Apostila ICE002

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LABORATÓRIO 
DE 
CIÊNCIAS 
(ICE002) 
 
 
PRÁTICAS EM 
QUÍMICA 
 
Juiz de Fora, 1º Semestre 2012 
 
 
 
 
 
Í N D I C E G E R A L 
 
 
01 – INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO DE CIÊNCIAS ........................................................................... 1 
02 – CONDUTIVIDADE ELÉTRICA DAS SOLUÇÕES ................................................................................ 9 
03 – ELETROQUÍMICA – PILHAS ......................................................................................................... 15 
04 – ELETROQUÍMICA – ELETRÓLISE ................................................................................................. 21 
05 – DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICO DOS LÍQUIDOS........................................................... 28 
06 – PODER CALÓRICO DOS ALIMENTOS .......................................................................................... 32 
07 – TITULAÇÃO CALORIMÉTRICA ..................................................................................................... 37 
08 – ESCALA DE PADRÕES ................................................................................................................. 41 
09 – COLORÍMETRO – DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES ................................... 46 
10 – FLUORESCÊNCIA E ESTRUTURA ATÔMICA ................................................................................. 51 
 
____________________________________________________Introdução ao Laboratório de Ciências ‐ Química 
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01 – INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO DE CIÊNCIAS 
 
1 – SEGURANÇA QUÍMICA EM LABORATÓRIO 
Para tirar o máximo de proveito de um laboratório, você deve seguir alguns 
princípios básicos, principalmente porque isso resulta em segurança para você e para 
as pessoas que estão compartilhando este ambiente de trabalho. É necessário que 
todos os usuários conheçam e pratiquem determinadas regras, desde o primeiro 
instante que pretenderem permanecer em um laboratório. As instruções abaixo são 
importantes em qualquer momento do seu Curso, portanto todas as vezes que você 
entrar em um laboratório de química siga corretamente as regras aqui mencionadas. 
São regras simples, fáceis de memorizar e de seguir: 
 
Indumentária Apropriada 
• Avental (Jaleco) de mangas compridas, longos até os joelhos, com fios de 
algodão na composição do tecido, em maior proporção. 
• Calça comprida de tecido não inteiramente sintético. 
• Sapato fechado, de couro ou assemelhado. 
• Óculos de segurança. 
• Luvas 
☞ Equipamentos de Proteção Individual (EPI) – avental, luvas, proteção 
facial/ocular e proteção respiratória. 
 
Indumentária Proibida 
• Bermuda ou short ou mini-saia 
• Sandália, Chinelo, Sapato aberto. 
• Uso de lentes de contato. 
• Uso de braceletes, pulseiras, correntes, bonés ou outros adereços. 
• Avental de nylon ou 100% poliéster. 
 
Faça no Laboratório 
• Lave as mãos antes de iniciar seu trabalho. 
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• Lave as mãos entre dois procedimentos. 
• Lave as mãos antes de sair do laboratório. 
• Certifique-se da localização do chuveiro de emergência, lava-olhos, e suas 
operacionalizações. 
• Conheça a localização e os tipos de extintores de incêndio no laboratório. 
• Conheça a localização das saídas de emergências. 
 
Não Faça no Laboratório 
• Fumar 
• Comer 
• Correr 
• Beber 
• Sentar ou debruçar na bancada 
• Sentar no chão 
• Não use cabelo comprido solto 
• Não (ou evite) trabalhar solitário no laboratório 
• Não manuseie sólidos e líquidos desconhecidos apenas por curiosidade 
 
Com os ácidos 
• Adicione sempre o ácido à água; nunca faça o inverso. 
 
Com Bicos de Gás 
• Feche completamente a válvula de regulagem de altura de chama. 
• Abra o registro do bloqueador da linha de alimentação. 
• Providencie uma chama piloto e aproxime do bico de gás. 
• Abra lentamente a válvula de regulagem de altura de chama até que o bico de 
gás ascenda. 
• Regule a chama. 
 
Com Soluções 
• Importante: Cerca de 80% das soluções químicas concentradas são nocivas 
aos organismos vivos, principalmente se ministradas por via oral. 
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• Não transporte soluções em recipientes de boca larga, se tiver que efetuá-lo 
por certa distância, triplique sua atenção durante o percurso e solicite a um 
colega que o acompanhe. 
• Não leve à boca qualquer reagente químico, nem mesmo o mais diluído. 
• Certifique-se da concentração e da data de preparação de uma solução antes 
de usá-la. 
• Não pipete, aspirando com a boca, líquidos cáusticos, venenosos ou corantes, 
use pera de segurança. 
• Não use o mesmo equipamento volumétrico para medir simultaneamente 
soluções diferentes. 
• Volumes de soluções padronizadas, tiradas dos recipientes de origem e não 
utilizadas, devem ser descartados e não retornados ao recipiente de origem. 
 
Com Sólidos e Líquidos 
• O descarte deverá ser efetuado em recipientes apropriados separando-se o 
descarte de orgânicos de inorgânicos. 
• Cuidados com Aquecimento, incluindo: Reação exotérmica, chama direta, 
resistência elétrica e banho-maria. 
• Não aqueça bruscamente qualquer substância. 
• Nunca dirija a abertura de tubos de ensaio ou frascos para si ou para outrem 
durante o aquecimento. 
• Não deixe sem o aviso "cuidado material aquecido", equipamento ou vidraria 
que tenha sido removida de sua fonte de aquecimento, ainda quente e deixado 
repousar em lugar que possa ser tocado inadvertidamente. 
 
Manuseio e Cuidados com Frasco de Reagentes 
• Leia cuidadosamente o rótulo do frasco antes de utilizá-lo, habitue-se a lê-lo, 
mais uma vez, ao pegá-lo, e novamente antes de usá-lo. 
• Ao utilizar uma substância sólida ou líquida dos frascos de reagentes, pegue-o 
de modo que sua mão proteja o rótulo e incline-o de modo que o fluxo escoe 
do lado oposto ao rótulo. 
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• Muito cuidado com as tampas dos frascos, não permita que ele seja 
contaminada ou contamine-se. Se necessário use o auxílio de vidros de 
relógio, placas de Petri, etc. para evitar que isso aconteça. 
• Ao acondicionar um reagente, certifique-se antes da compatibilidade com o 
frasco, por exemplo, substâncias sensíveis à luz, não podem ser 
acondicionadas em embalagens translúcidas. 
• Não cheire diretamente frascos de nenhum produto químico, aprenda esta 
técnica e passe a utilizá-la de início, mesmo que o frasco contenha perfume. 
• Os cuidados com o descarte de frascos vazios de reagentes não devem ser 
menores que os cuidados com o descarte de soluções que eles dão origem. 
• Cuidados com Aparelhagem, Equipamentos e Vidrarias Laboratoriais: antes de 
iniciar a montagem, inspecione a aparelhagem, certifique-se de que ela esteja 
completa, intacta e em condições de uso. 
• Não utilize material de vidro trincado, quebrado ou com arestas cortantes. 
• Não seque equipamentos volumétricos utilizando estufas aquecidas ou ar 
comprimido. 
• Não utilize tubos de vidro, termômetros em rolha, sem antes lubrificá-los com 
vaselina e proteger as mãos com luvas apropriadas ou toalha de pano. 
 
 
2 – RECONHECIMENTOS DE ALGUNS MATERIAIS 
Antes de iniciar qualquer experimento em um laboratório químico, é importante 
reconhecer os equipamentos disponíveis, conhecer seu funcionamento, indicação de 
uso e a maneira correta de manuseá-lo. 
A grande maioria dos equipamentos utilizados nos laboratórios de química é 
de vidro, portanto é necessário muito cuidado ao manuseá-los. Estes podem ser de 
vidro comum, pirex ou de quartzo fundido. 
A seguir apresentaremos alguns dos equipamentos e vidrarias básicos que 
serão utilizados rotineiramente no laboratório de química da disciplina de Laboratório 
de Ciências,e as funções de cada um destes. Os alunos que seguirem no Curso de 
Química terão oportunidade, em outra disciplina, de conhecerem a grande maioria 
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dos equipamentos e vidrarias de uso diário no desenvolvimento de experimentos 
relacionados à química. 
 
 
Vidrarias: 
➢Tubos de ensaio: utilizados para realização de reações químicas em 
pequena escala, principalmente testes qualitativos. Podem ser 
aquecidos em movimentos circulares diretamente sob a chama do 
Bico de Bunsen. Tubos de ensaio devem ser aquecidos de forma que a 
extremidade aberta não esteja virada para uma pessoa. 
➢Béquer: utilizado para dissolver uma substância em outra, preparar 
soluções em geral, aquecer líquidos, dissolver substâncias sólidas e 
realizar reações. 
➢Bastão de vidro/baqueta: utilizado para agitação de soluções e de 
líquidos, na dissolução de sólidos, no auxílio para transferência de 
líquidos de um recipiente para outro e etc. 
➢Pipeta volumétrica: utilizada para medir, com grande precisão, um 
volume fixo de líquidos. Não pode ser aquecida. Equipamento 
calibrado. 
➢Erlenmeyer: devido ao seu gargalo estreito, é utilizado para dissolver 
substâncias, agitar soluções e aquecer líquidos sobre a tela de 
amianto. Integra várias montagens como filtrações, destilações e 
titulações. 
Utensilios gerais: 
➢Suporte para tubos de ensaio: utilizado para sustentação 
de tubos de ensaio. 
 
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➢Pipetador de borracha ou pêra: utilizado para encher pipetas por 
sucção, principalmente no caso de líquidos voláteis, irritantes ou 
tóxicos. 
 
➢Pinça de madeira: utilizada para segurar tubos de ensaio. 
 
➢Pipeta graduada: utilizada para medida de volumes variáveis de 
líquidos com boa precisão dentro de uma determinada escala. Não 
pode ser aquecida. Equipamento calibrado. 
 
➢Proveta: utilizada para medir volumes de líquidos sem grande precisão. 
 
 
Alguns equipamentos: 
➢Balança: utilizado para determinação de massa. As balanças mais 
comuns são mecânicas ou eletrônicas. As balanças mecânicas mais 
precisas têm sua sensibilidade restrita a uma ordem de grandeza de 
0,01g. As eletrônicas podem ter precisão de 0,0001g. Em ambos os 
casos, a capacidade máxima de uma balança não ultrapassa muito o 
limite de 10000 ou 20000 vezes o valor da sensibilidade. Em todas as 
balanças, pesagens próximas da capacidade máxima acarretam erros 
de tendência, além da redução da vida útil do instrumento. Para boa 
utilização, devem estar niveladas e ter manutenção e calibração 
periódica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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➢Piseta ou frasco lavador: utilizado para lavagem de diversos 
materiais. Normalmente contém água destilada, mas outros solventes 
podem também ser armazenados. 
 
➢Espátula: utilizada para transferência de substâncias sólidas. 
 
