Apostila de Experimentos de Físico-Química

Prévia do material em texto

1 
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO (MEC) 
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E 
TECNOLÓGICA (SETEC) 
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E 
TECNOLOGIA DE SANTA CATARINA (IFSC) 
CÂMPUS JARAGUÁ DO SUL – CENTRO 
 
 
 
 
 
 
 
 
APOSTILA DE EXPERIMENTOS 
 
 
 
 
FÍSICO-QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Jaraguá do Sul, 2021 
 
 
 
2 
SUMÁRIO 
 
1. Determinação da quantidade de oxigênio no ar .................. 03 
 
2. Determinação de umidade relativa do ar ..............................07 
 
3. Determinação da pressão de vapor e da entalpia de 
vaporização da água ..................................................................11 
 
4. Propriedades coligativas ........................................................15 
 
5. Cinética da decomposição catalítica do peróxido de 
hidrogênio ...................................................................................17 
 
6. Cinética da inversão da sacarose: método polarimétrico...21 
 
7. Determinação da constante de equilíbrio de uma reação em 
solução........................................................................................26 
 
8. Reações de oxidação – redução ............................................29 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
1. ETERMINAÇÃO DA QUANTIDADE DE OXIGÊNIO NO AR 
 
 
1.1 Objetivos Específicos 
 
• Observar as diferenças na composição da atmosfera de diferentes planetas e o 
efeito desta sobre a possibilidade de vida nos mesmos; 
• Identificar a reação de oxidação de metais em atmosfera contendo gás oxigênio; 
• Interpretar o conceito de pressão em sistemas gasosos abertos e fechados; 
• Medir a quantidade de oxigênio no ar atmosférico. 
 
1.2 Fundamentação Teórica 
 
A atmosfera terrestre propicia quantidades de elementos e proporções 
parcialmente adequadas à vida humana, animal e vegetal em comparação com marte ou 
demais planetas que apresentam uma atmosfera extremamente rarefeita, conforme dados 
apresentados na Tabela 1. 
 
Tabela 1: Composição da atmosfera de alguns planetas, em porcentagem. 
 
* Composição provável antes do aparecimento de vida no planeta terra. 
** Valores de energia livre padrão molar de formação. 
 
A atmosfera terrestre, no total, possui 480 quilômetros de espessura e sem 
essa camada não existiria a possibilidade de vida humana nem animal na terra, pois ela 
retém boa parte da radiação emitida pelo sol na terra, assim mantendo uma temperatura 
média de 15°C. Se a atmosfera não existisse o planeta seria extremamente frio, 
impossibilitando a existência de vida. A este efeito de aquecimento do planeta 
causado pela atmosfera terrestre denominamos de efeito estufa, ressaltando assim a 
importância do mesmo para a existência de vida no planeta Terra. Marte, por estar 
mais longe do sol, e com uma atmosfera muito menos espessa que a da terra, tem a 
temperatura máxima de 20°C e mínima de - 140°C. 
O desejo humano de realizar uma viagem tripulada a Marte encontra como 
principal desafio a atmosfera daquele planeta, tendo em vista os baixos níveis de 
 
4 
oxigênio e os altos níveis de dióxido de carbono existente. 
Se o planeta Terra possuísse uma quantidade duas vezes maior de oxigênio do 
que possui atualmente, isto não afetaria de forma muito significativa o corpo humano, 
mas sim aos insetos, pois o processo de absorção de oxigênio dos insetos é diretamente 
ligado ao seu tamanho físico, ou seja, se dobrasse a quantidade de oxigênio na terra, os 
insetos tenderiam a apresentar um tamanho muito maior, o que de fato já aconteceu no 
período paleozóico (300 milhões de anos atrás), no qual a quantidade de oxigênio na 
atmosfera era de aproximadamente 30-35%. 
Uma forma de se visualizar os efeitos e a existência de oxigênio na atmosfera é 
na oxidação de metais como, por exemplo, no caso do ferro, demostrado a seguir: 
 
 
 
1.3 Materiais e Reagentes 
 
Ácido acético, béqueres, proveta, bastão de vidro, suporte universal, garras e palha 
de aço. 
 
1.4 Procedimentos 
 
Preparar 50 mL de uma solução 0,5 M de ácido acético. Essa solução 
também pode ser preparada a partir do vinagre. Coloque então os 50 mL da solução de 
ácido acético em um béquer de 250 mL. Mergulhe um pedaço de 1 a 2 g de palha de 
aço na solução e com um bastão de vidro mecha a mesma até que ela fique encharcada 
com a solução, isso por aproximadamente três minutos. Retire a palha de aço, esprema 
e sacuda vigorosamente dentro de uma pia até eliminar o excesso de ácido, pois sem a 
remoção deste haverá produção de hidrogênio no experimento. 
Após este procedimento, coloque imediatamente a palha de aço umedecida com 
o ácido acético dentro de uma proveta de 50 mL e com auxílio do bastão de vidro a 
empurre até o fundo. Em seguida inverta a proveta dentro de um béquer, sendo que o 
béquer deve conter aproximadamente 2/3 de seu volume total de água da torneira. Fixe 
a proveta na posição vertical utilizando um suporte universal e garras. Anote o volume 
inicial de gás na proveta. Observe a água subindo para dentro da proveta com o passar 
do tempo. Quando ela parar de subir, o que demorará aproximadamente trinta minutos, 
ajuste a altura da proveta para que o nível de água dentro da mesma seja igual ao da 
água no béquer. Assim, a pressão do ar dentro do cilindro ficará igual à pressão 
atmosférica externa. Nesta posição, faça a medida do volume de água que entrou no 
cilindro, pela subtração do volume de gás neste momento em relação ao anterior. Caso 
 
5 
o volume de ar na proveta ultrapasse sua marcação total, utilize outra proveta para 
completar o volume da primeira e descobrir, desta forma, o volume correto. 
 
1.5 Cálculos 
 
Determine o teor de oxigênio no ar em percentagem v/v a partir dos dados 
coletados. Calcule o erro absoluto e o erro relativo a partir do valor verdadeiro presente 
na Tabela 1. 
 
1.6 Questionário 
 
1. Imagine que você esteja diante de uma piscina de 4 metros de profundidade. Calcule 
a pressão no fundo dessa piscina em Pa (Pascal) e atm. Efetuado o cálculo, marque 
a alternativa CORRETA: 
(a) 140 atm 
(b) 4,1 atm 
(c) 4,1 atm 
(d) 1,4 atm 
(e) 7 atm 
 
2. Calcule, em atm, a pressão a que um submarino fica sujeito quando baixa a uma 
profundidade de 100 metros. Para a água do mar adote densidade de 1000 kg/m3. 
(a) 10 atm 
(b) 11 atm 
(c) 12 atm 
(d) 13 atm 
(e) 14 atm 
 
3. Trezentos gramas de metano estão confinados em um reservatório de 300 litros de 
capacidade. Mediante a abertura de uma válvula o gás escapa para a atmosfera até sua 
pressão igualar-se à pressão externa. Determine: 
a. a pressão inicial do metano; 
b. a massa de metano que ao final restará no reservatório. Admita temperatura 
constante e igual a 38°C e pressão atmosférica igual a 760 mmHg. Resp.: a) 1,59 atm; 
b) 188 g. 
 
