Apostila Quimica Experimental Engenharia Civil 20 1

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INSTITUTO FEDERAL DE ALAGOAS 
CAMPUS PALMEIRA DOS INDIOS 
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA CIVIL 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 PROFESSOR 
 ISRAEL CRESCENCIO DA COSTA 
 
 
 
 
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INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
 
 
Introdução 
 Qualquer ciência tem os seus aspectos empíricos. Todo cientista precisa obter 
números que concordem com as observações. É natural, portanto que a educação de um 
aluno inclua alguns trabalhos experimentais. Na Química a realização de experiências é 
fundamental. A química apresenta técnicas específicas a aprender, princípios gerais a 
serem demonstrados na prática, reagentes com os quais deve familiarizar-se, e assim por 
diante. Qualquer que seja a especialização na engenharia que você venha a seguir, você terá 
que aprender um certo número de técnicas básicas e sendo assim esse curso experimental 
tem o objetivo de introduzi-lo nestas práticas. Você terá a oportunidade de aplicar conceitos 
teóricos previamente estudados e discutir resultados experimentais. 
 Como esta é a primeira disciplina experimental do Departamento de Engenharia do 
IFAL-Palmeira comentaremos a seguir alguns itens relevantes com respeito ao laboratório 
e ao curso propriamente dito. 
 
1. Segurança 
 Um laboratório de Química é um lugar perigoso, e todo o cuidado é pouco na 
prevenção de acidentes. Adotaremos por isso algumas normas gerais, que deverão ser 
rigorosamente observadas, não só para evitar ocorrências infelizes, mas também para que 
o trabalho transcorra de forma segura e organizada. Os seguintes itens devem ser 
rigorosamente observados: 
 
A. Considere qualquer substância corrosiva e perigosa merecendo portanto manipulação 
cuidadosa e evitando-se contato com o corpo. Se sua pele ou olhos forem atingidos lave 
com água abundante e avise ao instrutor. Nunca prove nenhuma substância, nem aspire 
nenhum vapor diretamente. 
 
B. O uso da bata é aconselhável, já que seu corpo e roupas ficam mais protegidos.
 
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C. Qualquer substância derramada deve ser imediatamente enxugada. Os ácidos devem ser 
neutralizados com bicarbonato de sódio, enquanto que bases com ácido acético diluído. 
 
D. Qualquer vidro quebrado deve ser imediatamente recolhido e colocado em local 
adequado indicado pelo instrutor ou técnico do laboratório. 
 
E. Na pia só devem ser desprezadas substâncias solúveis e inofensivas. Mesmo assim 
devem ser lavados abundantemente com água. Substâncias insolúveis ou perigosas devem 
ser colocadas em recipientes apropriados indicados pelo instrutor. 
 
F. Não se deve comer, fumar ou beber no laboratório. 
 
G. Para manuseio de substâncias voláteis, use sempre a capela. 
 
H. Comunique qualquer ocorrência ao instrutor. 
 
2. Limpeza 
 O aluno só deverá se ausentar do laboratório após o professor ter se certificado de 
que a sua bancada esteja em ordem, inclusive áreas comuns como balança, capela, etc. Se 
necessário reserve 15 minutos finais para este fim. 
 
3. Estrutura do curso 
 A carga horária semanal do curso é de 02 horas, estando a disciplina baseada em 
atividades essencialmente práticas. Organiza-se da seguinte maneira: 
 
a. Pré-relatórios 
 Uma apostila contendo todas as práticas a serem realizadas no semestre deverá ser 
adquirida. Leia-a, cuidadosamente, quantas vezes forem necessárias, antes de vir ao 
laboratório, certificando-se de que esteja entendendo perfeitamente o que será realizado. 
Feito isso, você estará apto a preparar o pré-relatório, o qual consiste basicamente de: 
I. Fluxograma ou resumo das principais etapas do experimento; 
II. Cálculos e/ou tabelas que porventura constem na experiência; 
III. Respostas às perguntas (se existirem) inclusas no roteiro experimental. 
 O pré-relatório deve ser entregue antes do início da aula ao professor, do contrário 
não será permitida a participação do aluno na prática do dia. Você só deve começar a 
trabalhar quando tiver a noção exata do que fazer em todas as etapas da experiência. 
 
 
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b. Caderno de laboratório 
 Como seria de se esperar, todas as observações realizadas em um laboratório devem 
ser feitas de modo organizado e controlado. Além de se fazer medidas e observações, é 
necessário que as mesmas sejam anotadas de modo claro, completo e no instante que 
acontecem. Desse modo, seus resultados estarão disponíveis no futuro e o tempo passado 
no laboratório será aproveitado ao máximo. 
 Você deve adquirir um caderno, que deverá ser trazido em todas as aulas práticas e 
de uso exclusivo para a disciplina experimental. Nele deverão constar suas observações, 
valores medidos, pesos de amostras, etc. As notas deverão ser feitas a tinta, e caso ocorra 
algum erro, nunca risque, rasgue ou danifique o mesmo. A medida correta é passar um traço 
sobre o erro (de modo que ainda fique legível), colocando acima a versão corrigida. Um 
dos objetivos desse curso é ajudá-lo a desenvolver sua habilidade em descrever 
adequadamente experiências analíticas. 
 Deixe algumas folhas no início do caderno, de modo que você possa construir um 
sumário das experiências realizadas. Cada experiência nova deve começar em uma página 
limpa, contendo data e título da mesma. 
 Inclua todos os dados observados e essenciais, tendo em mente que qualquer pessoa 
seja capaz de repetir o procedimento. Aconselhamos que seja usada apenas as páginas da 
direita, de modo que as da esquerda possam ser utilizadas no caso de serem necessárias 
observações adicionais. Procure sempre deixar um bom espaçamento entre anotações. 
 Procure manter seu caderno sempre atualizado e organizado. A avaliação do mesmo 
será feita sem prévio aviso e baseada na riqueza de detalhes que você inclui no mesmo. 
 
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c. Relatórios 
 O desenvolvimento correto da prática, a precisão dos dados empíricos e o domínio 
teórico do assunto relacionado com a prática são alguns fatores essenciais para um bom 
desenvolvimento das disciplinas experimentais. No entanto é necessário apresentá-los em 
forma de texto organizado e lógico. Esse é o papel do relatório. Após realizada cada prática 
você terá que prepará-lo digitado, e entregá-lo ao instrutor através da sala de aula virtual no 
prazo definido. O relatório deve ser dividido em 04 seções básicas como mostramos abaixo. 
 
 As seções devem ser construídas de modo que exista uma sequência lógica unindo-
as. Não existe uma lógica padrão, você deve criar sua própria lógica para cada relatório, 
Título da prática 
 
Introdução 
 Deve situar o leitor no assunto a ser abordado. Faça uma breve descrição dos 
aspectos teóricos ou princípios envolvidos, preocupando-se em inserir nessa seção os 
seguintes aspectos: 
 Princípios teóricos em que se baseia a prática; 
 Relevância da prática; 
 Objetivos da prática. 
 
Experimental 
 Descreva como o experimento foi feito incluindo, se for o caso, qualquer 
modificação no procedimento apresentado no roteiro. Escreva nessa seção apenas o que 
você executou “usando as mãos”. No relatório você deve apresentar o procedimento 
realizado de modo bem mais sucinto e objetivo do que o apresentado no roteiro, mas sem 
suprimir fatos ou atividades importantes. 
 