➢Bico de Bünsen: é utilizado como fonte de calor destinada ao 
aquecimento de materiais não inflamáveis. Possui como 
combustível normalmente o Gás Liquifeito de Petróleo (G.L.P.) 
constituído de butano e propano e como comburente o gás oxigênio 
do ar atmosférico que em proporção otimizada permite obter uma 
chama de alto poder energético. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Possui na sua base um regulador de entrada de ar, a chama torna-se amarela e 
relativamente fria (com temperatura mais baixa). A esta temperatura a combustão é 
incompleta. Com o aumento da entrada de ar a chama torna-se azul, mais quente e 
forma-se um cone interior distinto, mais frio. 
 
Zona neutra: é uma zona interna próxima da boca do tubo, limitada por uma 
"camada" azulada que contém os gases que ainda não sofreram combustão. É a 
região de menor temperatura da chama (300 ºC a 530 ºC). 
Zona redutora: é uma zona intermediária, luminosa, que fica acima da zona neutra e 
forma um pequeno "cone", onde se inicia a combustão do gás. Nesta zona forma-se 
monóxido de carbono, que se decompõe por ação do calor dando origem a pequenas 
Base 
Mangueira 
Anel de regulagem do ar 
Tubo 
Zona redutora 
Zona oxidante 
Zona neutra 
____________________________________________________Introdução ao Laboratório de Ciências ‐ Química 
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partículas de carbono, que, sendo incandescentes, dão luminosidade à chama e 
espalham-se sobre a tela de amianto na forma de "negro de fumo". Região da chama 
de temperatura intermediária (530 ºC a 1540 ºC). 
Zona oxidante: zona externa de cor violeta-pálido, quase invisível, que compreende 
toda a região acima e ao redor da zona redutora. Os gases que são expostos ao ar 
sofrem combustão completa, formando gás carbônico e água. Região de maior 
temperatura (1540 ºC). 
 
_______________________________________________________________Condutividade Elétrica das Soluções 
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02 – CONDUTIVIDADE ELÉTRICA DAS SOLUÇÕES 
 
1 – INTRODUÇÃO 
 
Condutividade elétrica (σ) é definida como a capacidade de um material conduzir 
corrente elétrica. A σ pode ser descrita como sendo o inverso da resistividade elétrica (ρ). No 
SI – Sistema Internacional de Unidades, σ é medida em siemens/metro (S.m-1). 
Nos materiais sólidos há, basicamente, três classificações de acordo com a facilidade 
com que conduzem uma corrente elétrica: condutores, semicondutores e isolantes. Metais 
são bons condutores, tipicamente tendo condutividades da ordem de 107 S.m-1. No outro 
extremo estão os materiais com condutividades muito baixas, situando-se entre 10-10 e 10-20 
S.m-1; estes são classificados como isolantes elétricos. Materiais com condutividades 
intermediárias, geralmente entre 106 a 10-4 S.m-1, são denominados semicondutores. 
Na Tabela abaixo, há a descrição da σ para alguns metais e soluções. 
Tabela de Condutividades Elétricas 
Material Condutividade (Sm-1) 
Prata 62,5x106 
Cobre puro 60 x 106 
Ouro 45,2 x 106 
Alumínio 37,8x106 
Zinco 17,8x106 
Níquel 10,4x106 
Ferro puro 10,2x106 
Água do Mar 4,8 
Água potável 5x10-2 a 10-4 
Água destilada 5,5x10-6 
 
_______________________________________________________________Condutividade Elétrica das Soluções 
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Substâncias puras metálicas, tanto no estado sólido quanto fundidas promovem a 
condutividade elétrica. 
Porém, não somente os metais e algumas ligas podem conduzir corrente-elétrica. Há 
outras substâncias, que dependendo de seu estado físico, também podem conduzir corrente. 
Uma substância pura iônica no estado sólido, usualmente não conduz corrente 
elétrica, porém pode ser condutora caso seja fundida ou, sofra ionização em solução aquosa. 
No caso de ionização, os íons formados são chamados de eletrólitos, pois são estes 
íons (cargas positivas e negativas) que farão a corrente elétrica passar pela solução aquosa. 
Eletrólito é toda a substância que, dissociada ou ionizada, origina íons positivos (cátions) e 
íons negativos (ânions), pela adição de um solvente ou aquecimento. Desta forma torna-se 
um condutor de eletricidade. 
 
AB A+ + B- 
 
Em um meio de elevada constante dielétrica, tal como a água, os eletrólitos 
dissociam-se em cátions e ânions. Estes, então, se movimentam simultaneamente e em 
direções opostas na solução eletrolítica, o que estabelecerá a corrente elétrica. Pode-se 
observar que existe uma total ou parcial dissociação iônica, dependendo da constante de 
dissociação iônica do eletrólito. 
Uma questão interessante que surge no estudo da condução de eletricidade é que 
alguns materiais em determinadas condições físicas não conduzem eletricidade. Entretanto, 
alterando-se estas condições o mesmo material pode passar a conduzir eletricidade. Um 
exemplo simples a ser considerado é o sal de cozinha, NaCl. Este sal na temperatura 
ambiente é um péssimo condutor de eletricidade, sendo caracterizado comoum isolante. 
Entretanto, basta fundi-lo ou dissolvê-lo em água para que se perceba uma elevada taxa de 
condução de eletricidade. Fenômenos como este levaram cientistas do século passado a 
questionarem se o mecanismo de condução de eletricidade em metais era o mesmo 
observado, por exemplo, no NaCl. 
O primeiro a sugerir que os mecanismos de condução eram completamente distintos 
foi Arrhenius. Entre 1880 e 1890, Arrhenius, estudando a condutividade elétrica de soluções 
ácidas, sugeriu que o mecanismo de condução elétrica em determinadas substâncias ocorria 
devido a migração de íons e não de elétrons como nos condutores metálicos. Esta hipótese 
abriu as portas para uma série de desenvolvimentos sobre a condutividade elétrica e deu o 
prêmio Nobel de química à Arrhenius em 1903 pela teoria eletrolítica da dissociação. 
_______________________________________________________________Condutividade Elétrica das Soluções 
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Lâmpada 127V 7W
Vários tipos de montagens podem ser feitas para estudar, experimentalmente, a 
condutividade elétrica das soluções. A Figura 1 mostra um tipo de montagem, com dois fios 
elétricos, uma lâmpada, um suporte para a lâmpada, dois eletrodos, um plug e um recipiente 
para colocar as soluções a serem analisadas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1 – Ilustração de uma montagem para estudar, experimentalmente, a condutividade elétrica das soluções 
 
 
2 – OBJETIVOS 
 
- Verificar a condutividade elétrica de diferentes soluções aquosas; 
- Fazer comparações na condutividade elétrica dos diferentes eletrólitos; 
- Observar o efeito da natureza do solvente, do soluto e da concentração deste último 
sobre a condutividade do meio. 
 
 
3 – MATERIAIS 
 
3.1 – Equipamento: 
Circuito com uma lâmpada de 127 V / 7W. 
 
3.2 – Reagentes: 
Sacarose – Frasco para pesagem; 
NaCl – Frasco para pesagem; 
1L de solução 0,10 mol/L de NaCl – 5,845g em 1L. 
_______________________________________________________________Condutividade Elétrica das Soluções 
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3.3 – Vidrarias por grupo: 
2 Provetas 100 mL, bastão de vidro, água destilada, 7 béqueres 50 mL. 
 
4 – PROCEDIMENTOS 
 
Experimento A: Condutividade iônica em diferentes soluções 
Em cada procedimento: --> Tire o sistema da tomada. Retire e lave os eletrodos; Anote 
suas observações na Tabela 1 
Água de torneira: Coloque 40 mL de água de torneira em um béquer de 50 mL. Mergulhe 
os eletrodos, conecte o sistema na tomada e observe a lâmpada; 
Água destilada: Coloque 40 mL de água destilada no béquer de 50 mL, Mergulhe os 
eletrodos, conecte o sistema na tomada e observe a lâmpada. 
Solução aquosa de NaCl: Pese 0,50 g de cloreto de sódio em um béquer de 50 mL, 
adicione, cuidadosamente, 40 mL de água destilada. Ainda com NaCl não dissolvido 
totalmente, verifique a condutividade inicial e acompanhe o aumento da condutividade 
até que o sal esteja totalmente dissolvido; 
Solução aquosa de sacarose: Pese 1,0 g de sacarose em um béquer de 50 mL, adicione 
40 mL de água destilada e verifique a condutividade. 
 
Tabela 1: Observações referentes à lâmpada pela corrente transmitida por algumas soluções. 
Amostra Substância Observação 
1 Água de torneira 
2 Água destilada 
3 Cloreto de sódio 
4 Sacarose 
 
 
Experimento B: Condutividade elétrica em função da concentração. 
Em cada procedimento: --> Tire o sistema da tomada. Retire e lave os eletrodos; Anote 
suas observações na Tabela 2 
_______________________________________________________________Condutividade Elétrica das Soluções 
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− Solução aquosa de NaCl: Coloque 40 mL de uma solução de NaCl 0,10 mol/L em um 
béquer de 50 mL e verifique a condutividade; 
− Coloque 10 mL de solução de NaCl 0,10 mol L-1 na proveta de 100 mL e complete 
para 50 mL com água destilada. Misture bem com auxílio do bastão de vidro. Coloque 
40 mL da solução diluída de NaCl em um béquer de 50 mL e verifique a 
condutividade; 
− Repita o procedimento acima utilizando 10 mL de solução de NaCl diluída para obter 
uma nova solução. Verifique a condutividade; 
− Calcule as novas concentrações, em mol/L, das soluções de NaCl diluídas e preencha 
a Tabela 2 
 
 
Tabela 2: Observações referentes à lâmpada pela corrente transmitida por algumas soluções de 
NaCl de diferentes concentrações 
Amostra Concentração da solução de NaCl / mol L-1 Observação 
1 0,10 
2 1ª diluição – 
3 2ª diluição – 
 
 
Questões: 
1- Defina: ligação iônica e covalente, ionização e dissociação iônica. 
2- A água de torneira e a água destilada possuem a mesma condutividade? Por quê? 
3- Com base nos dados obtidos, as soluções de cloreto de sódio e sacarose conduzem 
corrente-elétrica? Por quê? 
4- Colocar em ordem crescente de potência dissipada (luminosidade percebida) as 
substâncias testadas (Tabela 1). 
5. A concentração da solução de cloreto de sódio influi na intensidade luminosa da lâmpada? 
Por quê? 
 
_______________________________________________________________Condutividade Elétrica das Soluções 
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Referências Bibliográficas: 
1. D.F. Trindade, F.P. Oliveira, G.S.L. Banuth, J.G. Bispo, Química Básica Experimental, 3ª 
ed., Ed. Ícone, 2006. 
2. Química & Sociedade, Coleção Nova Geração, Editora Nova Geração, Módulo 3, 2004. 
3. P. Atkins, J. de Paula, Físico-Química, vol. 1, Editora LTC, 7a edição, 2002. 
4. M.G. Constantino, G.V.J. Silva, P.M. Donate, Fundamentos de Química Experimental, 
Edusp, São Paulo, 2004. 
5. J.M. Postma, J.L. Roberts, J.L. Hollenberg, Chemistry in the Laboratory, W.H.Freeman and 
Company, 6a ed., New York, 2004. 
6. http://br.geocities.com/chemicalnet/arrhenius.htm, acessada dia 29/05/2009. 
 
