 1/KNm.
Tendo os valores de Nm e conhecendo , a área ocupada por uma molécula adsorvida 
na superfície do sólido, então a área específica (em metros quadrados por grama) da 
superfície do sólido será:
A = Nm N0 10-20
onde N0 é o número de Avogadro e é dado em angstrons quadrados.
MATERIAIS E REAGENTES
Carvão ativo, hidróxido de sódio, fenolftaleína, ácido acético. 
Erlenmeyers, pipetas volumétricas, agitadores, banho termostático, filtros, bureta, rolhas. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Limpar e secar sete (7) erlenmeyers de 250 mL providos de tampa ou de rolha de 
borracha. Em seis destes frascos pesar l,00 g de carvão ativo previamente condicionado.
Adicionar em cada frasco 100 mL de solução de ácido acético (medidos com pipeta 
volumétrica) com diferentes concentrações. As concentrações sugeridas são 0,2; 0,1; 0,06; 
0,04; 0,02 e 0,01 mol/L, as quais podem ser obtidas de uma solução estoque 0,2 mol/L.
Titule estas soluções, para conhecer as concentrações exatas.
Ao frasco sem carvão, adicionar 100 mL de solução 0,02 mol/L de ácido, o qual 
servirá como um frasco de controle.
Tampar os frascos e deixá-los por um período de aproximadamente 30 min sob 
agitação.
Após isto, deixar os frascos em repouso num banho termostático por um período de 
no mínimo 3 horas (ou de preferência de um dia para o outro) para que o equilíbrio seja 
atingido.
Filtrar as amostras (inclusive a do frasco de controle) e descartar os 10 mL iniciais 
como precaução contra adsorção do ácido pelo papel de filtro.
Retirar alíquotas de 25 mL titulando-as com NaOH 0,1 mol/L. Titular no mínimo 
duas alíquotas para cada frasco.
Na titulação das amostras de ácido mais diluídas (0,02 mol/L e 0,01 mol/L), diluir a 
soluçãode NaOH no sentido de se usar uma quantidade razoável de solução.
Deve ser salientado que o carvão ativo utilizado foi previamente lavado com água 
destilada várias vezes, e então colocado em uma estufa à l20 oC para secar.
CÁLCULOS
Conhecendo as concentrações iniciais e finais do ácido acético na solução, 
determinar para cada amostra, o número de moles de ácido adsorvidos na superfície do 
carvão.
Construir uma isoterma de adsorção graficando C/N versus C (lembre-se que C é a 
concentração de ácido acético em equilíbrio com o carvão ativo). Traçar a melhor reta pelos 
pontos experimentais e calcular o valor de Nm a partir do coeficiente angular obtido.
Calcular o valor de para cada uma das concentrações e construir um gráfico de 
versus C.
Assumindo que a molécula do ácido acético possua uma área igual a 21 Å2, calcular 
a área superficial do carvão ativo. 
PRÁTICA 4
CINÉTICA QUÍMICA: INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO E DA 
TEMPERATURA NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Objetivos
Determinar a ordem de uma reação através de medidas de velocidade, variando-se a 
concentração dos reagentes;
Estudar a influência da temperatura do meio reacional sobre a velocidade das 
transformações químicas;
Determinar a energia de ativação para a reação entre o iodato e hidrogenossulfito em meio 
ácido.
Introdução
A cinética química trata do estudo da velocidade e mecanismo das reações químicas. O 
conhecimento das velocidades das reações é de grande importância prática: a velocidade de 
uma reação é um critério básico para seu uso em processos industriais.
Neste experimento iremos medir a velocidade da oxidação do íon iodeto pelo íon persulfato:
2 I- + S2O82- 2 + SO42-
Estudaremos a variação na velocidade com a concentração de cada reagente. A medida que 
a reação ocorre a concentração de I- diminui, enquanto a concentração de I2 aumenta com o 
tempo. A FIGURA 1 mostra estas variações na concentração com o tempo para a reação.
Note na FIGURA 1 que devido à estequiometria da reação, I- desaparece duas vezes mais 
rápido do que I2 é formado.