4. Um volume de 9,1 litros de monóxido de carbono (medidos na CNTP) é introduzido 
em um recipiente de volume constante e igual a 100 litros. Neste mesmo recipiente 
colocam-se 26,6 litros de hidrogênio (medidos a 25°C e 1 bar). A mistura, assim 
obtida, é mantida a 27°C. A que pressão estará submetida? Qual será sua massa 
específica? Resp.: 0,363 atm e 0,135 kg/m³. 
 
5. A composição de uma mistura de gases ideais, em percentagem ponderal, é a seguinte: 
 
6 
5% de hidrogênio, 10% de dióxido de carbono, 30% de nitrogênio e 55% de monóxido 
de carbono. Determinar a composição da mistura em fração molar e percentagem 
volumar. Calcular a pressão a que estão submetidas 5 g dessa mistura, encerradas em um 
recipiente de 7 litros, na temperatura de 25°C. Resp.: 1 atm. 
 
1.7 Tratamento dos Resíduos 
 
Reunir todo o resíduo e neutralizar o pH com NaOH 1 M e fenolftaleína até a 
neutralidade e descartar na pia. 
 
1.8 Referências Bibliográficas 
 
A Atmosfera. Disponível em: http://fisica.ufpr.br/grimm/aposmeteo/cap1/cap1-2.html 
 
JARDIM, Wilson F. A evolução da atmosfera terrestre. CadernosTemáticos de Química 
Nova na Escola, Edição Especial, Maio 2001. Disponível em: 
http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/01/evolucao.pdf 
 
RUBINGER, Mayura M. M. e BRAATHEN, Per C. Ação e reação: Ideais para aulas 
especiais de química. Belo Horizonte: RHJ, 2012. 101 p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://fisica.ufpr.br/grimm/aposmeteo/cap1/cap1-2.html
http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/01/evolucao.pdf
http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/01/evolucao.pdf
 
7 
2. DETERMINAÇÃO DA UMIDADE RELATIVA DO AR 
 
 
2.1 Objetivos Específicos 
 
• Observar o fato do fenômeno de vaporização ser endotérmico; 
• Relacionar a variação de temperatura durante a vaporização com a umidade 
relativa; 
• Analisar gráficos da diferença psicométrica versus umidade relativa do ar; 
• Medir a umidade relativa do ar por meio de um psicrômetro; 
• Relacionar os dados de umidade relativa do ar com sensação térmica. 
 
2.2 Fundamentação Teórica 
 
A umidade é um dado que expressa a concentração de vapor de água no ar. A 
proporção de água no ar pode ser determinada por sua quantidade real em um volume 
dado (UMIDADE ABSOLUTA, expressa em gramas de água por metro cúbico de ar) 
ou então, determina-se à relação entre a quantidade de água na amostra particular de 
que se trata e a quantidade que haveria num volume igual de ar saturado a mesma 
temperatura e pressão (UMIDADE RELATIVA, geralmente expressa em 
porcentagem). A umidade relativa é a medida comumente aceita nos trabalhos 
industriais. Os numerosos instrumentos para determiná-la dividem-se em dois grupos: 
HIGRÔMETROS e PSICRÔMETROS. 
Os psicrômetros funcionam baseando-se na queda de temperatura devido à 
evaporação da água. Esta queda de temperatura varia em razão direta à velocidade 
de evaporação, e esta, por sua vez, é inversamente proporcional à quantidade de vapor 
de água no ar. No método psicrométrico, a temperatura de um termômetro de bulbo 
coberto com um chumaço de algodão umedecido com água fica abaixo da temperatura 
ambiente devido à queda de temperatura causada pela evaporação da água. A queda de 
temperatura é função da umidade e da temperatura do ar ambiente. Assim, torna-se 
possível determinar a umidade por meio de dois termômetros, um de bulbo úmido e 
outro de bulbo seco. O ar em torno do bulbo seco deve circular a razão de 1,5 m.s-1 
ou mais. Se for necessário, pode-se utilizar um ventilador de baixa potência. 
A umidade absoluta, que indica a quantidade total de água no ar ou em um 
gás, é normalmente indicada por: 
- Temperatura de orvalho (T em ºC); 
- Pressão do vapor d'água (em mmHg); 
- Conteúdo do vapor d'água, referido a 1 m3 de ar seco ou gás a 0ºC e 760 mmHg, 
em g.cm-3 padrão (base seca). 
 
A umidade relativa, sempre expressa em porcentagem, é a relação entre a 
umidade e um gás nas condições de pressão e temperatura atuais e a umidade máxima 
 
8 
que este gás poderia conter nas mesmas condições (saturação). É aproximadamente 
igual ao quociente da pressão efetiva do vapor d'água, P, pela pressão de saturação, 
Psat., ambas à mesma temperatura, multiplicado por 100: 
𝜑 = 𝑃 
𝑃𝑠𝑎𝑡
 
 
 A primeira figura no Anexo representa a ilustração da relação entre umidade 
absoluta e relativa para temperaturas entre -10 e +100 ºC. A inter-relação da diferença de 
temperatura dos dois termômetros (diferencial psicrométrico), a temperatura e a umidade 
relativa estão representadas na segunda figura. 
Exemplo: A uma temperatura de 72ºC, a umidade absoluta máxima possível 
(saturação), em mmHg de pressão de vapor, conforme gráfico da primeira, é: Psat. = 
225 mmHg. Se a umidade absoluta à mesma temperatura é P = 150 mmHg, a umidade 
relativa é igual a 60 %. 
 
2.3 Materiais e Reagentes 
 
Dois termômetros de 0 a 50 ºC; 1 placa de Petri, algodão, suporte universal e 1 
garra para bureta. 
 
2.4 Procedimentos 
 
 Cobrir o bulbo de um dos termômetros com uma fina película de gaze ou algodão 
umedecido com água destilada, deixando a ponta inferior do algodão em contato com 
água destilada em uma placa de Petri (Figura 1). Montar o sistema num suporte e deixar 
circular ar sobre o mesmo. A temperatura baixará numa proporção definida que dependerá 
da temperatura inicial e da quantidade de água no ar sempre que a velocidade deste seja 
suficientemente grande (maior que 4,5 m.s-1). Partindo-se da temperatura inicial ou do 
termômetro seco, e da diferença de temperatura entre os dois, pode- se calcular a umidade 
relativa. Repetir a leitura duas ou três vezes. 
 
 
Figura 1: Montagem do aparelho. 
 
2.5 Cálculos 
 
Determinar a umidade relativa utilizando a diferença psicométrica e a temperatura 
ambiente, por meio dos gráficos anexos. 
 
 
9 
2.6 Questionário 
 
1. Compare o resultado do seu cálculo com o dado de algum boletim meteorológico 
do dia em que foi realizada a prática. 
2. Pesquise a respeito da importância da medida da umidade relativa em processos 
industriais. 
3. Explique como funciona um higrômetro. 
 
2.7 Referências Bibliográficas: 
 
PERRY, John H. "Manual Del Ingeniero Químico". Vol. 1, pag. 1185; Vol. 2, pag. 2021. 
Uteha, México. Classificação: 660.20202. p 463m, 1974. 
 
FIGURAS ANEXAS: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 11: Relações entre umidade absoluta e umidade relativa segundo a temperatura. 
 
 
 
 
10 
 
 
 
Umidade relativa em função da temperatura (-10 a 40)ºC 
e da diferença psicrométrica. 
 
