Apostila_QUI _153

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CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
LABORATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA I QUI 153 
ROTEIRO DE EXPERIMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
PROFESSOR EMILIO BORGES 
PROFESSOR GÉRMAN ENRIQUE CARES CUEVAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 
 
Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
Versão- Professor Emilio Borges 
 
 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA UFV-VIÇOSA-MG 
EXPERIMENTOS DE FÍSICO-QUÍMICA I 
 
Sumário 
PRÁTICA 1 – ESTUDO DAS LEIS DE BOYLE E DE CHARLES PARA GASES ................................. 3 
PRÁTICA 2 – DETERMINAÇÃO DE ALGUMAS PROPRIEDADES DE ESTADO 
TERMODINÂMICAS PARA GASES ......................................................................................... 11 
PRÁTICA 3 –OBTENÇÃO DA MASSA MOLAR DE UM LÍQUIDO VOLÁTIL .............................. 16 
PRÁTICA 4 – ESTUDO DAS LEIS DE GRAHAM PARA A EFUSÃO E DIFUSÃO DE GASES ......... 20 
PRÁTICA 5 –ENTALPIAS DE DISSOLUÇÃO E DE NEUTRALIZAÇÃO ........................................ 25 
PRÁTICA 6 – DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE CALORÍFICA DE SÓLIDOS ......................... 32 
PRÁTICA 7 – DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA PARA UMA REAÇÃO DE DECOMPOSIÇÃO .... 37 
PRÁTICA 8 –ENTALPIAS DIFERENCIAIS PARA UMA MISTURA LÍQUIDA ............................... 41 
PRÁTICA 9 – DENSIDADE DE SOLUÇÕES LÍQUIDAS ............................................................. 47 
PRÁTICA 10 – RELAÇÃO DA VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO COM SUA TEMPERATURA ..... 52 
PRÁTICA 11 – RELAÇÃO DA VISCOSIDADE DE UMA SOLUÇÃO LÍQUIDA COM SUA 
CONCENTRAÇÃO ................................................................................................................. 57 
PRÁTICA 12 – REFRATOMETRIA DE SOLUÇÕES LÍQUIDAS .................................................. 62 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
Versão- Professor Emilio Borges 
 
 
PRÁTICA 1 – ESTUDO DAS LEIS DE BOYLE E DE CHARLES PARA GASES 
 
1. Objetivos 
 
Estudar experimentalmente o comportamento dos gases em processos 
isotérmicos e isobáricos. 
 
2. Introdução Teórica 
 
Comportamento empírico dos gases 
 
No fim do século XVIII os cientistas sabiam bastante sobre o comportamento 
empírico dos gases, tendo descrevido a inter-relação entre pressão, temperatura e 
volume de um gás. Por exemplo, o químico irlandês Robert Boyle observou 
pioneiramente em 1662 que a elevação da pressão p sobre um gás reduzia seu 
volume V. Seus resultados indicaram que para uma dada temperatura constante, 
V=c/p em que c é uma constante. A lei de Boyle fornece, portanto, pV=c. O químico e 
balonista Jacques Alexandre César Charles verificou que o aquecimento de um gás o 
fazia se expandir e seu resfriamento o contraía (Coloque um balão de látex cheio de ar 
na geladeira e ele murcha; retire-o e ele se expande). Charles explicou dessa maneira 
como os balões de ar quente funcionavam (uma grande febre na Europa do final do 
século XVIII), mas por alguma razão, hesitou em publicar sua lei da temperatura-
volume, embora tenha debatido seus resultados com um colega chamado Joseph 
Louis Gay Lussac, também balonista e grande estudioso da composição química da 
atmosfera. Este último, reproduziu e refinou os experimentos de Charles publicando 
os resultados em 1802. Gay-Lussac também descobriu em laboratório que a pressão 
de um gás aumentava com a temperatura T. Então, de acordo com essas descobertas, 
V=c’T e p=c’’T em que c’ e c’’ são constantes. Posteriormente, em 1811, o físico 
italiano Amedeo Avogadro apresentou uma conjectura, sugerindo que, nas mesmas 
temperatura e pressão, o volume ocupado por um mol de partículas gasosas é o 
mesmo independentemente da natureza do gás. Assim, para dois gases diferentes 
como A e B, VA/nA= VB/nB= c’’’. Logo, o princípio de Avogadro pode ser descrito de 
maneira geral por V=nc’’’. Em 1830 uma equação de estado coerente com todas as 
observações experimentais sobre os gases realizadas até então foi obtida. Essa 
equação empírica é a lei dos gases ideais sendo dada por 
 
pV= nRT 
 
É importante ressaltar que em 1830 quando essa equação foi proposta ainda não 
existia uma teoria molecular que explicasse a natureza dos gases (essa só surgirá 
por volta de 1880 e é conhecida como teoria cinética molecular ou teoria cinética dos 
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Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
Versão- Professor Emilio Borges 
 
 
gases). Tampouco havia um modelo atômico robusto teoricamente (em 1830 o 
melhor modelo para o átomo era o de Dalton). A nível teórico, a equação dos gases ideais 
é limitada pois não considera, por exemplo, a interação potencial entre as partículas 
componentes do gás. Contudo, a aplicabilidade dessa simples equação a muitos 
sistemas reais é surpreendentemente ampla. 
 
Pressões hidrostáticas 
 
Os gases e os líquidos são fluidos. A pressão que um fluido exerce sobre um 
ponto de referência varia com a altura desse ponto. Por exemplo, a pressão 
atmosférica sobre um ponto na superfície terrestre diminui com o aumento da 
altitude acima do nível do mar. Por outro lado, a pressão da água sobre um ponto 
aumenta com a profundidade abaixo da interface ar-água no mar. Nos dois casos, as 
pressões são chamadas de pressões hidrostáticas porque se devem a fluidos em 
repouso ou estáticos. Esse tipo de pressão pode ser determinado a partir da relação 
 
 
 0p p gh  (1) 
 
em que 0, , , ep p g h são, respectivamente, a pressão no ponto de referência, a 
pressão em um ponto no nível 0 a partir do qual se mede a altura (ou profundidade) 
do ponto de referência, a densidade do fluido, a aceleração da gravidade e a altura 
do ponto de referência medida a partir do nível 0. 
Se p for a pressão em um ponto a uma profundidade h abaixo da superfície 
de um líquido, 0p será a pressão na superfície (interface líquido-ar). Nesse caso, p 
é a soma de duas partes; 0p e gh , esta última sendo a pressão manométrica. Esse 
nome se deve ao uso do manômetro para medir essa diferença de pressões (entre p 
e p0). Também é importante ressaltar que a pressão em um ponto de um fluido em 
equilíbrio estático não depende da dimensão horizontal do fluido ou do recipiente 
em que o fluido se encontra. 
 
O barômetro de mercúrio 
 
A figura 1 mostra um barômetro de mercúrio, um aparato simples utilizado para 
medir a pressão atmosférica. 
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Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023Versão- Professor Emilio Borges 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Ilustração de um barômetro de mercúrio. 
 
No barômetro, um tubo de vidro é preenchido com mercúrio e introduzido com a 
extremidade aberta em um recipiente também contendo mercúrio. O volume acima 
da coluna de mercúrio no tubo de vidro contém traços de vapor de mercúrio cuja 
pressão à 25 oC pode ser desprezada (indicada como p=0 na figura 1). Então, de 
acordo com a equação 1, a pressão exercida sobre a coluna de mercúrio por esse 
volume de vapor será 
0 ( ) 0p p g h    
 
O sinal negativo em h se justifica pela referência, ou seja, considera-se o nível 2 
indicado na figura 1 como tendo valor 0 para o eixo y. Então, 0p gh sendo esta 
exatamente a pressão atmosférica, uma vez que a coluna de mercúrio se encontra 
em equilíbrio estático como se percebe da figura 1 (a pressão atmosférica exercida sobre 
o nível 1 está em equilíbrio com a pressão da coluna de mercúrio exercida também sobre o 
nível 1). 
 