A velocidade da reação pode ser expressa como:
dt
]d[I
ou
dt
]d[I2
tal que a velocidade da reação em qualquer tempo é a inclinação da curva da FIGURA 1 para 
um tempo particular. A velocidade é proporcional ao produto da concentração das espécies 
reagentes elevadas a alguma potência:
v [I-]n[S2O8]m ou v = k[I-]n[S2O8]m
FIGURA 1. Variação da concentração de I2 e I- em função do tempo
onde k é uma constante de proporcionalidade chamada constante de velocidade. O símbolo 
[ ] designa a concentração em mol L-1. Os expoentes n e m referem-se a ordem da reação 
com respeito aos reagentes, I- e S2O82- respectivamente. A soma de n+m fornece a ordem 
total de reação. A ordem da reação deve ser determinada experimentalmente e não pode ser 
deduzida da estequiometria da reação. Para reações simples a ordem é comumente 1 ou 2, 
mas em muitas reações químicas complexas podem aparecer frações ou ter ordem zero.
Existem dois métodos para se determinar a ordem de uma reação. A primeira envolve a 
medida da velocidade em função da concentração inicial dos reagentes e a segunda envolve 
a medida da concentração em função do tempo. O primeiro método pode ser aplicado a 
qualquer reação e em sua forma mais simples envolve a medida da velocidade inicial da 
reação para várias concentrações iniciais de reagentes. Em tais medidas é assumido que o 
consumo de reagentes é desprezível, tal que aplicando a equação v = k[I-]n[S2O8]m,
a concentração inicial de I- e S2O8 pode ser usada.
Existem dois meios para achar o valor de n e m:
a) Mantendo [S2O8-2] constante, os valores de n podem ser escolhidos e a equação testada 
para a linearidade com os dados obtidos. Por exemplo, se o valor de n é escolhido como 1, 
então teremos que
v = k[I-]1[S2O8]m
e um gráfico de v em função de [I-] deve ser linear se n for realmente 1 para esta reação. 
Alternativamente, n pode ser escolhido como 2 e então a equação torna-se:
v = k[I-]2[S2O8]m
e um gráfico de v em função de [I-]2 deve ser linear se n = 2 para esta reação. Para reações 
com ordem integral este método pode facilmente distinguir entre uma ordem de 1 ou de 2 
para um reagente em particular.
b) Outro método mais geral é determinar os valores de n e m tomando o logaritmo de v 
= k[I-]n[S2O8]m, que nos fornece:
log v = log k + n log [I-] + m log [S2O82-]
Mantendo [S2O82-] constante, um gráfico de log v em função de log [I-] deve fornecer 
uma linha reta cuja inclinação é n. Este gráfico proporciona um teste geral, inclusive em 
casos onde a ordem pode ser uma fração. A vantagem deste método é que as reações 
secundárias, as quais poderiam mudar o mecanismo da reação para um período de tempo 
mais longo, não afetam a velocidade inicial da reação. Nós iremos tratar os dados pelos dois 
métodos.
A velocidade de formação de I2 da reação é medida permitindo que o I2 formado sofra 
uma rápida reação com o íon tiossulfato.
I2 + 2 S2O32- - + S4O6-2
Uma quantidade conhecida de tiossulfato é adicionada a mistura de reação. Como I2 é
lentamente formado na reação com persulfato será imediatamente consumido na reação com 
tiossulfato. Quando todo tiossulfato for consumido, I2 começa a acumular no sistema. Este 
ponto pode ser precisamente medido através da formação de um complexo de I2 com amido, 
que exibe uma cor azul. Portanto o tempo necessário para o aparecimento da cor azul 
corresponde ao tempo necessário para consumir uma quantidade conhecida de tiossulfato, 
e, portanto, também corresponde ao tempo necessário a formação de uma quantidade 
comparável de I2. Em cada experimento a mistura reacional conterá os reagentes S2O82- e I-
, uma pequena quantidade de S2O32- e a solução indicadora de amido. Em alguns 
experimentos serão adicionadas pequenas quantidades de nitrato de potássio e sulfato de 
amônio para manter constante a força iônica da solução, mas nenhum destes compostos 
participa da reação.
A velocidade de formação de I2 será medida em nove experimentos. Nos primeiros cinco 
experimentos a concentração de S2O8-2 será mantida constante e a concentração de I- será 
variada, enquanto que nos últimos quatro a concentração de S2O82- é que será variada e a de 
I- será mantida constante. Em todos os experimentos a concentração de S2O32- será mantida 
constante.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO:
De acordo com a teoria cinética das partículas, para que ocorra reação química é 
necessário que as partículas das substâncias envolvidas colidam entre si. Nem toda colisão, 
entretanto, resulta em rearranjo dos átomos e conseqüente formação de novas substâncias. 
Colisões efetivas requerem que as partículas envolvidas possuam energia cinética suficiente 
para romper as ligações químicas dos reagentes e formar novas ligações. A energia cinética 
mínima das partículas, necessária para a ocorrência de reação química, é chamada de 
Energia de Ativação.