 
Descarte de resíduos: 
Soluções aquosas de NaCl e de sacarose são inócuos ao meio ambiente e suas soluções 
podem ser descartadas diretamente na pia, com excesso de água corrente. 
 
 
___________________________________________________________________Eletroquímica – Pilhas 
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03 – ELETROQUÍMICA – PILHAS 
 
1 – INTRODUÇÃO 
 
Um dos grandes marcos da eletroquímica ocorreu em 20 de março de 1800 
quando Alessandro Volta comunicou à Royal Society of London, os resultados 
experimentais descrevendo a pilha elétrica. Na época, a divulgação do invento 
despertou profundo interesse, tanto para o público leigo como para os cientistas. Em 
1834, Michael Faraday, estabeleceu as leis da estequiometria eletroquímica. A relação 
quantitativa entre corrente elétrica e eventos químicos associados foi uma das mais 
fortes evidências que levou ao abandono definitivo do modelo de átomo indivisível, 
postulado na época por John Dalton. 
Embora as pilhas elétricas representem atualmente o meio mais popular e 
barato de produção de energia elétrica para aparelhos portáteis, poucas pessoas 
associam seu funcionamento à ocorrência de reações químicas. 
Em uma pilha há, obrigatoriamente, uma espécie química que sofre oxidação – 
agente redutor (causa redução em outra espécie) e outra que sofre redução – o 
agente oxidante (causa a oxidação em outra espécie). No ânodo, há migração do 
ânion e ocorrerá a oxidação destas espécies. No cátodo, há migração dos cátions e 
ocorrerá redução destas espécies. Porém, inversamente à eletrólise, na pilha, o pólo 
positivo (+) é o cátodo e o pólo negativo (–) é o ânodo. 
As reações que são caracterizadas por transferência de elétrons são 
conhecidas como reações de óxido-redução. As reações de óxido-redução ocorrem 
através de transferência de elétrons com respectiva mudança nos números de 
oxidação dos átomos envolvidos nas reações. 
O número de oxidação (Nox) em compostos covalentes está relacionado a uma 
carga efetiva dos átomos em função do ambiente eletrônico ao redor. 
No caso de íons, nos compostos iônicos, os valores dos números de oxidação 
correspondem às respectivas cargas dos íons. 
A seguir, são apresentadas algumas regras práticas para determinação do 
número de oxidação dos elementos: 
∗ em substâncias simplesé zero. Por exemplo, Al, Fe, C, O2, H2, Cl2. 
∗ Hidrogênio é geralmente +1 em seus compostos (H2O, H2SO4, NaOH), exceto nos 
hidretos metálicos, onde é -1 (KH, CaH2); 
___________________________________________________________________Eletroquímica – Pilhas 
16 
 
∗ O oxigênio é geralmente -2 em seus compostos (H2O, H2SO4, NaOH, Cu(NO3)2), 
exceto nos peróxidos, onde é -1 (H2O2) e no OF2, é +2; 
∗ No composto iônico, o elemento metálico tem o número de oxidação positivo (NaCl, 
K2SO4, MgF2); 
∗ Nos compostos covalentes, atribui-se um número de oxidação negativo ao átomo 
mais eletronegativo (HCl, NH3, H2O); 
∗ A soma algébrica dos números de oxidação dos elementos num composto neutro é 
zero; 
∗ A soma algébrica dos números de oxidação dos elementos constituintes de um íon 
poliatômico, é igual à carga do íon (PO −34 ,SO
−2
4 ,Na
+, Cl−). 
As reações de óxido-redução que ocorrem espontaneamente compõem a base 
de funcionamento das pilhas, onde uma reação química (de óxido-redução) gera uma 
corrente elétrica. 
As reações de óxido-redução também podem ocorrer induzidas por uma fonte 
externa de energia, no processo que é chamado de eletrólise. 
Oxidação de um elemento é o aumento algébrico no seu número de oxidação 
numa reação química; corresponde à perda de elétrons por parte desse elemento. 
Redução de um elemento é a diminuição algébrica no seu número de oxidação; 
corresponde ao ganho de elétrons por parte desse elemento. É importante ter em 
mente que sempre que uma espécie se reduz, uma outra espécie se oxida. 
Vistas essas definições, pode-se concluir que agente redutor é a espécie que 
provoca a redução, e, portanto, se oxida. E agente oxidante é a espécie que provoca a 
oxidação, e, portanto, se reduz. 
A Tabela de potenciais-padrão de redução (Eredo) é uma importante ferramenta 
que permite prever qual será o elemento que sofrerá redução e qual elemento sofrerá 
oxidação em uma reação química.. Para fins práticos, o elemento que possui maior 
valor de potencial padrão de redução é aquele que irá reduzir em uma reação de 
óxido-redução. 
___________________________________________________________________Eletroquímica – Pilhas 
17 
 
Os valores de Eredo são tomados tendo como referência a redução do íon 
hidrogênio (H+), a 25oC e 1,0 mol L-1, portanto, para a reação: 
 
2H+ + 2e−→ H2(g), E0=0,0V 
 
A Tabela de Eredo para algumas espécies é mostrada a seguir. 
Tabela de Potenciais Padrão de Redução 
Semi=Reação (redução) Ered
0 Semi=Reação (redução) Ered
0 
2H+ (aq) + 2ē → H2(g) = 0,00 V (1atm, 1mol L‐1, 25oC) 
Li+ (aq) + ē → Li(s) ‐3,05 Sn4+(aq) + 2ē → Sn2+(aq) +0,13 
K+ (aq) + ē → K(s) ‐2,93 Cu2+(aq) + ē → Cu+(aq) +0,15 
Na+ (aq) + ē → Na(s) ‐2,71 Cu2+(aq) + 2ē → Cu(s) +0,34 
Be2+ (aq) + 2ē → Be(s) ‐1,85 I2(s) + 2ē → 2I‐(aq) +0,53 
Mg2+ (aq) + 2ē → Mg(s) ‐2,37 O2(g) + 2ē +2H+(aq) → 
H2O2(aq) 
+0,68 
Ca2+ (aq) + 2ē → Ca(s) ‐2,87 Fe3+(aq) + ē → Fe2+ (aq) +0,77 
Sr2+ (aq) + 2ē → Sr(s) ‐2,89 Ag+(aq) + ē → Ag(s) +0,80 
Ba2+ (aq) + 2ē → Ba(s) ‐2,90 Hg22+(aq) + 2ē → 2Hg(l) +0,85 
Al3+ (aq) + 3ē → Al(s) ‐1.66 NO3‐(aq) + 4H+(aq) + 2ē → 
NO(g) + 2H2O 
+0,92 
Mn2+ (aq) + 2ē → Mn(s) ‐1,18
Zn2+ (aq) + 2ē → Zn(s) ‐0,76 Br2(aq) + 2ē → 2Br‐(aq) +1,07 
Cr3+ (aq) + 3ē → Cr(s) ‐0,74 O2(g) + 4H+(aq) + 4ē → 
2H2O 
+1,23 
Fe2+ (aq) + 2ē → Fe(s) ‐0,44 MnO2(s) + 4H+(aq) + 2ē → 
Mn2+(aq) + 2H2O 
+1,23 
Cd2+ (aq) + 2ē → Cd(s) ‐0,40
Co2+ (aq) + 2ē → Co(s) ‐0,28 Cr2O72‐(aq) + 14H+(aq) + 6ē → 2Cr3+(aq) + 7H2O +1,33 Ni2+ (aq) + 2ē‐ → Ni(s) ‐0,25
Sn2+ (aq) + 2ē → Sn(s) ‐0,14 MnO4‐(aq) + 8H+(aq) + 5ē → Mn2+(aq) + 4H2O +1,51 Pb2+ (aq) + 2ē → Pb(s) ‐0,13
 
Os procedimentos aqui descritos pretendem mostrar de maneira simples 
algumas reações espontâneas de óxido-redução, bem como a produção de energia 
elétrica a partir de reações químicas. 
 
 
2 – OBJETIVOS 
 
Abordar o conceito diferença de potencial de diferentes metais. Também é 
objetivo desta experiência demonstrar ao aluno como construir células eletroquímicas 
em série. 
___________________________________________________________________Eletroquímica – Pilhas 
18 
 
 
 
3 – MATERIAIS E REAGENTES 
10 béqueres de 50 mL; 
2 lâminas de zinco; 
2 lâminas de cobre; 
2 lâminas de alumínio; 
2 cm de fita de magnésio; 
3 fios “multi cable” com duplos terminais do tipo “jacaré”; 
40 mL de solução CuSO4·5H2O (0,10 mol L-1); 
40 mL de solução ZnSO4·7H2O (0,10 mol L-1); 
20 mL de solução HCl (1,0 molL-1); 
Pisseta com água destilada; 
2 pontes salinas com solução de KCl (3 molL-1); 
Palha de aço (Bombril) – para limpeza das placas; 
Multímetro digital; 
Proveta de 25 mL; 
Papel para enxugar as placas. 
 