O manômetro de tubo em U 
 
Esse tipo de manômetro é constituído por um tubo em forma de U com área 
seccional uniforme e um líquido de preenchimento fixado sobre uma escala 
graduada. A pressão é medida pela leitura da altura da coluna do líquido deslocado 
em um dos lados (lado direito da figura 2) em relação à altura do outro (lado 
esquerdo da figura 2). No manômetro representado na figura 2, o zero da escala 
ocorre quando o líquido nos dois lados está na mesma altura, momento em que as 
pressões sobre o líquido em cada lado são iguais. 
 
 
 
 
 
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Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
Versão- Professor Emilio Borges 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Figura 2: Ilustração de um manômetro de tubo em U. A escala deve ser lida em mm. 
 
Se fluidoF é a força exercida pelo fluido sobre a área A da interface líquido-ar do 
lado esquerdo na posição 10 mm indicada pela linha tracejada inferior, então, a 
pressão fluidop sobre essa mesma área será: 
 
. . . . . .
. .fluido fluido fluido fluido fluidofluido fluido
F m g V g Ah g
p h g
A A A A
 
     (2) 
 
em que ,fluido fluido fluidom V e  são respectivamente a massa, o volume e a densidade do 
fluido. A equação (2) mostra que a altura da coluna de mercúrio é diretamente 
proporcional à pressão exercida por aquela coluna sobre a área de referência 
(posição 10 mm). A diferença nas alturas das duas colunas de mercúrio em um 
manômetro pode, doravante, ser utilizada para medir o desequilíbrio de pressões 
entre os dois lados do manômetro. 
Novamente é muito frequente a utilização do mercúrio como fluido de 
referência nesses manômetros o que leva à utilização do milímetro de mercúrio, 
mmHg, como uma unidade de pressão. Por definição, 1 mmHg corresponde a 1 torr. 
Uma pressão de 1 torr é literalmente a pressão que produz uma diferença de 1 mm 
nas alturas das duas colunas de mercúrio no manômetro. Usando na equação anterior 
a densidade do mercúrio, 13,5951 g cm-3, considerada na temperatura ambiente de 
25oC (298,15K) , h=1 mm e g=9,81ms-2 encontra-se no SI uma pressão de 133 Pa. 
Por conseguinte, 1 torr = 133Pa e 760 torr = 101 kPa = 1atm. 
Suponha que se aprisione gás acima do fluido do lado esquerdo do tubo em 
U da figura 2, fechando a extremidade esquerda. Nessa situação, a pressão exercida 
sobre o gás aprisionado seria a soma da pressão atmosférica (devida à abertura da 
extremidade do lado direito do tubo em U) com a pressão do fluido. Em mmHg tem-
se: 
 
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// mmHgsobre o ar aprisionado atmosférica mmHg
p p h  (3) 
 
O volume da coluna de gás aprisionado será função de sua altura H medida do lado 
esquerdo sendo dado por, 
 
2
2
4
d
V r H H
    (4) 
em que r e d são respectivamente o raio e o diâmetro do tubo. 
 
 
 
3. Materiais e Equipamentos 
 
 
 Tubo capilar com extremidade com uma gota de mercúrio aprisionada. 
 Manômetro de tubo em U. 
 Barômetro de mercúrio. 
 Sistema de aquecimento para banho quente. 
 Gelo para banho frio. 
 
 
4. Procedimento Experimental 
 
 
Parte I: Lei de Boyle 
 
a) Preparar o manômetro de tubo em U ilustrado na figura 3 para o experimento. 
Testar se o volume do ar aprisionado na extremidade esquerda varia com a 
pressão exercida sobre ele. Para isso, elevar e abaixar a extremidade direita do 
manômetro. 
 
b) Preparar uma tabela para registrar H (altura da coluna de ar aprisionado do 
lado esquerdo) e h (diferença entre as alturas dos níveis de mercúrio em cada 
lado do manômetro). 
 
c) Obter sete medidas de H e h . Lembre-se que 0h  quando o nível do líquido 
for igual dos dois lados. 
 
d) Registrar a pressão atmosférica utilizando o barômetro de mercúrio do 
laboratório, a temperatura ambiente e o diâmetro do tubo contendo o ar 
aprisionado. 
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 Figura 3: Ilustração do manômetro utilizado na prática.1 
 
 
Parte II: Lei de Charles e Gay Lussac 
a) Preparar um banho com gelo e água próximo de 0ºC. 
 
b) Introduzir o tubo capilar com a coluna de ar aprisionada por uma quantidade de 
mercúrio nesse banho. A parte do tubo com o ar deve estar totalmente 
submersa no banho. O sistema a ser utilizado nessa parte está ilustrado na figura 
4. 
 
c) Esperar por três minutos para que o sistema atinja o equilíbrio térmico e registrar 
a altura da coluna de ar. 
 
d) Repetir o procedimento para as temperaturas de 15oC, ambiente, 40oC e 60oC. 
Construir uma tabela de alturas x temperaturas. 
 
e) Registrar a pressão barométrica e o diâmetro do tubo capilar. 
 
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Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
Versão- Professor Emilio BorgesFigura 4: Ilustração sistema de contendo o tubo com mercúrio mergulhado em um banho com 
temperatura controlável.2 
 
 
1,2 O crédito das figuras 3 e 4 é do professor Hauster Maximiler Campos de Paula 
 
5. Resultados a serem apresentados 
 
Parte I 
5.1 Apresentar os valores de h e H. A partir das equações 3 e 4, calcular os valores de p 
e V para cada caso. 
 
5.2 Construir o gráfico p V . 
 
5.3 Determinar o valor médio para o produto pV , a partir de todos os valores obtidos, e 
calcular a quantidade de matéria e a massa do ar aprisionado na coluna do lado 
esquerdo. 
 
 
Parte II 
5.4 Apresentar as tabelas e os gráficos correspondentes à /V L por /ºt C e /V L por 
/T K . 
 
5.5 Determinar, por regressão linear, a função analítica em cada caso. 
 
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5.6 Com a primeira função, calcular o valor de /ºt C para 0V  . Qual valor de 
temperatura em graus Celsius você esperaria nesse caso? Explique sua resposta. 
 
5.7 Calcular o número de mols de ar aprisionado na coluna, a massa molar do ar (a partir 
de sua densidade na temperatura de trabalho) e a massa do ar aprisionado na coluna. 
 
5.8 A partir da composição precisa do ar seco a nível do mar calcular a massa molar a 
partir de uma média ponderada. Comparar com o resultado anterior. 
 
5.9 Calcular o volume molar do ar a temperatura ambiente com base em seus dados e 
determinar o erro experimental em relação ao modelo do gás ideal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. Bibliografia 
 
1. Castellan, G.; Fundamentos de Físico-Química; LTC, 1996. 
2. Atkins, P.W.; Físico-Química, 8º Edição, Volume 1, LTC, 2008. 
3. Kean, Sam.; O último suspiro de César. A História épica do ar à nossa volta, 
Jorge Zahar Editor Ltda, 2019. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PRÁTICA 2 – DETERMINAÇÃO DE ALGUMAS PROPRIEDADES DE ESTADO 
TERMODINÂMICAS PARA GASES 
1. Objetivos 
 
Determinar experimentalmente algumas propriedades intensivas e extensivas 
de uma série de gases. 
 
2. Introdução Teórica 
 
Por que estudar gases? 
 