O estudo da influência da temperatura na velocidade de uma reação química permite o 
cálculo experimental de sua energia de ativação.
INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA:
Nesta experiência, vamos utilizar a chamada reação “Relógio de Iodo”, envolvendo íons 
iodato e hidrogenossulfito em meio ácido. Esta reação pode ser representada como um 
processo em duas etapas:
IO3 - + 3 HSO3 - - + 3 SO42- + 3 H+ ETAPA LENTA
5 I - + IO3 - + 6 H+ 2 + 3 H2O ETAPA RÁPIDA
Vamos manter constantes as concentrações de todos os reagentes e fazer a reação-relógio 
em quatro temperaturas diferentes, marcando o tempo decorrido entre a mistura dos 
reagentes e o surgimento da cor azul característica do complexo I2 - amido.
A energia de ativação característica da reação-relógio pode ser determinada 
graficamente. Considerando que as concentrações dos reagentes são mantidas constantes, se 
analisarmos a Lei da Ação das Massas para essa reação:
v = k [KIO3] [NaHSO3] [H2SO4]
concluiremos que a velocidade só podevariar devido a dependência da constante de 
velocidade k em relação à temperatura. Esta dependência é dada pela Lei de Arrhenius:
k = A e - Ea / RT
em que: k = constante de velocidade; A = fator pré-exponencial; Ea = energia de ativação; 
R = constante universal dos gases ideais; T = temperatura absoluta (em kelvin).
Como desejamos obter o valor da energia de ativação Ea, usaremos logaritmos:
log k = log A - (Ea / 2,3 RT)
na qual o fator 2,3 surgiu ao se passar da base e para a base decimal.
Não determinaremos os valores de k, mas de uma grandeza que lhe é proporcional (k é 
proporcional a velocidade e, portanto inversamente proporcional ao tempo). Com as 
substituições devidas, obteremos a expressão: log (1 / tempo) = cte. - (Ea / 2,3 RT)
ou seja: log (1 / tempo) = cte. - (Ea / 2,3 R) . (1 / T )
Assim, se um gráfico de log (1/tempo) em função o inverso da temperatura absoluta 
(1/T) for construído, obteremos uma reta cujo coeficiente angular corresponderá a -Ea / 2,3 
R. Dado que R = 8,314 J K-1 mol-1, é possível calcular a energia de ativação Ea em joules.
Procedimento Experimental
MATERIAIS NECESSÁRIOS:
Bureta de 50 mL; Béquer de 100 mL; Pipeta graduada de 10 mL; Termômetro de 110 ºC; 
Cronômetro.
REAGENTES:
Tiossulfato de sódio a 0,01 mol L-1; Iodeto de potássio a 0,2 mol L-1; Nitrato de potássio a 
0,2 mol L-1; Persulfato de amônio a 0,2 mol L-1; Sulfato de amônio a 0,2 mol L-1.
SEGURANÇA:
O contato com iodo na pela pode causar lesões, dependendo da susceptibilidade do 
indivíduo. O iodo neste experimento estará complexado com amido, contudo evite o 
cantado da solução com a pele. Em caso de contato lave a região afetada com água 
e sabão.
Parte A: Influência da concentração
1. Limpar cinco buretas e marcá-las como segue:
a) tiossulfato de sódio a 0,01 mol L-1;
b) iodeto de potássio a 0,20 mol L-1;
c) nitrato de potássio a 0,20 mol L-1;
d) perssulfato de amônio a 0,20 mol L-1;
e) sulfato de amônio a 0,20 mol L-1;
2. Limpar uma pipeta de 10 mL para a solução de amido 0,2%;
3. Limpe dois béqueres de 100 mL e marque-os como F e G;
É ACONSELHÁVEL FAZER OS EXPERIMENTOS EM BANHO COM TEMPERATURA CONSTANTE
4. No béquer F prepare uma solução misturando: 20 mL de solução de KI, 8 mL de solução 
de Na2S2O3 a 0,01 mol L-1 e 4 mL de solução indicadora de amido 0,2%;
5. No béquer G coloque 20ml de (NH4)2S2O3 0,2 mol L-1;
6. Após isto adicionar o conteúdo do béquer G ao béquer F e disparar o cronômetro;
AGITAR A SOLUÇÃO DO BÉQUER F POR ALGUNS SEGUNDOS, IMEDIATAMENTE APÓS MISTURAR 
O CONTEÚDO DOS BÉQUERES
7. Repetir o procedimento de mistura adicionando as quantidades dos reagentes 
apresentados na TABELA 1.