11 
3. DETERMINAÇÃO DA PRESSÃO DE VAPOR E DA ENTALPIA DE 
VAPORIZAÇÃO DA ÁGUA 
 
 
3.1 Objetivos Específicos 
 
• Determinar a pressão de vapor da água em função da temperatura; 
• Construir o gráfico de log da pressão de vapor da água versus 1/T; 
• Calcular, a partir do coeficiente angular da reta obtida, a entalpia de vaporização 
da água; 
• Calcular a ΔSvap da água. 
 
3.2 Fundamentação Teórica 
 
A pressão de vapor exercida pelas moléculas de um composto, na fase vapor, de um 
sistema sólido ⇔ vapor ou líquido ⇔ vapor, em equilíbrio, é denominada pressão de 
vapor. Ela é função da temperatura e independe da quantidade de partículas presentes nas 
fases condensadas e vapor, assim como do volume que o vapor ocupa. 
A pressão de vapor de um sistema aumenta com a temperatura até um ponto crítico. 
Se o sistema é aberto, a pressão de vapor aumenta com a temperatura até tornar-se igual 
à pressão externa e, neste caso, se a fase condensada é um líquido, este entra em 
ebulição, e a temperatura alcançada é denominada temperatura de ebulição. 
A relação quantitativa entre a variação da pressão em função da temperatura foi 
determinada por Clausius e Clapeyron, tal que, para a vaporização de um líquido, se 
tem: 
 
Onde ΔV é a diferença entre os volumes molares do gás e do líquido, ΔS 
é a variação de entropia molar durante o processo e ΔHv a entalpia molar de vaporização 
à temperatura T. 
 Integrando-se essa equação e considerando-se que ΔV ≈ Vgás=R .T/P, tem-se: 
 
 
 Se a pressão de vapor de um líquido é determinada numa série de temperaturas, 
pode-se encontrar, graficamente, o valor de ΔHv. 
 
 
 
 
12 
3.3 Materiais e Reagentes 
 
Gelo, béquer, proveta graduada de 10 mL, 2 termômetros de 0-100 ºC (±0,1 ºC). 
 
3.4 Procedimentos 
 
• Uma amostra de ar (~3 mL) é presa em um cilindro graduado de 10 mL invertido, 
imerso em um béquer com água, conforme a Figura 1. 
 
 
Figura 1: montagem do aparelho. 
 
• O sistema é montado sob um bico de Bunsen e a água é aquecida a cerca de 80 
ºC, quando o gás preso no interior do cilindro torna-se saturado rapidamente 
com o vapor da água. Observe o volume de ar preso. Se o ar se expandir além 
da escala do cilindro, remova o bico de Bunsen e permita que a água esfrie. 
Quando o gás começar a "contrair", e o volume puder ser novamente lido, leia e 
registre o volume o mais próximo de 0,1mL e a temperatura da água o mais 
próximo de 0,1 ºC. Agite o banho de água frequentemente a fim de evitar 
gradientes térmicos. 
• Retira-se o aquecimento e deixa-se que a temperatura do banho comece a abaixar. 
Faça leituras da temperatura e do volume de gás em intervalos de 5 ºC ou 
menos até aproximadamente 50 ºC. Pode-se adicionar cuidadosamente pedras de 
gelo uma a uma a fim de acelerar a queda de temperatura, mantendo sempre uma 
homogeneidade do sistema; 
• Depois que a temperatura alcançar 50 ºC, retire cuidadosamente parte da água 
e acrescente gelo suficiente para resfriar a água para uma temperatura abaixo de 
3 ºC. Registre novamente o volume de gás e a temperatura da água. 
• Obtenha uma leitura da pressão atmosférica. 
• Há um pequeno erro sistemático resultante do uso de cilindros graduados 
invertidos, devido ao menisco da interface gás-água ficar ao contrário. Observe 
isto na Figura 1. Estima-se que, através da introdução de volumes conhecidos de 
ar dentro de um cilindro completamente invertido, que o erro resultante do uso 
de cilindros graduados de 10 mL é de 0,2 mL. Então, após realizar todas as 
leituras, faça a subtração de 0,2 mL de cada um dos volumes registrados. 
 
13 
3.5 Cálculos 
 
O número de mols de ar (nar) na mistura pode ser encontrado a partir das medidas 
do volume, temperatura e pressão a uma temperatura próxima de 0 ºC, onde a água contida 
no gás é menor do que 1 % e é desprezada (equação 3). 
O número de mols da água na fase gasosa muda com a temperatura, mas a 
quantidade de ar (nar) é constante. 
Conhecido o número de mols de ar (nar) na amostra de gás, a pressão parcial (par) 
pode ser calculada para cada uma das temperaturas entre 50 e 80 ºC (equação 3) e, com 
esta pressão parcial de ar é possível calcular a pressão de vapor da água (pH2O) pela 
diferença da pressão atmosférica (patm), conforme equação 4. 
A partir dos dados obtidos é possível construir um gráfico de log da pressão de 
vapor de água (pH2O) versus 1/T e então determinar a entalpia de vaporização da água pelo 
tratamento da equação de Clausius-Clapeyron na forma gráfica. 
Para se calcular o número de moles de ar (nar) preso na proveta e a pressão parcial 
do ar na mistura de gás em cada uma das temperaturas, utiliza-se a equação 3: 
 
par = narRT (3) 
V 
 
 Já para calcular a pressão de vapor da água (pH2O) em cada temperatura faz-se uso 
da equação 4: 
 
 pH2O = patm – par (4) 
 
Após ter realizado todos os cálculos e construído o gráfico de log pH2O versus 1/T, 
determine o coeficiente angular da reta e, a partir dele, usando a equação de Clausius-
Clapeyron (2), calcule o ΔHvap. 
Termine, a partir dos dados experimentais, o ponto de ebulição da água por 
extrapolação da reta a p = 1 atm. 
Determine o valor de ΔSvap pela equação 1, ou seja, ΔSvap = ΔHvap/Teb. 
Discuta os possíveis erros do experimento e a razão de todos os resultados obtidos 
não serem perfeitamente lineares (nem todos os pontos experimentais coincidem com a 
reta obtida). 
 
3.6 Questionário 
 
1. Explique por que a entalpia de vaporização da água tem um valor bem maior 
que a entalpia de fusão da água. 
 
2. Explique o que significa a entropia de vaporização de uma substância. 
 
 
 
14 
3. Estudando-se experimentalmente a pressão de vapor de CCl4 em função da 
temperatura, encontraram-se os seguintes resultados: 
 
Tabela 1: log p x 1/T 
Log p (mmHg) 3,10 2,70 2,20 1,80 
1/T . 10³ (K-1) 2,75 3,00 3,25 3,50 
 
Calcule o valor da entalpia média de vaporização. Resposta: 33,70 kJ.mol
-1
. 
 
 
3.7 Referências Bibliográficas 
 
LEVINSON, G. S. "A Simple Experiment of Determining Vapor Pressure and Enthalpy 
of Vaporization of Water". Journal of Chemical Education, Easton, V. 59, n. 4, p. 337-
338, April, 1982. 
 
BUENO, W. e DEGRÉVE, L. "Manual De Laboratório De Físico-Química". Ed. Mc- 
Graw-Hill. São Paulo: 1980. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
4. PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
 
 
4.1 Objetivos Específicos 
 
• Visualizar, experimentalmente, efeitos das propriedades coligativas; 
• Avaliar a elevação da temperatura de ebulição da água quando em solução 
contendo soluto não volátil; 
• Determinar a constante ebulioscópica da água. 
 