Em sua história a Terra possuiu algumas atmosferas distintas cada uma 
constituída por uma singular mistura de gases. Parte das rochas espaciais que 
formaram o planeta foram fundidas pelas enormes pressões gravitacionais fazendo 
com que líquidos densos como ferro afundassem para o centro enquanto os mais 
leves subiram para se ressolidificar. Naquele momento, o planeta possuía um manto 
viscoso fraturado com lava escapando abundantemente pelas fendas. Essa Terra 
primitiva possuía uma atmosfera esparsa formada sobretudo por hidrogênio e hélio 
que algum tempo após sua formação foi varrida pelo vento solar. A seguir, surgiu 
uma atmosfera produzida a partir do próprio solo devida aos gases expelidos do 
magma abundante. Esses gases que escapavam consistiam principalmente de vapor 
de água e dióxido de carbono, sulfeto de hidrogênio e dióxido de enxofre. O vapor de 
água se condensou como chuva que formou os lagos e oceanos; um efeito disso foi a 
remoção do CO2 da atmosfera com a consequente formação de rochas marítimas 
carbonáticas. Espetaculares eventos como a colisão de inúmeros asteroides e a 
colisão da Terra com o planeta Theia (tão grande quanto Marte!) aparentemente 
eliminaram a atmosfera terrestre por várias vezes. Tais incidentes, associados à 
enorme atividade vulcânica do planeta, provocou seguidamente a modificação da 
composição química de nossa atmosfera. 
Atualmente, a composição de nossa atmosfera é de 78% de N2 (780 mil partes 
por milhão) 21% de O2 (210 mil partes por milhão) 1% de Ar (10 mil partes por 
milhão). Estes valores desconsideram o vapor de água, cuja porcentagem é desigual 
nas diferentes regiões da atmosfera. Os principais poluentes atmosféricos são o 
dióxido de carbono CO2 (nos dias presentes, 400 partes por milhão e aumentando) e o 
Metano, CH4, (atualmente duas partes por milhão no ar). Mesmo esses gases de efeito 
estufa são essenciais, se estiverem na medida certa. Sem os gases responsáveis pelo 
efeito estufa a temperatura global média seria de –18°C. Com esses gases, a 
temperatura média permanece em agradáveis 16°C. O problema surge quando a 
concentração desses gases aumenta em demasia como transcorre atualmente. 
Persistindo essa tendência, ocorrerá, de acordo com a maioria das evidências 
científicas, uma grande modificação climática com potencial desastroso para a 
humanidade. 
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Outro gás com particular importância em nossa atmosfera é o ozônio, O3. A 
vida no planeta seria comprometida sem a proteção da delicada camada desse gás 
existente na estratosfera (em média a 30 km de altura) que filtra boa parte da 
radiação ultravioleta emitida pelo Sol. Por outro lado, o O3 troposférico (em nossas 
grandes cidades) é um perigoso poluente e consiste em uma premente ameaça à 
saúde pública. 
Também existem inúmeros gases que revolucionaram o modo de vida da 
humanidade ao longo do tempo. Por exemplo, a reação gasosa (catalisada) N2 + 3H2 
→ 2NH3 desenvolvida por Fritz Haber e Carl Bosh proporcionou o avanço da 
indústria dos fertilizantes sem os quais a humanidade não conseguiria produzir 
alimentos em quantidade suficiente para sua população ao longo do século XX. O 
N2O(g) esteve na origem do conturbado desenvolvimento de substância anestésicas, 
o que possibilitou uma revolução inigualável nas cirurgias médicas. Os exemplos são 
inúmeros, o que evidencia a importância do estudo físico e químico dos sistemas 
gasosos bem como da determinação de parâmetros físicos que caracterizam cada 
uma dessas preciosas substâncias. 
 
O efeito do empuxo em pesagens envolvendo gases 
 
O princípio de Arquimedes estabelece que um corpo submerso em um fluido 
sofre ação de uma força de empuxo no sentido contrário ao de seu peso. O módulo 
desse empuxo depende da massa de fluido deslocada pelo objeto. Esse princípio 
pode ser usado para explicar porque navios pesando milhares de toneladas podem 
flutuar sobre a água. O empuxo E também diminui o peso de substância em uma 
quantidade equivalente ao peso do ar deslocado pela própria substância. Se mar e g são a 
massa do ar deslocado e a aceleração da gravidade: 
arE m g  
 
Em pesagens de laboratório o empuxo é quase sempre ignorado uma vez que é 
relativamentepequeno na maioria das medidas de massa, principalmente de substâncias 
sólidas e líquidas. Contudo, na pesagem de pequenas quantidades de gases, o empuxo 
revela-se importante. Nesse contexto, se finalP é o peso final (recipiente contendo um gás) 
e inicialP é o peso inicial (recipiente vazio) define-se o peso aparente aparenteP como 
aparente final inicialP P P  . 
Porém, ao peso real, realP , deve ser adicionado o empuxo E que é numericamente igual 
ao peso do ar deslocado 
( )real aparente final inicialP P E P P E     
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Finalmente, 
( )
( )
real final inicial ar
real final inicial ar
m g m g m g m g
m m m m
  
  
 
3. Materiais e Equipamentos 
 Óxido de manganês. 
 Peróxido de oxigênio 10% V/V. 
 Ácido sulfúrico 20% V/V. 
 Bicarbonato de sódio. 
 Proveta de 25 mL e de 1 L. 
 Espátula. 
 Balança. 
 Nitrogênio gasoso. 
 Sistema coletor de gás (saco plástico). 
 Sistema gerador de gás formado por um frasco alimentador (Funil de 
decantação) e um reator (Kitassato). 
 Aparato para medir volume formado por uma bacia e um frasco coletor de gás. 
 
4. Procedimento Experimental 
 
Parte I: Pesagem de ar e de nitrogênio 
a) Pesar o sistema coletor vazio (sem ar) mas com a presilha. 
 
b) Preencher o sistema coletor com ar e pesá-lo. 
 
c) Esvaziar o sistema, preenche-lo com nitrogênio gasoso e tornar a pesar. 
 
Parte II: Pesagem de oxigênio 
a) Acoplar o frasco alimentador (funil) ao reator (Kitassato). 
 
c) Adicionar quantidade relativa a três pontas de espátula de 2MnO (s) ao reator e 40 
mL de 2 2H O (aq) 10% v/v ao frasco alimentador. 
 
d) Testar a reação liberando lentamente algumas gotas de 2 2H O (aq) e agitando o 
reator. Esperar o reator ficar saturado com o gás e conectar o sistema coletor (saco 
plástico) à mangueira de saída do mesmo. 
 
e) Quando o sistema coletor estiver cheio desligar a conexão e tampá-lo com o auxílio 
da presilha. Encerrar a reação e pesar o sistema com o gás. 
 
f) Limpar todo o aparato. 
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Parte III: Pesagem de dióxido de carbono 
a) Acoplar o frasco alimentador (funil) ao reator (Kitassato). 
 
c) Adicionar quantidade relativa a quatro pontas de espátula de bicarbonato ao reator 
e 20 mL de 2 4H SO (aq) 20% v/v ao frasco alimentador. 
 
d) Testar a reação liberando lentamente algumas gotas de 2 4H SO (aq) e agitando o 
reator. Esperar o reator ficar saturado com o gás e conectar o sistema coletor (saco 
plástico) à mangueira de saída do mesmo. 
 
e) Quando o sistema coletor estiver cheio desligar a conexão e tampá-lo com o auxílio 
da presilha. Encerrar a reação e pesar o sistema com o gás. 
 
f) Limpar todo o aparato. 
 
 
Parte IV: Determinação do volume de gás no sistema coletor. 
a) Preencher três quartos de uma bacia de plástico com água. 
 
b) Preencher totalmente uma garrafa de vidro com água. 
 
c) Virar a garrafa, sem permitir a saída de água, dentro da bacia de plástico mantendo-
a de cabeça para baixo. 
 
d) Conectar a mangueira do sistema coletor (saco plástico) preenchido com ar à garrafa 
de vidro que se encontra nesse momento dentro da bacia de plástico. 
 
e) Apertar suavemente o saco plástico até transferir todo o gás para a garrafa de vidro, 
liberando parte da água de seu interior. 
 
f) Tampar a garrafa e retirá-la da bacia (sem perder mais água) colocando-a em pé sobre 
a bancada. 
 
g) Determinar a quantidade de água deslocada da garrafa de vidro com o auxílio de uma 
proveta de 1000 mL. 
 
h) Registrar a temperatura e a pressão ambientes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. Resultados a serem apresentados 
 
5.1 Determinar a massa de cada um dos gases considerando o empuxo do ar. 
 
5.2 Com os dados obtidos da prática (a tabela 1 pode ser útil), calcule o número de mols, 
a massa molar, o volume molar, a concentração molar e o volume específico para todos 
os gases. Organize esses dados em uma tabela. 
 
