Relatório das Práticas de Química - UNIOESTE - Engenharia

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO OESTE DO PARANÁ 
UNIOESTE - CAMPUS DE FOZ DO IGUAÇU 
CENTRO DE ENGENHARIAS E CIÊNCIAS EXATAS 
CURSO: ENGENHARIA MECÂNICA 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E TECNOLÓGICA 
DOCENTE: NORA DÍAZ MORA 
 
 
 
ARTHUR BERTOLAZO 
ALAN FELIPI FERNANDES 
EDUARDO CAMILO MARQUES DE ANDRADE 
FABIO ZARDINELLO BARROSO 
LUCAS VAZ BRUSCAGIM 
RENATO DOS PASSOS GRACIOLI 
 
 
 
RELATÓRIO DAS ATIVIDADES PRÁTICAS DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
FOZ DO IGUAÇU 
2014 
 
 
6 
 
Objetivos gerais 
As práticas realizadas em laboratório têm por finalidade demonstrar 
situações reais de aplicação das teorias aprendidas em sala de aula. 
Com a realização dos experimentos, nota-se a interdisciplinaridade de 
química, pois foram necessários conhecimentos de outras matérias, como física e 
cálculo. 
Neste trabalho, foram abordados conceitos sobre ligações químicas, 
periodicidade das propriedades dos óxidos, transformações químicas, pilhas ou 
células galvânicas, corrosão de metais e eletrólise. 
 
 
 
7 
 
1. Prática 1 – Ligações químicas 
1. Introdução 
As ligações químicas entre dois átomos se estabelecem quando a força de 
união entre eles é suficiente para dar origem a um componente estável, que 
segundo a regra do octeto, seria o mesmo que dizer que sua camada eletrônica 
mais externa atingiu os oito elétrons. A grande diferença das propriedades entre os 
materiais como por exemplo o estado da matéria, se dá principalmente pela ligação 
existente entre os átomos, que, buscando a estabilidade, possuem a tendência de 
unirem entre si ou com outros átomos através da perda, ganho, e compartilhamento 
de elétrons. 
 Com a formação da ligação, haverá uma energia de atração entre os átomos 
na molécula que determina sua estabilidade. Entretanto para o estudo de reações 
é necessário o rompimento desta ligação, que irá acontecer exclusivamente se 
estivermos fornecendo uma energia inicial superior a dos ligantes, tal que resulte 
no surgimento de novas ligações como produto. 
Distinguem-se em três tipos de ligações químicas: iônica, covalente e 
metálica. Estas por sua vez são as que possuem maior energia de atração, e 
consequentemente precisam de uma energia maior para rompê-las. Também 
encontramos as interações moleculares conhecidas como ponte de hidrogênio, 
Forças de London, dipolo induzido, e dipolo permanente, que apesar de serem 
ligadas mais fracamente, ainda assim formam compostos. A eletronegatividade é 
um fator determinante quanto a classificação da ligação, pois indica os elementos 
capazes de doar (eletropositivo) e receber (eletronegativo) elétrons, e para justificar 
essa propriedade, observamos que: 
1. Ligação Iônica: Eletropositivo + Eletronegativo; 
2. Ligação Covalente: Eletronegativo + Eletronegativo; 
3. Ligação Metálica: Eletropositivo + Eletropositivo; 
 
 
 
 
8 
 
1. Objetivos 
Esta prática tem como objetivo compreender o comportamento das ligações 
em uma reação química, como também, analisar os tipos de cada ligação, a 
estrutura cristalina formada, as suas características, a utilização do microscópio 
além de colocar em prática os conhecimentos adquiridos na sala de aula. 
 
2. Procedimento experimental 
Neste experimento os materiais utilizados foram: balança analítica, 
microscópio, chapa aquecedora, lâminas de vidro, béqueres de 100 e 250mL, conta 
gotas, vidro relógio, proveta, bastão de vidro, folhas de papel, fita crepe, espátulas, 
condutivímetro e pisseta para lavagem. 
Substâncias utilizadas: 
1. Nitrato de prata (AgNO3) 
2. Sulfato de cobre (CuSO4) 
3. Permanganato de potássio(kMnO4) 
4. Hidróxido de sódio(NaOH) 
5. Cloreto de sódio (NaCl) 
6. Sulfato de níquel (NiSO4) 
7. Carbonato de potássio (K2CO3) 
8. Iodeto de potássio (KI) 
9. Bicarbonato de sódio(NaHCO3) 
 
Com todas as substâncias sobre a bancada, iniciamos o preparo das 
soluções com 10ml para 1% de cada constituinte, e nomeamos cada tubo de ensaio 
para seu respectivo componente. Assim, utilizando o conta-gotas efetuamos a 
mistura de todas as soluções possíveis sobre as laminas de vidro e as colocamos 
sobre uma folha de papel indicando cada reação. 
 
 
1. Resultados e discussão 
 
9 
 
A Primeira conclusão obteve através da visualização no instante em que 
houve a combinação das substâncias, verificando quais permaneceriam incolores, 
ou que ocorreria mudança de coloração. Logo após as lâminas permaneceram em 
repouso por uma semana até que a solução aderisse a superfície. Levando em 
consideração que as misturas estivessem secas, foi possível analisar a resolução 
dos cristais no microscópio, e expressamos nossa conclusão através dos mesmos: 
 
1. Reações: 
 
1. AgNO3 ( Nitrato de Prata) 
2. AgNO3 + H3BO3 = AgBO3 + 
H3NO3 
3. AgNO3 + KMnO4 = AgMnO4 + 
KNO3 
4. AgNO3 + NaOH = NaNO3 + 
AgOH 
5. AgNO3 + NaHCO3 = NaNO3 
+AgOH + CO2 
6. CuSO4 
7. CuSO4 + AgNO3 = Cu(NO3)2 + 
K2 SO4 
8. CuSO4 + KMnO4 = CuMnO4 + 
KSO4 
9. CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 
Na2 SO4 
10. CUSO4 + 2KI = CuI2 + K2SO4 
11. CuSO4 + NaHCO3 = CuCO3 + 
NaHCO3 
12. H3BO3 (Acido Bórico) 
13. H3BO3 + NaHCO3 = H2CO3 + 
NaHBO3 
14. KH2 PO4 + AgNO3 = Ag3CO4 + 
KNO4 + H2O 
15. KH2PO4 + CuSO4 = CuH2PO4 + 
K2 SO4 
16. KH2 PO4 + H3BO3 = KH3BO3 + 
H3 PO4 
17. KH2PO4 + 2KI = 2HI + k3PO4 
18. KH2PO4 +KMnO4 = MnO4 + K2 
H2 PO4 
19. KH2PO4 + NaHCO3 = NaH2PO 
+ K2 CO3 
20. KH2PO4 + NaOH = KHPO4 +H2 
O + Na 
21. KI + NaHCO3 = KHCO3 + NaI 
22. KH2PO4 
23. KMnO4 + CUSO4 = CuMNO4 + 
KSO4 
24. kMnO4 + H2BO3 = kMnO4 + 
H2BO3 
25. 2KMnO4 + 2KI = 2MnO2 + I2 
+4KO 
26. kMnO4 + NaHCO3 = KmHCO3 + 
NaNO2 
 
10 
 
27. kMnO4 + NiSO4 = NiMnO4 + 
KSO4 
28. KMnO4 +NaHCO3 
=KMnO4+NaHCO3 
29. NaOH + NaHCO3 = 
Na2CO3+H2O 
30. NiSO4 + NaHCO3 = NiSO3 + 
NaHCO4 
31. KI 
32. KmnO4 
33. NaHCO3 
34. NaOH 
35. NiSO4 
36. CuSO4 +NiSO4 = NiSO4 + 
CuSO4
 
11 
 
1. Imagens captadas no microscópio 
 
1) AgNO3 – Nitrato de Prata 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem 1.1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem 1.2 
 
 
12 
 
2) AgNO3 + H3BO3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem 1.3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem 1.4 
 
 
 
13 
 
3) AgNO3 + KMnO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem 1.5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem 1.6 
 
 
 
14 
 
4) AgNO3 + NaOH 
 
 
Imagem 1.7 
 
Imagem 1.8 
 
 
 
 
15 
 
5) AgNO3 + NaHCO3 
 
 
Imagem 1.9 
 
Imagem 1.10 
 
 
 
 
16 
 
6) CuSO4 
 
 
Imagem 1.11 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem 1.12 
 
 
 
17 
 
7) CuSO4 + AgNO3 
 
 
Imagem 1.13 
 
 
Imagem 1.14 
 
 
 
18 
 
8) CuSO4 + KMnO4 
 
 
Imagem 1.15 
 
 
Imagem 1.16 
 
 
 
19 
 
9) CuSO4 + NaOH 
 
 
Imagem 1.17 
 
 
Imagem 1.18 
 
 
 
20 
 
10) CUSO4 + KI 
 
 
Imagem 1.19 
 
 
Imagem 1.20 
 
 
 
21 
 
11) CuSO4 + NaHCO3 
 
 
Imagem 1.21 
 
 
Imagem 1.22 
 
 
 
22 
 
12)Ácido Bórico, H3BO3 
 
 
Imagem 1.23 
 
 
Imagem 1.24 
 
 
 
23 
 
13) H3BO3 + NaHCO3 
 
 
Imagem 1.25 
 
 
Imagem 1.26 
 
 
 
24 
 
14) KH2 PO4 + AgNO3Imagem 1.27 
 
 
Imagem 1.28 
 
 
 
25 
 
15) KH2PO4 + CuSO4 
 
 
Imagem 1.28 
 
 
Imagem 1.29 
 
 
 
26 
 
16) KH2 PO4 + H3BO3 
 
 
Imagem 1.30 
 
 
Imagem 1.31 
 
 
 
27 
 
17) KH2PO4 + 2KI 
 
 
Imagem 1.32 
 
 
Imagem 1.33 
 
 
 
28 
 
18) KH2PO4 +KMnO4 
 
 
Imagem 1.34 
 
 
Imagem 1.35 
 
 
 
29 
 
19) KH2PO4 + NaHCO3 
 
 
Imagem 1.36 
 
 
Imagem 1.37 
 
 
 
30 
 
21) KH2PO4 + NaOH 
 
 
Imagem 1.38 
 
 
Imagem 1.39 
 
 
 
31 
 
22) KI + NaHCO3 
 
 
Imagem 1.40 
 
 
Imagem 1.41 
 
 
 
32 
 
23) KH2PO4 
 
 
Imagem 1.42 
 
 
Imagem 1.43 
 
 
 