4.2 Fundamentação Teórica 
 
Propriedades coligativas das soluções são propriedades físicas que se somam 
pela presença de um ou mais solutos e dependem única e exclusivamente do número de 
partículas (moléculas ou íons) que estão dispersas na solução, não dependendo da 
natureza do soluto. Isso significa dizer que a quantidade, e não a qualidade (e.g. 
tamanho, estrutura molecular ou massa), das partículas que estão juntas na solução é 
que irá influenciar na formação das propriedades (ou efeitos) coligativas. 
As Propriedades Coligativas são quatro, a saber: 
- Tonoscopia: diminuição da pressão máxima de vapor. 
- Ebulioscopia: aumento da temperatura de ebulição. 
- Crioscopia: abaixamento da temperatura de fusão. 
- Osmose: pressão osmótica. 
 
Todas as propriedades coligativas surgem da diminuição do potencial químico 
(energia) do solvente como resultado da presença do soluto. A diminuição do potencial 
químico do solvente implica aumento da temperatura em que ocorrerá o equilíbrio 
líquido- vapor, sendo assim, o ponto de ebulição de uma solução (solvente volátil 
contendo soluto não volátil) é maior do que o do solvente puro, enquanto o ponto de 
fusão da solução diminui em relação ao solvente puro. 
 
4.3 Materiais e Reagentes 
 
Béqueres, termômetros, cloreto de sódio e açúcar. 
 
4.4 Procedimentos 
 
4.4.1 Elevação ebulioscópica com composto iônico 
 
 Cada uma das equipes deverá registrar a temperatura de ebulição da água 
(destilada) contendo diferentes concentrações de NaCl. Para isto, aqueça 50 mL de água 
destilada em um béquer contendo as seguintes massas de NaCl: 2,5 g; 5,0 g; 7,5 g; 
 
16 
10,0 g; 12,5 g e 15,0 g e pérolas de vidro ou cacos de porcelana para evitar a ebulição 
tumultuosa e medir mais facilmente o ponto de ebulição. Com o auxílio de um 
termômetro registre a temperatura no início da ebulição da solução. A partir da massa 
de NaCl determine a molalidade da solução e calcule a constante ebulioscópica da água 
a partir dos dados registrados por sua equipe. 
 Na sequência, considerando os dados coletados por todas as equipes, construa um 
gráfico da variação da temperatura de ebulição (T) em função da molalidade (M ) da 
solução, a partir do qual será possível determinar a constante ebulioscópica (Keb) da água 
considerando a equação 1, onde molalidade é igual ao número de moles do soluto pela 
massa do solvente em quilogramas. 
 
T = Keb . M (1) 
 
4.4.2 Elevação ebulioscópica com composto molecular 
 
 Repita o procedimento anterior, apenas troque as quantidades de NaCl para as 
mesmas quantidades de sacarose. 
 
4.5 Questionário 
 
1. Por que a temperatura de ebulição das soluções salinas aumentou quando se 
adicionou uma maior concentração de NaCl? 
2. Por que nas regiões polares existe água líquida se a temperatura é negativa? 
3. Por que a intensidade das propriedades coligativas depende somente da 
concentração do soluto não volátil, não importando sua natureza química? 
 
4.6 Referências Bibliográficas 
 
FELTRE, R. Fundamentos da Química. Volume único. 4ª Ed. São Paulo: Moderna, 2005. 
 
USBERCO, J., SALVADOR, E. Química. Volume 2, Físico-Química. 12ª Ed. São 
Paulo: Saraiva, 2009. 
 
Ponto ciência: várias experiências, um só lugar, disponível 
em: , acesso em 13 de maio de 2012.
http://www.pontociencia.org.br/
 
17 
5. CINÉTICA DA DECOMPOSIÇÃO CATALÍTICA DO PERÓXIDO 
DE HIDROGÊNIO 
 
 
5.1 Objetivos Específicos 
 
• Acompanhar a cinética de uma reação através do volume de gás produzido; 
• Fazer o gráficodos volumes de oxigênio obtidos em 3 diferentes temperaturas; 
• Interpretar os gráficos e determinar a constante de velocidade da reação em 
cada temperatura; 
• Fazer o gráfico de log K x 1/T e determinar a energia de ativação. 
 
5.2 Fundamentação Teórica 
 
As velocidades das reações são alteradas pela adição de certas substâncias 
denominadas catalisadoras. Os catalisadores participam das etapas intermediárias da 
reação química e são regenerados no final. Um catalisador modifica a energia de ativação 
e, como a velocidade da reação depende desta energia (ver Equação 1), também ocorrem 
modificações na velocidade. 
 
Neste experimento será estudada a reação de decomposição do peróxido de 
hidrogênio (reação lenta), utilizando-se como catalisador o dióxido de manganês. 
A decomposição do peróxido de hidrogênio é dada pela reação: 
 
Os estudos cinéticos desta reação podem ser realizados determinando-se o 
volume de oxigênio liberado em função do tempo. Assim, a partir da equação da lei 
da velocidade: 
 
Pode-se chegar a: 
 
 
 
Onde: V ͚ e Vt são os volumes do gás liberado pela reação após um tempo infinito e após 
um tempo t, respectivamente. 
 
18 
5.1.1. 
5.3 Materiais e reagentes 
 
2 béquers, 1 kitassato(A), 1 proveta, 3 termômetros, 1 agitador magnético, 1 
cronômetro, 0,25 g de MnO2, 25 mL de água destilada, 25 mL de H2O2 3% (10 volumes). 
 
5.4 Procedimentos 
5.1.2. t
o 
Monte o experimento indicado na Figura 1. Coloque a solução de MnO2 + H2O 
no kitassato “A”. Coloque água no béquer "D" de maneira a cobrir a solução no 
kitassato. Realizar a primeira medida em temperatura ambiente. Introduza rapidamente 
os 25 mL de H2O2 no kitassato, fechando-o com a rolha. No mesmo instante o gás 
liberado expulsará a água da proveta. Meça o volume de gás a cada minuto, até 5 
minutos, anotando os dados na Tabela 01. 
Logo em seguida remova o gás do sistema e repita o procedimento nas 
temperaturas de 35 e 45ºC, anotando os valores nas Tabelas 02 e 03. 
 
OBSERVAÇÃO: O Peróxido de Hidrogênio é um líquido instável, gosto amargo, corrosivo para 
a pele. Precaução: forte oxidante, na forma concentrada pode causar queimadura na pele e 
membrana mucosa. Portanto, aconselha-se a manusear o H2O2 na capela com equipamentos de 
segurança apropriados. 
 
 
Figura 1: Experimento da cinética de decomposição do peróxido de hidrogênio. 
 
 
 
Tabela 01: Volume de oxigênio em função do tempo de reação, a temperatura ambiente. 
T (K) 1/T (K-1) t (s) Vt (mL) V V -Vt ln (V-Vt) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 02: Volume de oxigênio em função do tempo de reação, a 35 °C. 
T (K) 1/T (K-1) t (s) Vt (mL) V V -Vt ln (V -Vt) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 03: Volume de oxigênio em função do tempo de reação, a 45 °C. 
T (K) 1/T (K-1) t (s) Vt (mL) V V -Vt ln (V -Vt) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Calcule o V a partir da quantidade inicial de peróxido de hidrogênio. Faça o 
gráfico do tempo em função de ln (V - Vt) e determine a constante de velocidade em 
cada temperatura. 
Faça o gráfico do logaritmo das velocidades em função do inverso da temperatura 
e determine a energia de ativação a partir da equação de Arrhenius: 
 
 
5.5 Tratamento de Rejeitos 
 
Os rejeitos desta prática devem ser filtrados em bomba a vácuo. O líquido é 
neutralizado (a neutralização é feita com NaOH 1 M contra fenolftaleína) e descartado. 
O sólido (MnO2) deverá ser separado por filtração, seco em dessecador e devolvido ao 
frasco. 
 