5.3 Escreva as equações químicas envolvidas em cada reação realizada na prática. 
 
5.4 Calcular os erros nas determinações das massas molares. 
 
5.5 O que produz maior empuxo, um kg de chumbo ou de algodão? Explique sua 
resposta. 
 
5.6 Explique o que são propriedades intensivas e propriedades extensivas em 
Termodinâmica. 
 
5.7 Explique em detalhes e do ponto de vista físico-químico o que é o efeito estufa. 
 
Tabela 1 Densidade do ar seco em g/L 
P/(mmHg) 
T/ºC 
20 25 30 
680 1,08 1,06 1,04 
690 1,09 1,07 1,06 
700 1,11 1,09 1,07 
710 1,12 1,10 1,09 
720 1,14 1,12 1,10 
730 1,16 1,14 1,12 
740 1,17 1,15 1,13 
750 1,19 1,17 1,15 
760 1,21 1,19 1,16 
770 1,22 1,20 1,18 
 
 
6. Bibliografia 
 
1. Castellan, G.; Fundamentos de Físico-Química; LTC, 1996. 
2. Atkins, P.W.; Físico-Química, 8º Edição, Volume 1, LTC, 2008. 
3. Hermens, R.A.; Journal of Chemical Education, Vol. 60, Nº 9, 1983. 
4. Kean, Sam.; O último suspiro de César. A História épica do ar à nossa volta, 
Jorge Zahar Editor Ltda, 2019. 
 
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PRÁTICA 3 –OBTENÇÃO DA MASSA MOLAR DE UM LÍQUIDO VOLÁTIL 
 
1. Objetivos 
 
Determinar a massa molar de uma substância em estado líquido usando o 
método de Dumas. 
 
2. Introdução Teórica 
 
Jean-Baptiste André Dumas desenvolveu em 1826 um método baseado na 
hipótese de Avogadro para determinar as massas molares de substâncias líquidas 
voláteis. Nesse método, uma pequena quantidade de um líquido é inserida em um 
frasco de massa conhecida com pequena abertura para o exterior, tal como um balão 
de colo esticado. O líquido é então aquecido em um banho com temperatura 
constante (frequentemente utiliza-se água próxima de sua temperatura de ebulição) até ser 
completamentevolatilizado e deslocar todo o ar para fora do frasco. O vapor 
escapará do frasco até que a pressão interna no mesmo se iguale à pressão 
atmosférica externa. Assim, nesse ponto tem-se; temperatura do gás = temperatura 
do banho térmico, pressão do gás = pressão atmosférica e volume do gás = volume do 
recipiente. O balão contendo o gás é então removido do banho térmico e pesado. 
Após esses procedimentos os seguintes valores de massa podem ser obtidos: 
m1 = mbalão + mar – E1/g= soma das massas do balão com o ar em seu interior. 
m2 = mbalão + mv – E2/g= soma das massas do balão com o vapor em seu interior. 
m3 = mbalão + mágua – E3/g=soma das massas do balão com água em seu interior. 
 
Nessas equações E1/g, E2/g e E3/g (E = empuxo, g = aceleração da gravidade) 
correspondem às massas de ar atmosférico deslocado respectivamente por m1, m2 e 
m3, o que possibilitaria a correção do efeito do empuxo sobre cada medida. 
Combinando as equações anteriores e desprezando o empuxo (uma aproximação 
válida nesse experimento) tem-se: 
mv = (m2 - m1) + mar (1) 
mágua = (m3 - m1) + mar (2) 
 
Dividindo as equações 1 e 2 por V (o volume do balão): 
ρv = (m2 – m1)/V+ ρar  ρv – ρar = (m2 – m1)/V  V = (m2 – m1)/(ρv - ρar) 
ρágua = (m3 – m1)/V+ ρar  ρágua - ρar = (m3 – m1)/V  V = (m3– m1)/( ρágua - ρar) 
 
Igualando os dois valores para V: 
(m2 – m1)/( ρv - ρar) = (m3– m1)/( ρágua - ρar) 
ρv - ρar = (m2 – m1) (ρágua - ρar) / (m3– m1) 
 
17 
 
Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
Versão- Professor Emilio Borges 
 
 
ρv = [(m2 – m1) (ρágua - ρar) / (m3 – m1)] + ρar (3) 
Então, de acordo com a equação 3, a partir da simples determinação das massas m1, 
m2 e m3 e das densidades da água e do ar na mesma temperatura em que foram feitas 
as determinações das massas (um handbook pode ser útil ) , calcula-se a densidade. A 
partir daí obtém-se a massa molar M da substância, considerando o comportamento 
do vapor como sendo ideal, a partir da relação: 
 M = (ρv /p)RT (4) 
 
em que p e T são a pressão e a temperatura em que se obteve ρv. 
 
 
3. Materiais e Equipamentos 
 
 Balão de colo esticado acoplado a uma presilha de vedação. 
 Termômetro. 
 Balança. 
 Béquer de 50 mL e 1000mL. 
 Conta gotas. 
 Sistema de aquecimento com agitação. 
 Líquido de referência (Clorofórmio). 
 Líquido de prova. 
 
 
4. Procedimento Experimental 
 
a) Pesar o balão de colo esticado previamente limpo e seco 1. 
 
b) Preparar e pesar a tampa do sistema; essa é constituída por uma mangueira de 
borracha acoplada a uma saída capilar e uma presilha que é usada para apertar a 
mangueira. 
 
c) Adicionar com o auxílio do conta gotas 0,5 mL (uma gota) de clorofórmio ao balão. 
 
d)Tampar o sistema com a mangueira e o capilar sem apertar totalmente a 
mangueira com a presilha. 
 
e) Preparar o banho quente para a volatilização do clorofórmio. A temperatura deve 
ser de aproximadamente 70ºC . 
 
18 
 
Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
Versão- Professor Emilio Borges 
 
 
f) Atingida a temperatura apropriada submergir totalmente o balão no banho, 
mantendo a tampa semiaberta de maneira que possa sair gás. Durante o processo 
de volatilização do líquido a temperatura do banho deve ser mantida constante. 
 
g) Monitorar com o auxílio de uma chama na saída do capilar o escapamento do 
vapor. Quando perceber não haver mais escapamento de gás esperar por 5 minutos 
a fim de garantir a completa volatilização do líquido. 
 
h) Sem retirar o balão do banho fechar totalmente a saída com a presilha. Registrar 
a pressão atmosférica e a temperatura do banho. 
 
i) Deixar o balão fechado resfriar até a temperatura ambiente e pesá-lo. 
 
j) Repetir todo o processo novamente. 
 
k) Eliminar o condensado de clorofórmio do balão na Capela. 
 
l) “Fazer ambiente” no balão com a amostra problema e repetir o procedimento de 
volatilização e determinação da massa também por duas vezes. A temperatura do 
banho será a mesma anterior. 
 
m) Preencher totalmente o balão com água e pesá-lo. 
 
1 Não esquecer de descontar a massa da tampa na determinação dos valores de m1, m2 e 
m3. 
 
5. Resultados a serem apresentados 
 
5.1 Descobrir as densidades da água e do ar nas de temperatura e pressão do 
experimento. 
 
5.2 Determinar a densidade do vapor e a massa molar para o clorofórmio e para a 
amostra problema. 
 
5.3 Comparar a massa molar do clorofórmio com o valor teórico e propor qual é a 
substância da amostra problema. 
 
5.4 Calcular a massa molar para o clorofórmio utilizando uma equação de estado 
diferente da lei dos gases ideais. 
 
 
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Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
Versão- Professor Emilio Borges 
 
 
6. Bibliografia 
 
1. Lange, N.A.; Handbook of Chemistry - 15th Edition, McGill Hill, 1998. 
2. Alsobrook, J.W.; Journal of Chemical Education, Vol. 28, Nº 12, 1951. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
Versão- Professor Emilio Borges 
 
 
PRÁTICA 4 – ESTUDO DAS LEIS DE GRAHAM PARA A EFUSÃO E DIFUSÃO DE GASES 
 
1. Objetivos 
 
Compreender e testar experimentalmente as leis de efusão e de difusão de 
Graham. Determinar a densidade e a massa molar de alguns gases. 
 