33 
 
24) KMnO4 + H2BO3 
 
 
Imagem 1.44 
 
 
Imagem 1.45 
 
 
 
34 
 
25) 2KMnO4 + 2KI 
 
 
Imagem 1.46 
 
 
Imagem 1.47 
 
 
 
35 
 
26) kMnO4 + NaHCO3 
 
 
Imagem 1.48 
 
 
Imagem 1.49 
 
 
 
36 
 
27) kMnO4 + NiSO4 
 
 
Imagem 1.50 
 
 
Imagem 1.51 
 
 
 
37 
 
28) KMnO4 +NaHCO3 
 
 
Imagem 1.52 
 
 
Imagem 1.53 
 
 
 
38 
 
29) NaOH + NaHCO3 
 
 
Imagem 1.54 
 
 
Imagem 1.55 
 
 
 
39 
 
30) NiSO4 + NaHCO3 
 
 
Imagem 1.56 
 
 
Imagem 1.57 
 
 
 
40 
 
 
31) KI 
 
 
Imagem 1.58 
 
 
Imagem 1.59 
 
 
41 
 
 
32) KMnO4 
 
 
Imagem 1.60 
 
 
Imagem 1.61 
 
 
42 
 
 
33) NaHCO3 
 
 
Imagem 1.62 
 
 
Imagem 1.63 
 
 
43 
 
 
34) NaOH 
 
 
Imagem 1.64 
 
 
Imagem 1.65 
 
 
44 
 
 
35) NiSO4 
 
 
Imagem 1.66 
 
 
Imagem 1.67 
 
 
45 
 
 
36) CuSO4 +NiSO4 
 
 
Imagem 1.68 
 
 
Imagem 1.69 
 
 
46 
 
 2. Prática 2 – Periodicidade das propriedades dos óxidos 
1. Introdução 
Alguns óxidos quando dissolvidos em água produzem soluções 
ácidas. Esses óxidos são chamados de óxidos ácidos e são alguns dos 
responsáveis pela chuva ácida. Outros óxidos em água produzem 
soluções básicas. Em geral óxidos de metais alcalinos quando dissolvidos 
em água produzem soluções básicas e óxidos de não-metais produzem 
soluções ácidas. Óxidos que produzem soluções ácidas ou básicas são 
anfóteros. 
Este experimento tem como objetivo verificar se alguns óxidos são 
ácidos, básicos ou anfóteros relacionando essas características com a 
posição de cada oxido na tabela periódica, com isso espera-se que no 
final do experimento possa-se haver conhecimento de como a tabela 
periódica pode ser usado para prognosticar as propriedades de óxidos. 
 
 
2. Fundamentação teórica 
Óxidos são substâncias que possuem oxigênio ligado a outro 
elemento químico, eles são compostos binários, isto é, são substâncias 
formadas pela combinação de dois elementos, do qual o oxigênio sempre 
deve ser o mais eletronegativo. 
Portanto, nos compostos CO2, SO2, Na2O, Fe2O3 e ZnO, entre 
outros, notamos a presença do elemento oxigênio ligado a mais um outro 
elemento. Como o flúor (F) é o único elemento mais eletronegativo que o 
oxigênio (O), o composto OF2 não pode ser caracterizado como um óxido. 
Os óxidos anfóteros são óxidos de metais de transição e semi-
metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes 
de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por 
possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos 
básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. 
Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do 
caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que 
 
47 
 
seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais, 
óxidos ácidos se formam a partir da reação com água originando ácidos. 
O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador 
aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, nesse caso a reação 
é com bases levando à formação de sal e água. A estrutura dos óxidos 
anfóteros pode ser iônica ou molecular. 
A chuva ácida é um dos grandes problemas ambientais da 
atualidade. Esse fenômeno é muito comum nos centros urbanos e 
industrializados, onde ocorre a poluição atmosférica decorrente da 
liberação de óxidos de nitrogênio (NOx), dióxido de carbono (CO2) e do 
dióxido de enxofre (SO2), sobretudo pela queima do carvão mineral e de 
outros combustíveis de origem fóssil. 
 O dióxido de carbono, o óxido de nitrogênio e o dióxido de enxofre 
reagem com as partículas de água presentes nas nuvens, sendo que o 
resultado desse processo é a formação do ácido nítrico (HNO3) e do ácido 
sulfúrico (H2SO4). Ao se precipitarem em forma de chuva, neve ou 
neblina, ocorre o fenômeno conhecido como chuva ácida, que, em virtude 
da ação das correntes atmosféricas, também pode ser desencadeada em 
locais distantes de onde os poluentes foram emitidos. 
Principais Óxidos e suas utilizações: 
1. Peróxidos: na indústria são usados como clarificadores (alvejantes) de 
tecidos, polpa de celulose, etc. Para essas utilizações sua concentração 
é superior a 30% de peróxido de hidrogênio. A solução aquosa com 
concentração de 3% de peróxido de hidrogênio, popularmente conhecida 
como água oxigenada, é usada como antisséptico e algumas pessoas a 
utilizam para a descoloração de pelos e cabelos. 
2. Dióxido de silício: é o óxido mais abundante da crosta terrestre, ele é um 
dos componentes dos cristais, das rochas e da areia. 
3. Óxido de Cálcio (CaO): Obtido a partir da decomposição do calcário, é 
usado na agricultura para diminuir a acidez do solo e também na 
preparação de argamassa na construção civil. 
 
48 
 
4. Óxido Nitroso (N2O): Conhecido como gás hilariante, esse óxido inalado 
em pequena quantidade provoca euforia, mas pode causar sérios 
problemas de saúde; é utilizado como anestésico. 
5. Dióxido de Enxofre (SO2): É usado para a obtenção de ácido sulfúrico e 
no branqueamento de óleos alimentícios, entre outras aplicações. É um 
dos principais poluentes atmosféricos; em dias úmidos, combina-se com 
o vapor de água da atmosfera e origina a chamada chuva ácida. 
6. Monóxido de Carbono (CO): Usado para obter certos produtos químicos 
e na metalurgia do aço. É normalmente o principal poluente da atmosfera 
das zonas urbanas; inalado combina com a hemoglobina das hemácias 
do sangue, neutralizando-as para o transporte de gás oxigênio no 
organismo. 
 
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1. Materiais 
 
1. Balança Analítica 
A balança analítica (figura 1) é normalmente utilizada em laboratórios para 
obter resultados com alta precisão. Ela é especialmente empregada na medição 
de massas em análises químicas e em análises sob certas condições 
ambientais. 
A principal vantagem de uma balança analítica é grau de precisão nos 
resultados. Para se ter uma ideia, uma balança analítica pode pesar com 
precisão de 0,1 micrograma à 0,1 miligrama, já uma balança semi-analítica, tem 
precisão até 0,001 g. 
A balança analítica é utilizada nos setores farmacêutico, alimentício, 
industrial, metrológico, entre outros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2.1 – Balança Analítica 
 
 Nunca se deve colocar os materiais diretamente no prato da balança, mas 
sim em recipientes adequados para esse fim; manter a balança sempre limpa, 
os materiais a pesar deverão estar à temperatura ambiente; no final da pesagem50 
 
deve limpar-se a balança e a área circundante com um pano macio; após a 
determinação da massa, levar a balança a zero. 
 
2. pHmetro 
O pHmetro (figura 2) ou medidor de pH é um aparelho usado para 
medição de pH. Constituído basicamente por um eletrodo e um circuito 
potenciômetro. O aparelho é calibrado de acordo com os valores referenciado 
em cada soluções de calibração. Para que se conclua o ajuste é então calibrado 
em dois ou mais pontos. Normalmente utiliza-se tampões de pH 7,000 e 4,005. 
Uma vez calibrado estará pronto para uso. A leitura do aparelho é feita em função 
da leitura da tensão (usualmente em milivolts) que o eletrodo gera quando 
submerso na amostra. A intensidade da tensão medida é convertida para uma 
escala de pH. O aparelho faz essa conversão, tendo como uma escala usual de 
0 a 14 pH. Seu uso é comum em qualquer setor da ciência que trabalhe com 
soluções aquosas. É utilizado na agricultura, tratamento e purificação da água, 
fabricação de papel, indústria petroquímica, na produção e desenvolvimento de 
medicamentos, fabricação de alimentos, entre outros.1 
 
Figura 1.2 – pHmetro 
 
 
 
3. Vidro de relógio 
 
51 
 
Os vidros de relógio (figura 3) são pratos de vidro de fundo redondo. Têm 
múltiplas aplicações no laboratório como para pesagem de reagentes, 
como pesar pequenas quantidades de substâncias, evaporar 
quantidades de soluções e ainda cobrir demais recipientes. 
 
Figura 2.3 - Vidros de relógio 
 
4. Bastão de vidro 
O bastão de vidro (figura 4) é um instrumento oco de vidro utilizado para 
agitar soluções e transferir líquidos de diferentes recipientes. 
 
Figura 2.4 - Bastões de vidro 
 
 
 
5. Proveta de 10 e 100 ml 
 
52 
 
 A proveta (figura 5) é um instrumento preciso e, portanto, altamente 
recomendado para medição de líquidos. Possui uma escala de volumes 
razoavelmente rigorosa. Pode ser fabricada em vidro ou plástico, com volumes 
que normalmente variam entre 1 e 2000 mililitros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2.5 - Béqueres 
 
6. Béqueres de 100 e 250 ml 
O béquer (figura 6) é um recipiente simples geralmente de formato 
cilíndrico com fundo chato e um bico em sua parte superior. Eles são 
graduados, oferecendo medidas pouco precisas. Não há um tamanho 
padrão para esses materiais, podendo medir volumes muito pequenos, 
de poucos mililitros, até volumes maiores, como vários litros. Resistem 
ao aquecimento, resfriamento e ataques de produtos. 
 
53 
 
 
Figura 2.6 - Béqueres 
 
7. Três tubos de ensaio médios 
Os tubos de ensaio (figura 7) são recipientes de vidro alongados e 
cilíndricos, comumente usados em experiências com pouco volume. Os 
tubos de ensaio podem ser aquecidos. O diâmetro da abertura geralmente 
fica entre 1 e 2 centímetros, e 5 a 20 cm de comprimento. Geralmente 
possuem um borda mais grossa na abertura, o que facilita o despejo do 
seu conteúdo em outro recipiente. 
 
Figura 2.7 - Tubos de ensaio 
 
8. Rolhas para tubos de ensaio 
As rolhas para tubos de ensaio (figura 8) impedem vazamentos e 
previnem a entrada de contaminantes na solução, o que é útil para 
quando os cientistas precisam agitar o conteúdo de um tubo de ensaio. 
 