 
 
5.6. Questionário 
5.1.3. 
1. Qual o mecanismo que se pode propor para a reação do experimento? 
2. Quais os erros do experimento? 
3. Discuta sobre os diferentes tipos de catálise. 
 
5.7 Referências Bibliográficas 
 
BUENO, Willie Alves et all. "Manual De Laboratório De Físico-Química". 
McGraw Hill do Brasil, 1980. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. CINÉTICA DA INVERSÃO DA SACAROSE: MÉTODO POLARIMÉTRICO 
 
 
6.1 Objetivos Específicos 
 
• Acompanhar a cinética de uma reação pela variação no ângulo de rotação de 
uma solução oticamente ativa; 
• Fazer o gráfico dos valores obtidos desta reação de 1ª ordem; 
• Interpretar o gráfico; 
• Determinar graficamente o valor da constante de velocidade; 
• Comentar sobre possíveis fontes de erro. 
 
6.2 Fundamentação Teórica 
 
A reação de inversão da sacarose em meio ácido: 
 C12H22O11 + H2O C6H12O6 + C6H12O6 
Sacarose glicose frutose 
 
Obedece a uma equação diferencial de uma reação de 1ª ordem, dC/dt = -k.C, 
sendo C a concentração da sacarose em qualquer tempo t e C0 a concentração inicial de 
sacarose. Sob forma integrada, esta equação se escreve como: 
 
A cinética desta reação pode ser acompanhada facilmente com um polarímetro, 
pois a sacarose, a dextrose e a levulose são oticamente ativas e o desvio angular do ângulo 
de polarização da luz depende, portanto, da concentração de cada espécie participante da 
reação. 
Seja ao o ângulo de rotação do plano da luz polarizada ao tempo t = 0, a, o ângulo 
no instante t e a o ângulo ao término da reação. Desta forma, obtem-se a seguinte 
igualdade: 
 
A equação diferencial integrada pode, portanto, ser escrita sob a forma: 
 
 
 
Indicando que um gráfico de log (ao – a ͚) versus t é linear e o coeficiente angular 
da reta dará o valor da velocidade específica (k). 
As relações entre ao e a ͚ são fáceis de se obter: os poderes rotatórios específicos 
da sacarose, dextrose e levulose são, respectivamente, 66,5; 52,7 e - 92,4. O poder 
rotatório específico de uma mistura equimolecular de dextrose e levulose, como a que 
existe no fim da reação, será pois: 
 
(52,7 – 92,4) = 19,8 
 2 
 Utilizando a expressão dos desvios angulares tem-se: 
 
 
A razão entre a concentração inicial (Co) e a final (C) é igual à razão entre a 
massa molar da sacarose (342) e a massa molar da mistura equimolecular de dextrose e 
levulose (360). 
Desta forma tem-se: 
 
a ͚ = - 0,311. ao 
 
6.3 Instruções para uso do Polarímetro Zeiss 
 
6.3.1. Ligação da fonte luminosa 
 
Ligar a lâmpada monocromática de sódio na rede de corrente alternada de 220V 
- 50 Hz. Ela necessita de alguns minutos (10 minutos) de aquecimento antes que se 
obtenha o máximo de sua intensidade. Depois de algum tempo ela emite uma luz amarela 
intensa. 
 
6.3.2 Uso e manutenção do tubo de observação 
 
Uma extremidade do tubo de observação é desparafusável para a introdução do 
líquido em análise. Para fechar novamente o tubo, empurra-se lateralmente a lamínula 
e parafusa-se levemente a cobertura do tubo de observação. É importante não apertar 
demais a cobertura desparafusada para evitar tensão na lamínula, o que pode provocar 
leituras errôneas. A bucha de vedação deve ser sempre trocada quando estiver 
desgastada. O tubo contendo a solução não deve apresentar bolhas de ar para evitar 
resultados errados. Após cada uso, lavar bem o tubo de observação e secá-lo com um 
chumaço de papel de filtro que pode ser empurrado com um bastão de vidro. As lamínulas 
devem ser secas com um pano macio. A secagem poderá ser feita com corrente de ar.
 
 
6.3.3 Utilização da ocular 
 
Antes de proceder à leitura, ajustar a ocular de tal maneira que o campo visual 
do polarímetro fique dividido em 2 faixas bem nítidas. Este ajuste é feito sem a solução. 
Ao se colocar a solução, a nitidez das duas linhas de separação do campo visual 
terá diminuído, sendo necessário novo ajuste. 
 
6.3.4 Ajuste do analisador e leitura do valor obtido 
 
Para zerar o aparelho coloca-se água destilada no tubo de observação. Gira-se 
o disco somente o suficiente para que seja notado a viragem da luminosidade, pois 
maiores giros podem levar a ilusões visuais com o risco de se fazer leituraserradas. 
Para exato ajuste do ponto de viragem da luminosidade deve-se retroceder até a mesma 
luminosidade inicial e, por meio de pequenos giros do disco, alcançar novamente a 
viragem da luminosidade. Desta maneira, faz-se um ajuste grosseiro na primeira vez 
e, consequentemente, procura-se alcançar maior exatidão nas próximas vezes. 
As posições não sombreadas e não sensíveis não são usadas para leituras, ainda 
que se consiga viragem e uniformidade da luminosidade. As leituras serão feitas em 
seguida, na escala em graus, auxiliadas pelos nônios I e II. A graduação em graus 
corre em sentido horário de 0 a 180º nos dois semicírculos. 
Os dois nônios, imóveis, são divididos em 20 intervalos, dos quais cada um 
corresponde a 0,05 grau. Os ajustes são feitos por intermédio das duas lupas com 
capacidade de aumento de 4 x que se encontram na concavidade visual. É importante 
que durante o ajuste e a leitura, mantenha-se sempre a mesma posição com o olho. O 
ponto de partida na escala (zeragem) e mesmo as leituras, devem ser regra para cada 
pessoa, pois influem o tipo de luz e a observação visual de cada um. Nem sempre o zero 
da escala corresponde ao zero visual. Para a leitura, usa-se como risco de referência 
o risco do zero do nônio, e os valores de décimo e centésimo de grau são lidos 
de tal maneira que se ache uma correspondência entre os dois riscos da escala dos graus 
e do nônio (leitura semelhante ao paquímetro). Após a zeragem com água destilada 
é colocada a solução problema no tubo e feita nova leitura. 
 
6.3.5 Exemplo de leitura com água destilada 
 
O risco do zero do nônio está entre o zero (0) e o um (1) na escala dos graus. 
Pode-se notar que o risco equivalente a 0,1 no nônio coincide perfeitamente com o risco 
da escala dos graus: logo, deve-se ler +0,10 grau. 
 