Para preparar as Soluções: 
0,5L CuSO4 5H2O (0,10 mol L-1): 12,484g em 0,5L de água destilada; 
0,5L ZnSO4·7H2O (0,10 mol L-1): 14,376g em 0,5L de água destilada; 
0,5L KCl (3,0 mol L-1): 111,90 g em 0,5L de água destilada; 
1L HCl (1,0 mol L-1): Diluir 84,0 mL de HCl 37% para 1L de água destilada; 
 
 
4 – PROCEDIMENTO 
Inicialmente, limpe todas as placas e as fitas dos metais com auxílio de palha de 
aço e água destilada; 
 
4.1. Deposição de Cobre: Em uma placa de cobre, gotejar duas gotas de água 
destilada e sobre estas gotas, adicione uma gota da solução de ZnSO4. Em 
uma placa de zinco, gotejar duas gotas de água destilada e sobre estas 
gotas adicione uma gota de solução de CuSO4; espere 1 minuto. Anote as 
___________________________________________________________________Eletroquímica – Pilhas 
19 
 
mudanças observadas nas placas metálicas; Seque as placas com papel, 
lave-as e seque-as novamente; 
4.2. Oxidação do Magnésio: Em um béquer, adicione 10 mL de água destilada e 
1 cm de fita de magnésio; Em outro béquer, adicione 5 mL de solução de 
HCl (1,0 mol L-1) e 1 cm de fita de magnésio; Observe e anote o que ocorre 
em ambos os béqueres. 
4.3. Alumínio: Em uma placa de alumínio, gotejar três gotas de solução de HCl 
(1,0 mol L-1) e aguarde 5 minutos (ou até a solução na placa apresentar 
evolução de gás). Seque a placa com papel e gotejar duas gotas de 
solução de CuSO4 sobre a região da placa que continha solução de HCl. 
Observe os resultados. Seque a placa com papel, lave-a e seque-a 
novamente; 
4.4. Célula em Série: Vide Figura 1. Coloque 4 béqueres em linha; nos 1º e 3º 
béqueres coloque 15 mL de solução de CuSO4 e uma placa de cobre em 
cada béquer. Nos 2º e 4º béqueres coloque 15 mL de solução de ZnSO4 e 
uma placa de zinco em cada béquer; Conecte a placa de zinco do 2º 
béquer à placa de cobre do 3º béquer; Coloque as pontes-salinas entre o 1º 
e 2º e entre 3º e 4º béqueres; Meça a diferença de potencial entre o 1º e o 
2º béqueres, depois entre o 1º e o 4º béqueres. Anote os valores na Tabela 
1; 
 
Figura 1: Esquema da pilha Cu/Zn 
 
 
Tabela 1: Valores de DDP medidos para diferentes células/pilhas 
Célula Experimental (V) Literatura (V) 
Cu//Zn +1,10 
 
___________________________________________________________________Eletroquímica – Pilhas 
20 
 
 
QUESTÕES 
1. Qual a reação química que ocorre entre a placa de zinco e a solução de 
CuSO4? 
2. Qual a reação química que ocorre entre o magnésio metálico e a solução 
ácida? 
3. Os potenciais medidos na pilha de Cu//Zn estão de acordo com os valores da 
literatura? 
4. Qual seria o potencial medido em uma pilha Fe°/Fe2+(aq)// Cu2+(aq)/Cu°? 
 
 
DESCARTE DE RESÍDUOS 
- As soluções podem ser descartadas normalmente na pia com água corrente, pois os 
íons metálicos utilizados, em concentrações diluídas, não apresentam danos ao 
meio-ambiente. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. QUÍMICA – A Ciência Central”, Brown, LeMay e Bursten, 9ª Ed. Pearson, 
Cap.20 “Eletroquímica” 
2. ECLÉTICA QUÍMICA, # 26, 2001 “Construção de pilhas elétricas simples: Um 
experimento integrado de química e física”, Autores: Luiz Antônio Andrade de 
Oliveira; Gisele Gomes Valle; Luís André Zanluqui 
 
 
 
________________________________________________________________Eletroquímica– Eletrólise 
21 
 
 
Figura 1: Esquema de eletrólise 
04 – ELETROQUÍMICA – ELETRÓLISE 
 
1 – INTRODUÇÃO 
 
Eletrólise é um processo que decompõe substâncias químicas em seus 
elementos constituintes através do uso da eletricidade. De maneira resumida, 
procede-se primeiro à decomposição (ionização ou dissociação) do composto em íons 
e, posteriormente, com a passagem de uma corrente contínua através de uma solução 
que contém estes íons, são obtidos os respectivos elementos químicos. Em muitos 
casos, dependendo da substância a ser eletrolisada e do meio em que este processo 
ocorre, além de formar elementos pode ocorrer, também, a formação de novos 
compostos. O processo da eletrólise é uma reação de oxirredução não-espontânea, 
oposta àquelas que ocorrem numa célula galvânica (pilha), portanto, ao invés de gerar 
corrente elétrica, uma eletrólise precisa da passagem de corrente elétrica para ocorrer. 
Assim como em uma pilha, no processo de eletrólise, há, obrigatoriamente, 
uma espécie química que sofre oxidação e outra que sofre redução. No ânodo, há 
migração do ânion e ocorrerá a oxidação destas espécies. No cátodo, há migração 
dos cátions e ocorrerá redução destas espécies. Porém, inversamente à pilha, na 
eletrólise, o pólo positivo (+) é o ânodo e o pólo negativo (–) é o cátodo. Vide 
Figura 1. 
As reações de oxirredução podem ser escritas 
como semi-reações de oxidação (ânodo) e de redução 
(cátodo). Na eletrólise de uma solução salina as semi-
reações químicas podem ser escritas como: 
No ânodo (+): 4OH-(aq) → O2(g) + 2H2O + 4ē 
No cátodo (–): 4H2O(l) + 4ē → 2H2(g) + 4OH-(aq) 
A equação global será: 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) 
No ânodo, a solução ficará menos básica e, no 
cátodo, a solução ficará mais básica. Estes fatos serão 
observados com a utilização de indicadores ácido-base[1] 
 
 
[1] São substâncias halocrômicas, ou seja, possuem diferentes cores em função do pH. Ver material 
suplementar 
________________________________________________________________Eletroquímica – Eletrólise 
22 
 
Através de dados obtidos da eletrólise da água é possível obter o valor da 
constante de Avogadro[2], cujo valor é de 6,02214 x 1023 mol-1 , que é a constante que 
indica o número de partículas por mol de uma substância, informação fundamental 
para o entendimento de vários conceitos em química. Experimentalmente, esta 
constante pode ser obtida através de métodos como eletrólise, emissões radioativas, 
raios X, entre outros. Portanto, pode se calcular a constante de Avogadro utilizando-se 
das seguintes fórmulas, constantes e conversões: 
 
pV = nRT e Q = i x t e Nē = Q/ē e NA = Nē/nē 
 
onde: 
 
p = pressão atmosférica (Pa); 
V = Volume do gás (m3); 
n = # mol do gás (mol); 
R = constante dos gases (8,3145 J/Kmol); 
T= temperatura (K); 
t = tempo (s); 
i = corrente elétrica em (A); 
Q = Quantidade de energia elétrica (C); 
nē = # mol de elétrons (mol); 
ē = carga do elétron (C); 
Nē = # de elétrons(u.a.); 
NA = Cte de Avogadro (mol-1) 
 
conversões:1 atm = 760 mmHg = 101.325Pa; 1,0 mL = 1,0µm3; K = 273,15+oC 
 
Os procedimentos aqui descritos pretendem mostrar de maneira simples 
alguns processos de eletrólise de soluções e de como os resultados obtidos podem 
ser utilizados para o calculo da constante de Avogadro. 
 
 
 
[2] Lorenzo Romano Amedeo Carlo Bernadette Avogadro di Quaregna e Cerreto, (09/08/1776 – 
09/07/1856), Turin, Itália. 
________________________________________________________________Eletroquímica – Eletrólise 
23 
 
2 – OBJETIVOS 
 
Abordar os conceitos de eletrólise e demonstrar ao aluno como calcular a 
constante de Avogadro dos dados obtidos. Conceitos de ácidos, bases e hidrólise de 
sais também serão abordados. 
 
 
3 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
2 Provetas de 10 mL; 
150 mL de solução de Na2SO4 (0,10 mol L-1); com indicadores; 
1 béquer de 100 mL; 
2 fios de cobre (um preto e outro vermelho) com pontas desencapadas/jacarés; 
1 eletrodo de grafite; 
Pisseta com água destilada; 
Fonte de Corrente Contínua; 
Cronômetro; 
Pinça; 
Algodão; 
 
 
________________________________________________________________Eletroquímica – Eletrólise 
24 
 
 
4 – PROCEDIMENTO 
Inicialmente, ligue a fonte de corrente contínua e ajuste a tensão e a corrente para 
seus respectivos máximos. 
Preencha as provetas com solução de Na2SO4 0,1 mol L-1 e ‘feche’-as com 
algodão e com os fios de cobre. A seguir, coloque as provetas de modo invertido 
dentro do béquer como descrito no esquema abaixo. 
 
Importante: Dentro das provetas não deve haver 
bolhas de ar e os fios nunca devem ficar fora das 
soluções. 
 
Esquema da montagem do experimento de eletrólise 
 
4.1. Eletrólise com fios de Cobre: Conecte o fio de cobre preto no terminal (–) da Fonte 
de Tensão. A seguir, conecte o fio de cobre vermelho no terminal (+) e, 
imediatamente, acione o cronômetro. Verifique e anote os valores da DDP, em 
Volts e da Corrente, em A. Estes valores, especialmente o da corrente, podem 
variar, caso isto ocorra anote os novos valores de acordo com o tempo. O 
experimento deve ocorrer por 1 minuto apenas. A solução contida no eletrodo 
positivo deve ser descartada em frasco apropriado, e o restante da solução pode 
ser reutilizado. 
 
4.2. Eletrólise com fio de Cobre e eletrodo de grafite: Lave na pia todo o material 
utilizado. Novamente, encha uma proveta com solução de Na2SO4 (0,10 mol L-1) e 
‘feche’-a com algodão. Na proveta, coloque o fio preto de cobre. A seguir, coloque 
a proveta de modo invertido dentro do béquer. Conecte o fio preto no terminal (–) 
da Fonte de Tensão e o terminal (+) da fonte ligado no eletrodo de grafite. 
Mergulhe o eletrodo de grafite na solução. Imediatamente, acione o cronômetro. 
Verifique e anote os valores da DDP e de Corrente. Caso ocorra variação da 
corrente, anote os novos valores de acordo com o tempo. O experimento deve 
ocorrer até a formação de 5 mL de H2(g). A solução de Na2SO4 (0,10 mol L-1) 
contém os indicadores fenolftaleína e timolftaleína. Esta solução deve ter a cor 
inicial rosa. 
________________________________________________________________Eletroquímica – Eletrólise 
25 
 
 
Tabela 1: Dados experimentais da eletrólise 
Volume (mL) Tempo (s) Corrente (A) Cte Avogadro 
5,0 
5,0 
5,0 
 
 
QUESTÕES 
1. Escreva as semi-reações e as reações globais que ocorrem nos pólos (+) e (-) 
dos experimentos 4.1; 4.2. 
2. Calcule a constante de Avogadro com os valores obtidos e compare com o 
valor da literatura. 
3. A corrente da fonte de tensão foi ajustada para 500 mA. No entanto, durante a 
eletrólise, o valor da corrente observado está abaixo do valor inicial. Explique 
esta diferença. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. QUÍMICA – A Ciência Central”, Brown, LeMay e Bursten, 9ª Ed. Pearson, 
Cap.20 “Eletroquímica” 
2. Química Nova na Escola, #3, maio/1996, “Constante de Avogadro – É simples 
determiná-la em sala de aula”, por Gerson de Souza Mól; Geraldo A.Luzes 
Ferreira; Roberto Ribeiro da Silva; Hércules F.Laranja. 
 
 
DESCARTE DE RESÍDUOS: 
A solução de sulfato de sódio será reutilizada e não deve ser descartada, 
apesar de ser inócua ao meio ambiente e poder ser descartada diretamente na pia, 
com excesso de água corrente. Os gases O2 e H2, nas quantidades obtidas, são 
também inócuos e podem ser liberados mesmo dentro do laboratório. A solução de 
sulfato de cobre gerada durante a eletrólise no item 4.1 pode ser descartada 
diretamente na pia, com excesso de água, pois a concentração de íons Cu2+(aq) é muito 
baixa. 
________________________________________________________________Eletroquímica – Eletrólise 
26 
 
Material suplementar: 
A Solução de Na2SO4 0,10 mol L-1 com indicador deve conter os 
indicadores Fenolftaleína e Timolftaleína; Asolução final dever ter o pH 
ajustado para ~8 com adição de H2SO4 ou NaOH diluídos. 
 