54 
 
Além disso, essas rolhas ajudam a manter o laboratório seguro, pois 
impedem que os produtos químicos emitam gases nocivos no ar ou 
causem danos à pele das pessoas. 
 
Figura 2.8 - Rolha em tubo de ensaio 
 
9. Suporte para tubos de ensaio 
 
 
Figura 2.9 - Suporte para tubo de ensaios 
 
 
10. Espátula de porcelana 
As espátulas são instrumentos de laboratório, geralmente com uma 
das pontas na forma de colher e a outra na forma de espátula. Servem, 
basicamente, como um instrumento para retirar pequenas quantidades 
de reagentes, geralmente solídos, ou mesmo para transferência da 
substância para a análise em lâminas. Em geral, são resistentes à ácidos, 
bases e substâncias corrosivas. A vantagem da espátula de porcelana 
 
55 
 
(figura 10) em relação a de metal é que ela é inerte, e portanto, não 
contaminando amostras. 
 
Figura 2.10 - Espátula de porcelana 
 
 
11. Colher dobrada 
 
Figura 2.11 - Colher dobrada 
 
 
12. Bico de Bunsen 
O bico de Bunsen (figura 12) é um dispositivo amplamente usado 
em laboratórios científicos para aquecer substâncias. É utilizado na 
esterilização de pequenos objetos, para aquecer produtos químicos, polir 
a fogo vidros quebrados e para muitas outras finalidades. Basicamente, 
um bico de Bunsen é um queimador de gás de pequeno porte com uma 
chama ajustável, onde pode-se manipular a quantidade de gás e ar. 
 
56 
 
 
 
Figura 2.12 - Bico de Bunsen 
2. Reagentes 
 
1. Óxido de Magnésio (MgO) 
 
Óxido de magnésio (figura 13) é um pó branco, leve, pouco solúvel 
em água, inodoro e com leve sabor alcalino, que ocorre naturalmente 
como magnésia. Pode causar irritação nos olhos e no trato respiratório. 
Massa molar: 40.3 g/mol. Densidade: 3.58 g/cm³. Ponto de Fusão: 2800 
ºC. Ponto de Ebulição: 3600 ºC. 
 
Figura 2.13 - Óxido de Magnésio 
 
 
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2. Óxido de chumbo II (PbO) 
 
O litargirio, nome comercial do óxido de chumbo II (Figura 11), com grau 
de pureza de 99,8% é um sólido, na forma de pó, insolúvel em água, sem 
cheiro, e altamente tóxico. É usado principalmente na indústria para 
refinamento de óleos, separação de ouro e prata na mineração, produção de 
tintas, esmaltes, vernizes, vulcanização da borracha, e na fundição de vidros 
e cerâmicas, de fórmula química PbO, apresenta um ponto de fusão de 886 
ºC. Este composto é anfotérico, dissolvendo-se nos ácidos para formar sais 
de chumbo (II) e nas bases para formar plumbatos. Existem duas formas 
cristalinas deste composto: litargério e massicote. 
 
Figura 2.14 - Os dois tipos de óxido de chumbo (II) 
 
3. Hidróxido de sódio (NaOH) 
O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é 
um hidróxido cáustico usado na indústria (principalmente como uma base 
química) na fabricação de papel, tecidos, detergentes, alimentos e 
biodiesel. Também usado para desobstruir encanamentos e sumidouros 
pelo fato de ser corrosivo. É produzido por eletrólise de uma solução 
aquosa de cloreto de sódio (salmoura). Ponto de fusão: 322 ºC. Ponto de 
ebulição: 1388 ºC. Densidade: 2.13 g/cm3. 
O manuseio do hidróxido de sódio deve ser feito com total cuidado, pois 
apresenta um quadro considerável de danos ao homem. Se for ingerido, 
 
58 
 
pode causar danos graves e as vezes irreversíveis ao sistema 
gastrointestinal, e se for inalado pode causar irritações, sendo que em 
altas doses pode levar à morte. O contato com a pele também é um fato 
perigoso, pois pode causar de uma simples irritação até uma úlcera 
grave, e nos olhos pode causar queimaduras e problemas na córnea ou 
no conjuntivo. 
Em casos de contato com o hidróxido de sódio, deve-se colocar a região 
exposta em água corrente por 15 min e procurar ajuda médica; se for 
ingerido deve-se dar água ou leite à vítima sem provocar vômito na 
mesma; se for inalado levar a vítima para um local aberto para que possa 
respirar. 
 
Figura 2.15 - Hidróxido de Sódio 
 
 
4. Enxofre (S) 
O Enxofre é um não metal amarelo claro, inodoro, pertencente ao 
grupo 16 da tabela periódica. É insolúvel em água, mas apresenta 
solubilidade em dissulfeto de carbono (CS2). O enxofre é essencial à 
vida, importante matéria prima na formação de ácido sulfúrico (H2SO4), 
um dos principais reagentes químicos utilizadoindustrialmente. Seu 
estado físico é sólido quando se encontra a uma temperatura de 20ºC e 
pressão de 1 atm. Possuí uma coloração amarelada, é um mal condutor 
de calor e eletricidade além de ser quase inodoro. É insolúvel em água, 
porém apresenta solubilidade em dissulfeto de carbono. Um de seus 
 
59 
 
compostos mais conhecidos é o dióxido de enxofre (SO2), um dos 
responsáveis pelo surgimento de chuvas ácidas. Sua massa molar é de 
223.19 g/mol, sua densidade é de 9,53 g/cm3 e seu ponto de fusão e 
ebulição são respectivamente 888 °C e 1470 °C. 
 
Figura 2.16 - Enxofre em pó 
 
5. Fenolftaleína 
A fenolftaleína (figura 17) é um indicador de pH com a fórmula C20H14O4. 
Apresenta-se normalmente como um sólido em pó branco ou em solução 
alcoólica como um líquido incolor. É insolúvel em água, porém solúvel 
em etanol (álcool etílico). Utilizada frequentemente em titulações, na 
forma de suas soluções alcoólicas, mantém-se incolor em soluções 
ácidas e torna-se cor-de-rosa em soluções básicas. Massa molar: 
318,323 g/mol. Densidade: 1,277 g/cm3. Ponto de fusão: 262,5 °C. 
 
60 
 
 
Figura 2.17 - Colorações e Estrutura molecular da fenolftaleína em meio ácido e básico 
 
 
6. Metilorange 
O metilorange (MO) é um indicador de pH frequentemente usado em 
titulações por causa de sua clara mudança de coloração na faixa de pH 
medianamente ácido. Diferentemente de um indicador universal, o 
alaranjado de metila não tem um largo espectro de mudança de cores, 
mas tem um ponto final bem definido. Sua fórmula química é 
C14H14N3O3SNa quando se apresenta na forma de sal de sódio. Em uma 
solução começando a se tornar menos ácida, o alaranjado de metila 
tornar-se-á de vermelho para laranja, e caso o processo continue, para 
amarelo. Processo inverso ocorre para uma solução aumentando em 
acidez. Massa molar: 327.33 g/mol. Densidade: 1.28 g/cm3. 
 
Figura 2.18 - Estrutura e aparência do metilorange 
 
7. Água destilada 
 
61 
 
A água destilada consiste numa água quimicamente pura, isto é, 
purificada por destilação de modo a eliminar os sais nela dissolvidos e 
outros compostos. 
 
Figura 2.2 – Água destilada 
 
62 
 
 
3. Procedimento experimental 
 O experimento é divido em duas partes, na primeira parte foi feito: 
 De inicio foram usados três béqueres de 100 mL para montar um sistema, no 
primeiro foi colocado uma solução de 10 mL de água destilada e 0,108 gramas de 
MgO, no segundo foi colocado 10 mL de água destilada e 0,102 gramas, por fim foi 
colocado no ultimo béquer com 20 mL de água destilada. 
 Logo após com o pHmetro foi medido o pH das soluções, foi identificado os 
três tubos de ensaio, no tubo 1 foi colocado 10 mL de água destilada, no tubo 2 foi 
colocado a solução MgO e no tubo 3 foi colocado a solução de CaO. 
 Em cada tubo foi adicionado duas gotas de fenolftaleína, os tubos foram 
tampados e agitados. Os resultados devem ser apresentados em uma tabela. 
 Já na parte na parte dois foi buscado simular a chuva ácida ilustrando a 
formação de um dos óxidos ácidos responsáveis pela chuva ácida e essa ação 
sobre a vegetação. 
 No inicio em um béquer de 250 mL foi colocado 100 mL de água destilada 
e 2 gotas de indicador metil orange, então foi misturado, no frasco de vidro com 
colher dobrada foi fixado na parte superior um hibisco vermelho, logo após foi 
transferido a mistura do de água destilada para o frasco de vidro com colher 
dobrada. 
 Então foi pesado 0,6 gramas de enxofre em pó e foi transferido para a 
colher da tampa do frasco, logo após o enxofre foi aquecido pelo bico de bunsen 
até que entrou em fusão, quando começou a formar vapores rapidamente foi 
fechado o frasco com a tampa, então foi agitado para que a solução ficasse 
homogenia a mistura gás-liquido e foi observado as mudanças no interior do 
liquido. 
 Um dia depois foi medido o ph da mistura e foi observado novamente o 
hibisco. 
 
