PRÁTICAS DE FUNDAMENTOS DE FISICO-QUIMICA EXPERIMENTAL 2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA 
CENTRO DE CIENCIAS EXATAS E DA NATUREZA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
DISCIPLINA FÍSICO-QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ROTEIROS DAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
JOÃO PESSOA, 05 DE DEZEMBROO DE 2012 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA PRÁTICA 01 - LEI DE BOYLE 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 Esta experiência tem como objetivo, verificar a validade da lei de Boyle, para 
uma amostra de ar, utilizando um sistema hidrostático. 
 Boyle e Mariotte enunciaram, a partir de resultados experimentais, uma lei 
que rege as variações de volume e de pressão, à temperatura e composição 
constante. Esta lei é válida para os gases ideais e, experimentalmente, é 
comprovada variando a pressão de um gás, a temperatura constante, e 
determinando o seu volume. Esta lei pode ser expressa da seguinte maneira: “À 
temperatura constante, o produto da pressão de uma determinada amostra de um 
gás pelo seu volume é constante”. 
 Matematicamente: PV = constante, onde P é a pressão exercida sobre o gás 
e V é o seu volume. 
 A amostra de ar é mantida a uma temperatura constante e varia-se seu 
volume. A pressão é medida por um manômetro a água. A pressão da amostra de ar 
é igual à pressão da coluna d’água mais a pressão atmosférica, que é lida no 
barômetro do laboratório em milímetros de mercúrio e deve ser convertida em 
centímetros de água. A pressão medida inclui a pressão de vapor da água. Para 
obter a pressão do ar seco, deve-se subtrair a pressão de vapor da água na 
temperatura do experimento. 
 
 
 
 
Figura 1: Sistema com manômetro a água para medir a pressão de uma amostra de 
ar a temperatura constante 
 
 
PROCEDIMENTO: 
 
1 - Monte o sistema hidrostático da Figura 1. 
 
2 - Para obter o volume do ar contido no balão e no tubo de borracha até o zero da 
bureta de gás (volume morto), desconecte o tubo de borracha no ponto A e encha o 
balão com água até a boca. 
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3 – Re-conecte o tubo de borracha no ponto A e desconecte agora no ponto B e 
inverta a bureta. 
4 - Encha com água destilada o tubo de borracha e parte da bureta até o zero. Para 
eliminar bolhas de ar comprima o tubo de borracha. 
5 - Transfira toda a água cuidadosamente, evitando perdas, para um bécher 
previamente tarado. Pese o bécher com a água e em seguida meça a sua 
temperatura. Em seguida procure em tabela a densidade da água na temperatura 
medida. 
6 – Re-conecte o tubo de borracha em B e eleve o balão de nível até a altura 
máxima da haste.(suporte de ferro). Encha o balão com água destilada acima de 
dois terços de seu volume. Comprima o tubo de borracha para eliminar bolhas de ar; 
desconecte levemente o sistema no ponto A e deixe o nível da água na bureta subir 
até o traço zero ml(mililitros) da bureta e reconecte em seguida o ponto A. Se o nível 
da água na bureta ficar acima ou abaixo do traço zero, eleve ou abaixe a bureta até 
que ocorra a coincidência entre o nível da água na bureta e o traço zero mL da 
mesma. 
7 -. Verifique se o balão ficou bem fechado. Prepare uma tabela na sua caderneta de 
laboratório com uma coluna para anotar os volumes de gás medidos (em mililitros) e 
duas outras colunas para as medidas da altura da água no balão de nível (altura da 
água no balão em relação à bancada) e para a altura da água na bureta (nível da 
água na bureta em relação à bancada), sendo ambas as alturas medidas em 
centímetros. 
8 - Expandir a amostra de ar baixando o balão de nível até que o nível d’água na 
bureta fique a quatro mililitros (4 mL) da marca anterior (0 mL). Anote as alturas dos 
níveis da água no balão (h2) e na bureta (h1). Se necessário, extrapole a escala da 
bureta com o auxílio de uma régua graduada. 
 
 
TRATAMENTO DE DADOS: 
 
1 - Apresente seus dados obtidos em uma tabela de pressão em função do volume. 
2 - Determine o volume fixo de ar no equipamento (volume morto), multiplicando a 
massa de água obtida em 4 pela densidade da água na temperatura do 
experimento. Cada amostra de ar terá o volume medido na bureta mais o volume 
morto. 
3 - Calcule a pressão do ar seco em centímetros de água para cada medida, 
subtraindo da pressão do ar úmido (pressão do ar seco + pressão de vapor da água) 
a pressão de vapor da água. A pressão do ar úmido é igual á pressão atmosférica + 
a diferença de altura entre o nível da água no balão e o nível da água na bureta. 
 