Indicadores ácido-base: 
 
Fenolftaleína 
 
 
Nome IUPAC: 
3,3-Bis(4-hidroxifenil)-1(3H)-isobenzofuranona 
Outros Nomes: 
ácido 2-(bis-(4-hidroxifenil)metil)benzóico, 3,3-
bis(p-hidroxifenil)ftálido, NCI-C55798 
 
 
Propriedades 
 
Fórmula Molecular: 
C20H14O4 
Massa Molar: 
318,323 g mol−1 
Densidade: 
1,277 g cm−3, a 32 °C 
Ponto de Fusão: 
262,5 °C 
Solubilidade: 
Pouco solúvel em benzeno e em água; muito solúvel em etanol e éter, 
ligeiramente solúvel em DMSO 
 
Espécies In H2In In2− In(OH)3− 
Estrutura 
 
 
pH < 0 0−8.2 8.2−12.0 >12.0 
Cor laranja incolor rosa incolor 
Imagem 
 
 
 
 
 
 
________________________________________________________________Eletroquímica – Eletrólise 
27 
 
 
Timolftaleína 
 
 
Nome IUPAC: 3,3-bis(4-hidroxi-2-metil- 5-
propan-2-ilfenil)- 2-benzofuran-1-one 
Fórmula molecular: C28H30O4; Massa Molar: 
430,53 g mol-1; P.Fusão: 253oC. 
pH < 9,3 --> incolor; 
pH > 10,5 --> azul intenso 
 
 Estrutura molecular 
 
 
 
Outros Indicadores: 
 
 
 
________________________________________________Determinação do Calor Específico de Líquidos 
28 
 
05 – DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICO DOS 
LÍQUIDOS 
 
1 – INTRODUÇÃO 
Uma grande parcela da população apresenta conceitos alternativos (diferentes 
daqueles aceitos pela Ciência) sobre calor e temperatura. Segundo pesquisadores da 
área de Ensino de Ciências tais ideias resistem pelo fato de estarem relacionadas 
diretamente com a experiência cotidiana e resultam do fato de que o calor e o frio são 
pensados como atributos de substâncias e materiais, logo, um corpo quente possuiria 
calor enquanto um corpo frio possuiria frio. 
Visando melhor exemplificar as origens destas ideias alternativas, podemos 
considerar a interpretação usada para a prática de resfriar uma bebida pela adição de 
gelo. Neste caso, a idéia de que o gelo transfere “frio” para a bebida é aceita. Como 
conseqüência, teríamos dois processos de transferência de energia: o do calor e o do 
frio. Na verdade, sabemos que somente é possível a transferência de calor de corpos 
com temperaturas mais altas para corpos com menores temperaturas, ou seja, neste 
caso a bebida inicialmente apresenta maior temperatura e, em contato com o gelo, 
transfere energia na forma de calor para o gelo até que o equilíbrio térmico seja 
atingido, assim, observamos o resfriamento da bebida. Portanto, podemos definir calor 
como uma forma de energia e, logo, não é uma substância, de fato: 
“O conceito de temperatura, do ponto de vista científico, deriva da observação de que energia 
pode fluir de um corpo para outro quando eles estão em contato. A temperatura é a propriedade 
que nos diz a direção do fluxo de energia. Assim, se a energia flui de um corpo A para um corpo B, 
podemos dizer que A está a uma temperatura maior do que B. Essa maneira de definir a 
temperatura também estabelece a relação entre calor e temperatura. O calor, como fluxo de 
energia, sempre passa de um sistema a uma temperatura maior para um outro a uma temperatura 
menor, quando os dois estão em contato. Deve-se destacar que só há fluxo de energia e, portanto, 
calor, quando há diferença de temperatura. O calor é, dessa maneira, diretamente proporcional 
à diferença de temperatura entre os dois sistemas entre os quais está havendo a transferência 
de calor, e não à temperatura de qualquer dos sistemas” (Mortimer e Amaral, 1998). 
 
Tendo como base o exposto acima podemos analisar a questão abaixo: 
É comum utilizarmos a seguinte expressão quando a temperatura está muito baixa: 
“gostaria de vestir um agasalho bem quentinho”. Considerando que ocupamos o 
mesmo ambiente que o agasalho, portanto em condições de equilíbrio térmico, está 
________________________________________________Determinação do Calor Específico de Líquidos 
29 
 
correto dizer que o agasalho está quente? Como podemos explicar o fato de que 
algumas roupas são melhores isolantes térmicos que outras? A análise desta questão 
aponta para o fato de que diferentes materiais comportam-se de forma diferente 
quanto à transferência de calor. Assim, é possível determinar que o calor dependa da 
constituição das substâncias e dos materiais, de fato: 
O calor específico é definido como a quantidade de calor que cada grama de 
determinada substância ou material deve ganhar ou perder para que sua 
temperatura varie em 1ºC e, depende de sua constituição. 
 
Adicionalmente, podemos aceitar que a quantidade de calor transferida 
dependa, ainda, da massa dos corpos envolvidos, assim, é possível escrever a 
expressão básica da calorimetria: 
Q = m.c.∆T 
Hoje, utilizaremos um método para determinação do calor específico de alguns 
líquidos baseado na comparação do comportamento térmico da água com o 
comportamento das amostras de interesse. Portanto, será fornecida a mesma 
quantidade de calor para massas iguais de água e de amostra, logo: 
 
Qágua = mágua.cágua.∆Tágua (i) e Qamostra = mamostra.camostra.∆Tamostra (ii) 
 
Uma vez que faremos com que Qágua = Qamostra e mágua = mamostra podemos 
igualar as expressões (i) e (ii), que após rearranjada fica: 
 
camostra = (cágua.∆Tágua) / ∆Tamostra 
 
Onde o valor de cágua = 1,0 cal/goC e os valores de ∆T da água e da amostra 
serão obtidos experimentalmente. 
 
2 – OBJETIVOS 
Determinar o calor específico de alguns líquidos e avaliar a aplicação de 
diferentes materiais a partir do calor específico dos mesmos. 
________________________________________________Determinação do Calor Específico de Líquidos 
30 
 
 
3 – MATERIAIS E REAGENTES 
 1 Pisseta para água destilada; 
 2 Béqueres de vidro – 100 mL (diâmetro externo 5,0 cm); 
 2 Bastões de vidro; 
 2 Provetas de 100 mL; 
 1 Lamparina c/ tampa e pavio; 
 1 Suporte universal e argola com mufa (diâmetro interno 5,1 cm); 
 1 termômetro e 1 cronômetro digital; 
 Glicerina. 
 
4 – PROCEDIMENTO 
 
1. Meça o volume equivalente a 50 g de água com auxílio de uma proveta; 
2. Transfira o volume determinado para um béquer de 100 mL; 
3. Acenda a lamparina (Atenção: trabalhe com cuidado e evite acidentes); 
4. Posicione o béquer a uma distância de aproximadamente 4,0 cm do pavio da 
chama com auxílio do sistema montado (Figura abaixo). 
Valores de densidade: 
- Água: 1,00 g.cm-3, 
- Óleo: 0,91 a 0,93 g.cm-3 
e 
- Glicerina: 1,26 g.cm-3 
 
5. Inicie o aquecimento da amostra simultaneamente à contagem do tempo 
(utilize o cronômetro disponível); 
6. Após aproximadamente 1 minuto de aquecimento registre valores de 
temperatura e tempo a cada intervalo de 1 minuto (sistematize uma tabela com 
3 conjuntos de dados). Atenção: Antes das medidas agite o líquido com auxílio 
do bastão. 
7. Repita o procedimento acima para as amostras indicadas professor. 
 
________________________________________________Determinação do Calor Específico de Líquidos 
31 
 
Atenção: Mantenha as mesmas condições de aquecimento, como a distância 
entre o béquer e a chama. Registre os novos valores de temperatura de acordo 
com os valores de tempo obtidos para a água. 
 
 
QUESTÕES 
1 – Determine o valor médio do calor específico das amostras. 
2 – Porque panelas de metal esquentam mais rapidamente que panelas de pedra 
ou barro? Qual delas deve ser selecionada para manter os alimentos aquecidos por 
mais tempo após a extinção da fonte de calor? Justifique! 
3 – Você considera possível caracterizar e selecionar materiais a partir da 
determinação do calor específico? Apresente um exemplo. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
- Mortimer, E.F. e Amaral, L.O.F. “Quanto mais quente melhor: calor e temperatura no 
ensino de termoquímica”, Química Nova na Escola. 7 (1998) 30-34. 
- Atkins, P. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
Porto Alegre:Bookman, 2001. 
 
_____________________________________________________________Poder Calórico dos Alimentos 
32 
 
06 – PODER CALÓRICO DOS ALIMENTOS 
 
1 – INTRODUÇÃO 
Quando se fala em quantidade de calorias em um determinado alimento, nos 
referimos à energia armazenada nas ligações químicas dos constituintes destes 
alimentos. No organismo, estas macromoléculas são oxidadas a produtos menores, 
ocorrendo liberação de energia. Esta energia é quantificada através da unidade física 
denominada caloria, que possui o símbolo cal. Esta é uma unidade de medida que 
define a quantidade de energia necessária para elevar a temperatura em 1ºC de 1 
grama (o equivalente a 1 mililitro) de água. Por exemplo, para aquecer 250 mililitros de 
água (aproximadamente 1 copo) de 20ºC para 21ºC, é necessário fornecer 250 
calorias de energia. Por ser uma unidade muito pequena, em nutrição, costuma-se 
utilizar a quilocaloria, kcal, que equivale a 1000 calorias. 
 
1000cal = 1kcal 
 
Os alimentos fornecem diferentes quantidades de energia. A determinação da 
quantidade de energia que está armazenada em cada alimento é importante, 
especialmente no planejamento de uma dieta para balancear a quantidade de energia 
que é ingerida e que é gasta. Se a quantidade de energia ingerida for maior do que a 
energia gasta, as calorias que sobram se acumulam em forma de gordura, fazendo o 
indivíduo engordar. 
A Tabela 1 mostra os gastos calóricos em algumas atividades físicas. 
Tabela 1 - Gastos de calorias nas diversas atividades esportivas, de rotina e de entretenimento 
Atividade Energia consumida (kcal/min) 
Futebol 10,4 
Caminhar moderado 3,60 
Corrida a pé 10 
Corrida de bicicleta 5 
Arrumar a cama 3,9 
Dormir 1,2 
Escrever sentado 1,8 
 
_____________________________________________________________Poder Calórico dos Alimentos 
33 
 
Os calorímetros são instrumentos científicos essencialmente destinados a 
medir variações de energia em sistemas onde a temperatura tem um papel relevante. 
Um dos mais simples é o calorímetro de água. Provocando-se uma reação química 
dentro da água contida em um calorímetro, a temperatura da água irá variar. Medindo-
se a variação da temperatura, pode-se calcular a quantidade de calor que é liberada 
ou absorvida pela reação. 
A quantidade de calor (Q) absorvida ou liberada de um sistema é dada pela 
seguinte expressão: 
 
Q = m.c.∆T 
Onde: 
Q= quantidade de calor (cal); 
m= massa(g); 
c= calor específico (cal/g°C) e 
∆T= a variação de temperatura (°C); 
 
O calor específico da água é 1cal/g°C. 
 