ATENÇÃO:
O aparecimento da cor azul corresponde à formação do complexo de I2-amido, o 
cronômetro deve ser travado neste instante;
O tempo compreendido entre a mistura e o aparecimento da cor azul corresponde ao 
tempo de formação de I2, registrar este tempo;
NÃO SE ESQUECER DE ADICIONAR AOS OUTROS 9 EXPERIMENTOS, 8 ML DE NA2S2O3
0,01 MOL L-1 E 4 ML DE SOLUÇÃO INDICADORA DE AMIDO A 2%!
TABELA 1. Volumes, em mL, de reagentes para cada mistura.
Béquer F Béquer G
Mistura KI
0,2 mol L-
1
KNO3
0,2 mol L-
1
(NH4)2S2O8
0,2 mol L-1
(NH4)2S04
0,2 mol L-
1
1 20 0 20 0
2 15 5 20 0
3 10 10 20 0
4 5 15 20 0
5 2,5 17,5 20 0
6 20 0 15 5
7 20 0 10 10
8 20 0 5 15
9 20 0 2,5 17,5
Procedimento Experimental
MATERIAIS NECESSÁRIOS:
Bureta de 50 mL; Béqueres de 100 mL e 500 mL; Tubos de ensaio; Termômetro de 110 ºC; 
Cuba de vidro; Tela de amianto; Bico de Bunsen; Cronômetro.
REAGENTES:
SOLUÇÃO A: Iodato de potássio a 0,0100 mol L-1
SOLUÇÃO B: Hidrogenossulfito de sódio a 0,0100 mol L-1; Ácido sulfúrico a 0,0100 mol L-
1; Amido a 2%.
Parte B: Influência da temperatura
1. Medir 10 mL de solução 0,1 mol L-1 de KIO3 com uma bureta, esta alíquota em um tubo 
de ensaio;
2. Em outro tubo de ensaio, recolher 10 mL da solução de HSO3 -;
3. Deixar os dois tubos em banho de gelo por pelo menos 3 minutos, para garantir o 
equilíbrio térmico entre os reagentes e o banho. Anotar a temperatura no caderno de 
relatório;
4. Misturar, então, os dois reagentes em um béquer de 100 mL (DISPARANDO O 
CRONÔMETRO NO INSTANTE EM QUE OS DOIS SE ENCONTRAREM!) e manter a mistura no 
banho, sob temperatura controlada, durante a ocorrência da reação;
5. Parar o cronômetro assim que conseguir observar o surgimento de cor azul na solução. 
Anotar o tempo no caderno de relatório;
6. A reação deve ser repetida em outras duas temperaturas utilizando o banho de gelo;
7. Repetir novamente as etapas 1 e 2 deixando os tubos de ensaio em banho-maria por 3 
min. Anotar a temperatura;
8. A reação deve ser repetida em outras duas temperaturas utilizando banho-maria. Fazer 
os experimentos em triplicata;
ATENÇÃO:
Não permita que a temperatura ultrapasse 38 ºC, para que não haja risco de 
decomposição do íon HSO3- (bissulfito).
9. Com os dados obtidos, construir um gráfico de tempo vs. temperatura;
10. Enunciar a relação existente entre velocidade de reação e a temperatura;
11. Construir, em papel monolog, um gráfico de log (1/tempo) em função de (1 / 
Temperatura) na escala absoluta;
12. Calcular o valor da energia de ativação para a reação-relógio de iodo. Utilizar unidades 
do Sistema Internacional;
13. Comparar o valor obtido com o valor disponível na literatura, isto é, Ea = 21,5 kJ 
mol-1, e indicar as possíveis fontes de erros.
PRÁTICA 5
ELETROQUÍMICA
PARTE A: PILHA DE DANIELL
Objetivos
Verificar a tendência de suas substâncias em receber ou doar elétrons.
Introdução
A tendência de perder ou doar elétrons das substâncias, origina um tema de
estudo na química, conhecido como Eletroquímica. Reações de oxirredução tanto podem
gerar corrente elétrica, a eletrólise. Como serem iniciadas por uma corrente elétrica,
exemplo pilhas.
Materiais e reagentes
• Algodão.
• Tubo de borracha.
• Dois beckers.
• Dois fios condutores com jacarés. 
• Água destilada. 
• Voltímetro.
• Placa de cobre. 
• Placa de zinco. 
• Sulfato de cobre. 
