FQ EXP

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL APLICADA A FARMÁCIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROFESSORA DOUTORA DAUCI PINHEIRO RODRIGUES 
Não há saber mais ou saber menos: Há saberes 
diferentes. (Paulo Freire) 
 
 
 
VERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
LABORATÓRIO DE:________________________________ 
PROFESSOR (a): ________________________________ 
ALUNO (a):_____________________________________ 
CURSO:____________________ MAT:________________ 
TÍTULO E Nº DO 
EXPERIMENTO:___________________________________ 
DATA DO EXPERIMENTO:____\____\_____ 
RECEBIDO EM:____\____\____ POR: __________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
AVALIAÇÃO 
 
PREPARAÇÃO:______________ 
RELATÓRIO:_________________ 
PROVA:_____________________ 
NOTA GLOBAL:________(_____________) 
RUBRICA DO (a) PROFESSOR (a)_____________ 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
7 EXPERIMENTOS 
 
1 
7.1 DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS POR PICNOMETRIA E 
DENSIMETRIA 
 
 
1 
7.2 DIFUSÃO GASOSA 
 
8 
7.3 DETERMINAÇÃO DO COEFICIENTE DE VISCOSIDADE UTILIZANDO 
UM VISCOSÍMETRO DE OSTWALD 
 
 
14 
7.4 VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO 
 
21 
7.5 TENSÃO SUPERFICIAL 
 
30 
7.6 REFRATOMETRIA 
 
40 
7.7 DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ENTRE TIOSSULFATO DE 
SÓDIO E ÁCIDO CLORÍDRICO – MÉTODO DE VELOCIDADE INICIAL 
 
 
54 
 
7.8 EQUILÍBRIO DE MISTURA DE LÍQUIDOS DE SISTEMA TERNÁRIO 
 
 
62 
7.9 TERMODINÂMICA DA SOLUBILIDADE 
 
69 
7.10 DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE UM 
ELETRÓLITO FRACO UTILIZANDO A TITULAÇÃO POTENCIOMÉTRICA 
 
 
 
73 
7.11 DETERMINAÇÃO DO VALOR DA CONDUTIVIDADE MOLAR EM 
DILUIÇÃO INFINITA DE ELETRÓLITOS FORTES 
 
 
80 
6.12 REFERÊNCIAS 
 
 
82 
 
 
 
PREFÁCIO 
 
 
A parte experimental do componente curricular físico-química destina-se a estudantes 
do curso de farmácia generalista. Os experimentos foram elaborados pressupondo-se 
que o estudante já possua experiência no trabalho com vidrarias, equipamentos 
comuns e está familiarizado com o procedimento adequado dentro de um laboratório 
de química. 
 
Os experimentos propostos nesta disciplina buscam solidificar e complementar os 
conhecimentos adquiridos na parte teórica desta disciplina, e introduzindo o aluno a 
novos métodos, técnicas e equipamentos. Além disso, almeja-se que o aluno 
desenvolva e amplie sua capacidade de compreensão de fenômenos, aplicação da 
metodologia científica, bem como de apresentação de dados e de análise crítica dos 
conteúdos e resultados experimentais. 
 
Para elaboração das práticas foram consultadas várias referências, as quais se 
encontram listadas no final do manual. É de grande relevância que o estudante recorra 
às mesmas para maior compreensão dos experimentos realizados. O aluno ainda 
poderá recorrer à internet, que sem dúvida é uma ferramenta útil, mas selecione os 
sites consultados com base na seriedade das informações científicas que eles contêm. 
 
Serão tratados alguns tópicos como; segurança e instruções gerais para o trabalho em 
laboratório, mostrando os cuidados habituais que devem ser observados quando se 
desenvolvem trabalhos em laboratórios, como também normas internas para limpeza 
de vidrarias, além das instruções gerais para a realização dos experimentos e 
confecções de relatórios. 
 
A finalidade deste manual é oferecer ao aluno do curso de físico-química experimental 
um roteiro que possibilite o desenvolvimento de cada experimento da disciplina e 
posterior tratamento dos dados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 SEGURANÇA E INSTRUÇÕES GERAIS PARA O TRABALHO EM 
LABORATÓRIO 
 
1.1 SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
 
A segurança no laboratório é uma responsabilidade que deve ser assumida por 
professores, monitores e alunos. No recinto do laboratório não é permitida brincadeiras que 
possam provocar danos para si ou outras pessoas. Apesar disso, os laboratórios de química 
não são necessariamente lugares perigosos, embora muitos dos perigos estejam associados a 
eles. Embora não seja possível enumerar todas as causas de possíveis acidentes no laboratório, 
existem alguns cuidados que são básicos e que, se observados, ajudam a evitá-los: 
 
 É proibido comer, beber ou fumar no laboratório. 
 
 Evitar trabalhar sozinho no laboratório, a presença de outras pessoas será sempre uma 
valiosa ajuda em caso de acidentes. 
 
 Conservar sempre limpos os equipamentos, vidrarias e sua bancada de trabalho. 
 
 Evitar derramar líquidos, mas se o fizer, limpe o local imediatamente. 
 
 Lavar as mãos freqüentemente durante o trabalho prático, especialmente se algum 
reagente químico for respingado. Ao final do trabalho, antes de deixar o laboratório, lave as 
mãos. 
 
 Leia com atenção os rótulos dos frascos de reagentes químicos para evitar pegar o frasco 
errado. 
 
 Certificar de que o reagente contido no frasco é exatamente o citado no roteiro 
experimental. 
 
 Nunca torne a colocar no frasco o reagente não utilizado. Não coloque objeto algum nos 
frascos de reagentes, exceto o conta-gotas de que alguns são providos. 
 
 Evitar contato físico com qualquer tipo de reagente químico. Tenha cuidado ao manusear 
substâncias corrosivas como ácidos e bases. 
 
 A diluição de ácidos concentrados deve ser feita adicionando-se o ácido lentamente, com 
agitação constante, sobre a água – com essa metodologia adequada o calor gerado no processo 
de mistura, é absorvido e dissipado no meio. Nunca proceda ao contrário. 
 
 Nunca deixar frascos contendo reagentes químicos inflamáveis próximos a chamas. 
 
 Não deixar nenhuma substância sendo aquecida por longo tempo sem supervisão. 
 
 Não jogar nenhum material sólido dentro das pias ou ralos. O material inútil deve ser 
descartável de maneira apropriada. 
 
 
 Quanto for testar o produto químico pelo odor, não coloque o frasco sobre o nariz, 
desloque os vapores que desprendem do frasco com a mão para a sua direção. 
 
 Usar a capela para experiência que envolve o uso com liberação de gases tóxicos ou 
corrosivos. 
 
 Não aqueça tubos de ensaio com a extremidade aberta para si mesmo ou para alguém 
próximo. Sempre que possível o aquecimento deve ser feito na capela. 
 
 Não deixar recipiente quente em lugares que possam ser pegos inadvertidamente. Lembre-
se que o vidro quente tem a mesma aparência do vidro frio. 
 