 Par úmido = Patm + ∆h 
 
A valor da pressão atmosférica (lida no barômetro do laboratório),em milímetros de 
mercúrio ( mmHg ) deve ser convertida para centímetros de água. 
4 - Apresente tabelas de pressão em centímetros de água em função do volume e 
do produto pV em função da pressão. 
5 - Trace V = f(p) 
6 – Trace pV = f (p) seguindo atentamente as instruções da apostila. 
7- Caso você tenha observado algum desvio em relação à lei de Boyle, aponte as 
possíveis causas. 
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AULA PRÁTICA 02 - LEI DE GAY-LUSSAC 
 
INTRODUÇÃO: 
 
Para verificar experimentalmente a lei de Gay-Lussac mede-se a pressão de 
uma amostra de ar mantida a volume constante no sistema hidrostático da figura 1 a 
diferentes temperaturas. O balão 1 é imerso num banho de água (não ilustrado na 
figura) de modo que a temperatura da amostra de ar pode ser variada adicionando-
se água quente, água fria ou gelo moído ao banho. A pressão do ar será igual à 
pressão da coluna d’água ( a diferença entre os dois níveis de água no sistema: (h2 - 
h1 = ∆∆∆∆h) mais a pressão atmosférica. A pressão atmosférica é lida no barômetro do 
laboratório, em milímetros de mercúrio e deve ser corrigida para centímetros de 
água. A pressão medida inclui a pressão de vapor da água. Para obter a pressão do 
ar seco, deve-se subtrair do valor medido a pressão de vapor da água a cada 
temperatura do experimento. 
 
 
 
 
Fig. 1 - Sistema com manômetro a água para medir a pressão de um gás a volume 
constante 
 1) balão de fundo redondo contendo ar 
 2) tubos de borracha 
 3) bureta de gás 
 4) balão de nível 
 
 
PROCEDIMENTO 
1. Monte o sistema hidrostático da figura 1. 
2. Mantenha o balão contendo ar imerso num banho de água 2. 
3. Encha o balão de nível até 2/3 do seu volume com água destilada o nível de água 
e abaixe-o até o nível da bancada. 
 4. Adicione gelo picado à água do banho até conseguir uma temperatura 
razoavelmente constante em torno de 3 a 5°C, agitando com um bastão de vidro 
para que a temperatura fique a mais homogênea possível. 
Observação: O nível de água na bureta de gás deve ficar um pouco abaixo de zero 
mL(mililitros). 
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5. Anote a temperatura e as alturas h1 e h2; h1 e h2 são, respectivamente, as alturas 
no balão de nível e na bureta de gás com relação à bancada. 
6. Faça uma tabela na sua caderneta de laboratório, colocando colunas para a 
temperatura, as alturas h1, h2 e ∆h (h2-h1). Anote a altura da água no balão de nível 
(h2) extrapolando, se necessário, a escala da bureta com uma régua graduada. 
.7. Aqueça o banho para obter uma temperatura da ordem de 4°C acima da 
temperatura anterior. Anote a temperatura e eleve o balão de nível até que o nível 
da água na bureta seja o mesmo que na medida anterior. Anote a altura no balão de 
nível. 
8. Faça mais seis medidas de acordo com o iten 6, variando a temperatura de 4 em 
4 graus. A cada medida, ajuste o nível da água na bureta para que o volume do gás 
fique constante. 
 
TRATAMENTO DE DADOS 
 
1. Apresente os dados que você obteve em uma tabela: altura da coluna de água na 
bureta e altura da coluna de água no balão de nível. 
 
2.Para cada temperatura, calcule a pressão total do ar úmido e corrija-a, subtraindo 
a pressão de vapor da água para obter a pressão do ar seco. Adicione a pressão 
atmosféricaconvertida de milímetros de mercúrio para centímetros d´água.. 
 
Par úmido = Patm + ∆h 
 
Apresente seus dados calculados em uma tabela. 
 
3.Trace o gráfico da pressão do ar seco (em centímetros de água) em função da 
temperatura (em ° C). Siga rigorosamente as instruções da apostila. 
 
4.Calcule o coeficiente de correlação linear (r) entre as duas séries de valores. 
 
5.Obtenha a melhor reta (y = mx +b) pelo método da regressão linear (mínimos 
quadrados). 
 
6.Da curva traçada extrapole a temperatura na qual a pressão do gás seria zero se a 
baixas temperaturas o gás tivesse o mesmo comportamento que a temperaturas 
próximas da ambiente. (Para predizer valores que não podem ser obtidos na faixa 
das medidas efetuadas, faça uma extrapolação: estenda a curva que passa pelos 
pontos experimentais até alcançar o eixo horizontal das temperaturas, usando uma 
linha tracejada) 
7.A equação da reta que você obteve pode ser escrita sob a forma p = m.t +b, com 
coeficiente angular m e coeficiente linear b. b/m define uma nova escala de 
temperatura (temperatura absoluta): 
8. Encontre o valor de b/m e defina uma nova escala de temperatura. 
9. Qual a relação matemática entre a pressão e a nova escala de temperatura. 
10.A que temperatura absoluta a pressão será nula? 
11.Refaça a escala das abscissas do seu gráfico para que se possam ler nele 
temperaturas Celsius e absolutas. 
 
 
6 
 
 
AULA PRÁTICA 03 - DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICO DE UM SÓLIDO 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 Calor pode ser definido, provisoriamente, como uma quantidade que se 
transfere de um corpo a outro como uma conseqüência exclusiva de uma diferença 
de temperatura entre ambos. A experiência mostra que a quantidade de calor 
recebida por um sistema, sob pressão constante, é proporcional ao acréscimo de 
temperatura produzido, ou seja, 
 
 q = C (T2 - T1) (1) 
 
onde, T1 e T2 são as temperaturas final e inicial do sistema, respectivamente, e C é 
uma constante de proporcionalidade, denominada “capacidade calorífica média”, a 
qual depende da natureza, do tamanho do sistema e do estado em que este se 
encontra. 
 Se dividirmos a capacidade calorífica pela massa do sistema, teremos a 
capacidade calorífica específica, ou simplesmente o calor específico do sistema, c. 
Assim, 
 
c = 
C
m
 (2) 
 