 
 
63 
 
4. Resultados e discussão 
 A primeira parte do relatório foi basicamente o calculo do pH das 
substancias envolvidas, usando o pHmetro e a fenolftaleína, a fenolftaleína tem 
como característica mudar a coloração dependendo do meio em que se 
encontra, quando o pH é menor que 8 a solução com fenolftaleína fica incolor, 
quando ela se encontra de 8 a 10 ela torna-se rosa, e quando entre 10 e 12 
receve a cor carmim ou roxa. 
 Utilizando a fenolftaleína chegou nas colorações que podem ser vistas na 
figura abaixo: 
 
Figura 2.19 – soluções com fenolftaleína 
 As reações que ocorrem durante a adição das substancias na água 
destilada são: 
- C20H14O4. H2O (Água destilada e Indicador Fenolftaleína) 
- H2O + MgO → Mg(OH)2 (Água destilada + Óxido de Magnésio – Forma 
um sal de característica básica e forte) 
 
64 
 
- H2O + PbO → Pb(OH)2 (Água destilada + Óxido de Chumbo II – Forma 
um sal de característica básica e fraca) 
Com base nas equações pode-se notar que as substancias tem tendência 
a serem básicas, na tabela abaixo estão apresentados os resultados que foram 
coletados pelo pHmetro e é pela fenolftaleína: 
TABELA DE RESULTADOS 
Oxido usado Cor 
(indicador) 
PH Natureza do óxido 
Água 
destilada 
Incolor 7,03 Anfótremo 
MgO Rosa claro 11,11 Básico 
CaO Rosa escuro 13,16 Básico 
Tabela 2.1 – tabela de resultados de pH 
Na segunda parte do experimento conseguiu notar-se os estragos que 
substâncias como óxidos podem causar em algo vivo como uma vegetação, no 
caso a flor de hibisco, como citado no procedimento a reação ocorreu dentro do 
frasco onde 0,6 gramas de enxofre foram queimados, essa queima fez com que 
desencadeasse as seguintes reações: 
- S(g) + O2(g) → SO2(g) 
- SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) 
- SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq) (Ácido) 
- SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) (Ácido) 
A flor foi murchada devido a ação desses ácidos que se formaram dentro 
do pote, a acides do pote pode ser comprovada pelo indicador alaranjado de 
metila que foi colocado no pote, esse indicador quando em um pH menor que 
 
65 
 
3,1 fica vermelho, enquanto quando acima de 4,4 fica amarelo, na foto abaixo 
podemos notar que o indicador evidencia a característica ácida da solução: 
 
Figura 2.20 – Pote com indicador 
Com isso fica evidenciado que o pH era baixo, o que era esperado uma 
vez observada as reações que possuem compostos declaradamente ácidos, 
esses ácidos são responsáveis pela alteração na flor que pode ser observada a 
seguir na imagem: 
 
Figura 2.21 – Flor retirada do pote e flor normal 
 
66 
 
Existem três formas de que os gases químicos lançados na atmosfera 
podem se apresentar, uma delas é a nevoa que se observou no experimento, 
essa nevoa foi formada por óxidos de enxofre que agiram com a água 
atmosférica para formar ácido sulfúrico, essa ácido sulfúrico é o responsável 
pelas mudanças na flor. 
A mudança da aparência da flor tem como responsável o ataques dos 
ácidos, primeiramente ele murcha pelo fato de haver desidratação, que tem 
como responsável a mistura gás-liquido, depois com a formação dos ácidos a 
planta começou a perder suas cores e murchar, essas mudanças evidenciaram 
como é as consequências de uma chuva ácida em pequena escala. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
67 
 
1. Prática 3 – Transformações químicas 
 
1. Introdução 
 
A todo o momento no universo, ocorrem diversas 
mudanças/transformações nos estados da matéria. Essas transformações foram 
estudadas desde alquimistas da antiguidade, até os químicos modernos. 
 Nas bases da alquimia se sustentava uma lei, chamada de lei da troca 
equivalente.Ela impõe a teoria de que para se ganhar alguma coisa, é 
necessário sacrificar alguma outra coisa do mesmo valor. Por isso vários 
alquimistas buscaram em suas vidas pela Pedra Filosofal, na qual poderia se 
obter grandes resultados sem se dar algo considerável em troca, com ela, eles 
achavam conseguir transformar algum metal de pouco valor em ouro, criar 
animais mistos (quimeras) e também o elixir da vida, que poderia prolongar a 
vida de qualquer ser indefinidamente. 
Na química moderna/contemporânea se baseia a chamada lei de 
Lavoisier, que fundamenta a lei da conservação das massas, uma lei muito 
conhecida pela frase que a impõe que foi dita pelo químico Antoine Lavoisier. 
“ Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.” 
 
Lei da Conservação das Massas 
 
A lei da conservação das massas é utilizada no balanceamento de 
reações químicas. Todos os átomos presentes do lado esquerdo são reagentes 
e todos os átomos do lado direito são produtos. Mesmo que eles tenham mudado 
de número de oxidação (nox), de estado físico ou tenham se espalhado para 
formar mais de uma espécie diferente. A quantidade de matéria total deve 
permanecer a mesma, já que nenhum átomo foi criado e nem consumido. 
Reagentes → Produtos 
 
 
 
68 
 
Nessas equações devem estar apresentadas as formulas dos compostos, 
o estado físico da matéria aos quais se encontram e estarem na devida 
proporção estequiométrica. 
 
 
2. Fundamentação teórica 
Reações de síntese ou adição 
Reação de Síntese ou Adição: É aquela em que duas substâncias 
reagem originando um único produto. 
A + B → C 
Exemplo: Reação de formação do dióxido de carbono (gás carbônico), a partir 
de dois reagentes, o carbono e o gás oxigênio. 
Reações de decomposição 
Reação de decomposição: O inverso da de Síntese, uma única 
substância origina duas ou mais. 
A → B + C 
Exemplo: Nos airbags acionados, ocorre a rápida decomposição de um 
composto de sódio (NaN3(s)), produzindo gás nitrogênio e sódio. 
2 NaN3 (s) → 2 N2 (g) + 2 Na(s) 
Reações de dupla troca 
Reações de dupla troca: duas substâncias compostas reagem 
originando outras duas. 
AB +XY → AY + XB 
Exemplo: Reação entre sulfato de cobre e hidróxido de sódio resultando em 
precipitado azul de hidróxido de cobre. 
CuSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cu(OH)2 
 
Reações de simples troca 
 
69 
 
Reações de simples troca: Uma substância composta reage com 
uma simples e geram outras duas substâncias compostas e simples. 
A +XY → AY + X 
Exemplo: Reação de ácido clorídrico com zinco liberando gás hidrogênio 
(efervescência). 
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 
Reações de Oxirredução 
Reações de Oxirredução: São as que envolvem perda (oxidação) ou 
ganho (redução) de elétrons. 
Exemplo: Na fotossíntese, reação realizada pelas plantas clorofiladas, as 
moléculas de clorofila utilizam energia solar para produzir gás oxigênio. 
6 H2O + 6 CO2 → 6 O2 + C6H12O6 
Nesta reação o oxigênio sofreu uma oxidação, pois seu Nox (número de 
oxidação – carga elétrica das espécies químicas) aumentou, ou seja, ele perdeu 
elétrons. Já o hidrogênio reduziu, ou seja, ele ganhou elétrons. 
Reações com Óxidos: Óxidos são compostos binários, isto é, 
formados por dois elementos, sendo que o oxigênio é o mais 
eletronegativo entre eles. 
Óxido básico + Ácido → Sal + H2O: O óxido básico apresenta caráter 
iônico, em que o metal terá geralmente carga +1 e +2. Ao reagir com a água, 
origina bases. E ao reagir com ácidos, origina sal e água. 
Exemplos: 
Na2O + H2O → 2NaOH 
Na2O + 2HNO3 →2NaNO3 + H2O 
Óxido ácido + Base → sal + H2O: O óxido ácido apresenta caráter 
covalente, e geralmente é formado por ametais. Ao reagir com a água, origina 
ácidos. E ao reagir com bases, origina sal e água. 
Exemplos: 
SO2 + H2O →H2SO3 
SO2 + 2KOH →K2SO3 + H2O 
 
70 
 
Óxido básico + Óxido ácido → Sal: Neste caso, o cátion do óxido básico 
reage com o óxido ácido formando um sal. 
 
3. Procedimento experimental 
Como estamos trabalhando com compostos perigosos, deve se tomar o 
máximo de cuidado ao manuseá-los, afim de evitar queimaduras, irritações ou 
outros problemas de saúde mais graves. 
1. Lixiviação do Alumínio 
 
a) Em um béquer de 100 mL, preparar solução aquosa de HCl, na 
proporção de 1:4 com água destilada, ou seja, 10 mL de HCl misturado com 40 
mL de água. 
Identificar o béquer. 
HCl(aq) + H2O(aq)  H3O+(aq) +Cl-(aq) 
É uma reação de dupla troca, pois dois compostos reagiram formando 
um novo composto e liberando o resto, onde o íon hidrogênio faz protonação e 
se liga a molécula de H2O formando o íon H3O+ e o íon Cl-. 
Em um béquer de 100 mL, preparar solução aquosa de NH4OH, na 
proporção de 1:4 com água destilada, ou seja, 10 mL de NH4OH misturado 
com 40 mL de água. Identificar o béquer. 
NH4OH(aq) + H2O(l)  NH3(g) + 2H2O(l) 
É uma reação de adição, pois dois compostos reagiram formando um 
novo composto e liberando o resto, antes dessa reação ocorre outra, NH4OH se 
separa formando NH3 e H2O. 
NH4OH(aq)  NH3(g) +H2O(l) 
Imergir uma barra de zinco em uma solução aquosa de HCl 
(volume? Concentração?). Observar o fenômeno. Ocorre uma reação de 
simples troca, onde uma substância composta reage com uma simples, 
formando outra substância composta e outra simples, representada na 
equação balanceada a seguir. 
Zn2(s) + 2HCl(aq)  2ZnCl(s) + H2(g) 
 
71 
 
 Imergir uma barra de zinco em uma solução aquosa de CuSO4 
(volume?Concentração?). Observar o fenômeno. 
Ocorre uma reação de simples troca segundo a equação: 
Zn2 (s) + CuSO4  ZnSo4 +Cu 
Balanceando a equação fica: 
Zn2(s) + 2CuSO4  2ZnSO4 + Cu2 
Preparar 20 mL de soluções aquosas a 10% de hidróxido de sódio e 
sulfato de cobre. Ocorre uma reação de dupla troca onde dois compostos 
reagem formando outros dois compostos, representadas na equação a seguir. 
NaOH + CuSO4  NaSO4 +CuOH 
 
2. “Fogo no Gelo” 
 
Nesta experiência utilizaremos um recipiente de metal, carbeto de cálcio, 
gelo e fósforos. Depositamos o gelo seco dentro do recipiente, então colocamos 
uma pedra de carbeto de cálcio, logo é observado a formação de gás. 
 Após feito isso acendemos o fósforo e fizemos com que o gás que se sai 
da lata se inflame (por isso a importância de fazer esta experiência em um 
ambiente aberto), que passa a impressão que o gelo está pegando fogo. 
 
3. Produção do Acetileno 
 
Na produção do acetileno utilizamos os seguintes materiais e regentes: 
vidros relógio, béqueres de 100 ml, tubos de ensaio, balança, mangueira para a 
retirada de gás, Alumínio, algumas soluções como KMnO4 (Permanganato de 
potássio) e lugol, ácido clorídrico (HCl), carbeto de cálcio(CaC2) e água. 
 Primeiro enumeramos os tubos de ensaio e apoiando-as no suporte de 
tubos de ensaios. Em seguida montamos o sistema conforme a figura ao lado 
para a produção do acetileno. 
 