 Não pipetar de maneira alguma, nem mesmo água destilada, líquidos corrosivos ou 
venenosos, por sucção com a boca. Usar sempre pêras de sucção, pipetadores elétricos ou 
automáticos. 
 
 O bico de bunsen deve permanecer aceso somente quando estiver sendo utilizado 
 
1.2 EQUIPAMENTOS DE PROTEÇÃO INDIVIDUAL E COLETIVOS 
 
 Luvas descartáveis de látex 
 Óculos de segurança 
 Jaleco e calça comprida 
 Calçados fechados 
 Máscara com filtro adequado (gases e vapores) 
 Capela 
 
1.3 EQUIPAMENTO DE EMERÊNCIA 
 
 Chuveiro 
 Lava olhos 
 Extintor de incêndio 
 
2 NORMAS INTERNAS PARA LIMPEZA DE VIDRARIAS 
 
2.1 Objetivo 
 
Padronizar o procedimento de limpeza de vidrarias. A lavagem de vidrarias 
dependendo do tipo de substância utilizada produzirá vapores tóxicos quando os diversos 
produtos químicos entram em contato com a água. Portanto, faz-se necessário que o local seja 
bastante ventilado e a pia de lavagem seja dotada de captor de vapores, além do uso, pelo 
operador, de luvas antiderrapantes, óculos e/ou máscara de proteção semifacial, caso os gases 
sejam nocivos à saúde 
 
 
 
 
 
 
 
2.2 Procedimento 
 
2.2.1 Bureta 
 
Deve ser lavada internamente com água destilada, em triplicata, antes de qualquer 
procedimento e no fim deste. 
 
2.2.2 Balão Volumétrico e Picnômetro de vidro 
 
Devem ser lavados com água e detergente neutro.menor que o peso da gota ideal. A razão 
disto torna-se evidente quando o processo de formação da gota é observado mais de perto. A 
Figura 5.4 ilustra o que realmente acontece. 
 
Figura 5.4 - Fotografia de alta velocidade de uma gota caindo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A gota de massa ideal mi se desprende do tubo no instante imediatamente após seu 
peso P se iguala as forças de tensão superficial Fγ que sustentam a gota. 
 
Fγ
 
= P = mi
 
g (5.1) 
 
As forças de tensão Fγ que mantém a gota ligada ao resto do liquido é dado pelo 
produto da circunferência que do orifício por onde a gota ira se formar pela tensão 
superficial do líquido, uma propriedade inerente a cada liquido de tal forma que: 
 
33 
 
Fγ
 
= 2 π r γ (5.2) 
 
A partir das expressões (5.1) e (5.2) temos que o peso da gota é proporcional ao raio 
do tubo r e a tensão superficial do líquido γ. Esta é a denominada lei de Tate, onde a força de 
tensão superficial máxima aplicada, quando α= 90 °, dá o peso máximo de uma gota de 
líquido com uma dada tensão superficial. No equilíbrio (seu peso se iguala a TS que a segura). 
 
mi
 
g = 2 π r γ γ = mi
 
g/2 π r (5.3) 
 
Onde: mi= massa de uma gota ideal 
r = raio do tubo (externo se o líquido molhar o tubo) 
g = aceleração da gravidade. 
 
Contudo, devido ao fato da gota não se romper justo no extremo do tubo e sim, mais 
abaixo de menor diâmetro, existe um fator de contração de forma que a massa real da gota m 
difere da massa ideal da gota através da expressão m = mi f. O fator f é chamado de 
coeficiente de contração e é determinado experimentalmente. Na prática, o peso da 
gota obtido, é sempre menor que o peso da gota ideal. A razão disto torna-se evidente, 
quando o processo de formação da gota é observado mais de perto. A Figura 5.3 ilustra 
o que realmente acontece. 
Observa-se na Figura 5.4 que somente a porção mais externa da gota é que alcança a 
posição de instabilidade e cai. Perto de 40% do líquido que forma a gota permanece ligado ao 
tubo. Levando em consideração o fator de contração f podemos escrever a lei de Tate para a 
massa verdadeira da gota como: 
 
 
 
 
O fator de correção f é uma função do raio do tubo e do volume da gota. Estes valores 
são apresentados nos quadros 5.1 e 5.2. . 
 
Quadro 5.1- Fator de correção para o método do peso da gota 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(5.4) 
34 
 
Quadro 5.2- Massa de uma gota de água que se desprende de tubos de diferentes diâmetros 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Stalagnômetro de Trawbe 
 
Quando se deixa escoar muito lentamente um líquido através de um tubp de vidro 
delgado com uma das extremidades achatadas (Stalagnometro de Trawbe) formam-se gotas 
que aumentam progressivamente de peso e tamanho até o momento em que se desprende e 
cai, como mostra Figura abaixo. 
À medida que se começa a aplicar a pressão sobre o líquido, o raio da gota é grande, 
temos a posição Figura 5.5 (a). À medida que a gota cresce, o raio diminui no início até 
atingir um mínimo, ponto em que a gota é um hemisfério com raio igual ao do pequeno tubo 
(b). Qualquer aumento posterior de pressão fará perder a gota, que se expandirá e se 
 
Figura 5.5- Formação de uma gota 
 
Figura 5.6- Forças que atuam na gota 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
Tensão superficial= Peso (no momento da queda)↔ γ2 = mg↔ Ύ = 
 
 
 onde m é massa da 
gota e r é o raio da gota, 2 r é o perímetro da circunferência. 
 
OBJETIVO DO EXPERIMENTO 
 
Calcular a tensão superficial através do uso método do peso da gota. 
 
SUBSTÂNCIAS USADAS 
 
 Água destilada 
 Álcool etílico 95% P.A 
 Acetona 
 
 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Beckers de 50 mL; 
 Balança analítica 
 Bureta 
 Pipeta graduada 
 Stalagnômetro de Trawbe 
 Termômetro 
 Capela 
 Luvas de PVC 
 Óculos de proteção EPI 
 Máscara de proteção respiratória 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
MÉTODO DO PESO DA GOTA 
 
USO DA PIPETA 
 
 Inicialmente, lavar a pipeta com a água destilada. Conservar o instrumento na posição 
vertical em um suporte. 
 Colocar um volume não definido de água destilada na pipeta e deixar pingar 20 gotas 
para um becker seco. Pesar na balança analítica a massa das 20 gotas de água. Fazer este 
36 
 
procedimento duas vezes e tirar a média das massas. 
 Repetir todo o procedimento acima com as soluções de NaCl e etanólicas nas diferentes 
concentrações. 
 