 De acordo com a primeira lei da termodinâmica, quando dois sistemas 
interagem e trocam energia, um deles ganha e o outro perde a mesma quantidade 
de energia. Desta forma, se os sistemas estiverem em temperaturas diferentes, a 
quantidade de energia trocada pode ser representada da seguinte forma: 
 
-q1 = q2 (3) 
 
onde, q1 é a quantidade de energia perdida e q2 a quantidade de energia ganha. Se 
substituirmos q1 e q2 em (3), teremos: 
 
-C1(Tf – T1) = C2(Tf - T2) (4) 
 
Onde C1 e C2 são as capacidades caloríficas dos sistemas 1 e 2 e T1 e T2 são as 
temperaturas iniciais dos sistemas 1 e 2, respectivamente. Tf sendo a temperatura 
final de equilíbrio. 
 A quantidade de calor trocada entre um sistema e o meio externo é medida 
por meio de um calorímetro, que é um reservatório de calor de capacidade calorífica 
conhecida, cujas variações de temperatura fornecem as quantidades de calor 
recebidas de um sistema ou transferidas para este. 
 
 
MATERIAL: Calorímetro adiabático de isopor, ferro e chumbo metálicos, proveta de 
250 ml, termômetro (0-100ºC ± 1ºC), copo de alumínio, balança.de braço. 
 
 
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PROCEDIMENTO: 
 
1) Determinação da capacidade calorífica do sistema calorimétrico: 
 
1. Coloque 200 mL de água destilada no interior do sistema calorimétrico e 
deixe-o alcançar o equilíbrio térmico. Anote a temperatura (t1). 
2. Pese uma quantidade de ferro metálico (c=0,106cal/ºC.g) em balança 
adequada (balança de braço). 
3. Colocar a esfera de ferro no copo de alumínio contendo água destilada e 
resfrie a água até uma temperatura menor ou igual a 5ºC.e espere alguns 
minutos até a observação de uma constância na leitura do termômetro Anote 
a temperatura (t2) e, em seguida, transfira rapidamente o ferro metálico para o 
sistema calorimétrico. Espere o equilíbrio térmico ser alcançado entre o 
sistema calorimétrico e a esfera e anote a temperatura (tf =teq). Teq = 
temperatura de equilíbrio. 
 Utilize estes dados para calcular a capacidade calorífica do sistema 
calorimétrico. 
 
2) Determinação do calor específico de um sólido metálico: 
 
 Esvazie e lave o calorímetro. 
 Repita o procedimento anterior só que desta vez utilizando chumbo metálico. 
 
TRATAMENTO DE DADOS: 
 
Utilizando a equação (4) e os dados obtidos na primeira parte, determine a 
capacidade calorífica do sistema calorimétrico. 
Utilizando a equação (4), os dados da segunda parte e o resultado anterior, 
determine o calor específico do chumbo. 
 Compare seus resultados com os da literatura; calcule os erros: absoluto e 
relativo e discuta os resultados 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 04 - DETERMINAÇÃO DO CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
INTRODUÇÃO: 
Calor pode ser definido, provisoriamente, como uma quantidade que se 
transfere de um corpo a outro como uma conseqüência exclusiva de uma diferença 
de temperatura entre ambos. A experiência mostra que a quantidade de calor 
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recebida por um sistema, sob pressão constante, é proporcional ao acréscimo de 
temperatura produzido, ou seja, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
q = C (T2 - T1) (1) 
 
 
 
onde, T1 e T2 são as temperaturas final e inicial do sistema, respectivamente, e C é 
uma constante de proporcionalidade, denominada “capacidade calorífica média”, a 
qual depende da natureza, do tamanho do sistema e do estado em que este se 
encontra. 
 Se dividirmos a capacidade calorífica pela massa do sistema, teremos a 
capacidade calorífica específica, ou simplesmente o calor específico do sistema, c. 
Assim, 
 
c = 
C
m
 (2) 
 
 De acordo com a primeira lei da termodinâmica, quando dois sistemas 
interagem e trocam energia, um deles ganha e o outro perde a mesma quantidade 
de energia. Desta forma, se os sistemas estiverem em temperaturas diferentes, a 
quantidade de energia trocada pode ser representada da seguinte forma: 
 
q1 = - q2 (3) 
 
onde, q1 é a quantidade de energia ganha e q2 a quantidade de energia perdida. Se 
substituirmos q1 e q2, teremos: 
 
C1(T1 - Tf) = C2(Tf - T2) (4) 
 
onde C1 e C2 são as capacidades caloríficas dos sistemas 1 e 2 e T1 e T2 são as 
temperaturas iniciais dos sistemas 1 e 2, respectivamente. Tf sendo a temperatura 
final de equilíbrio. A quantidade de calor trocada entre um sistema e o meio 
externo é medida por meio de um calorímetro, que é um reservatório de calor de 
capacidade calorífica conhecida, cujas variações de temperatura fornecem as 
quantidades de calor recebidas de um sistema ou transferidas para este. 
 
 Calor de neutralização é o calor liberado quando um mol de um ácido 
reage com um mol de uma base, ambos em soluções diluídas, dando água. 
 
Ex.: H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → Na+(aq) + Cl- (aq) + H2O 
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 Observa-se que reações entre soluções diluídas de ácidos fortes e bases 
fortes são sempre acompanhadas do mesmo efeito térmico e este, por sua vez, é 
totalmente devido à formação da água. Porém, se um ácido fraco for neutralizado 
por uma base forte, ou vice-versa, o efeito térmico será completamente diferente. É 
que neste caso ocorrem vários processos simultaneamente; uns são exotérmicos, a 
neutralização, e outros, endotérmicos,como a ionização do ácido ou da base . O 
calor medido é a soma de todos os processos: neutralização, ionização, solvatação, 
diduição, etc. 
 