• Sulfato de zinco.
• Cloreto de sódio.
Procedimento
Coloque a solução aquosa de água e sal no tubo de borracha e preencha as
extremidades com algodão. (O algodão deve ser colocado de maneira a impedir que a
solução de NaCl saia). No tubo não deve ser visível qualquer bolha de ar. Caso exista
bolha a performance da ponte salina é prejudicada).
Encha 2/3 do volume total de um becker solução de sulfato de cobre e outro com sulfato
de zinco.
Utilizando um fio condutor com jacarés nas extremidades, una o eletrodo de zinco ao
fio preto (COM) do voltímetro.
Com o outro fio, una o fio vermelho do voltímetro ao eletrodo de cobre.
Mergulhe cada uma das extremidades da ponte salina nas soluções de sulfato de zinco
e sulfato de cobre. (O sistema não funciona se a ponte salina não estiver bem mergulhada).
Mergulhe o eletrodo de zinco na solução de sulfato de zinco. (Cuidado com
manuseamento do sulfato de zinco pois ele é nocivo).
Mergulhe o eletrodo de cobre na solução de sulfato de cobre. (Pode verificar que o
voltímetro passa a apresentar uma diferença de potencial próxima de 1,1 V).
Figura1: Esquema da pilha de Daniell no inicio da reação.
28
Figura 2: Esquema da pilha após de um tempo de reação
Questões para discussão
c) Qual a função da ponte salina no experimento?
d) No experimento com as placas de zinco e cobre qual eletrodo está doando elétrons e
qual doando?
e) Qual lâmina possui o maior potencial de oxidação?
f) É possível utilizar outros materiais e soluções?
g) Por que não podemos usar água pura como solução?
PARTE B: REAÇÃO DE DESPRENDIMENTO DE HIDROGÊNIO
OBJETIVOS: Determinação dos parâmetros de Tafel para a reação de desprendimento de 
hidrogênio em eletrodos de Ni e Pt.
TEORIA
Com a atual crise energética mundial evidenciou-se a pesquisa e desenvolvimento 
de fontes energéticas alternativas, dentre as quais o hidrogênio se destaca pela simplicidade 
de conversão,facilidade de transporte e vantagens econômicas. Uma das formas mais
29
viáveis para a obtenção de hidrogênio é a eletrólise. Dentro de um eletrocatalisador, 
composto essencialmente de ânodos e cátodos separados por membranas e imersos em 
solução ácida ou básica, uma corrente contínua constante flui através dos eletrodos gerando 
hidrogênio segundo as reações:
Em meio ácido:
Cátodo: 2H+ + 2e- H2 (1)
Ânodo: H2O 1/2 O2 + 2H+ + 2e- (2)
______________________________________________________ ___
Reação Global: H2O 1/2 O2 + H2 (3)
Em meio básico:
Cátodo: 2H2O + 2e- H2 + 2OH- (4)
Ânodo: 2OH- 1/2 O2 + H2O + 2e- (5)
__________________________________________________________
Reação Global: H2O 1/2 O2 + H2 (6)
Para uma dada corrente I, a diferença de potencial entre cátodos e ânodos é dada por:
V = Erev + a + c + IRsol (7)
onde Erev é a diferença de potencial termodinâmico (para I = 0) entre os eletrodos, a e c
são os sobrepotenciais anódicos e catódicos, correspondentes às reações de evolução de 
oxigênio e hidrogênio respectivamente e IRsol é a queda ôhmica devido à resistência da 
célula.
A partir da equação (7), uma diminuição no V da célula para uma dada corrente 
pode ser obtida através da redução dos sobrepotenciais a e c, visto que o termo + IRsol é
facilmente minimizável através da geometria da célula e o Erev não pode ser alterado. 
Assim a pesquisa por novos materiais eletródicos tem por objetivo básico a diminuição do 
valor de a ou c minimizando assim o valor de V, o que leva à uma redução no custo de 
produção de hidrogênio.
O sobrepotencial corresponde à diferença entre o potencial do eletrodo (E) a uma 
dada densidade de corrente (i) em relação ao potencial para i = 0, ou seja, o potencial 
30
reversível (Er) da reação em questão ( = E - Er). Este parâmetro está relacionado com a
densidade de corrente na célula através da equação empírica proposta por Tafel (para <
120 mV):
log i = log i0 + /b (8) 
ou
= b log i0 - b log i (9)
onde i0 é a densidade de corrente de troca e b é a tangente de Tafel. Um acréscimo de i 
mantendo constante ou um acréscimo de mantendo i constante pode ser obtido 
aumentando i0 ou reduzindo . Logo, estes dois parâmetros podem ser otimizados tanto 
através de materiais que apresentem uma grande eficiência para a reação eletródica como 
aumentando a área efetiva, de tal forma que, para uma mesma corrente I, a densidade de 
corrente (i = I/A) será menor, resultando num valor de menor. Além disso pode-se 
procurar materiais que exibam os dois efeitos combinados. De um ponto de vista prático, os 
materiais promissores devem ainda manter estável o seu desempenho por longos períodos 
de tempo sob condições operacionais.