USO DA BURETA 
 
 Inicialmente, lavar a bureta com a água destilada. Conservar o instrumento na posição 
vertical em um suporte. 
 Colocar um volume não definido de água destilada na bureta e deixar pingar 20 gotas para 
um becker seco. Pesar na balança analítica a massa ds 20 gotas de água. Fazer este 
procedimento duas vezes e tirar a média das massas. 
 Repetir todo o procedimento acima com soluções de NaCl e etanólicas nas diferentes 
concentrações. 
USO DO STALAGNÔMETRO DE TRAWBE 
 
 Antes de iniciar a experiência, lave o estalagnômetro com a substância a ser usada. 
 Anotar a temperatura ambiente. 
 Conservar o estalagnômetro na posição vertical. 
 Pipetar a quantidade da substância necessária para atingir a marca superior do 
stalagnômetro. 
 Soltar uma gota e depois contar os traços, repetir três vezes. 
 Deixar escoar a substância de S até A e contar o número de gotas formadas. Inicialmente 
utilizar a água. 
 Repetir este procedimento três vezes. 
 Repetir os itens acima com as outras substâncias (álcool etílico e acetona). 
 Após a prática lavar o estalagnômetro com água e deixar secar. 
 
DADOS 
 
Temperatura Ambiente Inicial_______________ 
Temperatura Ambiente Final________________ 
Água, uma gota vale: ______,_______, ______ divisões. 
Álcool etílico, uma gota vale ______, _______, ______ divisões. 
Acetona, uma gota vale _____, _______, ______ divisões. 
 
37 
 
Quadro 5,3- Anotação experimental (ESTALAGNÔMETRO) 
Substância 1ª Medição 2ª Medição 3ª Medição 
 
Água 
 
Álcool Etílico 
Acetona 
 
USO DA PIPETA 
 
Quadro 5. 4-Anotação experimental (PIPETA) 
Solução (%) 
Massa de 20 gotas 
(1ª medição) 
Massa de 20 gotas 
(2ª medição) 
Média das 
massas(g) 
Massa 
de 1 gota 
 (dinas/cm) 
 
Água destilada 
Solução NaCl 5 
SoluçãoNaCl 40 
Álcool 40 
Álcool PA 
 
USO DA BURETA 
 
Quadro 5. 5-Anotação experimental (BURETA) 
Solução (%) 
Massa de 20 gotas 
(1ª medição) 
Massa de 20 gotas 
(2ª medição) 
Média das 
massas(g) 
Massa 
de 1 gota 
 (dinas/cm) 
 
Água destilada 
Solução NaCl 5 
SoluçãoNaCl 40 
Álcool 40 
Álcool PA 
 
 
 
 
 
 
38 
 
CÁLCULO 
 
PIPETA E BURETA 
 
Pelas relações abaixo se pode calcular a tensão superficial para outros líquidos usando 
pipeta e bureta para os líquidos, utilizando a tensão da água calculada pela equação de Tate. 
 
 k
m
k
m
k
m benzeno
benzeno
álcool
álcool
água
água


;;
 
 
Onde  é a tensão superficial das substâncias utilizadas, m é a massa correspondente a 20 
gotas da substância e k é uma constante. 
Para se calcular a tensão superficial das substâncias utilizadas, pode-se utilizar a água 
destilada como uma substância de referência. Tomando um exemplo o álcool: Utilizar para as 
demais soluções, com exceção da água. 
 
Para o álcool: 
água
álcoolágua
álcool
álcool
álcool
água
água
m
m
mm




 
 
Utilizar a equação de Tate (5.4) apenas para água, as demais soluções utilizar a equação 
acima. 
 
 
 
 
Cálculo para o Estalagnômetro de Truwbe 
 
Para o estalagnômetro de Trawbe (Figura 5.2) utiliza-se a relação abaixo, 
considerando a água destilada como substância de referência. Assim: 
21
12
2
1




n
n

 
 
Onde 1 e 2 são as tensões superficiais dos líquidos 1 e 2 e 1n e 2n são os números de 
gotas formados e 1 e 2 são as densidadesdos respectivos líquidos. 
 
 
 
(5.4) 
39 
 
APLICAÇÕES DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
1- Como um tensoativos quebra a tensão superficial? 
2- O que são micelas? Faça uma ilustração. 
3- Como são constituídos e como se classificam os surfactantes? Dê exemplos. 
4- Agentes emulsificantes são capazes de impedir que os componentes (disperso e 
dispersante) de uma emulsão se separem. Caseína do leite, detergente e gema de ovo são 
agentes emulsificadores. Justifique e explique como funciona. 
5- Defina molhabilidade e ângulo de contato. Representar a molhabilidade pelo ângulo entre 
o contorno da gota e a interface sólido/líquido. 
6 - Segundo os dados obtidos, calcule: 
a) Fração de gotas para cada determinação. 
b) O número total de gotas. 
7-Calcular a tensão superficial das soluções utilizadas na prática. 
8- Comparar os valores obtidos,com os valores da Tabela 5.1, para a tensão da água, do álcool 
PA e da acetona, utilizando a pipeta e a bureta, fazendo comentários. 
9- Dê sugestões interessantes sobre a prática, que possa contribuir para as experiências 
futuras. 
10- Calcule as velocidades V e Vo para os líquidos estuadados. 
 
Tabela 5. 1 - Tensão superficial de alguns líquidos em função da temperatura 
TENSÃO SUPERFICIAL (dina/cm) 
Temperatura (°C) 
Água Álcool etílico Benzeno Acetona 
10 - 23,61 30,22 - 
20 72,75 22,75 28,85 23,70 
25 71,97 - - 23,00 
30 71,18 21,80 - 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
PRÉ-RELATÓRIO SOBRE SOBRE TENSÃO SUPERFICIAL 
 
1-Distinga entre as forças coesivas e adesivas. O que significa um líquido molhar um sólido? 
Que relação existe entre as forças adesivas e coesivas para que um líquido molhe um sólido? 
Exemplifique alguns fenômenos de líquido molhar e não molhar um sólido. 
 
2-Defina tensão superficial e tensão interfacial. Por que a gota de um líquido tem a forma 
esférica? 
3-Apresente as possíveis unidades que a tensão superficial pode ser expressa. 
 
4-Descreva outros métodos para a medida de tensão superficial. Faça ilustrações. 
 
5-Como agem as substâncias tensoativas? 
 
6-Quais são os fatores que influenciam a tensão superficial? Explique cada fator. 
 
7-Conceituar e Exemplificar: Solução verdadeira. Solução Coloidal. Suspensão. e Emulsão. 
 
8 O que significa o termo lipofílica? 
 
7.6 EXPERIMENTO Nº 06: REFRATOMETRIA 
 
TÓPICOS IMPORTANTES 
 
 Fenômeno da refração 
 Ângulo limite de incidência 
 Polarizabilidade. 
 