MATERIAL: 1 frasco de Dewar 200ml, 1 termômetro de 0 - 50ºC (± 0,1ºC), pipetas 
de 25ml e 50ml, 1 béquer de 500ml, HCl 0,50 mol/L, NaOH 0,50 mol/L, funil. 
PROCEDIMENTO: 
 
Prepare 250 mL de HCl 0,5 mol/L e padronize-a com solução padrão de Borato de 
sódio 
Prepare 250 mL de solução de NaOH 0,5mol/L e padronize-a com HCl padrão. 
 
1) 2) Determinação do calor de neutralização de um ácido forte por uma base 
forte: 
 
 Coloque 100 ml de uma solução de NaOH 0,5 mol/L no interior do calorímetro 
e anote a temperatura (t1) quando esta estiver constante. 
 Pegue 100 ml da solução de HCl 0,50 mol/L à temperatura conhecida e igual 
à temperatura da solução de hidróxido de sódio no interior do calorímetro e coloque-
a sobre os 100ml da solução de hidróxido de sódio. Agite suavemente a mistura e 
anote a temperatura de equilíbrio (t2=tf). 
 
2. Determinação da capacidade calorífica do sistema calorimétrico 
: 
Encha uma proveta de 25 mL com água destilada e resfrie-a até que a temperatura 
da água na proveta atinja uma temperatura menor ou igual 5 ºC. Para isso, coloque 
a proveta em um Becker contendo água à temperatura em aproximadamente 2ºC e 
espere o equilíbrio térmico ser alcançado. Anote a temperatura (t3) e em seguida 
transfira rapidamente o conteúdo da proveta para o interior do calorímetro contendo 
o sistema reacional. Espere o equilíbrio térmico ser alcançado e anote a temperatura 
(t4=tf). 
 
3) Repetir o mesmo procedimento relativo ao item 1. 
 
TRATAMENTO DE DADOS: Utilizando os valores de temperaturas obtidos na 
segunda parte e sabendo-se que a densidade e o calor específico da água entre 5 e 
2ºC são, aproximadamente, 1g/cm3 e 1cal/ºC.g, calcule a capacidade calorífica do 
sistema calorimétrico. 
Com os valores das temperaturas inicial e final obtidas no item 1 e a 
capacidade calorífica do sistema calorimétrico, calcule o calor de neutralização 
envolvido em cada caso, em kcal/mol, a partir da relação ∆H = - C. ∆T/n, onde n é o 
número de mols neutralizados. Idem com relação ao item 3. 
Encontre o ∆H médio e compare seu resultado com o da literatura em relação 
ao calor de neutralização de um ácido forte com uma base forte. Calcule os erros: 
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absoluto e relativo e comente sobre a variação de entalpias entre os valores: o 
encontrado e o da literatura. 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 05 - DETERMINAÇÃO DOS CALORES DE DISSOLUÇÃO E DE DILUIÇÃO 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 Os calores associados aos processos de dissolução e de diluição, a pressão 
constante, são chamados de entalpias de dissolução e de diluição, respectivamente. 
A dissolução de um sal e a diluição da solução resultante serão medidas em um 
frasco de Dewar, que por ter paredes isoladas funciona como um calorímetro 
adiabático. As entalpias associadas podem ser obtidas por medidas calorimétricas. 
 Em cada um dos processos, uma quantidade de calor será liberada (cedida 
ao calorímetro) ou absorvida (retirada do calorímetro). A variação de temperatura 
associada a cada processo é medida. Como o calorímetro tem paredes que não 
deixam passar energia sob a forma de calor, não há troca de calor com a vizinhança. 
 
 qprocesso + q calorímetro = qtrocado = 0 
 
O calor absorvido ou cedido pelo calorímetro é dado pela capacidade calorífica a 
pressão constante do sistema calorimétrico ( calorímetro + conteúdo), esta é 
comumente conhecida como o equivalente dágua do calorímetro, multiplicada pela 
variação de temperatura ocorrida durante o processo. 
 
 q = C. ∆ t 
 
O calorímetro deve ser calibrado previamente. 
 
A entalpia de dissolução molar de uma substância é a quantidade de calor 
trocada com a vizinhança quando 1 mol da substância é dissolvido em uma dada 
quantidade de solvente, em temperatura e pressão constantes. Devemos sempre 
especificar a concentração da solução porque a quantidade de calor trocada 
depende da quantidade de solvente envolvida na dissolução de um mol do soluto. 
 
Objetivo 
Determinar as entalpias de dissolução e de diluição dos compostos iônicos nitrato e 
hidróxido de sódio em água 
 
 Materiais; 
 
Calorímetro; frasco de Dewar (garrafa térmica), Termômetro (0 a 1000 C); Becker de 
de 500 mL; Provetas de 50 mL e 100 mL; Água destilada; Nitrato de sódio (5,0 g) e 
Hidróxido de sódio ( 2,3529 g) 
 
Procedimento 
 
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1..Determinação da Entalpia de dissolução 
 
1 - Pesar 5g de nitrato de sódio em uma balança analítica; 
2 - Colocar 100 mL de água destilada no frasco de Dewar e lê a temperatura de um 
em um minuto, até a sua constância (a temperatura a ser considerada é a do último 
valor lido) (t1); 
3 - Transferir os 5g de nitrato de sódio para o frasco de Dewar, contendo os 100 mL 
de água destilada (O conteúdo do frasco deve ser agitado para facilitar a dissolução 
do nitrato de sódio); 
4 - Anotar a temperatura de um em um minuto até observar uma constância na 
leitura (t2). 
 