2. Introdução Teórica 
 
O estudo sobre a maneira como os gases se movem através de diferentes 
materiais é fundamental em inúmeros contextos científicos e tecnológicos. Um dos 
pioneiros nessa área de pesquisa foi o químico escocês Thomas Graham, que 
realizou uma série de experimentos envolvendo o fluxo de gases em diferentes 
sistemas, entre os anos de 1831 a 1845. Graham descobriu que (na ausência de 
condições que provocamfluxo turbulento) são três os principais tipos de movimento 
isotérmico de gases através de tubos ou meios porosos: 
 
Efusão: Nesse processo ocorre o deslocamento do fluxo de gás por um tubo ou 
através dos poros de certo material. Aqui a pressão é suficientemente baixa para que 
as colisões entre as moléculas possam ser ignoradas se comparadas às colisões com 
as paredes do tubo ou material poroso. 
 
Transpiração ou fluxo viscoso laminar: Nesse fenômeno o gás age como um fluido 
contínuo direcionado por um gradiente de pressão. Aqui a pressão é suficientemente 
alta para que as colisões entre as moléculas sejam dominantes em relação às colisões 
com as paredes do tubo ou do meio poroso. 
 
Difusão: A difusão de gases ocorre quando diferentes espécies de uma mistura se 
movem como um fluido contínuo direcionado por um gradiente de composição. 
Novamente, as colisões molécula-molécula são mais importantes do que as colisões 
moléculas-paredes. 
 
Thomas Graham propôs leis empíricas para a efusão e a difusão: 
 
Lei da difusão de Graham – Quando dois gases se difundem um no outro em pressão 
constante, as velocidades de seus fluxos difusivos são iguais ao inverso da raiz 
quadrada de suas massas molares. Para um sistema de volume V com dois gases A e 
B com mesma quantidade de matéria de cada um, A Bn n , e assim, 
 
 
 
21 
 
Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
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1 1
e
se
difusãoA difusãoB
A B
B B
difusãoA B B
A B
difusãoB A A A A
v v
M M
n m
v M V n n
v M n m
V


 
   
 
em que , , ,A B A BM M   são as massas molares e as densidades de A e B. 
 
Lei da efusão de Graham- Quando ocorre a efusão de um gás através de um tubo ou 
poro, a velocidade da efusão é igual ao inverso da raiz quadrada da massa molar do 
gás. Assim, para um sistema de volume V com dois gases A e B com mesma 
quantidade de matéria de cada um, A Bn n , em que agora esses dois gases sofrem 
efusão tem-se: 
 
efusãoA B
efusãoB A
v M
v M
 . 
 
Como visto, a forma matemática para as leis da efusão e da difusão de Graham são 
iguais, embora descrevam processos diferentes. Pode-se, ademais, reescrever a lei 
de Graham para a efusão em termos dos tempos de deslocamento dos gases. Por 
exemplo, se os dois gases A e B precisam percorrer uma mesma distância d, 
 
efusãoA efusãoA efusãoB B
efusãoB efusãoA A
efusãoB
d
v t t M
dv t M
t
   
 
De maneira que 
constanteA B
efusãoA efusãoB
M M
t t
  
Essa última constante é um parâmetro característico do aparelho de Schilling 
utilizado para medir as diferentes velocidades de efusão e mostrado na figura 1: 
22 
 
Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
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 Figura 1: Ilustração do Aparelho de Schilling. 
 
 
Neste equipamento o bulbo A é preenchido em aproximadamente ¾ de seu volume 
com uma solução aquosa colorida. Um saco plástico contendo o gás de prova é 
conectado à extremidade aberta do aparelho que deve ser totalmente preenchido 
com esse gás. O experimento consiste em determinar o tempo em que o líquido flui 
entre os níveis a e b deslocando o gás através do tubo. Esse tempo é igual ao tempo 
de efusão do gás pelo tubo. 
 
 
 
3. Materiais e Equipamentos 
 
 Aparelho de Schilling. 
 Recipientes plásticos com gases de prova. Ar atmosférico, N2, O2, CO2 (esses 
dois últimos produzidos pelo grupo da prática 2). 
 Cronômetro e régua milimetrada. 
 Tubo de vidro com 50 cm de comprimento e 0,5 cm de diâmetro. 
 Pinça, conta gotas e algodão. 
 Hidróxido de amônio e ácido clorídrico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
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4. Procedimento Experimental 
 
Parte I: Medidas de tempo de efusão 
 
a) Conectar o saquinho com o gás de prova ao sistema como mostrado na figura da 
introdução. 
 
b) Introduzir o gás de prova abrindo a torneira de duas vias no sentido do gás e 
abaixando o bulbo A até que o nível de água fique abaixo do nível a no bulbo B. 
Fechar a válvula, fixar o bulbo A na posição inicial e preparar o cronômetro. 
 
c) Esperar por 3 minutos e abrir a torneira no sentido da saída capilar para o saco 
plástico. 
 
d) Registrar o tempo necessário para o líquido deslocar o gás entre as marcas a e b 
do bulbo B. 
 
e) Repetir a medida com o mesmo gás. 
 
f) Realizar o experimento duas vezes para cada um dos gases disponíveis: ar 
atmosférico, oxigênio e dióxido de carbono. 
 
Parte II: Medidas de tempo de difusão 
 
a) Fixar o tubo de vidro (40 cm) na haste dentro da capela. 
 
b) Fixar pequenos pedaços de algodão em cada extremidade do tubo deixando um 
leve excesso do lado de fora. 
 
c) Adicionar simultaneamente 5 gotas de 4 (aq)NH OH concentrado em uma 
extremidade e 5 gotas de (aq)HCl concentrado na outra extremidade do tubo. 
 
d) Observar até a formação de um anel branco. 
 
e) Medir a distância de cada extremidade do tubo ao anel. 
 
f) Limpar o tubo de vidro. 
 
g) Registrar a temperatura e pressão ambiente. 
 
24 
 
Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
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Observação 1: Tanto o ar quanto os outros gases se encontram saturados parcialmente por 
vapor de água, o que pode interferir no experimento. 
 
Observação 2: A densidade do ar saturado com vapor de água, 
ar úmido
 , em qualquer 
temperatura pode ser calculada por: 
 
( 0,3783 )273,13
1,2929 ( )
760
atmosférica vapor
ar úmido
p p
T


   
 
em que ar , ,atmosférica vaporp p e T são respectivamente a densidade do ar úmido em g/L, a 
pressão atmosférica, a pressão de vapor do ar em mmHg e a temperatura absoluta em K 
nas condições laboratoriais. 
 
Observação 3: A densidade do ar seco,
ar seco
 , é dada por: 
0,01293
1 0,0037 760
atmosférica
ar seco
p
t

       
 
 
em que t é a temperatura em ºC . 
 
5. Resultados a serem apresentados5.1 Considerando a massa molar e o tempo médio de efusão do 2N como referência 
calcular a constante do aparelho de Schilling e as massas molares dos outros gases. 
 
5.2 Fazer um gráfico do tempo de efusão em função das massas molares dos gases 
de prova. 
 
5.3 Interpretar as distâncias medidas na parte II em relação às velocidades de 
difusão e às densidades dos gases. 
 
 5.4 Deduzir uma expressão que relacione as densidades dos gases com as distâncias 
percorridas no experimento de difusão dos gases. 
 
5.5 Utilizando a teoria cinética molecular calcular (em km/h) a velocidade média, a 
velocidade quadrática média e a velocidade mais provável para as moléculas de O2 
e de CO2 no sistema constituído pelo saco plástico. 
 
6. Bibliografia 
1. Kenney, T.; Journal of Chemical Education, Vol. 67, Nº 10, 1990. 
2. Mason, E.A.; Kronstadt, B.; Journal of Chemical Education, Vol. 44, Nº 12, 1967. 
3. Kirk, A.D.; Journal of Chemical Education, Vol. 44, Nº 12, 1967. 
25 
 
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PRÁTICA 5 –ENTALPIAS DE DISSOLUÇÃO E DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
1. Objetivos 
Determinar experimentalmente a variação de entalpia de dissolução de um 
eletrólito e a variação de entalpia de neutralização para ácidos. 
 