Resultados e discussões 
 Trata-se da parte essencial do relatório. Descreva todas as observações feitas, os 
dados coletados e os cálculos, se necessário. Deve-se também discuti-los, baseando-se nos 
princípios teóricos envolvidos. Sempre que possível apresente as equações químicas 
relacionadas, explicando-as a partir de suas observações. 
 Na medida do possível, tente agrupar seus dados em tabelas, facilitando dessa 
maneira a compreensão e organização dos resultados. Nos cálculos devem ser mostradas 
todas as equações envolvidas e aproximações se forem feitas. 
 Os gráficos devem seguir algumas normas: 
 Coloque o título no gráfico, p. ex., Temperatura x Pressão; 
 Explicite as unidades de medidas nos eixos cartesianos; 
 Use escala apropriadade modo que os dados fiquem adequadamente espaçados. 
 
Conclusões 
 Aqui você deve, como o próprio nome sugere, concluir o relatório. Relacione suas 
conclusões com o objetivo apresentado na introdução. Comente sobre os pontos positivos 
e a eficiência da prática. Tente levantar possíveis erros e sugestões para otimização do 
experimento. 
 No final do relatório devem ser respondidas as perguntas existentes no final do 
roteiro experimental. 
 
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não fugindo no entanto do modelo proposto. O relatório de método científico deve ser 
entregue por todos os alunos e enviado no formato pdf no ambiente virtual, os relatórios 
das demais práticas devem ser entregues pelo monitor da prática a ser definido, por sorteio, 
em cada prática. O relatório enviado pelo monitor representa o grupo que executou a 
prática. 
 
 d. Prova Prática 
 Ao final dos cinco experimentos relacionados nesta apostila, todos os alunos da 
turma e de acordo com a ordem criada pelo instrutor, em número máximo de 08 alunos por 
dia, serão submetidos a uma avalição prática, que consiste em realizar em dupla, uma das 
práticas já realizadas anteriormente (excluído método científico). Na ocasião será sorteada 
entre as quatro duplas participantes qual a prática a dupla vai executar. Nesta ocasião serão 
avaliados os procedimentos práticos e por fim o aluno responderá um teste que tratará 
especificamente da prática. 
 
 
e. Critérios para aprovação 
 A aprovação na disciplina Química Geral Experimental baseia-se nos seguintes 
aspectos: 
1. Nota final: 
 Acima de 7,0 - aprovação por média 
 Maior que 5,0 e menor que 7,0 - aprovação 
 Abaixo de 5,0 – reprovação 
 A nota final será constituída da soma da média das notas obtidas nos cinco 
relatórios, que valerá 50% e a nota obtida na prova prática, que também valerá 
50%. 
2. Faltas - Alunos com número de faltas superior a 2 serão reprovados por falta. 
3. Uma questão que deve merecer especial atenção é o horário de início da aula. Fica 
estabelecido que: 
 Até 8:20 h - O aluno poderá participar de todas as atividades do dia normalmente. 
 A partir de 8:20 h - O aluno não poderá tomar parte da aula, recebendo falta. 
 
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UMA INTRODUÇÃO AO MÉTODO CIENTÍFICO 
 
 
INTRODUÇÃO 
 O que é o método científico? Não estranhe se cada cientista lhe der uma resposta diferente. 
Muitos até dirão que é simplesmente o que eles aplicam para realizar as pesquisas deles, não importa 
o que façam. Perguntar a um filósofo também não resolverá a questão. É verdade desde o século 
XVII, pelo menos, diversos filósofos se ocuparam em construir teorias para descrever e 
regulamentar a atividade científica (que naquela época se chamava filosofia natural). Porém, como 
essas teorias em geral conflitam umas com as outras, o debate prossegue até hoje, muitas vezes de 
forma acalorada. Afinal, são assim as questões filosóficas. 
 Com ou sem filosofia, o fato é que a atividade científica, pelos menos aquela cujos resultados 
são publicados e discutidos pela chamada comunidade científica, enquadra-se em certas normas 
implicitamente aceitas por todos. Por exemplo, nenhum cientista menosprezará a necessidade de 
realizar observações de forma precisa e controlada, ou negará a importância de denunciar 
claramente as hipóteses em jogo numa determinada experiência. 
 Nesta primeira aula de laboratório, como uma introdução a (algum) método científico, você 
terá a oportunidade de realizar observações (e deduções) a respeito de um sistema simples e curioso: 
um frasco contendo um líquido incolor que, quando agitado, torna-se azul. Deixado em repouso, o 
líquido volta a ficar incolor. Por que isso acontece? Que líquido é esse? 
 Uma maneira de tentar responder a essas perguntas é imaginar possíveis explicações para o 
estranho fenômeno e submeter essas hipóteses a testes experimentais. Quando bem feitos, os testes 
poderão demonstrar a inviabilidade de uma ou mais hipóteses e assim reduzir o número de 
explicações possíveis. Desta forma, eliminando as suposições erradas, estaremos nos aproximando 
cada vez mais da verdade. 
 O procedimento que acabamos de descrever - hipóteses e testes - é normalmente associado 
ao nome de Karl R. Popper, o famoso filósofo contemporâneo, um dos muitos que teorizaram sobre 
metodologia científica. Se você tem inclinações filosóficas, talvez queira consultar a obra de Sir 
Karl, que já existe quase toda em português (Editora Itatiaia e Editora da UnB), e é fácil de ler. Um 
dos livros chama-se "Conjecturas e Refutações". Dá um ótimo título para esta experiência. 
 
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CONJECTURAS E REFUTAÇÕES 
 O misterioso líquido será fornecido num erlenmeyer arrolhado. Até segunda ordem, não tire 
a rolha. E lembre-se de anotar cuidadosamente suas observações no caderno de laboratório. 
 Comece examinando o sistema, sem agitá-lo. Levando em conta a cor, a viscosidade e a 
densidade aparentes, faça suposições a respeito da natureza do líquido. Que líquido poderia ser? 
Quais não poderiam ser? 
 Agite vigorosamente o conteúdo do frasco e em seguida deixe-o repousar sobre a bancada 
por alguns minutos. Registre no caderno suas observações. 
 Nosso problema agora é formular hipóteses para explicar o ocorrido. Depois essas hipóteses 
serão testadas para ver quais ainda permanecem de pé. Aqui vão quatro possibilidades: 
 H1: O líquido fica colorido ao entrar em contato com a rolha, que parece impregnada de uma 
substância azul. 
 H2: Quando o líquido é agitado, aumenta muito o seu contato com as paredes do frasco. Isto 
torna o líquido azul. 
 H3: A agitação aumenta a energia térmica das moléculas, e isto produz a cor azul. 
 H4: Existe um gás acima do líquido que, ao misturar-se com ele durante a agitação, torna o 
líquido azul. 
 É natural - e desejável - que você pense em outras possibilidades. Se esse for o caso, discuta 
com o instrutor uma maneira de testar suas hipóteses. 
 Vejamos agora como podemos testar separadamente cada uma das hipóteses acima. 
 T1: Faça o líquido entrar em contato com a rolha, mas sem agitá-lo. Deixe-o repousar um 
pouco e depois agite-o sem deixá-lo tocar na rolha. Observe o que acontece em cada caso, e tire sua 
conclusão a respeito de H1. 
 T2: Gire o líquido, cuidadosamente e sem agitação, de modo que a superfície de contato com 
o recipiente aumente. Como fica a hipótese H2? 
 T3: Esfregue um pouco a parede do erlenmeyer com sua mão para aquecê-la um pouco, mas 
sem agitar o líquido. Observe o que acontece sobre a viabilidade de H3. 
 T4: Na superfície o líquido está permanentemente em contato com o gás possivelmente 
existente no frasco. Observe atentamente a superfície do líquido e veja se descobre algum indício 
de cor azul. 
 