2. Determinar o equivalente de água do calorímetro (capacidade calorífica) 
 
Encha uma proveta de 50 mL com água destilada e resfrie-a até que a temperatura 
da água na proveta atinja uma temperatura menor ou igual 5 ºC. Para isso, coloque 
a proveta em um Becker contendo água à temperatura em aproximadamente 2ºC e 
espere o equilíbrio térmico ser alcançado. Anote a temperatura (t3) e em seguida 
transfira rapidamente o conteúdo da proveta para o interior do calorímetro contendo 
o sistema reacional. Espere o equilíbrio térmico ser alcançado e anote a temperatura 
(t4=tf). 
 
 
3 – Determinação da entalpia de diluição 
 
1 – Pesar 2,5g de nitrato de sódio em uma balança analítica; 
2 - Colocar 50 mL de água destilada no frasco de Dewar e transferir os 2,5g de 
nitrato de sódio para o frasco de Dewar, contendo os 50 mL de água destilada (O 
conteúdo do frasco deve ser agitado para facilitar a dissolução do nitrato de sódio); 
3- Anotar a temperatura de um em um minuto até observar uma constância na 
leitura (t2). 
4- Adicionar à solução contida no frasco de Dewar 50 mL de água destilada, cuja 
temperatura deve igual a da solução de nitrato no interior do frasco; 
5 – Lê a temperatura de um em um minuto até observar uma constância na leitura 
(t2). 
4 - Determinar o equivalente de água do calorímetro (capacidade calorífica) 
 
Encha uma proveta de 50 mL com água destilada e resfrie-a até que a temperatura 
da água na proveta atinja uma temperatura menor ou igual 5 ºC. Para isso, coloque 
a proveta em um Becker contendo água à temperatura em aproximadamente 2ºC e 
espere o equilíbrio térmico ser alcançado. Anote a temperatura (t3) e em seguida 
transfira rapidamente o conteúdo da proveta para o interior do calorímetro contendo 
o sistema reacional. Espere o equilíbrio térmico ser alcançado e anote a temperatura 
(t4=tf). 
 
5 – Repetir os mesmos procedimentos anteriores em relação ao hidróxido de 
sódio (massas do hidróxido de sódio a serem pesadas 2,3529 e 1,1765g) 
 
 
 
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Aula Prática 06 - DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO: USO DO 
VISCOSIMETRO DE OSTWALD 
 
OBJETIVO: Determinar as viscosidades: relativa e absoluta de um líquido puro 
usando o viscosímetro de OSTWALD. 
 
INTRODUÇÃO: Líquidos e gases possuem uma propriedade conhecida como 
viscosidade, que pode ser concebida como a resistência ao escoamento. Esta 
resistência é devido a um atrito interno que surge devido ao movimento relativo de 
camadas adjacentes do fluído (gás ou líquido). 
 Esta propriedade é expressa quantitativamente através de um índice 
chamado coeficiente de viscosidade ou simplesmente viscosidade η(eta). A 
viscosidade pode se expressa em g/cm.s, tal que 1g/cm.s = 1poise (leia-se poási), o 
mesmo valendo para seus submúltiploscentipoise e milipoise. 
 Há diversos métodos experimentais para se determinar viscosidade de 
líquidos, tais como: escoamento através de tubos capilares (viscosímetro de 
Ostwald), queda de esferas sólidas através de líquidos (viscosímetro de Hoppler), 
etc. 
 Neste experimento, a viscosidade relativa de um líquido será encontrada 
através do uso de um viscosímetro de Ostwald. O princípio do método é baseado na 
equação de Poiseville, para o coeficiente de viscosidade absoluta de um fluído de 
escoamento 
 
 η(eta) = Π P r4 t/8LV eq. (1) 
 
Onde V é o volume de um liqúido de viscosidade η(eta) que escoa em um tempo t 
através de um tubo capilar de raio interno r e comprimento L e P é a pressão 
hidrostática exercida pelo líquido. 
 Entretanto, para se encontrar na prática a viscosidade de um líquido desejado 
(η1) não é necessário medir todas as quantidades indicadas na eq. (1). Isto porque, 
considerando-se um líquido de viscosidade conhecida com exatidão, como padrão 
(η2), pode-se determinar o tempo de escoamento do mesmo volume dos dois 
líquidos através do mesmo capilar e, portanto, de acordo com a equação de 
Poiseville, encontra-se a razão das viscosidades dos dois líquidos, ou seja, sua 
viscosidade relativa. 
 
η1/ η2 = Π P1 r4 t1 /8LV x 8LV/ Π P2 r4 t2 = P1.t1/P2.t2 eq. (2) 
 
Mas desde que P1 e P2 são proporcionais as densidades dos dois líquidos, d1 e d2, 
respectivamente, pode-se escrever a eq. (2) noutra forma 
 
 
 η1/ η2 = d1.t1/d2.t 2 eq.(3) 
 
e como os valores de d1, d2 e η1 são conhecidos, as medidas experimentais de t1 e 
t2 permitirão, então, que a viscosidade absoluta do líquido em estudo (η2) seja 
encontrada. 
 O viscosímetro, já mostrado na figura 1, consta de um tubo em V, possuindo 
um dos ramos capilar, este tendo uma dilatação na forma de ampola, acima e abaixo 
13 
 
da qual existem dois traços de referência; estes individualizam um certo volume de 
líquido e serão os pontos de referência para a contagem dos tempos. O outro ramoé 
constituído por um tubo de diâmetro maior, tendo uma grande dilatação próxima a 
parte inferior. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Viscosimetro de Ostwald, Suporte com garra, Pêra de borracha, Cronômetro, 
Termômetro, Pipeta, Becker, Pisseta e Líquido em estudo. 
 