72 
 
Adicionamos água até 1/3 de volume nos tubos 1 e 2 e também uma gota de 
solução de KMnO4 ,sendo que o tubo 1 foi utilizado para controle da coloração 
inicial, sem reação. Logo depois nos tubos 3 e 4 colocamos uma gota de 
solução de lugol e adicionamos água até 1/3 do volume dos mesmos, dessa vez 
o tubo 3 foi utilizado como solução de controle. 
No próximo tubo adicionamos água até 1/3 de seu volume, colocando 
apenas uma pedra de carbeto de cálcio no mesmo e imediatamente o fechamos 
com a rolha contendo o tubo de látex. 
Pesamos a pedra selecionada e fizemos os cálculos estequiométricos e 
logo após, com o gás liberado devido a reação no tubo (acetileno), borbulhamos 
talgás no tubo 2 e quando observamos a mudança na coloração da mesma, 
passamos a borbulhar o gás produzido no tubo 4. 
Na segunda parte do experimento pesamos um copo de Béquer de 100 
mL seco e limpo e anotamos seu peso, o mesmo foi feito com um pedaço de 
alumínio. Em seguida preparamos uma solução de 5 mL de água e 5mL de HCl 
no Béquer que também foi pesado. 
Nessa solução colocamos o pedaço de alumínio e anotou-se o tempo 
necessário para o seu desaparecimento. Depois aquecemos a solução formada 
no chapa aquecedora até a evaporação total do líquido, esperamos esfriar e 
pesamos o béquer com o resíduo resultante, anotando seu peso. 
 
 
 
 
4. Resultados e discussão 
 
Etapa I: Lixiviação do Zinco 
 
 
73 
 
Foi quantificada a massa da placa de zinco e após cada imersão em ácido 
clorídrico a massa era quantificada novamente. Adicionamos 10ml de HCl com 
40ml de H2O, e obtemos a equação: 
Zn2(s) + 2HCl(aq)  2ZnCl(s) + H2(g). 
Percebe-se que imediatamente a molécula de HCl se separa e o cloro se liga 
com o zinco, e que gás hidrogênio é liberado. Esperamos a temperatura da 
mistura alcançar 19°C e iniciou-se a medição do tempo e a massa foi 
quantificada a cada 2 minutos. A massa inicial é de 0,826g. 
Tempo (s) Temperatura(°C) Massa inicial(m) Massa final Δ Massa 
0-120 19 0,826 0,825 0,001 
120-240 19 0,825 0,822 0,003 
240-360 19 0,822 0,819 0,003 
360-480 19 0,819 0,818 0,001 
Tabela 3.1- Massa de zinco nos períodos medidos 
 
 Etapa II: Fogo no gelo 
Da reação entre o carbureto e o gelo ocorre a formação de acetileno e 
hidróxido de cálcio, após o derretimento do gelo, a água reage com o carbureto 
como mostra a seguinte reação: 
CaC2(s) + H2O(l) --> C2H2(g) + Ca(OH)2 
Logo após fizemos a combustão do gás acetileno, dada pela reação a 
seguir: 
C2H2 + 3O2 --> 2CO2 + H2 
 
Etapa III: Acetileno 
 
74 
 
Em um tubo de ensaio o CaC2 reagiu a água, e a solução começou a 
ganhar uma cor rosada. Essa mudança ocorre devido a liberação do gás 
acetileno e a produção do hidróxido de cálcio que precipita e deixa a solução 
escura. De acordo com a reação a seguir: 
CaC2(s) + 2H2O(l) -> C2H2 (g) + 2Ca(OH)2 
O acetileno se oxida em contato com a solução, mudando a coloração, 
passando de violeta para marrom, como mostra a reação a seguir: 
2C2H2 (g) + 5MnO4 (s) -> 4CO2 (g) + 2H2O(l) + 5MnO2 (s) 
 
Figura 3.1 - Produção de Acetileno. 
 
 
 
 
75 
 
1. Prática 4 – Células galvânicas ou Pilhas 
1. Fundamentação teórica 
 
Uma corrente elétrica pode provocar uma reação química ou, uma reação 
química pode produzir uma corrente elétrica. A relação entre estes dois 
fenômenos é estudada por um ramo da química chamado eletroquímica. 
Células galvânicas 
Quando um pedaço de zinco metálico é mergulhado em uma solução de 
CuSO4, o Zn é oxidado a íons Zn2+ e os íons Cu2+ são reduzidos a cobre 
metálico. 
Zn(s) + Cu2+(aq) ------> Zn2+(aq) + Cu(s) 
Os elétrons são transferidos diretamente em solução do agente redutor 
(Zn) para o agente oxidante (Cu2+). Se separarmos fisicamente o agente 
oxidando do agente redutor, a transferência de elétrons pode ocorrer por um 
meio condutor exterior (um fio metálico). À medida que a reação progride, 
estabelece-se um fluxo contínuo de elétrons e, portanto, produz-se eletricidade 
(isto é, produz-se trabalho elétrico tal como a força motriz de um motor elétrico). 
O dispositivo experimental usado para produzir eletricidade a partir de 
uma reação espontânea é designado por célula galvânica ou célula voltaica, em 
homenagem aos cientistas italianos Luigi Galvani e Alessandro volta, que 
construíram as primeiras versões do dispositivo. Por definição, em uma célula 
galvânica, o eletrodo onde ocorre a oxidação é chamado ânodo e o eletrodo onde 
ocorre a redução é o cátodo. 
Para a célula de Daniell, as reações de oxidação e de redução nos 
eletrodos designadas reações de semicélula são: 
Eletrodo de Zn (ânodo): Zn(s) ------> Zn2+(aq) + 2e- 
Eletrodo de Cu (cátodo): Cu2+(aq) + 2e- -------> Cu(s) 
 
A não ser que as duas soluções estejam separadas uma da outra, os íons 
Cu2+ reagirão diretamente com a barra de zinco : 
Cu2+(aq) + Zn(s) ------> Cu(s) + Zn2+(aq) 
não havendo produção de trabalho elétrico útil. 
 
76 
 
Para completar o circuito elétrico, as soluções têm de ser ligadas entre si 
por um meio condutor pelo qual os cátions e os ânions possam se mover de um 
compartimento para o outro esta exigência é satisfeita por uma ponte salina, a 
qual, na sua forma mais simples, é um tubo em U invertido que contém uma 
solução eletrolítica inerte, como KCl ou NH4NO3, cujos íons não reagirão com os 
outros íons em solução ou com os eletrodos. No decorrer da reação redox global, 
os elétrons fluem no circuito exterior pelo fio condutor do ânodo (eletrodo de Zn) 
para o cátodo (eletrodo de Cu). Na solução, os cátion (Zn2+, Cu2+ e K+) se 
moverão na direção do cátodo, ao passo que os ânions (SO42- e Cl-) se moverão 
na direção do ânodo. Na ausência da ponte salina que liga as duas soluções, a 
formação de carga positiva no compartimento anódico (devido à formação de 
íons Zn2+) e de carga negativa no compartimento catódico (originada quando 
alguns íons Cu2+ são reduzidos a Cu) impediria rapidamente a célula de operar. 
 
Diagrama de célula 
 
Chama-se de diagrama de célula a notação convencional usada para 
representar as células galvânicas. Para a célula de Daniell,e considerando que 
as concentrações dos íons Zn2+ e Cu2+ são 1 molar, o digrama da célula é 
 
 
Zn(s) Zn2+ (1 M) Cu2+ (1 M) Cu(s) 
 
Potencial padrão de redução 
 
O potencial padrão de redução definido como o potencial associado à reação de 
redução que ocorre em um eletrodo quando todos os solutos possuem 
concentração 1 M e todos os gases estão a 1 atm. Portanto, o potencial padrão 
de redução do eletrodo de hidrogênio é zero. O eletrodo de hidrogênio é 
chamado de eletrodo padrão de hidrogênio (EPH). 
Por convenção, a Força eletromotriz da célula, E°célula, é o resultado da 
contribuição anódica e da contribuição catódica e é dada por 
E° célula = E° cátodo - E° ânodo Eq. (1) 
 
 
 
77 
 
2. Procedimento experimental 
 
1. Materiais utilizados 
1. Béqueres de 250 mL; 
2. Provetas ; 
3. Bastões de vidro; 
4. Vidros de relógio; 
5. Espátulas ; 
6. Tubo em U (pedaço de mangueira para a ponte salina); 
7. Pinças; 
8. Dois multímetros com cabos ponta “jacaré”; 
9. Algodão; 
10. “Bombril”(para lavagem); 
11. Eletrodos(Ferro, cobre e zinco); 
 
1. Reagentes 
12. Sulfato de cobre (CuSO4.5H2O); 
13. sulfato de zinco (ZnSO4.7H2O) ; 
14. sulfato de ferro (FeSO4.7H2O); 
 
 Inicialmente calculou-se todas as massas necessárias para usar em 
100mL de solução. 
Posteriormente, misturou-se, com o auxílio do bastão de vidro, cada 
sulfato em um béquer. Para fazer a montagem das pilhas lavamos com muito 
cuidado todos os eletrodos a fim de eliminar toda impureza que poderia 
contaminar a solução. Em seguida, com ajuda da tabela de potenciais, ligamos 
os polos do “jacaré” conforme seus eletrodos. 
 Mergulhou-se os eletrodos junto com jacaré em suas respectivas 
soluções, foi montada a ponte salina e ligada nos dois béqueres. Ao ligar-se o 
multímetro obtivemos um potencial medido em volts, ou seja, a diferença 
potencial ou tensão da célula. Com tudo pronto, foi anotado o valor do potencial 
até a sua estabilização de 2 em 2 minutos . 
 
78 
 
 
1. Equação de Nernst 
 
E= E° - (RT/nF) * ln ([ni2+]/[cu2+]) 
R= 8,315 , T= 273,2 + °C , F= 96485 
 
2. Resultados e discussão 
1. Pilha de Cobre e Níquel 
 
Reação de redução: Cu+2(aq) + 2e− → Cu0(s) [E0=+0,342 V] 
 
Reação de oxidação: Ni0(s) → 2e− + Ni+2(aq) [E0=+0,257 V] 
 ______________________________________________ 
 
Reação Global: Cu+2(aq) + Ni0(s) → Cu0(s) + Ni+2(aq) [E0=+0,599 V] 
 
Por meio desta equação acima e da tabela de potenciais, tornou-se 
possível calcular o potencial padrão para a pilha de Cu|Ni de valor E0=+0,599 V. 
Tendo em mãos este valor, o da temperatura do local e as concentrações do 
ânodo e cátodo, foi possível descobrir o potencial desta célula utilizando a 
equação de Nernst. 
 