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 Se tudo ocorreu bem, só H4 deve ter sobrevivido aos testes. Acontece que há uma alternativa: 
 H4': Pode ser que o frasco contenha dois líquidos imiscíveis. Um incolor, presente em maior 
quantidade, e o outro azul, menos denso, que forma a camada azulada da superfície. Com a agitação, 
os dois se misturam e a cor se dispersa por todo o volume, assim permanecendo enquanto durar a 
mistura. Se esta hipótese é válida, então o descoramento deve produzir-se de baixo para cima, à 
medida que o suposto líquido azul voltar a superfície. Agite o frasco e veja o que acontece. 
 Sua conclusão deve ter sido que H4' não se sustenta, e que H4 ainda é a melhor explicação: 
a cor azul deve ser causada por algum gás existente no frasco. Que gás será esse? Se abrirmos o 
frasco para tentar descobrir, o gás pode ir embora, e jamais saberemos o resultado. No entanto, como 
a ciência também é uma aventura, vamos correr esse risco. 
 Tire a rolha, transfira o líquido para um erlenmeyer vazio, e tampe este novo frasco. Ora, o 
erlenmeyer vazio estava, como diz a canção, cheio de ar. Isto significa que o espaço acima do líquido 
está agora ocupado pelo ar. Agite o conteúdo e anote o ocorrido. 
 Agora você está sabendo queo ar produz o aparecimento (e subseqüente desaparecimento) 
da cor azul. Isto aumenta nossa confiança em H4, e sugere que o gás no frasco original era o próprio 
ar, ou um de seus componentes. Agora, será a cor azul devida a simples mistura do gás com o 
líquido, ou será causada por uma reação química entre eles? 
 Se é uma simples mistura, junto com o descoramento devemos poder observar o 
aparecimento de bolhas formadas pelo gás que retorna à superfície. Agite mais uma vez e verifique 
se isso acontece. 
 Por outro lado, se acontece uma reação, a pressão no interior do erlenmeyer tampado deve 
ir caindo, à medida que o gás for sendo consumido. Para testar esta hipótese, destampe o frasco, 
umedeça a rolha e tampe-o de novo. Realize umas três vezes a operação 
aparecimento/desaparecimento da cor, e no final retire vagarosamente a rolha. A queda de pressão 
no interior deverá fazer com que a entrada de ar arraste para dentro do frasco a camada de água nas 
paredes da rolha. 
 O ar é composto essencialmente de nitrogênio (78% em volume) e o oxigênio (20% em 
volume). Qual deles será o responsável pelo novo fenômeno? Serão os dois? Para descobrir basta 
borbulhar cada um deles separadamente no interior do líquido. 
 Borbulhe primeiramente o nitrogênio, observe e anote. Em seguida borbulhe o oxigênio e 
veja o que acontece. Anote. Tire suas conclusões. 
 
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QUESTÕES 
 
1. Considere a seguinte explicação para o nosso fenômeno: 
 H5: Foi um milagre. 
 Tente provar que não pode ter sido. 
 
2. Um sujeito chato teima com você que inicialmente não havia ar no frasco e sim um misterioso 
gás X, que produz o mesmo efeito. Como essa questão poderia ser resolvida? 
 
3. Escreva as reações balanceadas de produção de oxigênio e de nitrogênio. Consulte a literatura à 
vontade. 
 
4. Vamos representar o aparecimento da cor azul pela reação 
 
 líquido + oxigênio  substância azul, 
 
e vamos considerar duas possibilidades para o descoramento: 
 
 substância azul  líquido + oxigênio, 
 
que é simplesmente a inversão da primeira reação, e 
 
 substância azul + substância B  substância incolor, 
 
 
Tente imaginar uma maneira de decidir experimentalmente entre estes dois mecanismos. 
 
 
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TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 
 
INTRODUÇÃO 
 No exercício de sua profissão, um químico analítico enfrenta sempre o mesmo 
problema: 1) determinar o que há em uma amostra; 2) em seguida, determinar quanto há de 
cada componente na amostra. Na química analítica clássica, busca-se responder a estas duas 
questões - a qualitativa e a quantitativa - utilizando-se de reações químicas. Assim, para 
saber o que há na amostra é preciso usar reações características, isto é, reações que só 
ocorrem com determinado(s) componentes(s). 
 Tendo-se identificado os componentes, pode-se usar a estequiometria de uma reação 
característica para determinar quanto está presente de cada componente. Se, por exemplo, 
sabemos de antemão que x moles do componente A, presente na mistura, reagem 
estequiometricamente com y moles do reagente B e se, adicionando aos poucos o reagente 
B, verificamos que exatamente y - e apenas y - moles de B reagiram com a amostra, somos 
levados a concluir que havia x - e apenas x - moles do componente A presentes na amostra. 
 Nesta experiência, o componente A será um ácido e o reagente B será uma base. 
Usaremos a neutralização de A por B para determinar a acidez de uma amostra de vinagre. 
Já sabemos o que há na amostra: vinagre comercial é essencialmente uma solução aquosa 
de ácido acético, obtida a partir da fermentação de carboidratos. Sua composição é 
regulamentada pelo governo federal, devendo haver pelo menos 4 gramas de ácido acético 
por 100 mL de vinagre. Para saber se a nossa amostra está de acordo com a lei - isto é, para 
saber quanto ácido ela contém - vamos fazê-la reagir com hidróxido de sódio, até neutralizar 
todo o ácido. Na verdade, pequenas quantidades de outros ácidos também estão presentes 
e serão neutralizadas, de modo que estaremos de fato determinando a acidez total. Vamos 
no entanto expressá-la em termos de ácido acético, o que corresponde a supor que a única 
neutralização é 
CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O 
 Vemos que cada mol de ácido acético reage com exatamente um mol de hidróxido 
de sódio. Quando a neutralização chegar ao fim, portanto, o número de moles de NaOH 
adicionados será igual ao número de moles de CH3COOH originalmente presentes na 
amostra. Dividindo esse número pelo volume inicial da amostra obteremos a sua 
concentração, e teremos realizado a titulação da acidez do vinagre. 
 
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 O ponto em que a base adicionada é suficiente para neutralizar completamente o 
ácido é chamado de ponto de equivalência. Uma gota a mais de hidróxido de sódio tornará 
a solução consideravelmente básica, e isso nos permitirá saber quando parar a titulação. 
Acrescentaremos à amostra, antes de titulá-la, um indicador chamado fenolftaleína, que é 
uma substância incolor em meio ácido, porém vermelha em meio básico. Enquanto ainda 
houver ácido não neutralizado, a solução permanecerá incolor. Uma gota de base em 
excesso, no entanto, e aparecerá a cor característica da fenolftaleína em meio básico. Essa 
mudança de cor chama-se viragem e indica que é hora de parar de adicionar base: chegamos 
ao ponto final da titulação. Você encontrará mais informações sobre indicadores, e sobre o 
próprio processo de titulação, nos livros de química geral do Pimentel, do Spratley e do 
Mahan. 
 O primeiro requisito para a titulação é conhecer exatamente a concentração da 
solução que será adicionada à amostra. A maneira óbvia de proceder é pesar 
cuidadosamente uma certa massa do soluto (NaOH, nesta titulação) e dissolvê-la até um 
volume exatamente determinado. Infelizmente no nosso caso isto é difícil, porque o 
hidróxido de sódio tende a absorver água da atmosfera, tornando inexata qualquer pesagem, 
por mais cuidadosa que seja. Temos então um outro problema: precisaremos primeiro 
determinar a concentração da solução de hidróxido de sódio, para depois poder titular o 
vinagre. O que fazer? 
 Uma titulação, é claro! Existem substâncias bem comportadas, chamadas de padrões 
primários, com as quais é possível preparar uma solução confiável pelo método direto de 
pesagem e dissolução. Um exemplo é o biftalato de potássio, KHP, que usaremos nesta 
experiência. Em solução aquosa o KHP libera o íon biftalato, HP-, que, sendo um ácido 
monoprótico, pode ser utilizado para titular o hidróxido de sódio, através da neutralização 
 