INTRODUÇÃO 
 
A refração é o desvio de direção que sofre uma radiação ondulatória, quando passa de 
um meio para outro, no qual sua velocidade de propagação é diferente. 
A intensidade do desvio é proporcional à velocidade da luz nos dois meios, e esta 
velocidade também é função das densidades óticas dos dois meios. A intensidade com que o 
raio é refratado depende da concentração relativa de átomos e do seu arranjo no interior das 
moléculas. Daí pode-se ressaltar a velocidade do feixe em um meio material é sempre menor 
que no vácuo 
O índice de refração (n) é determinado no refratômetro (a medida de quanto à luz se 
desvia), sendo matematicamente definido como a relação entre a velocidade da luz no vácuo e 
sua velocidade na substância (Equação 6.1). Ele também pode ser definido como a razão entre 
os ângulos de incidência e de refração, em relação à normal, de um raio luminoso, que 
atravessa a superfície de separação de dois meios. 
 
41 
 
ni =
 
 
 = (
 
 
) (6.1) 
 
Na prática, determina-se a refração em relação ao ar e à substância, em lugar de em 
relação ao vácuo e à substância, visto que isso não apresenta influência significativa nos 
valores observados. 
O índice de refração absoluto no vácuo é igual a 1. Em qualquer outro meio o índice 
de refração absoluto é maior que 1. 
O índice de refração é inversamente proporcional a velocidade de propagação da luz, 
ou seja, quanto maior for o índice de refração de um meio, menor será a velocidade de 
propagação da luz nesse meio. 
O meio que tem maior índice de refração tem maior refringência e vice-versa. 
Refringência, portanto, é a medida do índice de refração absoluto. 
O índice de refração varia com a natureza química da substância, com comprimento de 
onda, com temperatura e com a quantidade de sólidos dissolvidos em uma solução. 
É necessário especificar as condições de temperatura e comprimento de onda utilizada 
( n t
 ). Os índices de refração são geralmente formulados em função da linha D da luz de sódio 
de comprimento de onda de 589,3 nm, à temperatura de 20
o
C ± 0,5
o
C ( nD
20
). O índice de 
refração da água (tomando o ar como padrão), medido com a luz do sódio a 20
o
C, é expresso 
como nD
20
 = 1,33299, enquanto que uma solução aquosa contendo 205 de sacarose, em peso, 
apresenta um índice de refração de nD
20
= 1,36384. 
É importante ressaltar que se pode determinar o teor de sólidos dissolvidos em uma 
solução por refratometria. Por outro lado, quando se misturam dois líquidos puros, o índice de 
refração da solução resultante depende, de forma linear, quando se utilizam as refrações 
molares de cada componente. 
O índice de refração é usado, dentre outras aplicações, para determinar a concentração 
de soluções, identificar compostos químicos, suas estruturas moleculares bem como suas 
purezas. O uso mais comum é determinar a concentração de açúcar em um fluido, também 
conhecido por índice de Brix, em frutas, doces preparados, mel e outros alimentos. Nos 
modelos mais comuns, uma gota do fluido a analisar, por exemplo uma gota de sumo de 
laranja, é colocada sobre o prisma do aparelho, mudando o índice de refração, em função da 
concentração de um soluto presente no mesmo, no exemplo o açúcar da fruta. É usado 
também para medir a concentração de proteínas ou a salinidade no sangue. Tem ainda 
variado uso na industria, para medir líquidos anti-congelantes e outros fluidos industriais. 
A refração específica (r) de uma substância pode ser calculada mediante o emprego 
da fórmula de Lorentz e Lorenz, derivada das teorias eletromagnética e ondulatória da luz: 
 
dn
n
r
1
2
1
2
2








 (cm
3
/g) (6.2) 
Refraçção molar (R): 
 
R = r.M (cm
3
) (6.3) 
 
n = índice de refração da solução; 
d = densidade da solução; 
M = massa molar da substância. 
42 
 
Esta propriedade é aditiva e constitutiva. 
 
POLARIZABILIDADE 
 
Ao se colocar uma substância em um campo elétrico, o grau de orientação de suas 
moléculas dependerá da intensidade do campo e do meio físico no qual se encontram. A este 
se denomina polarização permanente. A polarização eletrônica deve-se ao deslocamento da 
nuvem de elétrons e a polarização atômica ao deslocamento do núcleo, a combinação destas é 
denominada de polarização induzida. Desta forma, a refração molar nos fornece uma medida 
do grau de polarizabilidade. 
A refração molar de uma substância está diretamente ligada ao índice de refração e é 
igual à polarizabilidade da mesma 
 
Ângulo Crítico ou Ângulo Limite 
 
Considerando-se uma situação em que o feixe incidente esteja num meio mais 
refringente (índice de refração maior) e encontre uma interface que separe este meio de outro 
menos refringente. A situação acima é esquematizada na Figura 6.1. 
 
 
 
Figura 6.1 - Esquema ilustrativo de uma interface que separa dois meios com n1>n2 e um 
feixe incidente num meio material mais refringente 
 
 
Pela lei de Snell- Descarte (Equação 6.4), temos que o raio incidente será refratado 
para o meio n1 com um ângulo de refração em relação à normal. 
 
n1senөi = n2 senөr (6.4) 
 
Agora, se aumentado o ângulo de incidência (θi) verificamos que o ângulo de refração 
(θr) também aumenta através da relação (6.4). Continuando a aumentar o θi = θc chegamos 
numa situação limite para o ângulo de refração onde θr = 90° (Figura 6.2). Nesta configuração 
temos a situaçãoem que o raio refratado sai tangenciando a superfície de separação. O ângulo 
θc é chamado de ângulo crítico. E, obtemos a seguinte relação substituindo θr = 90° na 
Equação 6. 4. 
43 
 
O ângulo crítico é o maior ângulo de incidência capaz de produzir refração. Para 
ângulo maior que o ângulo crítico, não ocorre mais a refração e sim ocorre a reflexão total, 
isto é, o raio incidente é totalmente refletido. É importante notar que para se aplicar a 
propriedade do ângulo limite devemos ir de um meio mais refringente para um meio menos 
refringente. Exemplo, do prisma para a nossa amostra. O prisma tem um alto índice de 
refração. 
 
A Equação 6.5 representa o fundamento da leitura do refratômetro, onde o n1 é o 
índice de refração do prisma (valor conhecido), senθc (seno do ângulo limite) será observado 
no refratômetro. O valor do produto n1. senθc é transformado numa escala, assim o valor do 
índice de refração da amostra, n2, é observado no equipamento. 
 
 
Figura 6.2 – Esquema de três raios incidentes com ângulos de incidência diferentes. 
 