MATERIAIS E REAGENTES
- Célula eletroquímica em H
- Eletrodos de platina
- Eletrodos de níquel
- Eletrodo de referência de calomelano
- Ácido sulfúrico 1,0 mol L-1
- Hidróxido de Sódio 1,0 mol L-1
- Potenciostato controlado por computador
PROCEDIMENTO
1. Utilize um eletrodo de Pt (fio) tanto em solução ácida (H2SO4 1,0 mol L-1) como em 
solução básica (NaOH 1,0 mol L-1). Utilize o eletrodo de Ni somente em solução básica 
(NaOH 1,0 mol L-1). 
31
2. Utilize o eletrodo de referência de calomelano saturado e contra-eletrodo de platina 
(lâmina). 
3. Monte o circuito eletroquímico conforme mostra o esquema da Figura 1. Nesta Figura, 
o esquema de cima refere-se ao uso de um Potenciostato/Galvanostato. O esquema de 
baixo refere-se ao uso de um fonte de corrente contínua. Escolha aquele que for 
apropriado ao seu caso. 
4. Inicie com o eletrodo de fio de Pt em meio ácido. Meça e anote a área do eletrodo de 
trabalho. 
a) Ajuste a densidade de corrente a um valor de 100 mA/cm2. Espere a estabilização do 
potencial até que haja uma variação de 1 mV em 1 minuto. Anote a leitura do 
potencial.
b) Diminua a densidade de corrente para 80 mA/cm2. Repita o procedimento anterior.
c) Repita para as densidades de corrente de: 60, 40, 30, 20, 15, 10, 8, 6, 4, 2 e 1 mA. 
d) Faça as medidas equivalentes no sentido da corrente crescente, sem interrupção.
e) Repita os procedimentos a) até d) para o mesmo eletrodo em meio alcalino. 
f) Repita os procedimentos para o eletrodo de Ni em meio alcalino. Meça e anote a área 
do eletrodo de trabalho;
REF
TRABSEC
32
Figura 1. Representação esquemática do circuito eletroquímico utilizado para o 
levantamento das curvas de polarização. FCC = fonte de corrente contínua; A = 
amperímetro; V = voltímetro; SEC = eletrodo secundário; TRAB = eletrodo de trabalho; 
REF = eletrodo de referência.
TRATAMENTO DOS DADOS
- Obtenha as médias dos valores dos potenciais eletródicos, para cada corrente;
- Grafique E vs. log i; 
- Calcule os coeficientes de Tafel, utilizando o domínio do gráfico com 
comportamento linear (baixas densidades de corrente). Explique o porque dos desvios 
de linearidade; 
- Faça uma análise comparativa dos resultados obtidos nos dois eletrodos e nos dois 
meios empregados. 
- Um eletrolisador opera a 135 mA/cm2. Para o caso da Pt, qual é o meio que apresenta 
menor sobrepotencial e portanto seria mais indicado para se ter menor consumo 
energético ?
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1) G. W. Castellan - Físico-Química, Ao livro Técnico SA, 1982, volume 2
2) A. J. Bard, L. R. Faulkner - Electrochemical methods, John Wiley & Sons 1980.
+
33
PRÁTICA 6
SOLUBILIDADE DE SÓLIDOS EM LÍQUIDOS
Objetivos
Observar soluções insaturadas, saturadas e supersaturadas;
Construir a curva de solubilidade de um sal inorgânico.
Introdução
Os depósitos naturais de vários sais comercialmente importantes, encontrados em 
diversas localidades, foram formados pela evaporação e concentração de soluções salinas 
produzidas por processos geológicos. Podemos citar como exemplos as minas de sal gema 
(NaCl), de salitre (KNO3) e a própria água do mar – que se constitui numa fonte inesgotável, 
embora diluída, de diversos sais. O desenvolvimento de métodos para a exploração 
comercial de sais dessas fontes requer conhecimentos acerca dos princípios da cristalização 
seletiva (ou fracionada), do equilíbrio de solubilidade de misturas de sais, dos efeitos da 
temperatura e da concentração sobre esse equilíbrio.