OH- + HP-  H2O + P
2- 
 
 Temos, portanto, duas titulações a realizar: a primeira para padronizar a solução de 
hidróxido de sódio e a segunda para determinar a acidez do vinagre. Mãos à obra! 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
A - Padronização da solução de NaOH 
 Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,1 M. 
Usando uma balança semianalítica, pese essa quantidade (dentro de mais ou menos 0,1 g), 
transfira-a para um béquer e a dissolva em cerca de 50 mL de água destilada. Em seguida 
transfira a solução para um balão volumétrico de 250 mL, complete o volume com água 
destilada e agite para homogenisar a solução. Mantenha o recipiente fechado para impedir 
a reação do NaOH com o CO2 da atmosfera. 
 Calcule a massa de KHP (peso molecular: 204,22 g.mol-1) necessária para reagir 
com 20 mL da solução 0,1 M de NaOH. Pese em uma balança analítica aproximadamente 
essa quantidade, e registre o peso com toda a precisão permitida pela balança. Transfira em 
seguida a amostra de KHP para um erlenmeyer de 250 mL e dissolva-a em uns 50 a 100 
mL de água destilada. Acrescente duas gotas de fenolftaleína a 1%. 
 Lave uma bureta de 50 mL com aproximadamente 5 mL da solução de NaOH, 
deixando a solução escorrer pela torneira e desprezando-a em seguida. Repita a lavagem, 
para garantir que a concentração da soluçãode NaOH não será alterada quando ela for posta 
na bureta. Encha a bureta com a solução de hidróxido de sódio até um pouco acima do zero. 
Abra rapidamente a torneira para expulsar todo o ar da sua extremidade, desprezando o 
volume que escorrer. Anote o volume inicial marcado na bureta (que não precisa ser zero), 
realizando a leitura com os olhos no nível do menisco. 
 Tome o erlenmeyer com o KHP e coloque-o embaixo da bureta, sobre um fundo 
branco que lhe permita perceber facilmente variações na cor da solução. Adicione aos 
poucos a solução de NaOH, manipulando a torneira com uma das mãos e agitando 
suavemente o erlenmeyer com a outra. À medida que o ponto final for se aproximando, a 
cor rosa da fenolftaleína parecerá cada vez mais persistente. Quando você perceber esse 
fenômeno, pare um pouco a titulação, lave as paredes do erlenmeyer com água destilada 
para recolher possíveis respingos não titulados, e depois prossiga adicionando a base gota 
a gota. No ponto final propriamente dito, a solução toma uma coloração rosa pálida, que 
não desaparece com a agitação. Nesse ponto, termine a titulação e anote o volume final. 
 Agora repita todo o procedimento com mais duas amostras de KHP. 
 Para cada uma das três titulações, calcule a concentração da solução de NaOH. Se 
nA é o número de moles de KHP, o número de moles de NaOH que reagiram também é 
 
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nA, porque a estequiometria desta reação é de um para um. A concentração de hidróxido 
de sódio será portanto nA/VB, onde VB é o volume de solução de NaOH empregado na 
titulação. As concentrações de NaOH determinadas nas três titulações não devem diferir 
por mais de 0,005 M. Se esse não for o caso, consulte seu instrutor e, se ele autorizar, tome 
a média dos dois valores mais próximos como a concentração da sua solução de hidróxido 
de sódio. 
 
B - Titulação do Vinagre 
 Coloque cerca de 30ml de vinagre em um béquer limpo e seco. Lave uma pipeta 
volumétrica de 5 mL com um pouco de vinagre, desprezando-o em seguida. 
 Meça 5 mL de vinagre com a pipeta volumétrica e transfira-a para um erlenmeyer 
de 250 mL, acrescentando aproximadamente 50 mL de água destilada, medidos em uma 
proveta ou em um béquer. Adicione duas gotas de fenolftaleína e titule com a solução de 
NaOH, procedendo da mesma forma que na seção anterior. A diferença é que agora a 
concentração desconhecida é a do vinagre, e não mais a do hidróxido de sódio. Como a 
estequiometria também é de um para um, a concentração de ácido no vinagre será nB/5 mL, 
sendo nB o número de moles de NaOH empregados na titulação. Finalmente, realize mais 
duas titulações e tome como resultado final a média das duas concentrações de ácido mais 
próximas. Passe para o instrutor os resultados das titulações que você realizou. 
 
 
QUESTÕES 
 
1) Afinal, sua amostra de vinagre está dentro da lei ou não? 
 
2) O NaOH não pode ser usado como padrão primário porque absorve água da atmosfera. 
Esse fenômeno tende a resultar em soluções mais diluídas ou mais concentradas do que o 
esperado? Por quê? 
3) No ponto de equivalência da titulação do vinagre, o que há no erlenmeyer é simplesmente 
uma solução de acetato de sódio. Faça uma estimativa da concentração de NaOAc nesse 
ponto e calcule o pH da solução. 
 
4) O intervalo de pH para a viragem da fenolftaleína é de 8,0 a 9,8 (veja seção 5.3h do livro 
do Pimentel e Spratley), o que significa que em um pH levemente básico ela ainda é incolor. 
Use a resposta da questão anterior para mostrar que isto não é tão mau quanto parece. 
 
 
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5) E se em vez da fenolftaleína usássemos com indicador o azul de bromotimol, que vira 
na faixa de 6,0 a 7,6? 
 
6) Em algum ponto da introdução dissemos que “uma gota a mais de hidróxido de sódio 
tornará a solução consideravelmente básica". Que peculiaridade têm as curvas de titulação 
(veja o capítulo 5 do livro do Pimentel e Spratley) para tornar verdadeira essa afirmação? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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ESTUDO CINÉTICO DA REAÇÃO DA ACETONA COM IODO 
 
 
INTRODUÇÃO 
 Todas as reações químicas ocorrem a velocidades que dependem principalmente da 
natureza dos reagentes, de sua concentração, temperatura, e da presença ou não de 
catalisadores. Muitas reações, tais como, explosões de misturas de hidrogênio e oxigênio 
ocorrem tão rapidamente que a determinação acurada de suas velocidades se torna difícil. 
Já outras reações, tal como o enferrujamento de algumas ligas, ocorrem tão lentamente que, 
novamente, é muito difícil de se medir a velocidade de reação. Por outro lado, existem 
muitas reações que ocorrem a velocidades intermediárias, fáceis de se medir. Um desses 
casos será investigado nessa prática. 
 Levando em consideração a estrutura submicroscópica da matéria, uma reação 
química pode ocorrer somente quando os átomos, íons, ou moléculas dos reagentes estão 
em contato. Assim, a velocidade de uma dada reação depende da freqüência com que as 
partículas reagentes colidem. Nem todas as colisões levam a uma reação química, pois 
muitas vezes elas não satisfazem os requisitos energéticos para que a reação ocorra. Em 
alguns casos, as moléculas colidem com energia suficiente, mas em orientações 
inapropriadas para que a reação se complete. Os principais fatores que afetam a velocidade 
de uma reação, são aqueles que afetam as colisões entre as partículas. Assim, um aumento 
na concentração de reagentes, aumenta a velocidade da reação porque as colisões se tornam 
mais freqüentes. Um aumento de temperatura, aumenta a energia cinética das partículas e 
conseqüentemente a energia das colisões também será maior. O aumento da superfície 
exposta também aumenta a velocidade da reação pois um maior número de partículas 
poderá sofrer colisões. Nesta prática estudaremos a reação da acetona com iodo a fim de 
determinar seus parâmetros cinéticos. A reação a ser estudada é: 
 