2. Introdução Teórica 
 
2.1 O que é calor em Termodinâmica? 
 
Em termodinâmica, calor, Q, é definido como um processo através do qual 
energia interna escoa através da fronteira de um sistema durante uma mudança de 
estado. Esse fluxo de energia pode ser do sistema para sua vizinhança ou da vizinhança 
para o sistema. O processo calor surge quando há uma diferença de temperaturas entre 
o sistema e a vizinhança; o fluxo de energia interna ocorre da região de maior para a de 
menor temperatura. O calor é, portanto, uma manifestação dinâmica, não sendo uma 
função de estado, mas uma função de caminho, uma vez que não pode ser medido 
diretamente dentro do sistema só aparecendo como um efeito na fronteira 
sistema/vizinhança. O que pode ser propriamente medido são os efeitos do calor, os 
quais aparecem geralmente como variações da temperatura do sistema ou da 
vizinhança. Deste modo, do ponto de vista termodinâmico, qualquer declaração que 
sugira que um sistema contém calor está incorreta. Ressalta-se que calor não é energia 
em trânsito (quem nuca ouviu isso?), mas, um processo através do qual a energia entra 
em trânsito. 
Em algumas condições especiais o valor numérico do processo calor pode ser 
igual à variação de algumas funções de estado. Por exemplo, em um processo ocorrendo 
em um sistema à pressão constante tem-se que o calor é igual à variação da entalpia, 
pH Q  . Isso não significa que o calor passou a ser uma função de estado, mas que as 
duas funções possuem valor numérico igual, assim como duas funções matemáticas 
diferentes podem ter valores numéricos iguais em alguns intervalos de domínio. Apesar 
disso, perdura na Química o termo calorimetria (por que não “entalpimetria”?) para 
designar a medida das variações de entalpia de processos comuns como a formação de 
soluções e reações químicas, de modo que expressões como calor de reação e calor de 
formação ainda são muito utilizadas. Nesse sentido, as variações de entalpia são 
medidas experimentalmente em um equipamento conhecido como calorímetro. A 
compreensão básica da calorimetria também depende do entendimento dos conceitos 
de calor específico e capacidade calorífica. 
 
 
 
26 
 
Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
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2.2 Calor específico e capacidade calorífica 
 
A capacidade calorífica (C) de uma substância é a quantidade de energia térmica 
necessária para elevar em um grau Celsius a temperatura de uma dada quantidade não 
especificada da substância, sendo medida geralmente em J/°C. Já o calor específico (c) 
de uma substância é a quantidade de energia térmica necessária para elevar em um grau 
Celsius a temperatura de um grama da substância, sendo frequentemente determinado 
em J/g °C. A relação entre a capacidade calorífica e o calor específico de uma substância 
é C = mc em que m é a massa da substância em gramas. Como exemplo, o calor 
específico da água (à 25oC) é 4,184 J/g °C e a capacidade calorífica de uma massa m 
igual a 60,0 g de água é C = (60,0 g) x (4,184 J/g °C) = 251 J/°C. Isso significa que são 
necessários 251 joules para aquecer em um grau Celsius, 60 gramas de água. Quanto 
maior for o calor específico de um material maior será sua capacidade em absorver 
energia antes de se aquecer perceptivelmente. Se soubermos o calor específico e a 
massa de uma substância, então, a variação da temperatura ( t para Celsius ou T para 
Kelvin) do sistema durante algum processo possibilitará o cálculo da entalpia absorvida 
ou liberada através do processo calor. Se a pressão sobre o sistema estiver constante, a 
equação para calcular essa energia (aqui pensada como sendo a variação de entalpia) será: 
 
 pH Q C t mc T      (1) 
 
2.3 Como funciona um calorímetro? 
 
Em um calorímetro misturam-se diferentes substâncias em um vaso reator 
isolado adiabaticamente (não há troca de entalpia com o meio externo) e determina-se a 
variação da temperatura do processo decorrente (pode ser uma reação química, a 
formação de uma solução, ou uma simples troca de energia térmica caso as substâncias 
misturadas sejam iguais mas estejam em temperaturas diferentes). 
 
 
 
 
Figura 1: Ilustração de um calorímetro adiabático. 
27 
 
Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
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No calorímetro ilustrado na figura 1, o vaso reator é recoberto por um vaso maior 
(pense em uma garrafa térmica) que funciona como isolante adiabático. De acordo com 
a primeira lei da Termodinâmica a energia em um sistema isolado deve se conservar e, 
por conseguinte, não há como o reator absorver ou liberar energia durante os processos 
que nele ocorrem (pelo menos por um certo tempo, uma vez que o isolante térmico não 
isolará para sempre). Por exemplo, seja um vaso reator à temperatura ambiente (25oC) 
no qual serão, primeiramente, adicionados 10 mL de água fria (5oC) e em seguida 10 mL 
de água à temperatura ambiente (25oC). Neste reator ocorrerão três processos 
simultaneamente: 
 
 Processo 1 – A água fria absorverá entalpia da água à temperatura ambiente. 
 Processo 2 – A água à temperatura ambiente liberará entalpia para a água fria. 
 Processo 3 –As paredes do reator também liberarãoentalpia para a água fria. 
 
Pela conservação da energia, 
 
1 2 3Processo Processo ProcessoH H H    
 
A variação de entalpia para o reator isolado será 
 
1 2 3( ) 0ReatorIsolado Processo Processo ProcessoH H H H      (2) 
 
 Após a mistura da água a 5oC com a água a 25oC será obtida uma temperatura de 
equilíbrio (digamos, uns 20oC). Em consequência, o que deve ser medido no calorímetro 
são as seguintes três diferenças de temperatura; temperatura da água fria x 
temperatura de equilíbrio; temperatura da água à temperatura ambiente x temperatura 
de equilíbrio; temperatura inicial das paredes do reator (igual à da água ambiente) x 
temperatura de equilíbrio. A partir desses valores de diferenças de temperatura e do 
uso adequado das equações 1 e 2 pode-se determinar os parâmetros calorimétricos 
almejados. 
 
2.4 Variação de entalpia de dissolução 
 
A dissolução de um eletrólito sólido em água depende da entalpia de dissolução 
que pode ser determinada pelo balanço energético das etapas envolvidas na formação 
da solução: 
dissolução rede hidrataçãoH H H     
28 
 
Roteiro de Experimentos de Físico Química I-DEQ UFV Março 2023 
Versão- Professor Emilio Borges 
 
 
A entalpia de rede redeH é aproximadamente igual à energia necessária para a 
formação de um gás de íons a partir do sólido cristalino que constitui o eletrólito, 
enquanto a entalpia de solvatação solvataçãoH é a energia envolvida na solvatação dos 
íons obtidos da rede cristalina original. Tem-se que redeH é sempre positivo porque 
romper a rede cristalina do eletrólito sólido é um processo sempre endotérmico. Se 
dissoluçãoH for positivo significa que hidrataçãoH não foi exotérmico (negativo) 
suficientemente para tornar a dissolução também exotérmica. Neste caso, o processo 
global de dissolução será endotérmico como ilustra a figura 2. 
 
 
Figura 2: Processo de dissolução endotérmico (adaptado da referência 1). 
 
 
Por outro lado, se dissoluçãoH for negativo significa que hidrataçãoH foi suficientemente 
exotérmico para tornar a dissolução também exotérmica. Sendo assim, o processo 
global de dissolução é mostrado na figura 3. 
 
 
 Figura 3: Processo de dissolução exotérmico (adaptado da referência 1). 
 