PROCEDIMENTO 
 
Inf. 1 – Inicialmente será medido o tempo de escoamento de um certo volume do 
líquido padrão que neste experimento será a água destilada. 
Exec 1- Medir a temperatura inicial da água 
Exec 2- Introduzir um certo volume de água destilada no ramo não capilar do 
viscosímetro, de modo que o tubo fique cheio até 2/3 da dilatação maior. O nível do 
líquido deverá ficar abaixo da extremidade inferior do capilar contido no outro ramo 
do viscosímetro. 
Exec 3 – Por meio da pêra de borracha insuflar lenta e regularmente a água até que 
sua superfície livre fique uns 2 cm acima do traço de referência superior(reproduzir 
sempre esta mesma posição em todas as medidas subseqüentes). 
Exec 4 – Observar a descida e iniciar a contagem do tempo no momento em que a 
superfície livre da água passe pelo traço de referência superior. Esta observação 
deve ser realizada colocando-se a visão no plano horizontal ao traco de referência. 
Da mesma forma, desligar o cronômetro quando a superfície livre da água atingir o 
traço de referência inferior. Desprezar este valor. 
Exec 5 – Repetir a mesma operação 3 vezes, anotando os tempos medidos. Se o 
aparelho estiver convenientemente limpo, os tempos não devem diferir de mais do 
que 0,2%. Calcular a média aritmética dos tempos de escoamento. Denomine-se t1 
para o líquido padrão e t2 para o líquido em estudo. 
Exec 6 – Medir a temperatura do líquido em estudo. Encontrar a média aritmética 
entre as temperaturas inicial e final; esta será considerada a temperatura do 
experimento. 
Inf 2 – A expressão analítica que permite calcular a viscosidade relativa ou 
específica (η1/ η2) é a eq. (3). É necessário o conhecimento das densidades da água 
e do líquido em estudo, ambas na mesma temperatura do experimento. Como na 
prática sobre medidas de densidades de líquidos estes valores foram obtidos, use-
os. Caso você ainda não tenha feito a referida prática, obtenha-os através de uma 
tabela. 
Exec 7 – Calcular a viscosidade relativa do líquido em estudo (η1/ η2) a partir da eq. 
(3). 
Exec 8 – Verificar em uma tabela a viscosidade da água η2 na temperatura do 
experimento. De posse de tal valor calcular a viscosidade absoluta do líquido em 
estudo η1, também a partir da eq. (3). 
 
 
AULA PRÁTICA 07 - DETERMINAÇÃO DA TENSÃO SUPERFICIAL DE UM 
LÍQUIDO: MÉTODO DA ASCENSÃO CAPILAR 
 
14 
 
 
OBJETIVO: Determinar a tensão superficial de um líquido: método da ascensão 
capilar 
 
IINTRODUÇÃO 
 
 Uma molécula no interior de um líquido está totalmente envolvida por outras 
moléculas do líquido, sendo então atraída igualmente em todas as direções. Como 
conseqüência, a resultante média das forças de atração é nula. Uma molécula que 
se encontra na superfície livre do líquido encontra-se apenas parcialmente 
envolvidas por outras moléculas. Nesse caso, a resultante média das forças 
atrativas não é nula. A força resultante tende a puxar a molécula para o interior do 
líquido, fazendo com que sua superfície livre contraia-se e ocupe a menor área 
possível. Como resultado desta tendência a contração, a superfície se comporta 
como se estivesse sob tensão. Essa tensão é chamada de tensão superficial, e é a 
mesma em cada ponto, em toda a extensão da superfície do líquido. 
A tensão superficial é responsável pela resistência que um líquido exibe a 
penetração em sua superfície, a forma aproximadamente esférica de gotas de água 
de chuva, a forma esférica de partículas de mercúrio sobre uma superfície plana, a 
ascensão de líquidos em capilares, a flutuação de lâminas metálicas sobre 
superfícies líquidas, etc. 
 A tensão superficial é uma propriedade característica de um líquido. Suas 
unidades no sistema SI são: Kg. m.S-2.m-1 = Nm-1. 
 Há vários métodos disponíveis para a se obter a tensão superficial de um 
líquido. Dentre estes métodos encontram-se os métodos de Nouy (balança de 
torsão), do passo de gota (estalagmômetro de Traube), da pressão de bolha e da 
ascensão capilar. 
 Neste experimento será usado o método da ascensão capilar para a obtenção 
da tensão superficial de líquidos puros. Este método é baseado no fato de que 
muitos líquidos, quando postos em contacto com tubos capilares de vidro, ascendem 
no tubo a um nível do líquido fora do tubo, apresentado uma superfície côncava 
dentro do capilar. Quando isto ocorre diz-se que o líquido molha o vidro, isto é, 
adere a ele. Neste caso, a força de atração que existe entre o líquido e o vidro é dita 
de adesão, termo este usado em conexão com forças atrativas operando entre 
moléculas distintas. As forças atrativas que operam entre moléculas iguais são ditas 
de coesão. Caso o líquido não molhe o vidro, como no caso do mercúrio, por 
exemplo, o nível do líquido, dentro do tubo capilar, ira baixar em relação ao líquido 
fora do tubo e exibirá uma superfície convexa. 
 Para se entender o princípio do método da ascensão capilar é conveniente 
fazer-se uso da figura 1. Considere então um capilar uniforme de vidro com raio 
interno r, imerso em um recipiente contendo um líquido de densidade D, que molha 
o vidro. Devido a sua tensão superficial o líquido ascende no capilar. Esta ascensão 
para quando a força da tensão superficial (para cima) torna-se igual a força devida 
ao peso da coluna de líquido de altura h(para baixo). 
 Da igualdade entre essas duas forças, conclui-se que a tensão superficial,Υ, é 
dada por: 
 