H3CCOCH3(aq) + I2(aq)  H3CCOCH2I(aq) + H
+
(aq) + I
-
(aq) 
 (acetona) (iodo) (iodoacetona) 
 
 A expressão da velocidade de reação para esta reação é: 
 
V= k[acetona]a[H+]b[I2]c eq. 1 
 
onde k é a constante de velocidade (depende da temperatura) e [acetona], [H+] e [iodo] são 
as concentrações molares da acetona, do íon hidrogênio e do iodo, respectivamente. Os 
 
 17 
expoentes a, b e c são as ordens da reação com relação a acetona, ao íon hidrogênio e ao 
iodo, respectivamente. 
 O mecanismo desta reação envolve três etapas: 
 
I) H3C-CO-CH3(aq) + H
+
(aq)  H3C-C(OH)=CH2(aq) (etapa lenta) 
II) H3C-C(OH)=CH2(aq) + I2(aq)  H3C-C
+(OH)-CH2I(aq) + I
-
(aq) 
III) H3C-C
+(OH)-CH2I(aq) + I
-
(aq)  H3C-CO-CH2I(aq) + H
+
(aq) + I
-
(aq) 
 
 A equação 1 é complexa e apresenta sete incógnitas. Entretanto, sabendo-se que a 
etapa lenta da reação (etapa I) não depende de [I2] (ou seja, c= 0) a eq. 1 torna-se bem mais 
simples. Assim podemos usar I2 como reagente limitante e medir o tempo necessário para 
o desaparecimento de sua cor amarela. Como a concentração de I2 é pequena e a acetona e 
o íon hidrogênio estão em excesso, a mudança da concentração de acetona e do íon 
hidrogênio podem ser negligenciadas. Isto nos permite escrever a eq.1 da seguinte forma: 
V= -D[I2]/Dt= [I2]o/t eq.2 
 
onde [I2]o é a concentração inicial do I2 e t o tempo necessário para o desaparecimento da 
cor amarela. 
 Os parâmetros cinéticos podem ser determinados fazendo-se vários ensaios, à 
mesma temperatura, variando-se apenas a concentração de um dos reagentes. Por exemplo, 
para determinar a ordem de reação com relação a acetona, a, é só fazer a reação para duas 
concentrações diferentes de acetona, permanecendo as demais concentrações constantes. 
Assim, se no segundo ensaio a concentração de acetona for o dobro da concentração usada 
no primeiro ensaio, teremos: 
 
1o ensaio V1= k[acetona]
a[H+]b[I2]
c 
2o ensaioV2= k(2[acetona])
a[H+]b[I2]
c 
 
dividindo estas duas equações e tirando o ln dos dois lados da equação, temos: 
ln(V2/V1)= a.ln2 logo, 
 
a= ln(V2/V1)/ln2 eq.3 
 
 Pelo mesmo procedimento pode-se determinar b (a ordem da reação com relação a 
H+), fazendo-se variar a concentração do íon hidrogênio, enquanto as demais concentrações 
permanecem constantes. E, lembrando que c=0, pode-se portanto, determinar o valor de k 
à temperatura ambiente. 
 
 18 
 A dependência da constante de velocidade com a temperatura pode ser investigada 
realizando-se vários ensaios nas mesmas condições de concentração, variando-se apenas a 
temperatura. A expressão matemática que relaciona a constante de velocidade com a 
temperatura é chamada equação de Arrhenius: 
k= Ae-Ea/RT eq.4 
 
sendo A é o coeficiente de proporcionalidade, T a temperatura em Kelvin, R a constante 
universal dos gases (8.314 J/Kmol) e Ea a energia de ativação. 
 Esta equação pode ser reescrita da seguinte forma: 
 
lnk= Ea/R(1/T) + lnA eq.5 
 
 Portanto, traçando-se um gráfico ln k x 1/T(em Kelvin) determina-se a energia de 
ativação. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Nesta prática serão feitos vários ensaios, a diferentes concentrações de acetona, íons 
hidrogênio e iodo, como também variaremos a temperatura, seguindo a instrução descrita 
na tabela abaixo. As soluções aquosas de acetona 4 M, ácido clorídrico 1 M e iodo 0,005 
M serão fornecidas pelo instrututor. 
 
TUBO A TUBO B 
Ensaio Sol. Acetona 
(mL) 
Sol. HC 
(mL) 
Água dest. 
(mL) 
Sol. de Iodo 
(mL) 
Temperatura Tempo 
1 2,00 2,00 4,00 2,00 ambiente 
2 4,00 2,00 2,00 2,00 ambiente 
3 6,00 2,00 - x - 2,00 ambiente 
4 2,00 4.00 2,00 2,00 ambiente 
5 2,00 6,00 - x - 2,00 ambiente 
6 2,00 2,00 2,00 4,00 ambiente 
7 2,00 2.00 - x - 6,00 ambiente 
8 2,00 2,00 4,00 2,00 10oC abaixo 
da ambiente 
 
9 2,00 2,00 4,00 2,00 10oC acima 
da ambiente 
 
10 2.00 2,00 4,00 2,00 20oC acima 
da ambiente 
 
 
 19 
 Separe dois tubos de ensaios e marque-os com as letras A e B. Seguindo os volumes 
para cada ensaio especificados na tabela, adicione ao tubo A, as soluções aquosas de 
acetona 4,0 M, ácido clorídrico 1,0 M e, se for o caso, água destilada. Ao tubo B, adicione 
a solução aquosa de iodo 0,005 M. Deixe os tubos de ensaio imersos em um béquer com 
água à temperatura ambiente a fim de evitar variação na temperatura. Pegue um terceiro 
tubo, encha-o com água destilada e use-o como referência para detectar o momento que a 
cor amarela do iodo desaparece. Adicione o conteúdo de um dos tubos no outro acionando 
simultaneamente o cronômetro. Homogenize a solução usando um bastão de vidro. Observe 
o tubo por cima e meça o tempo necessário para que desapareça a cor amarela do iodo. 
Repita este mesmo procedimento para os dez ensaios indicados na tabela. 
 Anote a temperatura em que os ensaios foram realizados. O ensaio a ser feito com 
temperatura abaixo da ambiente deve ser usado um banho de gelo e o conteúdo dos tubos 
A e B só devem ser misturados quando o equilíbrio térmico estiver estabelecido. Os ensaios 
com temperatura maior que a ambiente serão realizados em banho-maria sendo 
fundamental também o estabelecimento do equilíbrio térmico. 
 
TRATAMENTO DE DADOS 
Inicialmente calcule a concentração de acetona, ácido clorídrico e iodo presentes 
nos diversos ensaios no momento em que as soluções dos tubos A e B são misturadas (note 
que neste momento ocorre uma diluição onde o volume final em todos ensaios é 10 mL). 
Usando a eq.2 determine as velocidades de reação nos diversos ensaios. Empregando a eq. 
3 calcule as ordens de reação a (a partir dos ensaios 1,2,3), b (a partir dos ensaios 1,4,5) e 
c (a partir dos ensaios 1,6,7). Observe que quando a concentração de um componente em 
um dos ensaios é três vezes a do outro o denominador da eq. 4 passa a ser ln3. 
 Uma vez que se conhece [acetona], [H+], [iodo], a, b, c, e as velocidades de cada 
ensaio, podemos, a partir da eq.1, determinar o valor da constante k à temperatura ambiente. 
Faça este cálculo escolhendo arbitrariamente três dos sete ensaios feitos à temperatura 
ambiente e assuma a média como o valor mais provável para a constante k. 
 Calcule o valor de k nas outras temperaturas, trace um gráfico lnk x 1/T(Kelvin) e 
determine (veja eq. 5) a energia de ativação para esta reação. 
 