 
 
 
 
29 
 
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2.5 Variação de entalpia de neutralização 
 
A variação de entalpia de neutralização neutralizaçãoH se deve à reação de um mol 
de um ácido com um mol de uma base preparados em solução diluída a 25oC e um bar 
de pressão (0,987 atm). Em uma reação entre ácido e base fortes ocorre uma completa 
dissociação do ácido e da base de maneira que a única reação energeticamente 
relevante será 
 
( ) ( ) 2 ( )aq aq lOH H H O
   
 
cuja variação de entalpia é de 55,835kJ/mol
OH H
reaçãoH     . Por consequência, 
55,835kJ/molneutralizaçãoH   para qualquer reação entre ácido e base fortes. Por outro 
lado, quando a neutralização envolve ácido e base fracos, o mecanismo possui uma 
primeira etapa de ionização: 
 
( ) ( ) ( )aq aq aqHA H A
   
( ) ( ) 2 ( )aq aq lH OH H O
   
 
 
 
A variação de entalpia será agora: 
 
 
OH H
neutralização ionização reaçãoH H H       
 
 
De qualquer maneira, todas as reações de neutralização são exotérmicas. 
 
 
 
 
3. Materiais e Equipamentos 
 
 
 Calorímetro. 
 Béquer de 75, de 250 e de 600 mL. 
 Balança com precisão de 0,002 g. 
 Bastão de vidro e Espátula. 
 Proveta de 100 mL. 
 Vidro de relógio. 
 Termômetro (0ºC até 50 0,1ºC ). 
 Solução de hidróxido de sódio 0,5 M. 
30 
 
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 Solução de ácido clorídrico 0,5 M. 
 Solução de ácido acético 0,5 M. 
 Hidróxido de sódio sólido. 
 
4. Procedimento Experimental 
 
PARTE I: Determinação do calor específico do calorímetro 
 
a) Pesar o béquer de 250 mL que constitui o reator do calorímetro (parte interna) e 
registrar sua massa  calorímetrom . 
 
b) Pesar 100 mL de água comum  águaambientem e adicioná-la ao calorímetro. Registrar a 
temperatura de equilíbrio térmico para o sistema (temperatura ambiente, 2T ). 
 
c) Pesar 50 mL de água  águafriam e adicioná-la a um béquer de 75 mL para resfriamento 
em um banho de gelo por 10 minutos. Registrar a temperatura da água fria ( 1T ) e 
adicioná-la rapidamente ao calorímetro. 
 
d) Fechar o calorímetro, agitar o sistema, esperar por 30 segundos até que o sistema 
atinja o equilíbrio térmico ( ET ) e anotar essa temperatura. 
 
e) Repetir todo o procedimento. 
 
 
 
 
PARTE II: Determinação da variação de entalpia de dissolução para um eletrólito 
 
a) Adicionar 100 mL de água comum ao calorímetro à temperatura ambiente e registrar 
esta temperatura. 
 
b) Pesar 0,6 gramas de hidróxido de sódio e transferir para o calorímetro. Agitar o 
sistema e registrar a maior temperatura que o mesmo atinge. 
 
PARTE III: Determinação da variação de entalpia para reações de neutralização 
 
a) Limpar o material utilizado anteriormente e secar com papel poroso. 
 
31 
 
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b) Medir 100 mL da solução de hidróxido de sódio (0,5 M) e transferir para o calorímetro. 
Registrar a temperatura. 
 
c) Medir 75 mL da solução de ácido clorídrico (0,5 M). 
 
d) Adicionar o ácido à base, fechar o calorímetro, agitar e registrar a temperatura de 30 
em 30 segundos até que se estabeleça equilíbrio térmico. Isso ocorrerá quando a 
temperatura atingir seu maior valor e assim permanecer por certo tempo. 
 
e) Repetir o experimento utilizando 75 mL do ácido acético (0,5 M) e 100 mL da solução 
de hidróxido de sódio (0,5 M). 
 
 
5. Resultados a serem apresentados 
 
5.1 Apresentar os dados utilizados, o raciocínio e o cálculo para o calor específico e a 
capacidade calorífica do vaso reatordo calorímetro. 
 
5.2 Apresentar os dados utilizados, o raciocínio e o cálculo para a variação de entalpia 
para a dissolução do hidróxido de sódio. 
 
5.3 Apresentar os dados utilizados, o raciocínio e o cálculo para a variação de entalpia 
para as reações de neutralização dos ácidos clorídricos e acéticos por hidróxido de sódio. 
 
5.4 Escrever as equações termoquímicas para a dissolução do hidróxido de sódio e para 
as reações de neutralização dos ácidos. 
 
5.5 Uma amostra de 466 g de água é aquecida de 8,50°C a 74,60°C. Calcular a quantidade 
de energia térmica (entalpia) em kJ absorvida pela água. 
 
 
 
 
 
6. Bibliografia 
 
1. Silva,L.A.; Martins, C,R.; Andrade, J,B.; Quimica Nova, Vol. 27, Nº 6, 2004. 
2. Castellan, G.; Fundamentos de Físico-Química; LTC, 1996. 
3. Atkins, P.W.; Físico-Química, 8º Edição, Volume 1, LTC, 2008. 
 
 
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PRÁTICA 6 – DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE CALORÍFICA DE SÓLIDOS 
 
1. Objetivos 
 
Determinar experimentalmente o calor específico de um sólido e a temperatura 
inicial de um pedaço de gelo a partir de sua variação de entalpia de fusão. 
 
2. Introdução Teórica 
 
Leia as seções 2.1 a 2.3 da introdução teórica da prática 5 (Entalpias de dissolução e 
de neutralização). Em seguida prossiga a leitura da presente introdução. 
 
2.1 Determinação da capacidade calorífica de um sólido 
 
Na prática anterior aprendeu-se que em um calorímetro misturam-se diferentes 
amostras em um vaso reator adiabaticamente isolado determinando-se a variação da 
temperatura dos processos decorrentes. Para a mistura de duas quantidades de água 
em diferentes temperaturas dentro do reator do calorímetro demonstrou-se que: 
 
1 2 3Processo Processo ProcessoH H H    . 
 
Recorda-se que: 
 
 Processo 1 – A água fria absorve entalpia da água à temperatura ambiente. 
 Processo 2 – A água à temperatura ambiente libera entalpia para a água fria. 
 Processo 3 –As paredes do reator liberam entalpia para a água fria. 
 
A partir disso pode-se escrever, utilizando a equação H mc T   e a conservação de 
energia: 
 
     1 2 2água águafria E água águaambiente E calorímetro calorímetro Ec m T T c m T T c m T T     (1) 
 
Na equação (1) cágua, ccalorímetro, máguafria, máguaambiente, mcalorímetro, T1, T2, TE são, 
respectivamente, o calor específico da água e do calorímetro, as massas da água fria, da 
água à temperatura ambiente e do calorímetro, e as temperaturas da água fria, água 
ambiente e de equilíbrio térmico. A partir da equação 1 pode-se obter ccalorímetro uma 
vez que todos os outros parâmetros da equação são retirados do experimento. 
Doravante, pode-se modificar o experimento para obter-se a capacidade calorífica de 
um sólido. Suponha-se que se adicione uma certa massa conhecida msólido de um 
material sólido (para o qual não se conhece o calor específico csólido) ao reator com a 
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água à temperatura ambiente, antes de se determinar a temperatura de equilíbrio 
térmico (ou seja, antes de se misturar as amostras de água fria e ambiente). Nesse novo 
experimento, a equação para a conservação da energia no calorímetro seria modificada 
para: 
 
       1 2 2 2água águafria E água águaambiente E calorímetro calorímetro E sólido sólido Ec m T T c m T T c m T T c m T T       
 
A partir da equação anterior é possível determinar a capacidade calorífica do sólido, uma 
vez que todos os outros parâmetros são obtidos do experimento. 
 