𝑬 = 𝑬𝟎 − 
𝑹𝑻
𝒏𝑭
 𝒍𝒏𝑲 
 
𝐸0= Potencial padrão. 
R = Constante universal dos gases. 
T = Temperatura do ambiente (220𝐶 = 295,2𝐾 ). 
n = Número de elétrons da equação. 
 
79 
 
F = Carga de um mol de elétrons. 
K = Concentração. 
 
Concent. 
Ânodo(M) 
Concent. 
Cátodo(M) 
Temperatura 
(C) 
Potencial 
Teórico (V) 
Potencial 
Exper. (V) 
1 1 22 0,599 0,174 
0,006 1 22 0,644 0,145 
0,006 0,1 22 0,634 0,148 
0,006 1 10 0,661 0,1 
0,006 0,1 10 0,693 0,090 
Tabela 4.1 - Potenciais para condições diferentes. 
 
Os valores foram todos calculados pela equação de Nernst, alterando 
suas concentrações e temperatura. A solução de 𝑁𝑖𝑆𝑂4 em água foi resfriada em 
uma geladeira até alcançar os 100𝐶 e assim ligada ao sistema de pilhas 
novamente. Ao avaliar os dois valores percebe-se uma enorme diferença em 
seus potenciais e ao que era esperado, a explicação disto é: 
 
1. A placa de Níquel do laboratório não ser puramente de níquel, e sim 
uma liga; 
2. O prazo de validade do 𝑁𝑖𝑆𝑂4 já passar de 10 anos; 
3. Vazamento de água da ponte salina; 
4. A liga de Níquel provavelmente atuou como cátodo ao invés de ânodo, 
mudando assim todo potencial que era esperado
 
80 
 
 
Imagem 4.1 – Célula galvânica. 
 
A massa inicial da barra de Níquel e Cobre eram respectivamente de 
3,300g e 12,554g. Ao fim do experimento os valores foram de 3,304 e 12,552. 
Porém o esperado era de que a massa do Cobre fosse aumentada, pois o 
mesmo sofre redução, o mesmo acontece com o Níquel que ao invés de perder 
massa acabou aumentando sua massa. A explicação disso foi descrita logo 
acima, a liga de Níquel se reduziu ao invés de oxidar. 
 
1. Pilha de Zinco e Ferro 
 Inicialmente foi feito o estudo da equação de oxirredução envolvendo 
Ferro e zinco, chegando-se na equação. 
 Reação de oxidação: 
𝑍𝑛(𝑠) → 2𝑒− + 𝑍𝑛+2 𝐸0 = 0,762 𝑉 
 Reação de redução: 
𝑒− + 𝐹𝑒+3 → 𝐹𝑒+2 𝐸0 = 0,771 𝑉 
 Equação Global: 
𝑍𝑛(𝑠) + 2𝐹𝑒+3 (𝑎𝑞) → 2𝐹𝑒+2(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛+2(𝑎𝑞) 𝐸0 = 1,533 𝑉 
 
81 
 
 Ou seja, o potencial esperado para a pilha de zinco e ferro é de 1,533 Volts 
nas condições padrão. Porem essas condições não se observaram no dia do 
experimento, primeiramente a temperatura local era de 293 K, além disso a 
concentração dos íons não era 1 molar, a solução de ferro (K3Fe(CN)6) possuía 
concentração de 0,1 M, enquanto a solução de Zinco (ZnSO4.7H2O) possuía 
uma concentração de 0,01 M, com isso o potencial de redução esperado para a 
pilha a partir da equação de Nernst foi: 
E = 1,504 V 
 Para realização de uma pilha galvânica de zinco e Ferro foram escolhidos 
primeiramente as barras de zinco e ferro e ambas foram quantificadas, o ferro 
possuía massa de 6,444 gramas enquanto a barra de zinco possuía 6,795 
gramas, logo após foi feita a ponte salina usando NaCl, e assim foi produzida a 
pilha ligada a um voltímetro e apresentada na figura: 
 
 
Imagem 4.2 – Célula galvânica 
 Após alguns minutos de espera se observou no voltímetro a voltagem de 
1,3141 Volts, que apesar de não coincidir com o esperado se demonstrou 
satisfatório, pois era melhor do que os índices alcançados recentemente no 
mesmo laboratório, a discrepância do esperado pode ser explicado pelo fato da 
ponta salina estar vazando durante o experimento, o que só foi observado no fim 
dele, sendo assim todas as medições provavelmente foram atrapalhadas pelo 
 
82 
 
vazamento, outra explicação plausível para a discrepância é que a equação de 
oxirredução apresentada no inicio não é a única que pode ocorrer envolvendo 
Zinco e Ferro, a outra reação possível possui um potencia padrão muito menor 
do que a que foi apresentada, a possibilidade dessa equação também ter 
ocorrido durante a reação faria com que a voltagem fosse menor que a esperada. 
 Os eletrodos foram retirados da pilha, secados e pesados, o ferro diminuiu 
seu peso para 6,435 gramas enquanto o zinco teve seu peso diminuído para 
6,788 gramas, não é comum que o peso dos dois eletrodos diminuam, 
normalmente apenas o do anodo diminui, porem nesse caso o fato da reação 
catódica reduzir um íon para outro íon faz com que essa diminuição se torne 
possível. 
 Após isso a concentração da solução catódica foi diminuída para 0,06 M, 
novamente a equação de Nerst foi utilizada para achar um potencial padrão 
esperado, chegou-se no seguinte resultado: 
E = 1,497 V 
 O resultado observado experimentalmente foi de 1,307 volts, que 
novamente é um resultado satisfatório dentro das condições enfrentadas e já 
explicadas anteriormente, com isso pode-se verificar a influência da 
concentração na voltagem da pilha, novamente foram secados e pesados os 
eletrodos, novamente os dois tiveram uma baixa de massa, sendo que o ferro 
chegou a 6,424 gramas enquanto o zinco decaiu para 6,779 gramas. 
 Por fim ambas as soluções foram levadas ao frízer até diminuírem a 
temperatura para 13° Celsius, após isso foi realizado novamente o calculo do 
potencial da pilha, agora com variação da temperatura, se chegou no valor de: 
E = 1,4983 V 
 O valor encontrado experimentalmente foi de 1,310 volts, resultado 
novamente satisfatório frente as condições apresentadas, pode-se observar 
dessa forma a influencia da temperatura na voltagem da célula galvânica. 
 
 
 
83 
 
2. Pilha de Cobre e Alumínio 
 
Semi-reação de redução: Cu+2(aq) + 2e− → Cu0(s) [E0=+0,342V] 
Semi-reação de oxidação: A𝑙0(s) → Al+3(aq) + 3e− [E0=+1,670V] 
 
Reação global: 3𝐶𝑢+2(𝑎𝑞) + 2𝐴𝑙0 → 𝐴𝑙+3 + 𝐶𝑢0 [E0=+2,012V] 
 
Os dados experimentais e os resultados esperados para cada condição 
foram os seguintes: 
Para a pilha com ambas as soluções a 0,1molar e temperatura de 295K, 
a tensão observada foi de 0,75V, mas era esperada uma tensão de 2,0022V. As 
massas das placas não se alteraram. 
Para a pilha com solução de cloreto de alumínio a 0,006molar, solução de 
sulfato de cobre II a 0,1molar e temperatura de 295K, a tensão medida foi de 
0,6698V, sendo esperada uma tensão de 2,026V. As massas das placas não se 
alteraram. 
Para a pila com solução de cloreto de alumínio a 0,006molar, solução de 
sulfato de cobre II a 0,1molar e temperatura de 283K, a tensão medida foi de 
0,6445V, sendo esperada uma tensão de 2,025V. As massas das placas também 
não se alteraram. 
Esta diferença entre as tensões teóricas e experimentais é muito grande. 
Uma explicação possível seria a de que uma das soluções (ou as duas) estaria 
contaminada. Contudo, ambas as soluções foram trocadas por outras e os 
resultados continuaram a divergir dos teóricos. 
Com esta possibilidade eliminada, há outras duas: a de que a ponte salina não 
estaria funcionando como deveria (não estava realizando o deslocamento de 
íons para fechar o circuito) e de que asplacas não eram puras (100% de cobre 
e alumínio). 
Contudo, podem ser feitas algumas observações com os dados coletados: era 
esperado que a tensão diminuísse com a redução da temperatura, o que ocorreu. 
Contudo, era esperado um aumento na tensão ao reduzir a concentração da 
solução de cloreto de alumínio, o que não ocorreu. Isto pode ter ocorrido se a 
água utilizada para diluir a solução não era totalmente destilada, possuindo 
impurezas. 
 
84 
 
1. Prática 5 - Corrosão nos metais 
 
1. Introdução 
A corrosão dos metais é um processo natural em que o metal é 
deteriorado por meio de reações de oxido-redução entre ele e agentes naturais, 
principalmente o oxigênio do ar. 
A corrosão apoia-se no conceito de reações de oxido-redução, onde as 
transferências de elétrons, por um circuito de pilhas, ocasiona a mesma, esta, 
por sua vez, representa grande importância na indústria metalúrgica, que produz 
toneladas de ferro anualmente, para substituir produtos inutilizáveis por 
corrosão. O ferro e o aço são os metais de maior significância neste fenômeno 
químico. 
A corrosão ocorre porque os metais, com exceção do ouro e da platina, 
possuem potenciais de oxidação maiores que os do oxigênio. Dessa forma, eles 
perdem elétrons para o oxigênio presente no ar. 
1. Principais formas de corrosão 
 
1. Corrosão Eletroquímica 
Esse é o tipo de corrosão mais comum, pois é a que ocorre com os metais, 
geralmente na presença de água. Ela pode se dar de duas formas principais: 
I) Quando o metal está em contato com um eletrólito (solução condutora ou 
condutor iônico que envolve áreas anódicas e catódicas ao mesmo tempo), 
formando uma pilha de corrosão.Ex: Formação do ferrugem. 
II)Quando dois metais são ligados por um eletrólito, formando uma pilha 
galvânica. Por exemplo, se colocarmos uma placa de cobre e uma de ferro, ambas 
mergulhadas num eletrólito neutro aerado e postas em contato, formando um 
circuito elétrico, cada placa se tornará um eletrodo. O ferro será o ânodo, oxidando-
se e perdendo elétrons que migram para o cátodo (placa de cobre), que por sua vez, 
 