 
 
 
Na Figura 6.2 é mostrada uma situação em que o raio refratado sai tangenciando a 
interface AB. Também se pode observar que para ângulos өi > өc o raio sofrerá reflexão total. 
E para ângulos өi 290ºC 
 Temperatura de auto-ignição > 650°C 
 
 
47 
 
EFEITOS POTENCIAIS DO CLOROFÓRMIO Á SAÚDE 
 
 Ingestão: Causas queimaduras severas na boca e garganta, dor no tórax e vômito. 
Quantidades grandes podem causar sintomas semelhantes aos causados pela inalação. 
 Inalação: Atua como um anestésico relativamente potente. Irrita área respiratória afeta o 
sistema nervoso central e causa enxaqueca, sonolência, vertigem. Exposição a concentrações 
mais altas pode resultar em inconsciência e morte. Pode causar desordens sangüíneas. 
Exposição prolongada pode conduzir a morte devido ao batimento irregular do coração e 
desordens de fígadoe rim. 
 Contato com a pele: Causa irritação à pele, sendo os sintomas mais freqüentes 
vermelhidão, coceira e dor. Pode ser absorvido pela pele. 
 Contato com os olhos: Causa irritação, vermelhidão e dor. 
 Exposição crônica: Contato prolongado ou repetido com a pele pode causar dano para o 
sistema nervoso, coração, fígado e rins. Contato com líquido pode causar irritação crônica de 
pele como rachaduras e ressecamento e dermatite subseqüente. Clorofórmio é suspeito de ser 
um carcinógeno humano. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS QUANDO UTILIZADO CLOROFÓRMIO 
 
INALAÇÃO: Remover o indivíduo exposto ao ar livre. Se não estiver respirando, fizer 
respiração artificial. Se respirar com dificuldade, dê oxigênio. Procure ajuda médica. 
CONTATO COM A PELE: Lave imediatamente em água corrente por, pelo menos, 
15 minutos. Remova a roupa contaminada e os sapatos. Procure ajuda médica. Lave as roupas 
e os sapatos antes de reutilizá-los. 
CONTATO COM OS OLHOS: Lave imediatamente com água corrente por, pelo 
menos, 15 minutos, abrindo e fechando ocasionalmente as pálpebras. Procure ajuda médica 
imediatamente. 
INGESTÃO: Não induza o vômito. Nunca dê algo pela boca para uma pessoa 
inconsciente. 
AVISO: PERIGO! Pode ser fatal se for aspirado ou inalado. Causa irritação à pele, 
olhos e trato respiratório. Afeta Sistema Nervoso Central, rins, Sistema Cardiovascular e 
fígado. Pode causar câncer dependendo do nível e duração de exposição. 
 
 
 
48 
 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DO HEXANO 
 
 Cor= Incolor 
 Estado físico= Líquido límpido 
 Temperatura de fusão= -96ºC 
 Temperatura de ebulição=68ºC 
 Temperatura de auto-ignição= 225ºC 
 Ponto de fulgor= -35ºC 
 Viscosidade= 0,45 cSt (T=25ºC) 
 
EFEITOS POTENCIAIS DO HEXANO Á SAÚDE 
 
 Inalação: Pode provocar irritação das vias aéreas superiores com tosse úmida 
(secreção mucosa). 
 Contato com a pele: Irritante. 
 Contado com os olhos: Pode causar irritação, principalmente em contato com o hexano na 
forma líquida. 
 
Toxicidade crônica: 
 
 Ingestão: Pode causar vômitos e diarréia, além de efeitos narcotizantes se ingerido. 
 Contato com a pele: Dermatite por ressecamento. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS QUANDO UTILIZADO HEXANO 
 
INALAÇÃO: Remover a vítima para local arejado. Se a vítima não estiver respirando, 
aplicar respiração artificial. Se a vítima estiver respirando, mas com dificuldade, administrar 
oxigênio a uma vazão de 10 a 15 litros/min. Procurar assistência médica imediatamente 
levando o rótulo sempre que possível. 
CONTATO COM A PELE: Remover sapatos e roupas contaminadas. Lavar a pele 
com água e sabão abundantemente por pelo menos 20 minutos, preferencialmente sob 
chuveiro de emergência. Encaminhar ao médico de posse do rótulo, quando possível. 
CONTATO COM OS OLHOS: Lavar com água corrente abundantemente, pelo menos 
por 20 minutos. Procurar assistência médica imediatamente, levando o rótulo do produto, 
sempre que possível. 
49 
 
INGESTÃO: Não provocar vômitos. Se a vítima estiver consciente, lavar sua boca 
com água limpa em abundância e faze-la ingerir água. Encaminhar a um médico levando o 
rótulo do produto quando possível. 
 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DO PROPANOL 
 
 Fórmula Química= C3H8O 
 Massa molar= 60,10 g/mol. 
 Aspecto: Líquido límpido, incolor 
 Odor: próprio 
 Ponto de fusão: - 127ºC 
 Ponto de ebulição: 97ºC 
 Ponto de fulgor: 23ºC 
 Temperatura de auto-ignição=412ºC 
 Densidade relativa= 0,8 (T=20ºC) 
 
EFEITOS POTENCIAIS DO PROPANOL Á SAÚDE 
 
1. Inalação: Pode provocar depressão do sistema nervoso central (SNC). Pode causar 
sonolência e vertigem. 
2. Contato com a pele: Causa irritação moderada à pele. 
3. Contado com os olhos: Causa irritação ocular séria. 
4. Ingestão: Pode ser nocivo se ingerido. Pode provocar depressão do sistema nervoso 
central (SNC). Irritante para a boca, a garganta e o estômago. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS QUANDO UTILIZADO PROPANOL 
 
INALAÇÃO: Remover para local ventilado. Caso não se sinta bem, procurar um 
médico. 
CONTATO COM A PELE: Lavar com bastante água. Retirar as roupas contaminadas. 
CONTATO COM OS OLHOS: Lavar com bastante água, por 15 minutos. Procurar 
um oftalmologista. 
INGESTÃO: Beber muita água, evitar o vômito. Perigo de aspiração! Consultar um 
médico. Administração posterior: carvão ativado (20-40 g, numa suspensão a 10%). 
AÇÕES QUE DEVEM SER EVITADAS: Não ofereça nada por via oral a uma pessoa 
inconsciente. 
50 
 
PROTEÇÃO PARA O PRESTADOR DE SOCORROS: Óculos de segurança, bota de 
PVC, avental de napa, luvas de nitrilo e máscaras semifacial para vapores químicos. 
NOTAS PARA O MÉDICO: Tratamento sintomático. Não há antídoto específico. 
Direcionar o tratamento de acordo com os sintomas e condições clínicas do paciente. 
 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Refratômetro de ABBE 
 Micropipeta 
 Beckers de 50 mL 
 Lenço de papel 
 Termômetro 
 Luvas apropriadas 
 Capela 
 Óculos de proteção 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1- Abra o conjunto de prisma (prisma inferior e superior), com o botão menor da direita 
deixar o conjunto de prisma bem plano. Em seguida limpar bem as superfícies com papel 
macio umedecido com éter ou metano, seque-os bem. Não toque as superfícies com outros 
objetos. 
2- Faz-se primeira a calibração com água destilada. Com uma micro-pipeta, coloca-se 
algumas gotas do líquido (no prisma inferior) sem tocá-lo com a pipeta e fecha-se 
rapidamente, a fim de evitar a evaporação. Leia a temperatura. 
3- Colocar na posição e olhando no ocular do lado direito, procurar a faixa colorida, que é a 
incidência de luz, girando o botão da esquerda para os lados direito e esquerdo, até encontrar 
a faixa colorida. Focalize o espelho de maneira que a janela mais próxima do conjunto seja 
bem iluminada, para melhorar a incidência de luz. (Pode-se acrescentar mais líquido quando 
não der para ver direito a faixa colorida). 
4- Adaptar o telescópio até que as linhas cruzadas estejam em foco. 
6 - Quando a faixa preta (escura) começar a aparecer, no botão do lado direito, tente tirar o 
colorido, adaptando bem os espelhos, e gire os prismas com o botão giratório até a fronteira 
luz-escuro coincidir com a intercessão das linhas cruzadas (Figura 6.2). 
51 
 