 Υ = h.d.g.r/2, 
 
15 
 
 onde g =aceleração da gravidade =981m/s2(osdemais símbolos são dados no 
texto). 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
- Tubo capilar 
- Tubo de ensaio 
- Régua 
- suporte de ferro e garra 
- pisseta com água destilada 
- líquido em estudo 
- papel de filtro 
 
PROCEDIMENTO 
 
Inf. 1 – Inicialmente será medida a ascensão capilar da água, com o intuito de se 
calcular o raio interno do capilar através da eq(1). 
Exec. 1 – Medir a temperatura da água. Introduzir o tubo capilar no furo da rolha de 
borracha existente no tubo de ensaio que estar preso ao suporte de ferro através de 
uma garra. 
Exec. 2 – Colocar água no tubo de ensaio preso ao suporte até que o nível da água 
no tubo de ensaio esteja a aproximadamente 10cm acima traço de referência do 
tubo capilar, o seja, o traço zero do tubo capilar. 
Exec 3 - Adaptar uma seringa plástica a extremidade superior do capilar e depois 
aspirar com uma pêra de borracha até que 2/3 da seringa seja cheio. Retirar a 
seringa e esvaziar seu conteúdo. 
Exec 4 –Repetir o mesmo procedimento anterior até que o capilar esteja limpo. O 
capilar estará limpo quando um brilho metálico for observado em toda a sua 
extensão. 
Exec 5 – Estando limpo o capilar introduzir ou retirar mais água do tubo de ensaio 
até que o nível da superfície da água no tubo de ensaio coincida com o traço zero do 
capilar. 
Exec 6 – Aspirar com a seringa adaptada a parte superior do capilar o líquido até 
que o mesmo atinja o nível mais alto do capilar. Depois, retirar suavemente a 
seringa e observar a descida da água através do capilar. Anotar o traço do capilar 
que mais coincide com o nível da superfície da água dentro do capilar. 
Exec 7 – Retirar suavemente o capilar e com o auxílio de uma régua, medir a altura, 
que vai do zero do capilar até o traço anotado no item anterior. Repetir este 
procedimento mais três ou quatro vezes. A altura que será usada na eq.(1) será a 
média das três ou quatro medidas efetuadas. 
Exec 8 – Utilizar a eq(1) para calcular o raio interno do capilar. Verificar em tabela os 
dados complementares, isto é, tensão superficial e densidade da água na 
temperatura medida no Exec. 1. 
 
 
AULA PRÁTICA 08 - CONDUTÂNCIA ELETROLÍTICA DE ELETRÓLITOS 
FORTES E FRACOS 
 
INTRODUÇÃO: 
16 
 
 Uma corrente elétrica pode ser conduzida tanto por elétrons (em condutores 
metálicos) como por íons (em condutores iônicos). A condutância, L, de um condutor 
é definida como sendo o inverso da resistência que este oferece a passagem da 
corrente elétrica. Assim, 
 
L = 
1 1
1R
A
= =ρ k A / l (1) 
 
 onde k é a condutividade e A e l são, respectivamente, a área de seção 
transversal e o comprimento do condutor. Unidades: 
 R - ohm 
 L - ohm-1 = mho = S (Siemens) 
 k - mho . cm-1 = S . cm-1 
 A condutividade de uma solução é proporcional a concentração do íon, a 
magnitude de sua carga e a mobilidade deste. Deste modo é conveniente só 
comparar a condutividade de soluções que contenham o mesmo número de cargas. 
Pode-se obter isto, dividindo-se a condutividade pela concentração da solução em 
equivalente por litro. .Assim, 
 
 ΛΛΛΛ = 1000k / c (mho . cm2 . eq-1) (2) 
 
onde, c é a concentração da solução em equivalente por litro e Λ é a condutância 
equivalente, a qual aumenta com a diluição da solução e alcança um valor máximo à 
diluição infinita, Λo, condutância equivalente à diluição infinita. 
 Para soluções diluídas de eletrólitos fortes, vale a relação de Kohlraush: 
 
 ΛΛΛΛ = ΛΛΛΛº - b √√√√c (3) 
 
onde b é uma constante. Esta relação mostra uma dependência linear entre Λ e c 
e pode ser utilizada para a determinação de Λº. 
 
PROCEDIMENTO: 
 
Material: Condutivímetro, 14 balões volumétricos de 100ml, 1 béquer de 25ml, 
pipetas volumétricas de 20ml, 10ml,e 5ml, pipeta graduada de 5ml, solução de KCl 
0,100mol/L. 
 