85 
 
é reduzido. O ânodo sofrerá o desgaste, formando a ferrugem no fundo do 
recipiente. 
2. Corrosão Galvânica 
 
Denomina-se corrosão galvânica o processo corrosivo resultante do 
contato elétrico de materiais diferentes ou dissimilares. Este tipo de corrosão 
será tão mais intensa quanto mais distantes forem os materiais na tabela de 
potenciais eletroquímicos, ou seja, em termos de nobreza no meio considerado. 
Terá também grande influência a relação entre as áreas catódica e 
anódica. A relação deverá ser a menor possível a fim de se obter um desgaste 
menor e mais uniforme na área anódica. 
Outro aspecto importante é a presença de íons metálicos no eletrólito, 
quando estes íons forem de materiais mais catódicos que outros materiais onde 
venham haver contato, poderá ocorrer corrosão devido a redução dos íons do 
meio com a consequente oxidação do metal do equipamento ou instalação. 
3. Corrosão por Erosão 
 
Erosão de um material metálico é o desgaste mecânico provocado pela 
abrasão superficial de uma substância sólida, líquida ou gasosa. A ação erosiva 
sobre um material metálico é mais frequente nos seguintes casos: 
• Quando se desloca um material sólido; 
 • Quando se desloca um líquido contendo partículas sólidas; 
• Quando se desloca um gás contendo partículas líquidas ou sólidas. 
No caso de líquidos e gases a ação erosiva ocorre normalmente, em 
tubulações, em permutadores, em pás de turbinas. A erosão provoca o desgaste 
superficial capaz de remover as películas protetoras constituídas de produtos de 
 
86 
 
corrosão. Desta forma, um processo corrosivo torna-se mais intenso quando 
combinado com erosão. A corrosão produz a película de produto de corrosão, o 
processo erosivo remove expondo a superfície a novo desgaste corrosivo. O 
resultado final será de um desgaste muito maior do que se apenas o processo 
corrosivo ou erosivo agisse isoladamente. 
4. Corrosão por Tensão 
 
O desenvolvimento da corrosão sob tensão, exige a presença simultânea 
de tensões de tração e fatores ambientais específicos. Isso é incomum nas 
atmosferas internas de um edifício. As tensões não necessitam ser muito altas 
em relação ao limite de escoamento do material e podem ser devidas a carga e/ 
ou efeitos residuais dos processos de fabricação tais como soldagem ou 
dobramento. Devem ser tomados cuidados quando os componentes de aço 
inoxidável com tensões residuais elevadas (por ex. devido ao trabalho a frio) são 
usados em ambientes ricos em cloretos (por ex. piscinas cobertas, marinho, 
plataforma marítima). 
 
2. Procedimento Experimental 
a) Preparar 60 mL de soluções 0,1 M dos reagentes sólidos e 100 mL de 
soluções 0,1 M dos reagentes líquidos. 
b) Com o pHmetro, determinar o pH de cada solução, identificando-as como 
básicas, ácidas ou neutras. 
c) Cortar pedaços de fio de cobre e de alumínio com o alicate. 
d) Cortar 7 metais, medir comprimento, largura, área e quantificar a massa. 
e) Com o alicate, deformar levemente uma parte das peças para verificar a 
intensidade de corrosão relacionada à deformação mecânica (todas as 40 
peças). 
f) Limpar e polir todas as peças com água, sabão e bombril e secar com papel 
toalha. Após a limpeza, não tocar nas peças com as mãos, devendo-se utilizar 
pinça. 
g) Pesar as peças e fazer o correspondente registro das massas. 
 
87 
 
h) Para cada metal, preparar tubos de ensaio contendo cada uma das soluções 
preparadas, identificando-os. 
i) Colocar uma peça limpa em cada um dos tubos de ensaio e adicionar 
quantidade de solução suficiente para cobrir completamente a peça. 
j) Deixar as peças nas soluções por uma semana, fazendo o registro fotográfico 
após 1, 3 e 7 dias. 
k) Após uma semana de imersão, limpar, lavar, secar e pesar as peças, 
registrando suas massas para avaliar a perda de massa das peças. 
 
1. Materiais utilizados 
10 peças de ferro (pregos pequenos) (trazer); 
10 peças de cobre (pedaços de fio de cobre); 
10 peças de alumínio (pedaços de fio de alumínio); 
10 peças de zinco (plaquetas de zinco de pilha); 
peça de aço carbono; 
40 tubos de ensaio médios (aprox. 15 mL); 
6 béquers de 100 mL; 
4 balões de 100 mL; 
6 bastões de vidro; 
6 espátulas; 
proveta de 100 mL; 
vidros de relógio; 
pipetas de 5 mL; 
pinças; 
alicate; 
“bombril" (verificar a necessidade de trazer); 
papel toalha; 
pHmetro; 
balança; 
dessecador; 
estufa; 
forno; 
 
88 
 
hidróxido de sódio (NaOH); 
hidróxido de potássio (KOH); 
carbonato de sódio (Na2CO3); 
cloreto de sódio (NaCl); 
cloreto de potássio (KCl); 
ácido cítrico (C6H8O7); 
ácido acético (CH3COOH); 
ácido nítrico (HNO3); 
ácido clorídrico (HCl); 
ácido sulfúrico (H2SO4). 
 
 
3. Resultados e discussão 
1. Corrosão do Cobre 
 
Foram usadas 7 placas de Cobre, cada uma foi lixada e limpa, após isso 
foi quantificada as dimensões e a massa de cada placa. Logo em seguida foram 
colocadas em tubos de ensaio, cada uma em uma solução de 0,1molar de 
diferentes substâncias, como mostra a imagem a seguir. 
 
Imagem 5.1 - Placas em solução 
 
 
89 
 
A tabela a seguir informa os valores obtidos (a caixa em negrito 
representa a placa entortada). 
N° Largura(mm) Comprimento(mm) Área(cm²) Massa(g) Solução Ph 
1 8,6 35,6 3,0616 4,811 NaCl 6,42 
2 8,6 33,0 2,838 4,390 NaOH 10,94 
3 8,6 35,8 3,0788 4,735 H2SO4 0,62 
4 8,6 35,8 3,0788 4,768 CuSO4 3,88 
5 8,7 51,3 4,4631 4,138 Ac.Cítrico 1,656 8,5 41,45 3,52325 5,482 CaCO3 8,54 
7 8,75 49,6 4,34 6,565 H2SO4 0,62 
Tabela 5.1 - Valores obtidos antes da imersão. 
Após uma semana imersos na solução, as placas de cobre foram retiradas 
e limpas, logo em seguida foram realizadas novas quantificações. 
 
 
Imagem 5.2- Placas Após uma semana 
 
 
 
 
90 
 
Os resultados obtidos estão representados na tabela a abaixo. 
 
N° Larg.(mm) Comp.(mm) Alt.(mm) Área(cm²) Massa(g) Solução Ph 
1 8,55 35,55 3 3,039525 4,810 NaCl 6,42 
2 8,55 32,9 3 2,81295 4,389 NaOH 10,94 
3 8,55 35,9 3 3,06945 4,733 H2SO4 0,62 
4 8,6 35,80 2,9 3,0788 4,733 CuSO4 3,88 
5 8,3 51,35 2,9 4,26205 4,127 A.Cítrico 1,65 
6 8,45 41,4 2,9 3,4983 5,481 CaCO3 8,54 
7 8,75 48,00 3 4,2 6,556 H2SO4 0,62 
Tabela 5.2 - Valores obtidos depois da imersão. 
 
 
 
A partir desses dados é possível calcular a taxa de corrosão dada pela fórmula : 
CRP = 
𝐾𝑊
𝑑𝐴𝑡
 
K = Constante (87,6 mm/ano) 
W = Perca de massa(mg) 
A = Área superficial (cm²) 
d = Densidade (g/cm³) 
t = Tempo (hs) 
N° da placa Taxa de corrosão (mm/ano) 
1 0,008824795 
2 0,009462141 
3 0,017558613 
4 0,308069719 
5 0,068338357 
6 0,007771017 
7 0,05728476 
Tabela 5.3 - valores das taxas de corrosão (mm/ano) 
 
 
Na imagem abaixo está a placa imersa em NaCl, como pode se ver ela 
 
91 
 
sofreu uma baixa corrosão, ficando indícios de corrosão na parte de baixo do 
tubo. 
 
Imagem 5.3 - Placa imersa em NaCL 
 
Na imagem abaixo está a placa imersa em NaOH, como pode se ver ela 
sofreu muito pouca corrosão, ficando poucos indícios de corrosão na parte de 
baixo do tubo. 
 
Imagem 5.4 - Placa imersa em NaOH 
Na imagem abaixo está a placa imersa em H2SO4, Ela sofreu baixa 
 
92 
 
quantidade de corrosão, porém acima da média dos outros ensaios. 
 
Imagem 5.5 - Placa imersa em H2SO4 
Na imagem abaixo está a placa imersa em CuSO4, Visivelmente 
percebemos a alta corrosão que esse meio proporcionou a placa. 
 
Imagem 5.6 - Placa imersa em CuSO4 
 
Na imagem abaixo está a placa imersa em ácido cítrico. Ela sofreu uma 
moderada taxa de corrosão, podendo ser verificada pela alteração da cor do 
 
93 
 
tubo. 
 
 
Imagem 5.7 - Placa imersa em ácido cítrico 
 
Na imagem abaixo está a placa imersa em CaCO3, Ela sofreu baixa 
quantidade de corrosão, porém podemos perceber o produto da corrosão na 
parte inferior do tubo. 
 
Imagem 5.8 - Placa imersa em CaCO3 
Na imagem abaixo está a placa entortada imersa em H2SO4. Ela sofreu 
 
94 
 
alta taxa de corrosão comparada a placa não entortada, devido que a fratura faz 
com que a energia no ponto entortado fique mais concentrada. 
 
Imagem 5.9 - Placa entortada imersa em H2SO4 
 
2. Corrosão do Ferro 
 Os sete pregos foram lixados o logo após foi quantificada as massas e as 
medidas de cada um dos prego, após isso cada um deles foi colocado em em 
uma pequena proveta, cada um mergulhado em uma solução diferente, o prego 
numero 5 é o prego que foi entortado as informações coletadas nessa primeira 
parte se encontrar na tabela a seguir: 
Numero do 
prego 
Massa(gramas) Comprimento(cm) Diâmetro(cm) Solução 
1 3,457 5,0 0,15 NaOH 
2 3,484 5,0 0,2 H2SO4 
3 3,365 4,9 0,15 NaCl 
4 3,487 5,1 0,20 C6H8O7 
5 3,423 5 0,15 H2S04 
6 3,439 5 0,20 CuSO4 
7 3,455 5,1 0,20 CaCO3 
Tabela 5.4 - Informações dos pregos. 
 