Pode-se utilizar um calorímetro de água para se determinar o valor calórico de 
um alimento. Nesse caso, a quantidade de energia liberada no processo de queima do 
alimento depende da massa de água e da variação da temperatura da mesma ocorrida 
durante a queima do alimento. 
Finalmente, para se determinar o valor calórico do alimento, ou seja, a 
quantidade de energia que é liberada por grama de alimento, utiliza-se a seguinte 
expressão: 
 
( )
( )galimentodo∆massa
calQ=CalóricoValor 
 
 
_____________________________________________________________Poder Calórico dos Alimentos 
34 
 
 
2 – OBJETIVOS 
− Reconhecer a presença da Química na determinação das calorias presentes 
nos alimentos. 
− Determinar a quantidade de calorias presentes em alguns alimentos utilizando 
um calorímetro de água. 
 
 
3 – MATERIAIS NECESSÁRIOS 
1 balança; 1 proveta (100mL); 2 latas de refrigerante de 350 mL; 2 latas de 
refrigerante de 250 mL; 1 termômetro; 2 garras; 1 suporte universal; 1 clipe; 1 
pinça; 1 vidro de relógio; palitos de fósforo; bico de Bünsen água de torneira; 1 
amendoim; 1 castanha-do-pará. 
 
 
4 – PROCEDIMENTO 
1) Montar o equipamento como representado na Figura 1 e posteriormente seguir 
os procedimentos descritos abaixo. 
 
 
Figura 1: Esquema da queima da amostra 
_____________________________________________________________Poder Calórico dos Alimentos 
35 
 
 
2) Pesar 1 amendoim e ¼ de castanha-do-pará e anotar as massas na Tabela 2. 
 
Tabela 2 - Resultados obtidos na determinação da energia contida nos alimentos 
Amostra Massa (g) Volume de água (mL) 
Temp. inicial da 
água (°C) 
Temp. final da 
água (°C) ∆T(°C) 
Amendoim (1) 
Castanha- do-pará (2) 
 
3) Adicionar 100 mL de água de torneira a uma lata de refrigerante de 350 mL e 
fixar a lata, com o auxílio de uma garra, no suporte universal. 
4) Com o auxílio do termômetro, verificar a temperatura da água (temperatura 
inicial) e anotar na Tabela 2. O termômetro também deverá estar preso em outra 
garra. É necessária atenção para que o termômetro não encoste sobre a parede 
da lata de refrigerante, caso contrário haverá erro na leitura da temperatura. 
5) Dobrar um clipe formando um apoio para segurar a amostra e fixá-lo na base 
do suporte com fita adesiva. 
6) Prender a amostra de alimento no clipe. 
7) Acender o bico de Bünsen e iniciar a combustão do alimento. 
8) Após o início da combustão do alimento, coloque-o debaixo da lata de 
refrigerante e deixe-o queimar até verificar a extinção total do fogo. Neste 
momento anotar a temperatura final da água. Anote o dado obtido na Tabela 2. 
9) Repita o procedimento para a amostra de castanha-do-pará (substitua a lata de 
refrigerante e verificar que a temperatura do termômetro encontra-se na mesma 
temperatura da água). 
 
Atenção: 
1) Certifique-se de que a distância entre a lata de refrigerante e a amostra é suficiente 
para que a chama produzida pela queima da amostra possa aquecer a água do 
recipiente. 
 
 
_____________________________________________________________Poder Calórico dos Alimentos 
36 
 
5 – QUESTÕES: 
1 – De acordo com os dados anotados na Tabela 2, determine a quantidade de 
energia liberada na reação de combustão para cada uma das amostras 
utilizadas no experimento. 
2- Ainda com os dados anotados na Tabela 2, determine o valor calórico de cada 
alimento. Qual das amostras é a mais calórica? 
3 – Se uma pessoa ingerisse 100 gramas de cada uma dos alimentos utilizados 
neste experimento, quanto tempo ele precisaria caminhar para queimar as 
calorias consumidas? (utilize os dados da Tabela 1). 
4- A Tabela 3 abaixo mostra os valores calóricos do amendoim e da castanha do 
pará retirados de rótulos de supermercado. Compare esses valores com os 
obtidos no experimento e faça um comentário. 
Tabela 3: Valor calórico de alguns alimentos. 
Alimento Valor calórico (kcal) (em 
100 g do alimento) 
Amendoim 567 
Castanha-do-pará 654 
 
5 – A quantidade de calor por grama no SI deve ser expresso em J/kg (Joule por 
quilograma), sabendo que 1,0cal/g = 4200 J/kg, determine os valores 
energéticos dos alimentos utilizados no experimento em J/kg. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. Neves, A. P.; Guimarães, P. I. C. e Merçon, F. Química Nova na Escola, 31(1), 34-
39, 2009. 
2. http:www.quimica.ufpr.br/eduquim/pdf/experimento8.pdf acessado em 25/05/2009. 
3. Atkins, P. W. Physical Chemistry. 5ª ed. Oxford: Oxford University Press, 1994. 
4. Santos, W. L. P. dos; Souza, G. de; Química e Sociedade: Cálculos, Soluções e 
Estética: Módulo 4: Ensino Médio. São Paulo: Nova Geração, p. 17-20, 2004. 
5. http://portal.saude.gov.br/saude/ acessado em 22/05/2009. 
6. Revista Super Interessante, edição 285 dez/2010 – infográfico pg 56. 
 
__________________________________________________________________Titulação Calorimétrica 
37 
 
07 – TITULAÇÃO CALORIMÉTRICA 
 
 
1 – INTRODUÇÃO 
 
O calor envolvido em um processo químico está diretamente relacionado com a 
formação ou rompimento de uma ligação química. A energia é liberada quando uma 
ligação química se forma ou consumida quando ocorre sua quebra. 
Uma curva que representa a energia potencial entre dois átomos em função da 
distância interatômica é mostrada abaixo. Pode-se observar que forças atrativas levam 
à formação de uma ligação química e a energiaresultante para o sistema é menor do 
que a dos átomos isolados. Esta diferença de energia é liberada quando a ligação se 
forma. Logo, a formação de uma ligação química é um processo exotérmico. Ao 
contrário, a quebra de uma ligação química envolve ganho de energia pelo 
sistema e é dito endotérmico. 
 
 
Quando uma reação química ocorre várias ligações entre os diversos átomos 
são rompidas e formadas e o calor absorvido ou liberado é a resultante global do 
processo. 
__________________________________________________________________Titulação Calorimétrica 
38 
 
A reação de neutralização entre um ácido forte e uma base forte de Arrhenius, 
em meio aquoso, envolve a formação de uma ligação entre um próton (H+) e uma 
hidroxila (OH-), com a produção de uma molécula de água. Esta reação é fortemente 
exotérmica e o calor liberado pode ser monitorado com um sensor de temperatura 
(termopar, termistor, termômetro). A adição contínua do ácido à base leva a um 
aumento da temperatura do sistema até que toda solução seja neutralizada. Então, o 
acréscimo de mais ácido ou base apenas facilitará a diminuição da temperatura e pela 
leitura do sensor de temperatura é possível verificar-se o término da reação. 
 
 
 
2 – OBJETIVOS 
 
Acompanhar uma reação exotérmica e verificar o término da reação pela 
medida da temperatura do sistema. Entender a estequiometria de uma reação ácido-
base. 
 
 
 
3 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
2 copos de poliestireno de 150 mL; 
2 béqueres de 50 mL; 
1 bureta de 25 mL; 
30 mL de solução de ~ NaOH 1,0 mol L-1; Previamente padronizada 
50 mL de solução de H2SO4 0,5 mol L-1; 
Garras e suporte; 
Pipeta de 10 mL e pêra; 
Termistor, interface e computador. 
 
 
__________________________________________________________________Titulação Calorimétrica 
39 
 
4 – PROCEDIMENTO 
 
4.1. Primeira Titulação 
a) Ambiente a bureta com solução do ácido; 
b) Ambiente a pipeta volumétrica com solução de base; 
c) Preencha a bureta com a solução de H2SO4 0,5 mol L-1 e acerte o menisco; 
d) Transfira 10 mL da solução de NaOH 1,0 mol L-1, com auxílio da pipeta 
volumétrica, para o copo de poliestireno, cuja parede funciona como excelente 
isolante térmico; 
e) Coloque o termistor em contato com a solução de NaOH; 
f) Abra o arquivo “termometria” no desktop; 
g) Click em ‘Collect’; 
h) Click em ‘Keep’ e insira o volume adicionado de ácido, neste caso, zero; 
i) Lentamente, abra a bureta para que a solução ácida comece a gotejar; O ideal é 
que caia uma gota em ~ 5 segundos; 
j) Click em Keep no momento em que o volume de ácido atingir múltiplos de 0,5 
mL; 
k) Mantenha o copo sob agitação manual; 
l) A titulação deve ocorrer até que a temperatura caia 1,0 oC; 
m) Click em ‘Stop’; 
 
4.2. Segunda Titulação 
a) Descarte a solução do copo em recipiente adequado; 
b) Complete e acerte o menisco da bureta com solução ácida; 
c) Transfira novamente 10 mL da solução de NaOH 1,0 mol L-1 para o copo; 
d) Coloque o termistor em contato com a solução de NaOH; 
e) Click em ‘Collect’; e depois em ‘store latest run’ 
f) Click em ‘Keep’ e insira o volume adicionado de ácido, neste caso, zero; 
g) Lentamente, abra a bureta para que a solução ácida comece a gotejar; O ideal é 
que caia uma gota em ~ 5 segundos; 
h) Click em Keep no momento em que o volume de ácido atingir múltiplos de 0,5 
mL; 
i) Mantenha o copo sob agitação manual; 
j) A titulação deve ocorrer até que a temperatura caia 1,0 oC; 
k) Click em ‘Stop’; 
__________________________________________________________________Titulação Calorimétrica 
40 
 
 
4.3. Terceira Titulação 
a) Repita o procedimento descrito para a Segunda Titulação; 
b) Ao final, grave os dados como ‘Termometria_turma_grupo´. 
c) Grave novamente os dados como: ‘File’; ‘Export As’; ‘Text...’ 
‘Termometria_turma_grupo’ 
 
4.4. Gráfico 
Construa o gráfico “temperatura x VH2SO4 adicionado” e encontre o volume de 
H2SO4 0,5 mol L-1 necessário para neutralizar 10,0 mL de NaOH 1,0 mol L-1. 
 