7- A imagem da fronteira luz-escuro pode ser melhorada e as cores eliminadas, quando se gira 
o compensador. A área clara deverá estar na parte superior do campo. 
8 - Leia índice de refração diretamente na escala. Pode-se ler na escala até 0,0001 unidades. 
Então, depois de medir o índice de refração para a água, seguidamente mede-se o índice de 
refração para os outros líquidos. 
 
APLICAÇÃO DOS RESULTADOS DOS EXPERIMENTAIS 
 
1- Calcule a refração molar e específica para todas as soluções, e apenas refração específica 
para as soluções aquosas de sacarose. 
2-Dividindo a refração do tetracloreto de carbono por 4 , teremos a refração da ligação C-Cl. 
Com este dado, calcule as contribuições das ligações: 
a) C-H, b) C-C e c) C=O, d) C-OH a partir das refrações molares de clorofórmio, hexano 
normal e acetona, também determine O-H da água. 
Importante: A refração molar é uma função das ligações químicas de uma molécula, então: 
[R] = ∑ 
3-Compare os índices de refração e refração molar medidos experimentalmente com os 
obtidos da literatura. 
4-Faça um breve relato sobre ângulo crítico. 
5- Seja um raio luminoso incidindo em um prisma, meio que possui alto índice de refração. 
Faça um desenho das seguintes situações: 
a)Se um ângulo de incidência for ˂ parte da luz será refletida e outra parte será refratada. 
b) Se um ângulo de incidência , o raio tangenciará a separação entre os meios. 
c) Se um ângulo de incidência todos os raios serão refletidos. 
5-Porque é possível utilizar o refratômetro de ABBE com a luz branca? 
6- Quais as funções do prisma inferior (superfícierugosa) e dos prismas de Amici? 
7- Por meio das unidades da refração molar, dê o significado físico desta grandeza. 
8-Discuta o experimento de uma forma crítica, ou seja, observe os pontos fracos do 
experimento e a partir daí dê sugestões para corrigi-los. 
9- Citar aplicações práticas dos conceitos estudados nesta experiência. 
 
 
 
 
 
52 
 
Os índices de refração da água e do tetracloreto de carbono e etanol são dados pelas 
seguintes equações: 
H2O: nD
t
= 1,3325 - 1,1.10
-4
(t-25) 
CCl4: nD
t
= 1,4576 - 5,5.10
-4
(t-25) 
Etanol: nD
t
= 1,3584 - 4,1.10
-4
(t-25) 
Onde nD
t
 é o índice de refração para a linha D do sódio à t
o
C. 
Pesquisar no Handbook (dado experimental para referência) o valor do índice de refração para 
as outras substâncias. 
Para líquidos o refratômetro de Abbe trabalha em uma faixa de índice (para o 
equipamento do laboratório 1,300SÓDIO Á SAÚDE 
 
 Periculosidade: Substância não perigosa. 
 Não ingerir. 
 Evitar o contato com os olhos. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS QUANDO UTILIZADO TIOSSULFATO 
DE SÓDIO 
 
APÓS INALAÇÃO: Exposição ao ar fresco. 
 
APÓS CONTATO COM A PELE: Lavar em água corrente. 
 
APÓS CONTATO COM OS OLHOS: Enxaguar com água. 
 
INGESTÃO: Grandes quantidades, em caso de mal-estar, consultar um médico. 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Pipetas volumétricas de 10, 25 e 5 mL 
 Proveta de 50 e 10 mL 
 Beckers de 100 e 1000 mL 
 Cronômetro 
 Máscara 
 Termômetro 
 Luvas apropriadas 
 Capela 
 Óculos 
 
 
 
58 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Procedimento 1 – Determinação da ordem da reação em relação ao tiossulfato. 
Para cada uma das combinações indicadas na tabela 7.1, adicione em um Becker de 100 mL 
os seguintes volumes 
 
Tabela 7.1 - Concentrações dos íons tiossulfato em solução aquosa 
Combinações Na2S2O3 (0,3M) H2O 
1 25 mL - 
2 20 mL 5 mL 
3 15 mL 10 mL 
4 7,5 mL 17,5 mL 
5 5 mL 20 mL 
 
1. Coloque o Becker contendo a combinação sobre uma fita preta que servirá de indicador 
do tempo para que se forme uma quantidade determinada de enxofre. 
2. Em uma proveta de 5 mL coloque 5 mL de ácido clorídrico 2M. 
3. Adicione o ácido ao Becker contendo a solução e imediatamente comece a contagem do 
tempo, agitando continuamente a solução, até que a fita preta se torne invisível, olhando de 
cima para baixo. Neste instante, marque o tempo final com o cronômetro. 
4. Repita o mesmo procedimento para as demais combinações anotando os tempos 
correspondentes. 
 
Procedimento 2 – Determinação da ordem da reação em relação ao ácido. 
Para cada uma das combinações indicadas na tabela 7.2 adicione um Becker de 100 mL nos 
volumes indicados. 
 
Tabela 7. 2 - Concentrações dos íons hidrogênio em solução aquosa 
Combinações HCl (0,3M) H2O 
I 10 mL - 
II 7 mL 3 mL 
III 5 mL 5 mL 
 
1. Adicione à combinação (I), 20 mL de solução 1M de Na2S2O3 e imediatamente inicie a 
contagem do tempo. 
59 
 
2. Marque o tempo necessário para que a fita preta se torne invisível, o que corresponde ao 
tempo final. 
3. Repita o mesmo procedimento para as demais combinações anotando os tempos 
correspondentes. 
 