 
 20 
QUESTÕES 
1) O que é velocidade de reação? 
 
2) O que é ordem de uma reação? 
 
3) O que é constante de reação? 
 
4) Considere a seguinte reação: 2A + B  2C 
Sabe-se que quando dobra a concentração dos reagentes a velocidade aumenta oito vezes e 
quando dobra a concentração apenas de B a velocidade duplica. Qual é ordem com relação 
a cada reagente e total? 
 
Referências Bibliográficas 
1- B. M. Mahan e R. J. Myers - Química - Um Curso Universitário 
2- J. B. Russel - Química Geral 
 
 
 21 
 
ELETROQUÍMICA 
 
INTRODUÇÃO 
 A eletroquímica trata essencialmente da conversão de energia elétrica em energia 
química, nas celas eletrolíticas, e da conversão de energia química em energia elétrica nas 
celas galvânicas ou eletroquímicas. Ela pode ser dividida de várias maneiras dependendo 
dos aspectos que se deseja enfatizar. Numa dessas divisões se separa a eletroquímica em 
termodinâmica e cinética. No primeiro caso, a eletroquímica trata de sistemas em equilíbrio 
e muitos parâmetros termodinâmicos, tais como energia livre e entropia, podem ser obtidos 
por seus métodos. A eletroquímica cinética preocupa-se com sistemas onde uma ou mais 
reações estão ocorrendo fora do equilíbrio, como é o caso em baterias e celas eletrolíticas. 
 Os processos eletroquímicos desempenham papel importante na química industrial, 
na química analítica e no desenvolvimento de pesquisa em diversas áreas do conhecimento. 
A produção industrial de sódio metálico e cloro, por exemplo, é feita por eletrólise do 
cloreto de sódio fundido. O alumínio é obtido eletroliticamente pelo processo Hall. Na 
química analítica um dos métodos para análise de íons de metais, consiste na sua redução e 
deposição numa cela eletrolítica; e o método mais usado para determinação de pH utiliza 
um sensor, o eletrodo combinado de vidro, que nada mais é do que uma cela eletroquímica 
onde um dos eletrodos é sensível a concentração de íons hidrogênio presentes no meio. 
Pesquisas de ponta em ciências biomédicas, como por exemplo o estudo de reações 
químicas no interior de células vivas são feitas com o auxílio de pequenas sondas 
eletroquímicas. E na área de polímeros condutores a síntese eletroquímica tem tido papel 
fundamental. 
 Celas galvânicas de vários tipos são utilizadas como fonte de energia em diversas 
aplicações. As pilhas secas por exemplo fazem funcionar as nossas lanternas, rádios, relógio 
e marca passos cardíacos; as baterias ou acumuladores de chumbo encontram grande 
aplicação na indústria automobilística; pilhas e combustível, que permitem que a energia 
elétrica liberada pela transformação dos combustíveis seja diretamente convertida em 
energia elétrica, têm encontrado muitas aplicações, particularmente em naves espaciais. 
O termo galvanização é uma homenagem ao cientista italiano Luigi Galvani. A 
galvanização ou eletrodeposição metálica é uma técnica eletroquímica que consiste em dar 
revestimento metálico uma determinada peça, colocando-a como cátodo (pólo negativo) 
em um circuito de eletrólise. O ânodo (pólo positivo) será então feito (preferencialmente) 
 
 22 
do metal que irá revestir a peça e a solução aquosa (banho eletrolítico) deve conter um sal 
desse metal. É necessário, portanto, que a peça seja feita de um material condutor ou tenha 
sido tratada convenientemente por um processo que a tome condutora. Um outro requisito 
também fundamental é que a peça esteja bem limpa. Para isso faz-se necessário lixar e lavar 
a peça com o objetivo de remover óxidos, gorduras ou quaisqueroutras substâncias. Vários 
fatores determinam tanto a qualidade do revestimento como a sua espessura, entre os quais 
podemos destacar; a temperatura, a voltagem aplicada, concentração e tipo de tons 
presentes em solução, tempo de duração do processo, compatibilidade entre o metal que irá 
revestir a peça e o metal do qual a peça é constituída. 
Como sabemos muitos materiais, especialmente os metais, sofrem forte ação 
corrosiva devido às condições ambientes. Por exemplo o ferro se oxida facilmente, 
formando ferrugem, o que o toma inútil. Assim pode-se fazer uma eletrodeposição de um 
outro metal que seja mais inerte às condições ambientes, protegendo o ferro da corrosão. A 
galvanização é também bastante empregada para fazer revestimento de peças metálicas com 
metais nobres o que toma a peça mais bem acabada. 
Um dos banhos mais importantes é o banho de níquel. Um número enorme de peças 
de automóveis, bicicletas, máquinas de costura, utensílios domésticos e muitos outros, 
recebem seu acabamento em banho de níquel. 
 
 Nesta prática estudaremos algumas reações simples de oxirredução, construiremos 
uma cela galvânica e faremos a eletrodeposição de cobre e níquel. 
 
Estudo de Algumas Reações de Oxi-Redução: 
 Nesta etapa vamos estudar algumas reações simples de oxi-redução e procurar 
entender o papel dos vários metais e íons metálicos nessas reações. É importante que você 
reveja os métodos para escrever e balancear equações redox. 
 Nas reações de oxi-redução, as várias espécies presentes estão competindo por 
elétrons. Os elétrons ficam com as espécies que possuem a maior afinidade por eles. Essas 
espécies, que se reduzirão, têm a maior força oxidante. Por outro lado, as espécies com a 
menor afinidade por elétrons, perderão elétrons (serão oxidadas). Estas espécies têm a 
maior força redutora. Os metais constituem um bom exemplo deste último caso, pois têm 
grande tendência a perder elétrons (se oxidam) e são geralmente agentes redutores. 
 
 23 
 A força redutora relativa de um grupo de metais pode ser determinada 
experimentalmente. Se, por exemplo, numa solução de íons prata, Ag+(aq), entra em contato 
com cobre metálico, Cu(s), as seguintes semi-reações ocorrem: 
 
Cu(s)  Cu+
2
(aq) + 2e
- 
2Ag+(aq) + 2e
-  2Ag(s) 
e, como resultado teríamos: 
 
2Ag+(aq) + Cu(s)  Cu
+2
(aq)+ 2Ag(s) 
 
 Ou seja, o Cu(s) se dissolve para fornecer Cu
+2 + 2e- e o Ag(s) precipita da solução. 
Os elétrons perdidos na semi-reação de oxidação devem ser ganhos na semi-reação de 
redução. Por outro lado, se uma solução de Cu+2(aq) entra em contato com Ag(s), nenhuma 
reação se observa. Isto significa que nesta situação, as seguintes semi-reações não ocorrem: 
 
Cu+2(aq)+ 2e
-  Cu(s) 
2Ag(s)  2Ag
+
(aq) + 2e
- 
 
 Concluindo, estas observações experimentais nos dizem que o cobre metálico é um 
agente redutor mais forte (perde elétrons mais facilmente) do que a prata metálica. 
 