 
QUESTÕES 
1. Escreva a equação química da neutralização do NaOH pelo H2SO4. 
2. Qual o volume de H2SO4 utilizado para neutralizar completamente 10 mL da 
base? Explique como seria possível prever o volume de H2SO4 gasto. 
3. Qual seria o volume de ácido gasto se o ácido utilizado fosse uma solução 0,5 
mol L-1 de ácido clorídrico (HCl)? 
4. Supondo a que a solução de H2SO4 tenha exatos 0,50 mol L-1, qual a 
molaridade da solução de NaOH? 
 
 
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
1. QUÍMICA – A Ciência Central”, Brown, LeMay e Bursten, 9ª Ed. Pearson 
 
 
DESCARTE DE RESÍDUOS 
Os íons sódio e sulfato são inócuos. Os íons H+ e OH- podem ser danosos ao meio 
ambiente. Porém, a neutralização leva à ausência de hidroxila e à presença em 
concentrações muito baixas do próton. Logo, a solução do frasco reativo pode ser 
descartada diretamente na pia, após completa neutralização e com excesso de água 
corrente. 
 
________________________________Determinação da concentração de íons Fe3+ em soluções aquosas 
41 
 
 
08 – ESCALA DE PADRÕES 
 
 
1 – INTRODUÇÃO 
 
Na natureza temos a predominância de misturas em relação às substâncias 
puras. Como exemplo, podemos citar as rochas, o solo, o ar, o sangue etc. Uma 
mistura, diferentemente, de um composto puro pode ter qualquer composição 
desejada, logo, o tratamento quantitativo de uma mistura é extremamente importante 
em diversas áreas, como no monitoramento de poluentes, na dosagem do princípio 
ativo de fármacos etc. 
Misturas são sistemas formados por duas ou mais substâncias e podem ser 
classificadas em homogêneas ou heterogêneas. Podemos identificar os componentes 
de uma mistura heterogênea (que apresenta duas ou mais fases) a olho nu ou com 
auxílio de um microscópio. Por outro lado, não é possível distinguir os componentes 
de uma mistura homogênea (que apresenta uma única fase) nem mesmo com 
microscópios muito potentes. As misturas homogêneas são conhecidas como 
soluções, que podem ser líquidas, sólidas ou gasosas. Os componentes de uma 
solução são classificados como soluto e solvente: 
 - Soluto: a substância presente em menor quantidade e que está dissolvida no 
solvente. 
 - Solvente: componente da solução, usualmente, presente em maior 
quantidade com o papel de dissolver o soluto. 
Uma questão essencial para os químicos e outros profissionais de áreas 
correlatas é a determinação da relação existente entre a quantidade de uma 
substância (normalmente denominada soluto) e o volume total da mistura. A constante 
de proporcionalidade determinada por esta relação é denominada concentração e 
pode ser expressa em diferentes unidades (ver material suplementar). 
Existem diversas técnicas para determinar a concentração de um determinado 
soluto numa solução, dentre elas destacam-se as denominadas espectroscópicas, que 
tem como princípio a interação de radiação eletromagnética com a matéria. De fato, 
diferentes substâncias interagem diferentemente com a luz, o que permite relacionar 
________________________________Determinação da concentração de íons Fe3+ em soluções aquosas 
42 
 
alguns fenômenos ópticos como o “desvio de luz polarizada” e a “absorção seletiva de 
luz” com a concentração destas substâncias em um determinado meio. 
Outro modo, é a utilização de agentes que, após reação com o soluto, podem 
produzir soluções muito mais coloridas. 
Na presente prática utilizaremos o conceito de colorimetria visual – ou Método 
da Escala de Padrões. Este método é apenas qualitativo para determinar a 
concentração de soluções. No entanto, é a base de inúmeros métodos analíticos e 
instrumentais para a determinação quantitativa de íons/compostos em soluções. Nesta 
prática será determinada de forma, aproximada, a concentração de íons de Fe3+ em 
soluções aquosas. 
 
 
2 – OBJETIVOS 
- Preparar soluções em diferentes concentrações por diluição e determinar a 
concentração aproximada de uma soluçãopelo Método da Escala de Padrões. 
- Compreender o conceito de solução do ponto de vista qualitativo. 
- Compreender como a interação de luz com matéria pode ser a base para o 
desenvolvimento de técnicas de análise quantitativa. 
 
 
3 – MATERIAIS E REAGENTES 
1 estante para tubos de ensaio; 
12 tubos de ensaio; 
1 béquer de 10 mL; 
1 pisseta de 500 mL com água destilada; 
2 provetas, uma de 10 mL 
2 pipeta de Pasteur; 
50 mL de solução de KSCN 0,10 mol L-1; 
1 proveta de 100 mL para toda a turma. 
 
________________________________Determinação da concentração de íons Fe3+ em soluções aquosas 
43 
 
 
Para preparar as Soluções: 
1,0 L KSCN 0,10 mol L-1: 9,718g em 1,0 L de água destilada; 
 
 
4 – PROCEDIMENTO 
 
1- Pesar 0,375g de FeCl3 e dissolver em 150 mL de água destilada; Esta solução 
deve ser dividida para todos os grupos. 
2- Numerar os tubos de ensaio de 1 a 12; 
3- Transferir 10 mL da solução de FeCl3 0,25% para o 1º tubo; 
4- Lavar a proveta com água destilada; 
5- Transferir para a proveta uma alíquota de 2,5 mL da solução do tubo (1); 
6- Ainda na proveta adicione água destilada até 10 mL; 
7- Adicione a solução no tubo (2), volte a solução para a proveta e, finalmente, 
volte a solução ao tubo (2); 
8- Lave a proveta com água destilada; 
9- Transferir para a proveta uma alíquota de 5,0 mL da solução do tubo (2) e em 
seguida adicionar água destilada até 10 mL; 
10- Adicione a solução no tubo (3), volte a solução para proveta e, finalmente, volte 
a solução ao tubo (3); 
11- Lave a proveta com água destilada; 
12- Transferir para a proveta uma alíquota de 7,5 mL da solução do tubo (3) e em 
seguida adicionar de água destilada até 10 mL. 
13- Adicione a solução no tubo (4), volte a solução para proveta e, finalmente, volte 
a solução ao tubo (4); 
14- Lave a proveta com água destilada; 
15- Repetir as etapas 12 a 14 para preparar soluções nos tubos (5) até (12), 
partindo sempre da solução preparada no tubo anterior. 
16- Em cada tubo, adicione 1,0 mL de solução de KSCN 0,10 mol L-1 com auxílio 
de uma pipeta de Pasteur; 
17- Após a adição do tiocianato de potássio, agite cada tubo; 
18- Determine a concentração da solução-problema disponibilizada pelo professor, 
através da comparação com a escala de padrões previamente preparada. 
________________________________Determinação da concentração de íons Fe3+ em soluções aquosas 
44 
 
Atenção: Este procedimento permite a preparação de soluções com valores 
aproximados de concentração. Existem métodos analíticos para o preparo de soluções 
que não serão discutidos no momento. 
 
Material Suplementar 
Unidades e conversão 
As unidades mais comuns para expressar concentração são (% m/v); (mol L-1); 
(mg L-1); (µg mL-1); ppm (partes por milhão) e ppb (partes por bilhão). 
Existem diversos modos para convertes as unidades, a seguir será ilustrado um 
destes modos. 
Ppm = mg L-1, ou seja temos uma milésima parte (0,001g) em 1000 partes 
(1000 mL ou ~1000 g). 
 
A % m/v é a massa do soluto por volume de solvente, portanto, uma solução 0,1% por 
exemplo, significa que temos 0,10 g de soluto para 100 mL de solvente, ou 1,0 g para 
1 L. Para converter % m/v em mg L-1,ou ppm, basta multiplicar o valor de % por 
10.000. 
 
Ex.:Solução aquosa 0,40% de NaOH = 0,40 g de NaOH em 100 mL de água ou 4,0 g 
de NaOH em 1L, ou ainda, 4.000 ppm ou 4.000 mg L-1. 
 
Para converter % m/v em mol L-1, é necessário saber a massa molar do soluto. 
Inicialmente, faça a conversão para g L-1. Para converter gramas em mol, basta dividir 
o valor de g pela massa molecular do soluto. 
 
Ex.: Solução aquosa 0,40% de NaOH = 4,0 g L-1 e MMNaOH = 40,0 g mol-1. Portanto, 
NaOH 0,40% é 0,10 mol L-1. 
 
Para saber a concentração de um dos constituintes do soluto, basta saber a % deste 
constituinte, em massa, no soluto. 
 
Ex.: Qual a concentração de íons Na+ em uma solução de NaOH 0,40% m/v? 
Dados: MMNaOH = 40,0 gmol-1, MMNa = 23,0 gmol-1, 
57,5% da massa de NaOH é de íons de sódio, portanto em uma solução 0,40% NaOH, 
temos 0,23% de íons Na+. 
________________________________Determinação da concentração de íons Fe3+ em soluções aquosas 
45 
 
 
QUESTÕES 
1 – Calcule a concentração, em % (m/v) das soluções de FeCl3 preparadas nos 
tubos 2 a 12. 
2 – Qual a concentração de íons Fe3+(aq) presentes no tubo 3? 
3 – Qual a concentração, em mmol L-1 da solução de FeCl3 do tubo 5? 
4 – Qual a concentração, em ppm, de Fe3+, na solução do tubo 12? 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
- Curi, Denise; “Colorimetria – Determinação de Fe3+ em Água”; Química Nova na Escola, vol 
24, 2006 
- Atkins, P. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto 
Alegre: Bookman, 2001. 
- Carmo, M.P. e Marcondes, M.E.R. “Abordando Soluções em Sala de Aula – uma Experiência 
de Ensino a partir das Idéias dos Alunos”, Química Nova na Escola. 28 (2008) 37-41. 
- Rocha-Filho, R.C. e Silva, R.R. Cálculos Básicos da Química. São Carlos: EdUFSCar, 2006. 
 
 
DESCARTE DE RESÍDUOS: 
As soluções de utilizadas podem ser descartadas na pia. Os íons Fe3+ e Cl- 
apresentam baixa toxicidade. O íon tiocianato (SCN-) somente é nocivo ao meio-
ambiente em concentrações acima de 100 mg L-1. 
 