6.3.6 Exemplo de leitura com amostra 
 
O risco do zero do nônio está entre os riscos 3 e 4 da escala de graus. Da mesma 
maneira acima, o risco do nônio 0,65 coincide perfeitamente com um risco da escala em 
graus. Logo: +3,65 graus. A diferença entre as duas operações acima citadas 
corresponde ao ângulo de rotação. O sinal (+) significa uma rotação para a direita e 
 
 
o sinal (-) para a esquerda. Caso a zeragem do aparelho (ponto de partida do nônio) fosse 
- 0,10º, o ângulo de rotação será: +3,65 - (-0,10) = 3,75º. Para pequenas rotações o uso 
do nônio I é suficiente para as leituras. O nônio II é usado para rotações maiores e, 
neste caso, tira-se a média dos dois. É aconselhável repetir a zeragem e a leitura do 
aparelho algumas vezes, tirar a média, onde se alcança uma sensibilidade de leitura a 
±0,05º. 
Quando são usadas amostras fortemente coloridas deve-se fazer a leitura em 
recintos escuros ou usar tubos de observação menores (100 ou 50 mm) ou, em último 
caso, diluir a solução. 
 
6.3.7 Definição e expressão dos dados de leitura 
 
O ângulo de rotação do composto depende do comprimento de onda da luz 
polarizada, aumentando à medida que seu comprimento diminui. Sobre o ângulo de 
rotação influem, ainda, a temperatura (cuja influência varia para cada substância), o 
solvente usado, a concentração da solução e o comprimento do recipiente que a contém. 
Para tornar o valor das rotações angulares independentes do comprimento do recipiente 
e da concentração, usa-se habitualmente a rotação específica, [ α ] λT , definida, para a 
luz amarela do sódio (raia D de seu espectro) e temperatura de 20 ºC, pela expressão: 
 
Onde: 
L = espessura da solução em decímetros (comprimento do tubo de observação). 
C = concentração da solução em g/100 mL ou %. 
α = ângulo de leitura (α = α sacarose - α água) 
[ α ] λT = rotação específica a uma temperatura T (ºC) e comprimento de onda λ (nm) de 
uma solução 1 g/mL com espessura de 1 dm. 
 
6.3.8 Determinação da rotação específica de uma solução de sacarose 
 
Encha o tubo do polarímetro com água destilada e ajuste a ocular para faixa 
amarela ou preta, conforme a Figura 1. 
 
 
 
Figura 1: Visualização após ajuste da ocular do polarímetro. 
 
 
 
6.4 Materiais e Reagentes 
 
Cronômetro, 1 balão aferido de 50 mL, 3 erlenmeyers de 250 mL, sacarose, HCl 
2 M. 
 
6.5 Procedimentos 
 
Preparam-se 50 mL de uma solução 10 % de sacarose (peso/volume). Pipete 25 
mL desta solução e coloque-os num erlenmeyer (erlenmeyer 1) e junte 25 mL de água 
destilada. Pipete outros 25 mL da solução de sacarose e coloque-os num outro 
erlenmeyer idêntico ao primeiro (erlenmeyer 2). Num terceiro (erlenmeyer 3), 
coloque 25 mL de uma solução de ácido clorídrico 2 N. Encha o tubo do polarímetro 
com a solução de sacarose do erlenmeyer 1 e determine o ângulo ( ao ) de rotação da 
luz polarizada. Depois da leitura, limpe o tubo e prepare-o para as leituras dos itens 
seguintes. Junte o conteúdo dos erlenmeyeres 2 e 3, dando início à reação. 
Simultaneamente dispare o cronômetro, homogenise a solução resultante e, sem perda 
de tempo coloque-a no tubo do polarímetro. Faça logo a primeira leitura anotando o 
tempo. 
Realize mais 4 medidas de três em três minutos e outra série de 5 leituras 
em intervalos de 5 minutos. Quando concluir a experiência, desligue a lâmpada do 
polarímetro e deixe o material utilizado limpo e em ordem. Secar o tubo do polarímetro 
em bomba de vácuo. 
 
6.6 Cálculos 
 
Conhecendo-se o valor do poder rotatório específico da sacarose, glicose e 
frutose, chega-se à seguinte conclusão: 
 
a ͚ = - 0,311. ao 
 
E, portanto: 
 
 
 
 
Tabela 1: Valores do ângulo de rotação em função do tempo reacional. 
Tempo (s) Ângulo de rotação (a) a + 0,311ao log (a + 0,311ao) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Trace um gráfico de log ( a + 0,311ao ) versus t. Determine a constante k a partir 
do coeficiente angular da reta obtida, utilizando-se da equação 2. Observação: Se utilizar 
logaritmo decimal, multiplique o coeficiente angular por 2,303. Faça o tratamento 
estatístico dos dados obtidos ajustando a reta pelo método dos mínimos quadrados. 
 
6.7 Tratamento de rejeitos 
 
Os rejeitos desta prática podem ser neutralizados (a neutralização é feita com 
NaOH 1 M contra fenolftaleína) e descartados. 
 
6.8 Referências Bibliográficas 
 
DANIELS, Farrington et all. "Experimental Physical Chemistry". - 7. ed. - New York : 
McGraw-Hill, 1970. 
 
WILSON, J. M. "Practicas De Quimica-Fisica". Editora Acribia, 1965. 
 
SHAW, Duncan James. "Introdução A Química Dos Colóides E De Superfícies". São 
Paulo : Edgard Blucher : EDUSP, 1975. 
 
SALZBERG, Hugh W. "From Caveman To Chemistry: Circumstance And 
Achievements”. Washington, DC: ACS, 1992. 
 
CROCKFORD, H. D. "Fundamentos De Físico-Quimica". Rio de Janeiro. Livros 
Técnicos e Científicos, 1977. 
 
BRENNAN, D. "Manual de Laboratório para Práticas De Físico-Químicas". Ed.Urmo, 
1970. 
 
 
7. DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DE UMA 
REAÇÃO EM SOLUÇÃO 
 
 
7.1 Objetivos Específicos 
 
• Realizar experimentos de titulação ácido-base; 
• Determinar a constante de equilíbrio da hidrólise de um éster em solução; 
• Observar o princípio de Le Chatelier. 
 
7.2 Fundamentação Teórica 
 
A constante de equilíbrio é expressa em termos de atividade. Contudo, a ausência 
de informações acerca das atividades dos componentes impõe a utilização de uma 
constante de equilíbrio aparente, onde a solução é considerada ideal. Desta maneira, os 
coeficientes de atividades são iguais à unidade. Por exemplo, na reação: 
 
CH3COOH + C2H5OH ↔ CH3COOC2H5 + H2O 
(A) (B) (C) (D) 
 
A constante de equilíbrio aparente, K, é dada por: 
 
Onde n é o número de mols das substâncias (A, B, C, D) consideradas. 
 
Neste caso, a determinação da constante K consiste simplesmente na 
determinação do número de mols de cada componente no sistema em equilíbrio. 
 
7.3 Materiais e Reagentes 
 
Sete erlenmeyeres (100mL), 1 bureta de 50 mL; HCl3,0 mol.L-1, NaOH 1,0 
mol.L-1 padronizado, fenolftaleína, acetato de etila, ácido acético glacial, álcool etílico. 
 
7.4 Procedimentos 
 
Em sete erlenmeyeres limpos e secos coloque 5 mL de ácido clorídrico 3 M em 
cada um deles. Adicione ainda em cada um deles as soluções indicadas na Tabela 1. 
Arrolhe muito bem os erlenmeyeres a fim de evitar evaporação. Espere que o equilíbrio 
seja atingido (cerca de uma semana) com agitações ocasionais. Titule cada uma das 
soluções com NaOH 1 M usando como indicador fenolftaleína. 
 