Construção e Funcionamento de uma Cela Galvânica: 
 A primeira cela galvânica que se conhece é a chamada Pilha de Daniell, montada 
em 1836, que envolve a reação entre zinco e cobre. Nas celas galvânicas, deve-se selecionar 
como eletrodos e eletrólitos substâncias que possuam energia eletroquímica suficiente para 
serem espontaneamente oxidadas e reduzidas. Uma cela galvânica, portanto, é uma fonte 
de energia eletroquímica, e essa pode ser a razão principal para a construção de tal cela. 
 O potencial () e a corrente de uma cela galvânica ou de uma bateria (série de 
celas) são o resultado de uma ou mais reações químicas de oxi-redução. Se separarmos a 
reação de oxidação (perda de elétrons) da reação de redução (ganho de elétrons), os elétrons 
transferidos podem migrar através de um circuito externo e este efeito pode então ser 
utilizado para produzir trabalho, como acender a luz de uma lanterna ou dar partida num 
carro. Nesta seção vamos construir uma destas celas, medir o seu potencial e verificar a 
dependência do potencial com as concentrações das espécies iônicas. 
 
 
 24 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Parte I: Reações de Oxi-redução 
 Coloque um pedaço de fio de cobre, previamente lixado, num tubo de ensaio 
contendo 3 mL de FeSO4 0.1 M. Deixe em repouso. 
 Coloque um prego limpo num segundo tubo de ensaio contendo 3 mL de solução 
CuSO4 0.1 M. Deixe em repouso. 
 Coloque um pedaço de fio de cobre lixado num terceiro tubo de ensaio com 3 mL 
de AgNO3 0.1 M. Deixe em repouso. 
Atenção: você deve voltar a observar cada tubo de ensaio depois de ter concluído a próxima 
parte da experiência. Anote suas observações e tente explicá-las através de reações 
químicas. 
 
Parte II.1: Construção da Pilha de Daniell 
 Ponte salina: prepare a ponte salina colocando solução de KCl (~1M) num tubo em 
forma de “U”. Tampe as extremidades do tubo com algodão. Cuidado para não formar 
bolhas de ar no interior do tubo. 
 Eletrodos: lixe as lâminas de Zn(s) e Cu(s), lave com água destilada e seque com 
algodão. 
 c) Meias-celas: transfira para um béquer 70 mL de solução de ZnSO4 0.1 M; tome 
um segundo béquer e coloque 70 mL da solução de CuSO4 0.1 M. 
 d) Montagem e operação: mergulhe a lâmina de Zn na solução de ZnSO4 e a lâmina 
de cobre na solução de CuSO4. Coloque cuidadosamente a ponte salina entre os béqueres 
de forma que esta mergulhe em ambas as soluções. Conecte os eletrodos com um voltímetro 
e leia o potencial da cela. Retire a ponte salina e leia novamente o potencial da cela. 
Recoloque a ponte salina e volte a ler o potencial da cela. 
 
Parte II.2- Efeito do hidróxido e do sulfeto 
 Adicione 20 mL de uma solução de NaOH 1,75 M ao béquer contendo a solução de 
CuSO4 0,1 M. Leia o potencial da pilha e anote as suas observações. 
 Adicione 20 mL de sulfeto de sódio 1,0 M, com agitação, ao béquer contendo a 
solução ZnSO4 0,1 M. Monte a pilha empregando uma nova semi-cela de Cu/Cu
2+. Leia o 
potencial da pilha e anote a aparência da solução no béquer. 
 
 25 
 Inclua no relatório as equações das semi-reações de oxi-redução que ocorreram nos 
tubos de ensaios relativa a parte I do texto, indicando a ordem dos metais quanto a sua força 
redutora. Faça um esquema da montagem da pilha de Daniell indicando o cátodo, o ânodo, 
o sentido do fluxo de elétrons e dos íons através da ponte salina. Determine o potencial 
padrão () esperado para esta pilha e compare com o que você mediu. Explique os seus 
resultados quando foram adicionadas as soluções de NaOH e Na2S. Use a Eq. de Nernst 
nos seus argumentos. É possível determinar a massa de Cu(OH)2 precipitada? 
 
Parte III.1- Eletrodeposição de cobre 
Antes da niquelação será necessário dar primeiro um banho de cobre na peça, uma 
vez que o níquel só apresenta boa aderência ao cobre ou latão. Pegue a chave e lixe para 
retirar todo o seu recobrimento (se possível execute este procedimento em casa). Lave-a 
com bastante água destilada e, em seguida com álcool etílico. Após secar a chave pese-a 
em balança analítica, entretanto evite tocá-la com as mãos para não suja-la com a gordura 
supostamente contida nas mãos. 
O banho de cobre será preparado pesando-se 10.0g de sulfato de cobre e 
dissolvendo-se esta massa em 50 ml de uma solução aquosa contendo cerca de 1.0g de ácido 
sulfúrico. Mergulhe na solução um fio de cobre previamente lixado que funcionará como 
ânodo. Use também um pedaço de fio de cobre para amarrar a chave e mergulhe-a na 
solução. A chave deve ser o cátodo da cela eletrolítica. Conecte estes eletrodos à fonte 
externa a 6.0 volts e aguarde a eletrodeposição do cobre na chave. Quando observar que a 
chave apresenta uma cor marrom-metálico característica do cobre, pare o processo e lave a 
chave com água destilada e em seguida com álcool etílico. Seque-a na estufa e pese-a. A 
chave agora está pronta para a niquelação. 
 
Parte III.2-Eletrodeposição de níquel 
Para preparar o banho de níquel pese 6.0g de sulfato de níquel,0.75g de cloreto de 
amônio e 0.75g de ácido bórico. Dissolva estes compostos em 50ml de água destilada. 
Usando papel indicador verifique o pH da solução. Este deve estar entre 3.8 e 4.6. Caso o 
pH esteja fora deste intervalo deve-se usar solução de ácido sulfúrico para baixar o pH 
(aumentar a acidez), ou solução de carbonato de níquel para aumentar o pH. 
Mergulhe na solução o ânodo (usaremos um eletrodo de cobre devidamente limpo 
no lugar do níquel metálico) e o cátodo (a chave) os quais devem estar conectados à fonte 
externa a 6.0 volts. Deixe a eletrodeposição ocorrer até que se observe uma cor parecida 
 
 26 
com prata metálica. Desconecte a cela eletrolítica, retire a chave, lave-a com bastante água 
destilada, seque-a e pese-a. 
Inclua no seu relatório as reações que ocorreram nesta galvanização. Calcule o 
número de moles de cobre e de níquel que foram eletrodepositados na chave. Se houve 
algum defeito na sua galvanização, tente explicar as razões para ter ocorrido isto. 
 
 
 
QUESTÕES 
 
1) Consulte uma tabela de potenciais e calcule o () para cada equação química da parte 
I. Baseado nos valores destes potenciais qual é o metal com maior caráter redutor? 
 
2) Suponha que você tenha um soldadinho de chumbo e que deseja protegê-lo da corrosão. 
Isto pode ser feito guardando-o numa solução adequada. Entre as soluções utilizadas na 
parte II qual (ou quais) você escolheria para proteger o brinquedo? 
 
3) Explique a função da ponte salina numa pilha. 
 
Bibliografia 
- Química geral aplicada a engenharia; Brown, Lawrence S and Thomas A. Holme; 
São Paulo; Cengage Learning, 2016 pp 445-471 
- Noções Fundamentais de Galvanotécnica; João Engelberg; ed. Orientador 
Ltda.;(1967); pp 264-298. 
 