1a. PARTE: 
 
 Ligue o condutivímetro; espere cerca de 1 hora; 
 Prepare 200mL de uma solução de kCl 0,1 mol/L e padronize-a com solução 
de NaOH fornecida pelo instrutor. Utilize fenolftaleína como indicador. 
 Prepare, por diluição, 50 mL das seguintes soluções de KCl: 0,02; 0,01; 
0,005; 0,002; 0,001; 0,0005 e 0,0002 mol/L. 
Verifique a constante de célula do aparelho, utilizando o KCl 0,100 mol/L ( 
condutividade = 12,856 mmho/cm, a 25oC). 
Meça, para cada uma delas, a condutividade começando com a mais diluída. 
Lave a célula duas vezes com água destilada e uma vez com a solução em estudo 
antes de cada determinação. 
17 
 
 
 
2a. PARTE: 
 
Prepare 200 mL de uma solução de ácido acético 0,1 mol/L e padronize-a 
com solução de NaOH fornecida pelo instrutor. Utilize fenolftaleína como indicador. 
Prepare, por diluição, 50 mL das seguintes soluções de ácido acético: 0,05; 
0,025; 0,0125; 0,005; 0,0025; 0,00125; 0,0005 mol/L. 
Verifique a constante de célula do aparelho. 
Meça, para cada uma delas, a condutividade começando com a mais diluída. 
Lave a célula duas vezes com água destilada e uma vez com a solução em estudo 
antes de cada determinação. 
 
 
 
TRATAMENTO DE DADOS: 
 
 Calcule, para cada concentração de KCl, a condutância equivalente e, 
construa um gráfico de Λ versus √c. Faça uma regressão linear e determine o valor 
de Λo para o KCl. 
 Compare o resultado com a literatura. 
 
 Calcule os valores de condutância equivalente para o ácido acético e construa 
um gráfico de Λ versus √c. Compare este gráfico com o obtido para o HCl e 
comente. 
 Calcule o grau de dissociação, ∝, e a constante de dissociação do ácido, para 
cada solução de ácido acético. 
 Sugira uma maneira de calcular a condutância equivalente à diluição infinita 
para o ácido acético. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 09 - CINÉTICA DA REAÇÃO DO CRISTAL VIOLETA COM 
HIDRÓXIDO DE SÓDIO 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 Esta reação envolve duas espécies iônicas, sendo que uma das quais é 
fortemente colorida, o cristal violeta, e a outra, o íon hidróxido que é incolor. O 
produto da reação é incolor de forma que por medidas da perda de intensidade de 
cor em diferentes intervalos de tempo, pode-se calcular a constante de velocidade 
diretamente de leituras de absorbância. 
 Durante o curso da reação o desaparecimento da forma colorida segue a lei 
cinética: 
18 
 
 
 -d[c.v.]/dt = k [OH-]m.[c.v.]n (1) 
 
 Se utilizarmos uma concentração inicial de OH- muito maior do que a 
concentração inicial do cristal violeta(c.v.), então quando todo o corante tiver 
reagido, a concentração de OH- permanecerá praticamente a mesma e a lei de 
velocidade passa a obedecer a: 
 
 -d[c.v.]/dt = k’[c.v.]n (2) 
 
onde, k’ = k [OH-]m (3) 
 
 Quando um feixe de radiação monocromática atravessa uma solução que 
contém uma espécie absorvente, uma parte da energia radiante é absorvida 
enquanto a outra é transmitida pelo meio. A fração de energia radiante transmitida 
pela solução é a transmitância, T: 
 
 T = It /Io (4) 
 
 Formulação matemática da lei de Lambert-Beer 
 
 log It /Io = A = εbc (5) 
 
onde, A é a absorbância da solução, ε é a absortividade molar, b é o percurso ótico e 
c é a concentração da solução. 
 
 
PROCEDIMENTO: 
 
Material: fotocolorímetro, cronômetro, 3 pipetas volumétricas de 10mL, cristal 
violeta, hidróxido de sódio, balão de 500mL. 
 
 Prepare solução de cristal violeta pesando aproximadamente 0,021g para 
500mL de solução. Pegue 10 mL desta solução coloque num balão de 50mL e 
complete o volume com água destilada. Chame esta solução de A. 
 Prepare 100 mL de solução de NaOH 0,1mol/L. Pegar 4 mL e 8 mL desta 
solução, transferir para dois balões de 50 mL e completar o volume com água 
destilada.Chame estas soluções de B e C, respectivamente. 
 Escolha do comprimento de onda adequado: o filtro a ser escolhido será 
aquele que apresentar maior valor de absorbância ou menor valor de transmitância 
para a solução de corante A. Zerar o instrumento com o branco sempre que trocar 
de filtro. 
 Tendo sido escolhido o filtro de trabalho, coloque em um béquer 10 mL da 
solução A e 10 mL da solução B e acione o cronômetro. Agite e transfira para uma 
cubeta um pouco desta mistura reagente e faça o mais rápido possível a leitura da 
absorbância no leitor de absorbância ou transmitância. Continue as leituras em 
intervalos de 2min, até a obtenção de 10 leituras. 
 Repita o procedimento acima usando 10 mL de solução A e 10mL de solução 
C. 
 
19 
 
 
TRATAMENTO DOS DADOS: 
 
 Destaque o filtro escolhido e justifique. 
 Encontre o valor de n por ajuste a uma das equações integradas. 
 Encontre os valores de k’ para as duas concentrações de NaOH. 
 Encontre m e compare seus dados com os da literatura. 
 
BIBLIOGRAFIA: 
 
 Corsaro, G., J. Chem. Educ., 41 (1964) 48.