______________________________________Colorímetro – Determinação da Concentração de Soluções 
46 
 
09 – COLORÍMETRO – DETERMINAÇÃO DA 
CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
 
1 – INTRODUÇÃO 
 
Uma questão essencial para os químicos e outros profissionais de áreas 
correlatas é a determinação da relação existente entre a quantidade de uma 
substância (normalmente denominada soluto) e o volume total da mistura. A 
constante de proporcionalidade determinada por esta relação é denominada 
concentração e pode ser expressa de diferentes formas. 
Existem diversas técnicas para determinar a concentração de um determinado 
soluto numa solução, dentre elas destacam-se as denominadas espectroscópicas, que 
tem como princípio a interação de radiação eletromagnética com a matéria. De 
fato, diferentes substâncias interagem diferentemente com a luz, o que permite 
relacionar alguns fenômenos ópticos como o “desvio de luz polarizada” e a “absorção 
seletiva de luz” com a concentração destas substâncias em um determinado meio. 
Na presente prática utilizaremos um colorímetro, que consiste em um 
equipamento que possui fonte de energia que emite radiações com comprimentos de 
onda específicos, que são: 430, 470, 565 e 635 nm. Estes comprimentos de onda 
correspondem às cores violeta; azul; verde e vermelha, respectivamente. Na Tabela 1 
é descrito freqüências e comprimentos de ondas das principais cores. 
 
Tabela 1: Cores, freqüências e comprimentos de onda 
Cor Frequência (THz) Comprimento de onda (nm) 
violeta 668-789 380-450 
azul 631-668 450-475 
ciano 606-630 475-495 
verde 526-606 495-570 
amarelo 508-526 570-590 
laranja 484-508 590-620 
vermelho 400-484 620-750 
 
De acordo com a teoria da cor complementar – Figura 1, há pares de cores 
complementares que são o azul-amarelo e o vermelho-verde. Portanto, uma solução 
que possui forte absorção somente no violeta-azul, se apresenta amarela aos nossos 
olhos, enquanto que uma solução que absorve somente na região espectral do 
______________________________________Colorímetro – Determinação da Concentração de Soluções 
47 
 
‘vermelho’ será, para nós, uma solução verde. Uma substância também poderá ser 
verde se absorver todas as cores exceto a luz verde, é o caso da clorofila. 
Figura 1: Roda das cores complementares 
Com o colorímetro serão obtidos valores de transmitância (T), e de absorbância 
(A). Ambos os valores dependem da absortividade e da concentração da amostra bem 
como do caminho óptico percorrido pela luz. A transmitância (T) é definida como 
sendo a fração da intensidade da radiação eletromagnética que atravessa uma 
determinada solução e pode ser dada pela equação 1. 
 
Equação 1: T = I/Io; 
 
onde Io = Luz incidentee I = Luz que atravessou a solução; 
A absorbância (A) é definida como sendo a parte da radiação que foi absorvida 
pela amostra. A absorbância pode ser obtida através da Equação 2. 
 
Equação 2: A = - log T ou A= - log(I/Io) 
 
Atenção: Este procedimento permite a preparação de soluções com valores 
aproximados de concentração. Existem métodos analíticos para o preparo de soluções 
que não serão discutidos no momento. 
 
 
2 – OBJETIVOS 
- Preparar soluções em diferentes concentrações por diluição e determinar a 
concentração utilizando-se um colorímetro. 
- Compreender o conceito de solução do ponto de vista quantitativo. 
- Compreender como a interação de luz com matéria pode ser a base para o 
desenvolvimento de técnicas de análise quantitativa. 
 
 
______________________________________Colorímetro – Determinação da Concentração de Soluções 
48 
 
3 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
1 estante para tubos de ensaio; 
10 tubos de ensaio de 20 mL; 
1 béquer de 100 mL; 
1 pisseta de 500 mL com água destilada; 
1 proveta de 10 mL; 
2 pipetas de Pasteur; 
20 mL de solução de alaranjado de metila (0,10 x 10-3 mol L-1) 
Computador com kit LabView®; 
Colorímetro; 
 
 
4 – PROCEDIMENTO 
 
4.1- Para preparar as amostras: 
 
Alaranjado de Metila 
1. Numerar os tubos de ensaio de 1 a 10; 
2. Transferir 10 mL da solução estoque de alaranjado de metila para o tubo de 
ensaio (1); 
3. Transferir para o tubo de ensaio (2) uma alíquota de 7,5 mL da solução estoque 
de alaranjado de metila e adicione 2,5 mL de H2O destilada; 
4. Transferir para o tubo de ensaio (3) uma alíquota de 7,5 mL da solução do tubo 
(2) e adicione 2,5 mL de H2O destilada; 
5. Repetir a etapa 4 para preparar soluções nos tubos (4) até (10), partindo sempre 
da solução preparada no tubo anterior; 
6. Calcular as concentrações, em mmol L-1, das 10 soluções. 
 
– Para calibrar e realizar as medidas com o colorímetro 
1. Ligue o computador; 
2. Conecte o colorímetro à interface e a interface ao computador; 
3. Ligue a interface; 
4. Abra o programa LoggerPro®; 
5. Selecione o λ = 430 nm através dos botões ‘<’ ou ‘>’ do colorímetro; 
______________________________________Colorímetro – Determinação da Concentração de Soluções 
49 
 
6. Coloque água destilada em um cubeta; 
7. Coloque a cubeta com água destilada dentro do colorímetro; 
8. Aperte o botão <Cal>, e espere a luz vermelha parar de piscar; 
9. “Os valores de absorbância e transmitância devem ser ~ 0.001 e 100%, 
respectivamente” 
10. Coloque a solução de alaranjado de metila do tubo (5) na cubeta e meça a 
absorbância e a %transmitância no λ previamente selecionado; 
11. Anote os valores obtidos de A e %T na Tabela 1. 
12. Repita os itens 5, 7, 8, 9 e 10 alterando o λ para 470; 565 e 635; 
13. Feche o programa LoggerPro® sem gravar os dados. 
14. Fixar o λ no qual a absorbância foi maior e calibrar o colorímetro; 
15. “Transmitância menor”; 
16. No desktop, abra o arquivo “colorimetria”; 
17. Coloque a solução do tubo 10 e click em ‘collect’; 
18. Click em ‘keep’ e insira o valor de concentração de alaranjado de metila da 
amostra; 
19. Troque e meça a absorbância das soluções 9 a 1 repetindo os passos 9 e 10; 
20. Tecle “ctrl+J” para ajustar o gráfico de Absorbância (ou %transmitânica) vs 
Concentração; 
 
Determine a concentração da solução-problema disponibilizada pelo professor, 
através da curva de absorbância previamente feita. 
 
Tabela 1: Valores de %Transmitância e de Absorbância das amostras 
Amostra 
λ 
430 470 565 635 
%T / A %T / A %T / A %T / A 
Alaranjado de Metila / / / / 
 
 
______________________________________Colorímetro – Determinação da Concentração de Soluções 
50 
 
QUESTÕES 
1) Porque a solução de alaranjado de metila tem maior absorção de luz abaixo de λ = 
470? 
 
 
DESCARTE DE RESÍDUOS 
- As soluções diluídas do corante alaranjado de metila utilizadas podem ser 
descartadas normalmente na pia com água em excesso. A solução do tubo (1) pode 
ser devolvida ao frasco original. 
 
 
PARA PREPARAR AS SOLUÇÕES 
 
Alaranjado de Metila 0,10 x 10-3 mol L-1: Pesar 0,0327g do indicador e dissolver em 1 
Litro de água destilada. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
- Atkins, P. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
Porto Alegre: Bookman, 2001. 
- Carmo, M.P. e Marcondes, M.E.R. “Abordando Soluções em Sala de Aula – uma 
Experiência de Ensino a partir das Idéias dos Alunos”, Química Nova na Escola. 28 
(2008) 37-41. 
- Rocha-Filho, R.C. e Silva, R.R. Cálculos Básicos da Química. São Carlos: 
EdUFSCar, 2006. 
 
 
Material Suplementar 
Alaranjado de Metila: Corante e indicador 
ácido-base. 
Nome IUPAC: 4-dimetilaminoazobenzeno-4’sulfonato de sódio (4-dimethylaminoazo 
benzene - 4'-sulfonic acid sodium salt); Sinônimos: ácido p-dimetilamino-
azobenzenosulfônico, alaranjado de metilo, laranja de metila, laranja de metilo, 
heliantina e metilorange (MO); 
Fórmula molecular: C14H14N3NaO3S; MM = 327.33 g mol-1; 
 
_________________________________________________________Fluorescência e Estrutura Atômica 
51 
 
10 – FLUORESCÊNCIA E ESTRUTURA ATÔMICA 
 
 
1 – INTRODUÇÃO 
 
Luminescência é o nome do fenômeno mais genérico que engloba a 
fluorescência e a fosforescência. A luminescência é definida como a emissão de luz na 
faixa do visível (400-700 nm) do espectro eletromagnético como resultado de uma 
transição eletrônica. O início de um processo de luminescência envolve a absorção de 
quanta de luz (fótons) por uma molécula/íon e, conseqüentemente, a produção de um 
estado eletronicamente excitado. Isto significa dizer que a molécula/íon absorveu uma 
quantidade discreta de energia, suficiente para promover um elétron de um nível 
inferior para um nível superior de energia. A energia do fóton deve coincidir com 
aquela correspondente à transição eletrônica. Como a molécula/íon não pode 
permanecer indefinidamente no estado excitado, a energia absorvida pode ser 
dissipada através dos seguintes processos: 
Fluorescência – emissão do fóton de luz e retorno ao estado fundamental. 
Fosforescência – o elétron excitado decai para um nível intermediário de energia e 
ocorre emissão de radiação do intermediário ao estado fundamental. 
 
Transição vibracional ou não radiativa – a molécula retorna ao estado fundamental 
emitindo energia térmica através de uma série de transições vibracionais; 
 
Reação fotoquímica – a molécula sofre algum tipo de reação no estado 
eletronicamente excitado. 
 
_________________________________________________________Fluorescência e Estrutura Atômica 
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A energia da radiação eletromagnética envolvida pode ser calculada através da 
equação de Planck: 
 
 
Onde h = constante de Planck; 
c = velocidade da luz no vácuo; 
λ = comprimento de onda. 
 
e também pode ser expressa em termos de freqüência (υ): 
 
 
 
A energia da radiação eletromagnética depende apenas de sua frequência: 
quanto maior a frequência, menor o comprimento de onda e maior a energia. 
A luz visível compreende a faixa de comprimento de onda de 400 a 700 nm; já 
a radiação infravermelha (IV), invisível, está compreendida entre 700 a 200.000 nm. A 
radiação ultravioleta (UV) está entre 10 e 400 nm (veja a figura abaixo). 
 
 
 
De acordo com suas propriedades físicas e efeitos biológicos, parte da 
radiação UV é dividida em três sub-regiões: UV-A de 320 a 400nm, UV-B de 290 a 
320nm e UV-C abaixo de 200 a 290nm. Dentre elas, a radiação UV-A é a menos 
nociva, sendo que suas fontes podem ser adquiridas comercialmente com o nome de 
luz negra. A radiação UV-B é a responsável pelo câncer de pele e a UV-C não chega a 
atingir a superfície terrestre. 
7x10‐7 
_________________________________________________________Fluorescência e Estrutura Atômica 
53 
 
A coloração da luz emitida depende da variação de energia envolvida na 
transição eletrônica; assim, uma emissão avermelhada deverá ocorrer