 
 
 
Tabela 1: Volumes dos reagentes em cada um dos sete erlenmeyer. 
Erlenmeyer 
Acetato de etila (mL) 
(C) 
Água (mL) 
(D) 
Etanol 
(mL) (B) 
Ácido acético (mL) 
(A) 
1 - 5 - - 
2 5 - - - 
3 4 1 - - 
4 2 3 - - 
5 4 - 1 - 
6 4 - - 1 
7 - - 4 1 
Densidade 
g.mL-1 a 
20ºC 
0,9003 0,9982 0,7893 1,0492 
 
7.5 Cálculos 
 
Determine a massa de água existente em cada erlenmeyer (massa da água 
adicionada mais massa da água da solução HCl 3 mol.L-1). 
 Para as soluções números 2 a 7 calcule a concentração do ácido acético no 
equilíbrio, a partir do número de moles de NaOH, subtraindo o número de mililitros de 
hidróxido de sódio gasto na solução do frasco número 1 (branco) do número de mililitros 
de hidróxido de sódio gastos nas respectivas soluções. Calcule a partir da equação a 
constante de equilíbrio K para as seis amostras. 
 
7.6 Tratamento de rejeitos 
 
Os rejeitos dos erlenmeyeres são neutralizados com NaOH 1 M contra 
fenolftaleína e descartados. 
 
7.7 Questionário 
1. Compare os seis valores de k obtidos experimentalmente. Discuta-os. 
2. Quais os fatores que determinam a constante de equilíbrio? 
3. A partir de seus resultados comprove o princípio de Le Chatelier-Braun. 
4. Discuta o comportamento ácido-base do etanol e do acetato de etila. Compare suas 
conclusões com os resultados experimentais. 
5. Quando 1 mol de ácido acético é misturado com 2 mols de etanol, cerca de 0,85 mols 
de água são formados no equilíbrio a 100°C. Qual a constante de equilíbrio nestas 
condições? Resposta: 4,2 
 
7.8 Referências Bibliográficas 
 
BUENO, Willie e DEGRÈVE, Léo. "Manual De Laboratório De Físico-Química". São 
Paulo, McGraw-Hill do Brasil, 1980. 
 
 
 
8. REAÇÕES DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO 
 
8.1 Objetivos Específicos 
 
• Identificar a natureza das reações de oxi-redução; 
• Montar uma tabela a partir de dados experimentais; 
• Escrever equações para as semi-reações de oxidação e redução. 
 
8.2 Fundamentação Teórica 
 
Nas reações de oxi-redução elétrons são transferidos de um reagente para outro. 
Por exemplo, na formação da ferrugem, Fe2O3, óxido de ferro (III), elétrons são 
transferidos do ferro para o oxigênio (Figura 1). 
 
 
Figura 1: Reação de oxidação do ferro. 
 
O Fe que tinha o número de oxidação = 0 quando estava na forma metálica cedeu 
3 e- ao oxigênio do ar ficando cada átomo de Fe2+ e cada átomo de oxigênio O2-. 
Originalmente o termo oxidação e redução referia-se à combinação ou remoção 
do oxigênio de uma substância, implicando no aumento ou diminuição do número de 
oxidação dessa substância. 
Atualmente sabe-se que a oxidação ou redução é devido ao ganho ou a perda de 
elétrons. Por exemplo, o tungstênio usado nas lâmpadas de filamento (lâmpadas comuns) 
pode ser preparado pela redução do óxido de tungstênio (IV) com hidrogênio a 1200 °C 
(Figura 2). 
 
Figura 2: Reação de redução do tungstênio +6. 
 
Como elétrons não podem ser criados ou destruídos, oxidação e redução sempre 
ocorrem simultaneamente nas reações químicas ordinárias. 
Agentes oxidantes são substâncias que oxidam outras substâncias e, portanto, 
ganham elétrons sendo reduzidas. Agentes redutores são substâncias que reduzem outras 
substâncias, logo elas perdem elétrons sendo oxidadas (Figura 3). 
 
 
 
Figura 3: Exemplos de agentes redutores e agente oxidantes. 
 
Na reação apresentada na Figura 4, o flúor é reduzido enquanto o brometo é 
oxidado para a sua forma de elemento. Isso demonstra que o flúor é um oxidante mais 
ativo do que o brometo (ver tabela de potenciais de eletrodos padrão). 
 
 
Figura 4: Reação de oxidação do flúor. 
 
Na primeira parte dessa experiência você irá determinar as forças redutoras do Cu, 
Fe, H, Mg e Zn. 
Lembre-se que se a forma elementar do metal A perde elétrons para o metal B que 
se deposita e A passa para a solução, o metal A é um agente redutor melhor do que o 
metal B. Se a forma elementar do metal A não passa para a solução, então o metal B é um 
agente redutor melhor que A. 
Nota importante: Magnésio metálico reage com a água vagarosamente para 
formar hidróxido de magnésio e gás hidrogênio. Quando estiver investigando a 
reatividade do magnésio metálico, procure ver se alguma reação ocorre além da formação 
de bolhas na sua superfície. 
Na segunda parte da experiência você determina a atividade oxidante relativa do 
Br2, Cl2, I2 e Fe3+. 
 
8.2.1 Semi reação ou meia reação 
 
Um dos dois métodos mais comuns para balancear reações redox e também 
elucidar os processos individuais que ocorrem nos dois eletrodos de uma bateria ou uma 
célula eletrolítica é chamado método da semi reação. Neste método uma reação redox é 
dividida em duas semi reações, um de oxidação e uma de redução. 
 
 
Uma moeda de alumínio colocada numa solução de sulfato de cobre (II) 
rapidamente fica com uma camada de cobre à medida que o alumínio passa para a solução 
de acordo com a equação: 
 
2 Al0 + 3 Cu2+ ↔ 2 Al3+ + 3 Cu0 
 
Nesta reação o alumínio é oxidado a íon alumínio e o cobre (II) é reduzido a cobre 
elementar. 
O processo de oxidação, Al0 → Al3+ é primeiro balanceado de acordo com as 
massas e então elétrons são adicionados para o balanço das cargas, Al0 → Al3+ + 3e-. 
A mesma coisa é feita no processo de redução: 
 
Cu2+ → Cu0 + 2e- 
Cu2+ + 2e-→ Cu0 
 
Para se obter a equação iônica total, as duas semi reações deverão ser 
consideradas. Como a oxidação do alumínio libera três elétrons para cada íon alumínio 
que é formado, e a redução do íon cobre (II) requer dois elétrons por íon cobre (II). Assim, 
para que o número de elétrons cedidos e recebidos sejam iguais, a semi reação do alumínio 
deverá ser multiplicada por 2 e a semi reação do cobre por 3 (Figura 5): 
 
 
Figura 5: Semi reações balanceadas. 
 
Este método funciona muito bem para reações redox complexas quando o 
balanceamento por simples verificação torna-se difícil. 
 
8.2.3 Lentes fotocromáticas 
 
Um exemplo de reação de transferência de elétrons utilizada para o nosso 
conforto, é a dos óculos com lentes fotocromáticas (Figura 6). Estes óculos possuem 
lentes de vidro que ficam escuras quando expostas ao sol. 
O vidro é uma substância amorfa, isto é, não apresenta uma estrutura cristalina. 
Consiste de sílica e uma variedade de aditivos. A unidade básica tem forma estrutural de 
um tetraedro que consiste de um átomo de silício ligado covalentemente com quatro 
átomos de oxigênio. Os tetraedros são unidos entre si por átomos de oxigênio que são 
compartilhados. 
Um vidro fotocromático contém cristais de cloreto de prata entre os tetraedros de 
sílica. Quando o vidro está claro, estes cristais não bloqueiam a luz visível, mas eles 
absorvem comprimentos de onda mais curtos da luz ultravioleta. 
 