Procedimento 3 – determinação da ordem da reação em relação ao tiossulfato a uma 
temperatura inferior a do procedimento 1 
1. Prepare em um Becker de 1000 mL um banho de água e gelo, adicionando gelo aos poucos 
até alcançar a temperatura no intervalo de 10ºC e 15°C. Esta temperatura deverá se mantida 
constante durante todas as medidas; para isto adicione pequenas porções de gelo sempre que a 
temperatura aumentar. 
2. Coloque o Becker com a combinação (I) da Tabela (1) e a proveta contendo 5 mL de ácido 
clorídrico 2 M no banho de gelo até que ambos atinjam a temperatura desejada. 
3. Adicione o ácido à solução e imediatamente inicie a contagem do tempo até que a 
visibilidade da fita preta desapareça indicando o final da reação. 
4. Repita o mesmo procedimento para as combinações (III) e (V) da tabela (7.1), anotando 
os tempos correspondentes 
 
APLICAÇÃO DOS RESULTADOS 
 
1. Qual o tipo de reação estudada? 
2. Escrever a equação diferencial de velocidade da reação. 
3. Determinar graficamente a ordem da reação com relação ao S2O3
2
 e ao H
+
. 
4. Calcular a ordem da reação global. 
5. Determinar a constante de velocidade para as temperaturas utilizadas nos procedimentos 1 
e 3, usando a equação (9). 
6. Determinar o valor de k médio para cada temperatura. 
7. Determinar a energia de ativação utilizando a equação (7.11) e graficamente através do 
gráfico de log k versus 1/T. 
8. Explique a influência da temperatura sobre a velocidade de reação (teoria cinética) e 
comprove na experiência que você realizou. 
9. Explique por que se mantém constante uma das concentrações durante a experiência? 
10. A energia de ativação é uma grandeza experimental? Como podemos determiná-la? 
 
 
 
60 
 
Quadro 7.1: Anotação dos tempos de reação 
. 
Combinações 
Tempo de Reação (seg) 
Procedimento 1 
Temperatura ( ) 
Procedimento 2 
Temperatura ( ) 
Procedimento 3 
Temperatura ( ) 
1 
2 
3 
4 
5 
 
Quadro 7.2 Procedimento1 realizado na Temperatura_____ 
Combinações Tempo de 
Reação, t (seg) 
ln 1/t [Na2S2O3] = [A]0 ln [A]0 
1 
2 
3 
4 
5 
 
Quadro 7.3 Procedimento2 realizado na Temperatura_____ 
Combinações Tempo de 
Reação, t (seg) 
ln 1/t [H
+
] = [B]0 ln [B]0 
1 
2 
3 
 
Quadro 7. 4 Procedimento 3 na Temperatura_10°C___ 
Combinações Tempo de Reação, t (seg) ln 1/t 
1 
3 
5 
 
 
 
 
61 
 
ROTEIRO PARA REALIZAÇÃO DOS CÁLCULOS DO EXPERIMENTO: 
 
Procedimento 1- Reagente limitante: S2O3
= 
 
 
 Cálculo da concentração de S2O3
= 
em cada combinação ([A]o): M1V1=M2V2. 
 Cálculo para encontrar ln [A]o. 
 Cálculo para encontrar ln 1/t. 
 Construir o gráfico ln1/t versus ln [A]o. 
 Cálculo da ordem de reação com relação ao tiossulfato 
 
Procedimento 2 – Reagente limitante: Ácido clorídrico [H
+
]. 
 
 Cálculo da concentração do ácido em cada combinação ([B] o): M1V1=M2V2. 
 Cálculo para encontrar ln [B]o. 
 Cálculo para encontrar ln 1/t. 
 Construir o gráfico ln 1/t versus ln [B]o. 
 Cálculo da ordem em relação ao ácido. 
 Cálculo da ordem de reação global: m + n = ordem global. 
 Cálculo para determinar a constante de velocidade (K) para as temperaturas dos 1º e 3º 
procedimentos usando a equação (7.9). 
ln(1/t) =lnK‟ + Α ln[A]o – ln C, como K‟ = k [B]
β
o, aplicando logaritmo e substituindo na 
equação (7.9) obtemos: 
lnK = ln1/Δt – βln[B]o - αln[A]o + lnΔc onde, [B] = [H
+
] e [A]o = [S2O3
=
] 
 
No procedimento 1 a concentração do ácido [B] o é constante, calculada mediante a fórmula: 
M1V1=M2V2 a concentração inicial é 2 M. O valor de C é constante e igual a 0,14. 
 
 Cálculo de K para a temperatura do procedimento 1 (temperatura ambiente). 
 Cálculo de K médio para T = 25ºC (temperatura ambiente). 
 Cálculo de K para a temperatura do procedimento 3. Usam-se as mesmas ordens de 
reação utilizadas no cálculo para a T= 25ºC. 
 Cálculo do K médio a temperatura do procedimento 3. 
 Cálculo da energia de ativação a partir da equação (7.11). 
 
 
 
62 
 
PRÉ-RELATÓRIO SOBRE CINÉTICA QUÍMICA 
 
 Faça uma distinção clara entre velocidade de reação, equação de velocidade e constante de 
velocidade. 
 
 Diga corretamente o que é uma lei de velocidade. 
 
 O que entende por ordem de uma reação? 
 
 Citar e discutir alguns fatores que alteram a velocidade de uma reação. 
 
 Quais os métodos de tratamento de dados cinéticos experimentais? Comente sobre eles. 
 
 Comente sobre a dependência da velocidade de reação com a temperatura. 
 
 O que é energia de ativação? 
 
7.8 EXPERIMENTO Nº 08: EQUILÍBRIO DE MISTURA DE LÍQUIDOS DE SISTEMA 
TERNÁRIO 
 
 TÓPICOS IMPORTANTES: 
 
1 – Regra das fases de Gibbs 
2 – Diagramas de fase para sistemas de três componentes. 
 
INTRODUÇÃO 
 
Através de considerações termodinâmicas, Gibbs (8.1) deduziu uma relação entre o 
número de fases (P) que podem coexistir em equilíbrio em um dado sistema, o número 
mínimo de componentes (C) que podem ser usados para formar o sistema e os graus de 
liberdade, o número mínimo de espécies independentes necessários para definir a composição 
de todas as fases presentes no sistema. A relação pode ser apresentada sob a forma da 
equação: F+P= C+2, denominada de regra das fases de Gibbs. Esta equação é um dos 
resultados mais elegantes da termodinâmica química. 
A definição é fácil de aplicar quando as espécies presentes num sistema não reagem, 
pois simplesmente contamos o número total de espécies químicas presentes. Por exemplo, a 
água pura é um sistema com um componente (C = 1) e uma mistura de etanol e água é um 
sistema com dois componentes(C = 2). O número de graus de liberdade, F, de um sistema, é 
o número 143 de variáveis intensivas (como a pressão, a temperatura ou as frações molares) 
que podem variar independentemente sem perturbar o número de fases em equilíbrio. Para um 
sistema com um componente, como a água pura, fixamos C = l e a regra das fases se reduz a F 
= 3 - P. Quando só uma fase esta presente, F = 2, o que implica que p e T podem variar 
independentemente. Em outras palavras, um sistema com uma única fase é representado por 
uma região, num diagrama de fase. Quando duas fases estão em equilíbrio F = 1, indicando 
que a pressão não pode variar livremente se nós fixamos a temperatura. 
63 
 