A solubilidade é uma característica de cada substância em cada solvente em particular. 
A solubilidade de um dado soluto depende da natureza do solvente e da temperatura. Define-
se o coeficiente de solubilidade (CS) como a máxima quantidade de um dado soluto que 
pode ser totalmente dissolvida numa quantidade pré-fixada de um determinado solvente, a 
uma dada temperatura. Por exemplo, o CS do cloreto de sódio em água é 35,7 g/100 mL de 
H2O a 0 ºC. Como a solubilidade é característica de cada substância, pode ser utilizada como 
critério de pureza.
Uma solução saturada é aquela que está em equilíbrio com excesso de soluto, ou estaria 
se houvesse excesso de soluto. A segunda parte desta definição significa que, se o excesso 
de soluto não-dissolvido for filtrado, a solução ainda será considerada como saturada. Por 
outro lado, uma solução insaturada é aquela que tem uma concentração de soluto menor do 
que a de uma solução saturada, ou seja, mais soluto pode ser adicionado à solução antes que 
esta venha a estar saturada.
Uma solução supersaturada é definida como aquela em que a concentração do soluto é 
maior do que a da solução saturada. Esta solução é instável e seu soluto tem tendência a se 
cristalizar.
34
Alguns solutos são infinitamente solúveis em um dado solvente, ou seja, o soluto e o 
solvente se misturarão em qualquer proporção. Entretanto, outros solutos têm solubilidade 
tãobaixa que não são mensuráveis por métodos diretos. Embora não haja nenhum soluto 
completamente insolúvel, este termo é usualmente utilizado para uma substância cuja 
solubilidade é extremamente baixa.
A maioria dos sólidos exibe solubilidade em água que aumenta com a temperatura. 
Devido a esta dependência, é possível preparar uma solução supersaturada na qual a
concentração do soluto é maior que a existente em uma solução saturada. Nos caso em que 
a solubilidade aumenta com a temperatura, a solução supersaturada é obtida primeiro 
preparando uma solução saturada na mesma temperatura, depois removendo o excesso de
soluto não-dissolvido por filtração ou por outro meio, e finalmente alterando as condições 
de maneira que a solubilidade seja diminuída, resfriando a solução.
A cristalização do soluto inicia-se quando um pequeno cristal se forma e ocorre a 
precipitação, geralmente de um modo rápido, até que a concentração da solução tenha 
diminuído a seu valor de saturação e o equilíbrio tenha sido alcançado. A cristalização pode 
ser iniciada pela agitação, raspando-se o interior do recipiente ou pelo modo mais eficaz de
todos, adicionando-se um minúsculo cristal do soluto (chamado de “gérmen” ou “semente”).
Neste experimento serão estudados alguns aspectos fundamentais da solubilidade de 
sólidos em água. Serão realizados alguns ensaios qualitativos envolvendo soluções 
insaturada, saturada e supersaturada. Serão observados os efeitos térmicos relacionados à 
dissolução e à cristalização de um sal. Finalmente, será observado como a solubilidade de 
um sal inorgânico, o nitrato de potássio, varia com a temperatura – o que permitirá a 
construção da curva de solubilidade desse sal.
Procedimento Experimental
MATERIAIS NECESSÁRIOS:
Bico de Bunsen; Tubo de ensaio; Pinça de madeira; Proveta de 10 mL; Béquer; Balança 
semi-analítica; Termômetro.
REAGENTES:
Tiossulfato de sódio pentaidratado (Na2S2O3.5H2O); Nitrato de potássio (KNO3).
35
OBSERVAÇÃO:
As soluções de ambos os reagentes não devem ser descartadas ao final dos ensaios. 
Devem ser colocadas nos frascos indicados, pois os sais serão recuperados 
posteriormente.
PARTE A: SOLUÇÕES INSATURADAS, SATURADAS E SUPERSATURADAS
A1: SOLUÇÕES INSATURADAS
8. Colocar cerca de 1 mL de água destilada em um tubo de ensaio;
9. Adicionar ao tubo alguns cristais de tiossulfato de sódio pentaidratado;
10. Agitar até que o sal se dissolva totalmente;
11. Adicionar mais alguns cristais e agitar;
12. Os cristais se dissolveram? A solução, antes dessa última adição, estava saturada ou 
insaturada? O que você deve observar para poder afirmar que a solução está saturada?