 
95 
 
 As observações de três dias depois deram as seguintes expressões no 
observador: 
Numero do 
Prego: 
Impressão: 
1 Pouca mudança do dia da colocação 
2 Formaram-se bolhas por todo prego 
3 Corrosão por todo prego 
4 Formaram-se bolhas em torno do prego 
5 Havia corrosão na curva feito pelo torção 
6 Corrosão observada por todo prego 
7 Corrosão em algumas partes do prego 
Tabela 2: Impressões três dias após o mergulho 
 
Sete dias depois do inicio do experimento retornou-se ao laboratório e foi 
fotografado cada prego e os mesmos foram retirados das soluções, limpos e 
pesados, com as massas e utilizando a formula do calculo da tava da corrosão 
introduzida anteriormente, os resultados se encontram na tabela abaixo: 
Numero do prego: Massa final: (gramas) CRP: (mm/ano) 
1 3,453 0,113762233 
2 3,444 0,85321675 
3 3,333 0,928671293 
4 3,288 4,161522876 
5 3,351 2,047720201 
6 3,319 2,559650251 
7 3,428 0,564628732 
Tabela 5.5 - Massa final e taxas de corrosão 
 
 
 
 
 
 
 
 
96 
 
 
 
Na imagem abaixo pode-se visualizar o prego que ficou exposto a NaOH: 
 
Imagem 5.10 – Prego no NaOH 
 
 Na imagem fica claro que o prego sofreu pouca mudança, quase não 
havendo corrosão. 
 
Imagem 5.11 – Prego em H2SO4 
 
 
97 
 
 Em H2SO4 pode-se observar que já há indícios de corrosão na parte de baixo 
do tubo, indícios comprovados pela taxa de CRP do prego, os íons H+ do acido 
são responsáveis por essa reação. 
 
Imagem 5.12 - Prego em NaCl 
 
 O prego que ficou exposto a NaCl sofreu uma corrosão considerável, 
comprovada pela taxa de CRP, o meio salgado é favorável a corrosão do ferro, 
por esse motivo se observou esse resultado. 
 
Imagem 5.13 – Acido Cítrico 
 
98 
 
 
 Nesse caso praticamente não se nota corrosão, fato comprovado pela taxa 
de corrosão do prego, isso se deve ao fato de que o ácido cítrico ser um acido 
orgânico considerado fraco, fazendo com que ele não corroa o prego. 
 
Imagem 5.14 – Prego entortado em H2SO4 
 
 No caso do ferro entortado observamos uma forte corrosão na parte onde 
houve a torção, observação confirmada pela taxa de corrosão obtida, isso se 
deve ao fato do prego estar entortado, graças à erosão que é aumentada pela 
dobra do prego. 
 
 
 
99 
 
Imagem 5.15 – CuSO4 
 
Com CuSO4 foi observado a corrosão mais acentuada, fato comprovado pela 
tava de corrosão calculada na tabela 3, a mais alta de todas, interessante 
observar que o nível de CuSO4 diminuiu pois houve precipitação de Cu. 
 
 
Imagem 5.16 – CaCO3 
 Por fim no CaCO3 observou-se uma corrosão não tão alta, sua taxa de 
corrosão calculada foi pequena perto das outras. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
100 
 
 
1. Prática 6 - Eletrólise 
1. Introdução 
 
Algumas reações químicas ocorrem apenas quando fornecemos energia 
na forma de eletricidade, enquanto outras geram eletricidade quando ocorrem, 
por exemplo, uma pilha. Em uma célula eletrolítica, ocorre um processo chamado 
de eletrólise, na qual a passagem de eletricidade através da solução fornece 
uma determinada energia que promove uma reação química não espontânea 
forçada. Em outras palavras, pode se dizer que a eletrólise é o armazenamento 
de energia química dada por uma corrente elétrica. 
As semi reações correspondentes: 
 
Semi-reação do ânodo: 2H2O ↔ O2 + 4H+ + 4e- 
Semi-reação do cátodo: 4H+ + 4e- ↔ 2H2 
Reação total da eletrólise: 2H2O ↔ 2H2 + O2 
1. Objetivos 
Nesta prática visamos compreender a dissociação da molécula da água 
através da eletricidade, o processo de uma reação não espontânea, e através 
disso calcular o volume de hidrogênio obtido. 
 
2. Materiais Utilizados 
Uma fonte geradora, uma proveta graduada, um tubo de ensaio, uma 
tigela, sal amoníaco, bastão de vidro e água destilada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
101 
 
Imagem 6.1 - Fonte geradora 
2. Fundamentação teórica: 
 
Segundo os conceitos de oxirredução, nesse processo químico ocorrem 
reações onde há transferência de elétrons entre as espéciesparticipantes, sendo 
assim, em uma reação de oxirredução, sempre ocorre a perda de elétrons por 
uma espécie, e simultaneamente ganho de elétrons por outra. Os componentes 
desta reação são classificados da seguinte forma: a espécie que perde elétrons 
sofre oxidação, chamado agente redutor, e aquela que ganha elétrons sofre 
redução, agente oxidante. 
De acordo com conceitos, a eletroquímica pode ser basicamente dividida 
em duas vertentes: os estudos das pilhas e os estudos da eletrólise. As pilhas 
são dispositivos que utilizam as reações de oxirredução para converter energia 
química em energia elétrica, dessa maneira a reação ocorrerá de forma 
espontânea. A outra vertente aplicável à eletroquímica ganha o nome de 
eletrólise, sendo caracterizada como um processo que tem como objetivo a 
separação de espécies químicas através do uso da eletricidade. A eletrólise 
também é um processo de reações de oxirredução, que ocorre de maneira 
forçada. Na eletrólise o eletrodo (positivo) será o ânodo onde ocorre a oxidação, 
já o eletrodo (negativo), será o cátodo onde ocorre a redução. Ao estudar os 
potenciais de redução das espécies participantes das reações de oxirredução, 
percebe-se a relação de quanto maior o potencial de redução de uma espécie, 
maior será a sua tendência em ganhar elétrons, já, quanto menor o potencial de 
redução de uma espécie, maior será a sua tendência em perder elétrons. Sendo 
assim, ao analisar os potenciais de redução das espécies envolvidas nas 
reações, uma reação será espontânea se a espécie que sofrer redução tiver um 
potencial de redução superior ao da espécie que sofrer a oxidação, se tal 
condição não ocorrer, a reação não será espontânea. 
De forma sucinta é possível classificar a eletrólise como: 
Eletrólise Ígnea: É uma eletrólise onde não há presença de água. Metais 
iônicos são fundidos. Ao se fundirem, eles se ionizam formando íons. A partir 
desses íons, é formada a corrente elétrica. 
Eletrólise Aquosa: É uma eletrólise onde há a dissociação de um 
composto iônico em solução aquosa. 
 
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Imagem 6.2 - Ígnea 
 
 
3. Procedimento experimental 
 
Para esta prática adicionamos água destilada na tigela até que fosse 
possível obter um volume capaz de preencher a proveta e o tubo de ensaio, e 
suas extremidades ficassem submersas. Então, adicionamos uma porção de sal 
amoníaco à água na tigela com intuito de torna-la condutora. Logo depois de 
preenchidos o tubo de ensaio e a proveta, inserimos os eletrodos de oxigênio e 
hidrogênio respectivamente, e ativamos a fonte geradora, para que as moléculas 
se dissociassem e captássemos o volume de hidrogênio formado. 
Por fim definimos os tempos e as tensões para analise do fluxo na solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem 6.4 - Eletrodos 
Imagem 6.3 - Aquosa 
 
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4. Resultados e discussão 
 
 Como podemos ver nas semi reações, a proporção do volume esperado 
será de 2:1, justificando a quantidade maior de gás hidrogênio. De acordo com 
a bolha formada, utilizamos os equipamentos graduados no laboratório para 
estimar o volume de hidrogênio, que seria de 1,2ml. Abaixo se encontram as 
tensões e o tempo ao longo do processo: 
 
Tabela: 
Tempo (min) Tensão (V) 
15 12 
5 15 
10 18 
Tabela 6.1 – Tempo decorrido para cada tensão. 
 
Ao efetuarmos a quebra das ligações entre átomos de Hidrogênio e 
Oxigênio, ocorre a decomposição da água. Quando a molécula é decomposta 
na eletrólise, os átomos livres procuram reagir novamente para formar novas 
moléculas. Dessa forma ao se quebrar duas moléculas de água podem formar 
duas novas moléculas de Hidrogênio gasoso e uma molécula de Oxigênio. 
Levando em consideração os aspectos abordados nesta prática, 
comprovamos a necessidade de uma energia externa para que a reação 
aconteça, e que os volumes previamente estimados através das semi-reações 
se equivalem na prática. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Conclusão 
Ao desenvolvermos as práticas de laboratório, conseguimos entender 
melhor a teoria aprendida em sala de aula. Cada prática tornou mais fácil a 
aprendizagem da matéria, bem como demonstrou a importância de se estudar 
esta disciplina. 
A segunda prática nos deu maior conhecimento para poder diferenciar os 
óxidos em ácidos, básicos e anfóteros, além disso, teremos maior noção sobre 
como ocorrem alguns fenômenos da natureza relacionados ao tema, como a 
chuva acida. 
Com a terceira prática, confirmamos a Lei da Conservação de Massas, 
bem como a ocorrência das reações esperadas observando as características 
físico-químicas dos produtos formados. 
Na quarta prática, apesar de alguns resultados serem muito diferentes do 
esperado, conseguimos comprovar a existência da troca de elétrons nas reações 
químicas, pois houve a medição de tensão. 
Na quinta prática demonstramos a corrosão em dois metais (cobre e 
ferro). Demonstramos que as corrosão não é a igual para todos os meios, e o 
formato do material (se está dobrado ou não) influencia na taxa de corrosão. 
Na sexta prática demonstramos que pode-se fazer o processo inverso ao 
que ocorre na pilha ao submetermos os eletrodos sob uma tensão externa maior 
que o potencial padrão da pilha. Fizemos a eletrólise da água, que pode ser 
observado que ocorreu pois houve produção de gases nos eletrodos (no caso, 
gás oxigênio e gás hidrogênio). 
 
 
 
 
 
 
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