 
 
 
 
 27 
 
 LEI DE BEER-LAMBERT 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Quando um feixe de radiação atinge um corpo, ela pode ser refletida, espalhada, 
absorvida ou atravessa o meio sem sofrer alteração. A absorção depende da natureza do 
meio, do comprimento de onda dos fótons e da concentração dos compostos absorventes. 
Quando uma solução absorve radiação de um certo comprimento de onda, ela deverá 
apresentar uma coloração dada pela cor complementar àquela absorvida. 
 A relação entre a intensidade de radiação incidente, I0, a intensidade transmitida, I, a 
concentração do composto absorvente, C, a espessura do meio, b, é dada pela lei de Beer-
Lambert: 
εbC
I
0
I
log 
 
 
onde  é a absortividade molar, a qual depende do comprimento de onda da radiação 
incidente e da natureza da substância absorvente. O fator 0
I
I
T 
 é denominado 
transmitância, enquanto o fator I
0I
logA =
 é denominado absorbância. A relação entre 
absorbância e transmitância pode ser expressa por : 
A = -log T, 
enquanto que a relação entre a absorbância e a concentração é dada por: 
A =  bC. 
 Como a absortividade molar é função do comprimento de onda da radiação incidente, a 
transmitância e a absorbância são grandezas que variam com o comprimento de onda. 
 Quantitativamente, a absorbância de uma solução é, geralmente, estudada no 
comprimento de onda de maior absortividade. Para determinar tal comprimento de onda, 
tira-se o espectro (absorbância versus comprimento de onda) e observa-se para qual 
comprimento de onda a absorbância é maior (transmitância menor). 
 A lei de Beer-Lambert pode ser verificada medindo-se a absorbância de uma bateria 
de soluções de concentrações diferentes. Existindo uma relação linear entre a absorbância 
 
 28 
e a concentração, a lei é válida. Um complexo amoniacal do Cu2+ como substância 
absorvente será utilizado na verificação da lei de Beer-Lambert. 
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 O material necessário consiste num espectrofotômetro (ou instrumento equivalente), 12 
balões volumétricos de 50 mL, 1 balão volumétrico de 300 mL, 2 buretas de 50 mL, 300 
mL de NH4OH 4,0 M e 50 mL de CuSO4 0,050 M. 
 Prepare duas buretas com NH4OH 4,0M e com o CuSO4 0,025M. Numere os doze balões 
volumétricos de 1 a 12. Coloque 10,0 mL de NH4OH 4,0 M nos doze balões volumétricos. 
Adicione com a outra bureta aos doze balões volumétricos as seguintes quantidades de 
CuSO4: 
 
Tabela 1: Volume de solução de CuSO4 a ser adicionada em cada balão volumétrico. 
Amostra CuSO4 (mL) T A 
1 0,50 
2 1,00 
3 1,50 
4 2,00 
5 2,50 
6 3,00 
7 3,50 
8 4,00 
9 4,50 
10 5,00 
11 5,50 
12 6,00 
Desconhecida 
 
 Agite para homogeneizar a mistura. Em seguida complete o volume dos balões com água 
destilada, obtendo-se assim as doze soluções padrão. 
2.1- Escolha do comprimento de onda 
 Coloque numa cubeta do fotocolorímetro uma fração da solução de NH4OH, que será 
utilizada como referência (“branco”). A calibração deve ser feita em cada comprimento de 
onda característico do fotocolorímetro, da seguinte maneira: 
 
 29 
 - Sem cubeta no orifício do fotocolorímetro, use o botão 0%Transmitância para ajustar 
a leitura para 0%. Coloque a cubeta contendo o branco no fotocolorímetro e com o botão 
100%Transmitância, ajuste a leitura para 100%. 
 - Numa outra cubeta coloque a amostra no 5. Determine a transmitância desta amostra 
nos comprimentos de onda definidos ou característicos do fotocolorímetro. Realize no 
mínimo três leituras para cada medida (retirando-se sempre a amostra do aparelho e 
recolocando-a novamente). 
 Escolha o comprimento de onda onde a transmitância é mínima. Anote este valor. No 
comprimento de onda escolhido, faça a leitura com o branco e ajuste para 100% de 
transmitância. Em seguida, determine sucessivamente a transmitância das outras amostras 
(também fazendo três leituras para cada). Meça a largura da cubeta com uma régua 
(parâmetro "b"). 
2.2- Análise da solução problema 
 Escolha duas soluções padrão (de preferência em posições opostas no conjunto como 2 
e 11 ou 4 e 9) e então prepare uma nova solução (solução problema) tomando 5 mL de cada 
e completando o volume de 50mL em um balão volumétrico. A seguir, faça a medida da 
transmitância desta solução. 
 
INSTRUÇÕES PARA O PRÉ-RELATÓRIO 
A elaboração do pré-relatório, deverá seguir o modelo proposto descrito no item 
Introdução ao Laboratório. Além disso, forneça as seguintes informações: 
a-) Escreva a equação estequiométrica envolvida na preparação do complexo amoniacal 
de cobre neste experimento. 
b-) Qual é o sentido de comparar a determinação de cada transmitância com a solução de 
referência (branco) ? 
c-) A transmitância de uma determinada solução é de 85%. Qual é a sua absorbância? 
 
OBS.:Ao final da prática, os resultados que foram anotados no caderno (transmitâncias das 
soluções padrão e da solução problema e o comprimento de onda escolhido) deverão ser 
anotados também no pré-relatório. 
 
 
 
 
 30 
INSTRUÇÕES PARA O RELATÓRIO 
Resultados 
 Apresente, em tabelas, os valores de cada medida de transmitância para cada 
comprimento de onda para a solução padrão no 5, bem como os valores de transmitância 
para as demais soluções padrão no comprimento de onda escolhido; indique quais soluções 
foram escolhidas e forneça as transmitâncias medidas para a solução problema. 
 
Tratamento dos Dados 
 Calcule a concentração do complexo de cobre II formado em cada uma das soluções 
padrão. 
 Calcule os valores de absorbância para todas as medidas efetuadas. 
 Obtenha os valores médios e os respectivos desvios padrões para todas as medidas de 
transmitância efetuadas, em cada uma das soluções padrão. 
 Faça os seguintes gráficos: 
 i) Gráfico da variação da transmitância média em função do comprimento de 
 onda, para a amostra no 5. 
 ii) Gráfico da variação da transmitância média em função da concentração, para as 
 soluções padrão. 
 iii) Gráfico da variação da absorbância (obtida a partir da transmitância média) em 
 função da concentração, para as soluções padrão. 
 Determine a melhor retadentro da faixa de linearidade do terceiro gráfico e calcule 
seu coeficiente angular, que é definido como ∆A/∆C. De posse deste valor, e conhecendo a 
largura da cubeta, b, determine a absortividade molar, A. 
 Calcule a concentração da solução problema. 
 
Análise dos Dados 
 Faça uma análise da lei de Beer-Lambert e procure comparar com seus resultados. 
Discuta os limites de validade da lei de Beer-Lambert e sua aplicabilidade aos resultados 
obtidos neste experimento. Explique a coloração da solução a partir dos resultados com a 
amostra no 5, levando em conta o conceito de cores complementares. Explique que tipo de 
reação ocorre na formação do complexo de cobre. 
 
 
 
 
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Fontes de Erros 
 Quais os principais fatores que afetam a precisão das medidas e como reduzi-los? Que 
erros podem ocorrer numa análise feita com métodos espectrofotométricos ou 
fotocolorimétricos? Quais os limites máximo e mínimo de concentração que poderiam ser 
determinados neste experimento baseado nos resultados obtidos? 
 
 
3. QUESTÕES 
1. O que é curva de calibração? 
2. O que significa região ou intervalo de linearidade? 
3. O que é cor complementar e quais são? 
4. Qual é o significado físico da absortividade molar? 
 
Referências Bibliográficas 
1 - Vogel, A.J. – Análise Química Quantitativa, 5a ed., LTC, 1992. 
2 - Livros texto de Química Geral