 
 
Figura 6: Representação esquemática de uma lente fotocromática. 
 
A unidade básica é um tetraedro que consiste de: um átomo de silício e quatro 
átomos de oxigênio. 
Neste tipo de vidro, quando exposto a luz do sol que contém luz ultravioleta, 
ocorre a transferência de elétrons do íon Cl- para o íon Ag+ produzido átomos de prata e 
cloro. Os átomos de prata juntam-se formando pequenas partículas de prata, que 
absorvem e refletem a luz escurecendo a lente. 
Alguns íons Cu+ estão presentes com os cristais de cloreto de prata para reagir 
com os átomos de cloro liberados. 
 
Cu+ + Cl0 → Cu2+ + Cl- 
 
Cada íon Cu+libera 1 e- para o cloro formando o íon Cu2+ e cloreto. 
Os átomos de prata migram para a superfície dos cristais de cloreto de prata e se 
agregam em pequenos cristais coloidais de prata metálica. Como resultado, eles absorvem 
luz visível escurecendo as lentes. 
Quando a pessoa que está usando um desse óculos vem de fora para dentro de 
casa, os íons Cu2+ migram para a superfície do cristal onde eles aceitam um elétron da 
prata. O íon prata volta a formar o cristal de cloreto de prata e as lentes ficam claras 
novamente. 
 
Cu2+ + Ag0 → Cu+ + Ag+ 
 
Os óculos de lentes fotocromáticas são um exemplo do resultado de pesquisas na 
obtenção de novos materiais que nos propiciam maior conforto. 
 
8.3 Materiais e Reagentes 
 
Solução de sulfato de zinco 0,1 M, ácido sulfúrico 3 M, solução de brometo de 
sódio 0,1 M, solução de cloreto de sódio 0,1 M, solução de iodeto de sódio 0,1 M, solução 
 
 
de sulfato de cobre 0,1M, solução de cloreto férrico 0,1M, tubo de ensaio, provetas, 
pipetas, água clorada (sanitária), Bombril, magnésio em fita, zinco metálico e cobre 
metálico. 
 
8.4 Procedimentos 
 
8.4.1 Metais como agentes redutores 
 
i. Numere 4 tubos de ensaio de 1 à 4. 
ii. Coloque um pedacinho de cobre metálico (~1 cm) no tubo 1, fita de magnésio (~1 cm) 
no tubo 2, zinco metálico (~0,5 cm²) no tubo 3 e uma pequena bola de bombril no tubo 4. 
iii. Adicione aproximadamente 5 mL de CuSO4 0,1M em cada tubo. Observe se ocorreu 
alguma reação. Espere 3 minutos para a reação ocorrer. Se houve reação escreva a 
equação balanceada. Caso contrário, escreva “aparentemente não ocorreu”. 
iv. Despeje o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados na 
peneira plástica com vasilhame pronta para isso. Lave os tubos e as pipetas com água da 
torneira e depois com água destilada. 
v. Teste novos pedaços metálicos da mesma maneira, agora com ácido sulfúrico 3 M (5 
mL). Nota: a reação com Fe é lenta. 
vi. Limpe os tubos como descrito anteriormente e teste cada novo pedacinho dos metais 
com sulfato de zinco 0,1 M. 
 
8.4.2 Halogênios e Fe3+ como agente oxidante 
 
i. Limpe os tubos de ensaio e ponha 3 mL de brometo e sódio 0,1 M no primeiro tubo, 3 
mL de cloreto de sódio 0,1 M no segundo tubo e 3 mL de iodeto de sódio 0,1 M no terceiro 
tubo. Adicione 3 mL de FeCl3 0,1 M a cada um dos três tubos. Observe qualquer mudança 
de cor. Um enfraquecimento de cor devido a diluição não constitui uma mudança de 
coloração. Conseguiu o ferro (III) oxidar algum dos haletos? 
ii. Limpe os tubos de ensaio e teste 3 mL de cada haleto com 3 mL de água clorada 
recentemente preparada. (use uma proveta para água clorada). Observação: se a solução 
de ZnSO4 estiver ácida, haverá reação do ferro com H+. Verifique se as janelas do 
laboratório estão abertas. 
 
8.5 Tratamento dos Resíduos 
 
Reunir todos os rejeitos em um vaso reacional, colocar NaOH em excesso até 
atingir pH elevado (12 ou mais), esperar decantar por 24h, filtrar, acondicionar os sólidos 
em recipiente apropriado, e o filtrado deixar decantando novamente por mais 24h, refiltrar 
caso apareça precipitados, continue repetindo o processo até que não haja mais 
precipitação, neutralize o pH com ácido sulfúrico ou clorídrico 1 M e descarte o líquido. 
 
 
 
 
 
8.6 Questionário 
 
1. Coloque os quatro metais (Cu, Zn, Mg, Fe) e o hidrogênio em ordem 
decrescente começando pelo melhor agente redutor ao mais fraco. 
Melhor redutor: 1° 
2° 
3º 
4° 
5° 
 
2. Escreva as equações das semi reações deoxidação e redução e a reação iônica total 
para as reações. 
a. Sulfato de cobre + Zinco 
b. Ácido sulfúrico + Magnésio 
 
3. Coloque Br2, Cl2, I2, Fe3+ em ordem de suas reatividades, começando pelo melhor 
agente oxidante. 
 Melhor oxidante: 1° ________ 
 2° 
 3° 
 4° 
 
4. Escreva as equações das semi reações de oxidação ereduçãoea equação iônica total 
para as reações: 
a. Ferro (III) + Iodeto 
b. Cloro + Iodeto 
 
5. Para as reações abaixo, escreva as equações das semi reações de oxidação e redução 
e a equação iônica completa adicionando H+, OH- ou H2O, quando necessário. 
a. H2SO4 + HI → I2 + SO2 (em solução ácida) 
b. Zn + NO3
- → Zn2+ + N2 (em solução ácida) 
c. Cl2 + OH- → Cl- + ClO3
- (em solução básica) 
d. Ferro (II) + Cério (IV) → Ferro (III) + Cério (III) 
 
6. Complete as equações conforme os dados obtidos no experimento, caso não tenha 
ocorrido nenhuma reação escreva “a reação nã foi observada”. 
a. CuSO4 + Cu0 ↔ 
b. CuSO4 + Mg0 ↔ 
c. CuSO4 + Zn0 ↔ 
d. CuSO4 + Fe0 ↔ 
e. H2SO4 + Cu0 ↔ 
f. H2SO4 + Mg0 ↔ 
g. H2SO4 + Zn0 ↔ 
h. H2SO4 + Fe0 ↔ 
 
 
i. ZnSO4 + Cu0 ↔ 
j. ZnSO4 + Mg0 ↔ 
k. ZnSO4 + Zn0 ↔ 
l. ZnSO4 + Fe0 ↔ 
m. Fe3+ + Br- ↔ 
n. Fe3+ + Cl- ↔ 
o. Fe3+ + I- ↔ 
p. Cl2 + 2 Br- ↔ 
q. Cl2 + Cl- ↔ 
r. Cl2 + I- ↔