A2: SOLUÇÕES SATURADAS
1. Adicionar à mesma solução uma espátula de tiossulfato de sódio;
2. Agitar o tubo por alguns minutos;
3. Observar se há variação na temperatura da mistura;
4. Se todos os cristais se dissolverem, adicionar mais sal, agitar o tubo durante um minuto, 
e repetir esse procedimento até que o sal adicionado não mais se dissolva;
5. Esperar a mistura decantar e transferir a solução sobrenadante para um tubo de ensaio 
seco;
6. Adicionar um cristal de tiossulfato de sódio a essa solução e agitar por um minuto;
7. O cristal adicionado se dissolveu? Esta solução está saturada?
A3: SOLUÇÕES SUPERSATURADAS
1. Transferir a solução de volta para o primeiro tubo de ensaio, onde ficaram os cristais de 
tiossulfato de sódio não dissolvidos;
36
2. Adicionar mais cinco espátulas do sal e aquecer o tubo de ensaio até que todos os cristais 
se dissolvam por completo;
3. Agitar o tubo suavemente durante o aquecimento, para que o conteúdo se misture bem. 
NÃO PERMITIR QUE O LÍQUIDO ENTRE EM EBULIÇÃO;
4. Colocar o tubo de ensaio em um béquer com água à temperatura ambiente, e deixar o 
sistema em repouso durante cerca de cinco minutos;
5. Caso comece a haver cristalização na mistura, aquecer o tubo de ensaio novamente para 
dissolver os cristais, e colocar o tubo novamente na água fria;
6. Quando a solução houver esfriado até a temperatura ambiente, segurar o tubo na mão de 
modo a poder perceber uma eventual variação de temperatura no sistema, e adicionar 
um pequeno cristal (gérmen de cristalização) de tiossulfato de sódio;
7. Observar o que ocorre. Antes da colocação do gérmen, a solução estava saturada? 
Explicar.
PARTE B: OBTENÇÃO DA CURVA DE SOLUBILIDADE DO KNO3 (CS VERSUS 
TEMPERATURA)
Para a construção da curva de solubilidade do nitrato de potássio, deverão ser 
determinadas as temperaturas em que dez soluções, de concentrações conhecidas, tornam-
se saturadas. Isto será feito pela preparação de soluções insaturadas e o abaixamento de suas 
temperaturas; o início da cristalização indica as temperaturas em que cada solução se torna 
saturada. Cada equipe irá determinar um ponto da curva (supondo 15 equipes de 2 
estudantes); ao final do experimento, cada equipe deverá coletar os dados de toda a classe 
para a construção do gráfico.
1. Pesar, em balança semi-analítica, a quantidade de nitrato de potássio que lhes serão 
atribuídas. Estas poderão ser 1,00; 2,00; 3,00; 4,00; 5,00; 6,00; 7,00; 8,00; 9,00; 10,00; 
11,00; 12,00; 13,00; 14,00 ou 15,00 g;
2. Fazer transferências quantitativas desse sal para tubos de ensaio secos;
3. Adicionar 10,0 mL de água destilada a cada um dos tubos de ensaio;
4. Aquecer cuidadosamente as misturas. NÃO PERMITIR A EBULIÇÃO, NEM A PROJEÇÃO 
DELAS PARA FORA DO TUBO DE ENSAIO;
5. Quando todo o sólido houver dissolvido, cessar o aquecimento, colocar o termômetro na 
solução e deixar esfriar;
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6. Agitar CUIDADOSAMENTE a solução com o termômetro – ATENÇÃO: O BULBO DO 
TERMÔMETRO É BASTANTE FRÁGIL;
7. Observar atentamente, pois a temperatura deverá ser anotada no instante em que for 
possível observar o início da cristalização do sal;
8. Caso não haja cristalização quando a solução atingir a temperatura ambiente, introduzir 
o tubo de ensaio num béquer com água gelada;
9. Prosseguir com a agitação e a observar atentamente até que os cristais comecem a se 
formar;
10. Repetir as determinações da temperatura como descrito no item 1, utilizando a mesma 
mistura (basta reaquecer o tubo de ensaio até dissolver os cristais, e acompanhar 
novamente a queda da temperatura);
11. Caso as duas temperaturas obtidas sejam concordantes, calcular a média aritmética das 
duas;
12. Caso as duas temperaturas sejam muito diferentes, repetir o procedimento até encontrar 
duas medidas que sejam próximas;
13. Colocar os valores médios de temperatura numa tabela para a consulta das demais 
equipes, e anotar os resultados obtidos por todos.