2.2 Medidas calorimétricas em que ocorre uma mudança de fase 
 
O experimento do calorímetro pode ser adaptado para se determinar a 
temperatura 1T de uma pedra de gelo antes de sua fusão. Para isso basta substituir a 
massa de água fria por uma certa massa de gelo de maneira a obter para a equação 1: 
 
     1 2 2água gelo E água águaambiente E calorímetro calorímetro Ec m T T c m T T c m T T     
 
A partir da equação anterior seria possível determinar 1T uma vez que todos os outros 
parâmetros serão obtidos do experimento. Porém, há um fato novo nessa versão do 
experimento: O gelo sofre fusão no reator antes que se determine a temperatura de 
equilíbrio ET . Isso significa que parte da entalpia do sistema é absorvida pelo gelo para 
que ocorra sua fusão e esse fato deve ser considerado na equação anterior. Essa entalpia 
absorvida é igual à variação de entalpia de fusão fusH do gelo. A conservação de 
energia no calorímetro requer agora, 
 
1 2 3Processo fusão Processo ProcessoH H H H       
 
em que os processos 1, 2 e 3 são os mesmos descritos anteriormente. Assim, 
 
     1 2 2ˆágua gelo E gelo fusão água águaambiente E calorímetro calorímetro Ec m T T m H c m T T c m T T       
 
em que  ˆ fusão água E FusãoH c T T   é a variação de fusão específica para o gelo, dada por 
333,56 Jg-1. 
 
 
 
 
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3. Materiais e Equipamentos 
 
 Calorímetro. 
 Béquer de 75, 250 e de 600 mL. 
 Balança com precisão de 0,002 g. 
 Bastão de vidro e Espátula. 
 Proveta de 50mL e 100 mL. 
 Vidro de relógio. 
 Termômetro (0ºC até 50 0,1ºC ). 
 Areia ou Brita. 
 Gelo. 
 
 
4. Procedimento Experimental 
 
PARTE I: Determinação do calor específico do calorímetro 
 
a) Pesar o béquer de 250 mL que constitui o reator do calorímetro (parte interna) e 
registrar sua massa  calorímetrom . 
 
b) Pesar 100 mL de água comum  águaambientem e adicioná-la ao calorímetro. Registrar a 
temperatura de equilíbrio térmico para o sistema (temperatura ambiente, 2T ). 
 
c) Pesar 50 mL de água  águafriam e adicioná-la a um béquer de 75 mL para resfriamento 
em um banho de gelo por 10 minutos. Registrar a temperatura da água fria ( 1T ) e 
adicioná-la rapidamente ao calorímetro. 
 
d) Fechar o calorímetro, agitar o sistema, esperar por 30 segundos até que o sistema 
atinja o equilíbrio térmico ( ET ) e anotar essa temperatura. 
 
e) Repetir todo o procedimento. 
 
PARTE II: Determinação do calor específico do sólido 
 
a) Pesar 100 mL de água comum e adicioná-la ao calorímetro. 
 
b) Pesar 50 g de areia (ou brita) seca  sólidom e transferir para o calorímetro. 
 
c) Registrar a temperatura  2T de equilíbrio térmico para o sistema água-sólido. 
 
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d) Pesar 50 mL de água e adicioná-la a um béquer de 75 mL para resfriamento em um 
banho de gelo por 10 minutos. Registrar a temperatura da água fria ( 1T ) e adicioná-la 
rapidamente ao calorímetro. 
 
e) Fechar o calorímetro, agitar o sistema, esperar por 30 segundos até que o sistema 
atinja o equilíbrio térmico ( ET ) e anotar essa temperatura. 
 
f) Repetir todo o procedimento. 
 
g) Limpar o material utilizado e enxugar com papel poroso; 
 
PARTE III: Determinação da temperatura inicial do gelo 
 
a) Pesar 100 mL de água comum e adicioná-la ao calorímetro. Registrar a temperatura. 
 
b) Pesar rapidamente um cubo de gelo, adicionar ao calorímetro, agitar e verificar a 
temperatura de 30 em 30 segundos até que se estabeleça o equilíbrio térmico. 
 
c) Repetir todo o procedimento. 
 
5. Resultados a serem apresentados 
 
5.1 Apresentar os dados utilizados, o raciocínio e o cálculo para o calor específico e a 
capacidade calorífica do vaso reator do calorímetro. 
 
5.2 Apresentar os dados utilizados, o raciocínio e o cálculo para o calor específico e a 
capacidade calorífica do sólido. Sabendo que o calor específico da brita é de 0,80 J/kgoC 
e o da areia é de 2,09 J/kgoC (valores para 25oC) determine o erro experimental de seus 
resultados. 
 
5.3 Apresentar os dados utilizados, o raciocínio e o cálculo para a temperatura inicial do 
gelo. 
 
5.4 Explicar conceitualmente, mostrando equações se achar pertinente, a diferença 
entre energia interna, entalpia, calor e temperatura. 
 
5.5 Uma quantidade de energia aquece 1 g de uma substância A de 3 C°, e 1 g de uma 
substância B de 4 C°. Qual das duas substâncias tem o maior calor específico? Explique 
sua resposta. 
 
 
 
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6. Bibliografia 
 
1. Castellan, G.; Fundamentos de Físico-Química; LTC, 1996. 
2. Atkins, P.W.; Físico-Química, 8º Edição, Volume 1, LTC, 2008. 
3. Halliday, D.; Resnick,R.; Walker, J.; Fundamentos de Física, 8ª Edição, Volume 2, 
editora LTC. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 PRÁTICA 7 – DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA PARA UMA REAÇÃO DE DECOMPOSIÇÃO 
 
1. Objetivos 
 
Determinar a variação de entalpia para a reação de decomposição do peróxido de 
hidrogênio. 
 
2. Introdução Teórica 
 
Leia as seções 2.1 a 2.3 da introdução teórica da prática 5 (Entalpias de dissolução e 
de neutralização). Em seguida prossiga a leitura da presente introdução. 
 
Reações Exotérmicas e Endotérmicas 
A variação de entalpia para um processo qualquer ocorrendo em um sistema é 
dada por 
final inicialH H H   
em que inicialH e finalH são as entalpias no início e no final do processo. Para uma reação 
química, 
.reação produtos reagentesH H H   
 
Processos que acontecem com liberação de entalpia pelo sistema reativo 
possuem variação de entalpia negativa uma vez que a entalpia do sistema diminui na 
medida em que os produtos são formados. Consequentemente, a entalpia dos produtos 
é menor do que a dos reagentes no final da reação e esses processos são chamados de 
exotérmicos. Por outro lado, processos que transcorrem com absorção de entalpia pelo 
sistema reativo possuem variação de entalpia positiva uma vez que a entalpia do sistema 
reativo aumenta na medida em que os produtos são formados. Consequentemente, a 
entalpia dos produtos é maior do que a dos reagentes e esses processos são chamados 
de endotérmicos. A figura 1 ilustra diagramas de entalpia em função do caminho da 
reação para uma reação exotérmica e outra endotérmica. 
 
 
 Figura 1: Diagramas de entalpia para reações exotérmicas (esquerda) e endotérmicas (direita). 
 
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A variação da entalpia molar padrão, ReaçãoH
 , para uma reação, pode ser interpretada 
como o resultado da diferença entre as entalpias de formação de produtos e de 
reagentes, 
 
Reação i iH v H   
 
em que iv são os números estequiométricos, positivos para os produtos e negativos para 
os reagentes e iH
 são as entalpias molares padrão de formação para cada espécie 
química presente na reação, a qual corresponde à variação de entalpia devido à 
formação de um mol de moléculas de um determinado composto, cujos elementos 
estão em seu estado alotrópico mais estável a 25° C e 1 atm. Por exemplo, na reação 
exotérmica 
    2 2 2( )2 1 2 gaq lH O H O O  (1) 
 
a variação da entalpia molar padrão será 
 
 
2 2 2 2
1 1 2 1Reação H O O H OH H H H   
    . 
 
A figura 2 ilustra o fato de que mesmo para reações exotérmicas, como a 
decomposição da água oxigenada, há uma energia de ativação (de acordo com a 
descrição da teoria do estado de transição) a ser vencida de maneira a formar o 
complexo ativado (ou estado de transição) e em seguida os produtos finais. Após o 
rompimento da barreira de ativação, a energia dos produtos fica menor do que a dos 
reagentes, de maneira que o processo global é exotérmico (lembre-se: a entalpia dos 
produtos é menor porque houve liberação de energia durante o processo). 
 
 
 
Porém, muitas reações exotérmicas não conseguem vencer a barreira de 
ativação à temperatura ambiente. A decomposição da água oxigenada à 25oC, por 
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