Diagrama ternário 
 
É conveniente visualizar um sistema ternário utilizando um diagrama triangular, 
chamado de diagrama ternário ou diagrama de Stokes e Roozeboom. Este diagrama é, 
geometricamente, um triângulo equilátero e define, por exemplo, as composições em 
porcentagem em massa (% m/m) do sistema ou em fração molar. 
A maneira mais conveniente de representar a composição de um sistema de três 
componentes, à pressão e temperatura constante, é através de um diagrama plano, 
representado por um triângulo eqüilátero. Os vértices do triângulo eqüilátero. Os vértices do 
triângulo eqüilátero correspondem aos componentes puros A, B e C. Nos lados que unem os 
vértices se colocam as composições dos sistemas binários formados pelas substâncias que se 
encontram nos vértices adjacentes do triângulo. Todos os pontos dispostos no interior do 
triângulo representam a composição dos sistemas de três componentes. A porcentagem de 
cada um componente no sistema será tanto maior quanto mais perto estiver o ponto em 
questão ao vértice correspondente. 
Existem dois métodos de determinação da composição do sistema de três 
componentes. No primeiro, se torna como 100% (ou 1) a altura do triângulo equilátero. Este 
método se baseia em que a soma das longitudes, das perpendiculares baixas de qualquer ponto 
situado no interior do triângulo até seus lados é uma constante e igual à altura deste triângulo. 
A porcentagem de cada componente se determina pela distância desde o ponto que refere-se a 
composição do sistema em questão (M) até o lado oposto ao vértice que corresponde ao 
componente puro. Na figura (1.a) o segmento MA corresponde a porcentagem do componente 
A, o segmento MB, a percentagem do componente B e o segmento Mc a do componente C. 
No segundo método, tomamos os vértices do triângulo eqüilátero como sendo 100% 
(ou 1) a porcentagem de cada uma das três substâncias puras. Os lados opostos representam 
0%. Então a porcentagem de A numa mistura representada como sendo a distância a partir do 
lado oposto em direção ao vértice A, a porcentagem de B como sendo a distância entre um e 
outro lado e o vértice B. Uma vez fixadas as porcentagens de duas substâncias, a terceira, está 
automaticamente determinada. É importante definir as escalas sobre os lados observando um 
mesmo sentido giratório. Por exemplo, AC corresponderá a uma escala de 0 a 100% para o 
componente C, CB para o componente B e BA para o componente A, nessas condições, uma 
paralela e um lado qualquer representa uma linha de composições constantes do componente 
oposto ao lado em questão, sendo a composição lida na escala correspondente ao componente. 
Conseqüentemente para representar uma mistura M(Fig.1-b) de 60% de A, 30% de B e 10% 
C, procura-se a interseção; por exemplo, de linha paralela BC de composição constante 60% 
em A, e da linha paralela de AC de uma composição constante de 30% em B. Verifica-se que 
linha paralela a AB de composição constante 10% C passa por M. 
64 
 
. 
 
 
Considere-se um sistema constituído de três líquidos, A, B e C. a miscibilidade 
recíproca de líquidos depende de sua natureza e da temperatura, podendo-se distinguir três 
casos conforme se tenha um par, dois pares ou três pares de líquidos parcialmente 
miscíveis. 
O experimento realizado tratará do primeiro caso, supor que os pares (A+B) e (A+C) 
sejam completamente miscíveis, enquanto o par (B+C) é parcialmente miscível (Figura 21-3). 
A= álcool, B = benzeno = clorofórmio e C= água. 
Uma mistura binária (B+C), de composição x vai produzir duas camadas de 
composição b e c, a primeira rica em B a segunda rica em C na proporção de xc/xb. 
Adicionando certa quantidade do líquido A ao sistema, o ponto representativo do sistema 
global desloca-se de x para x‟ na direção do vértice A (ver 21.3). Ao mesmo tempo, como o 
líquido A dissolve-se nas duas camadas, a composição destas passa para b‟ e c‟ e a inclinação 
da linha b‟c‟ indica que A é mais solúvel na camada c do que na b. Adições posteriores de A 
alteram a composição das soluções conjugadas, assim como a proporção em que se encontram 
presentes: x” só restam traços da fase rica em B, permanecendo, contudo, a fase rica em C. 
Acima de x‟‟ até A, o sistema é homogêneo. 
 
65 
 
Como as linhas de junção não são paralelas, o ponto em que as duas soluções 
conjugadas possuem a mesma composição não se situa no máximo da curva binodal mas está 
deslocado para um dos lados no ponto k, chamado ponto crítico de miscibilidade isotérmica. 
Partindo de uma mistura (B+C) de composição 0, adição de A desloca a composição global ao 
longo da reta 0 k, enquanto as composições das soluções conjugadas convergem para um 
valor comum em k. Neste ponto, as duas camadas coalecem numa única solução homogênea. 
A situação em k é diversa da verificada em x”, onde o sistema tornou-se homogêneo como 
conseqüência do desaparecimento de uma fase, permanecendo a outra (Figura 21.3). 
Como se pode verificar no diagrama da Figura 21.3, a adição de um componente (A) 
aumenta a miscibilidade recíproca de dois outros (B+C) sempre que o componente adicionado 
for solúvel em ambos. 
Um diagrama trifásico pode ser experimentalmente obtido preparando-se inicialmente 
misturas conhecidas de dois líquidos pouco miscíveis. Em seguida, adiciona-se um terceiro 
líquido até que a turbidez desapareça, isto pode ser mostrado pelo ponto x
”
 representado na 
curva binodal na Figura 21.3. Assim se misturarmos água e benzeno, obteremos duas 
camadas, a seguir das quais representam uma solução saturada com água e benzeno na 
temperatura da experiência,(pequeníssima porcentagem) a camada superior é a solução 
saturada de benzeno e em água. O terceiro líquido pode ser álcool etílico, a acetona, o ácido 
acético e outros que ao serem misturados se dissolverão tanto no benzeno como na água. 
Em geral, um acréscimo de temperatura aumenta a miscibilidade recíproca dos 
líquidos e reduz assim a área difásica limitada pela curva binodal. 
A curva binodal separa a zona de miscibilidade parcial dos componentes B e C (abaixo 
da binodal), da zona de miscibilidade total (acima da binodal). Ver Figura 21.3. 
O sistema ternário representado na Figura 21.3 é do tipo I (uma só zona de 
miscibilidade parcial). Existem sistemas com duas ou três zonas de miscibilidade parcial. A 
separação é normalmente mais fácil para os sistemas tipo I. Por vezes, variando a temperatura, 
pode passar-se de um sistema tipo III a um tipo II ou tipo I. 
 
OBJETIVO DO EXPERIMENTO 
 
Realizar um estudo sobre um sistema heterogêneo através da construção do diagrama 
de solubilidade para o sistema ternário água-benzeno-álcool etílico, obtendo a linha de 
solubilidade das misturas na temperatura ambiente. 
 
SUBSTÂNCIAS USADAS 
 
 Água destilada 
 Benzeno 
 Álcool etílico 
 
 
 
 
66 
 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DO BENZENO 
 
 Fórmula química= C6H6 
13. Massa molar= 78,12 g/mol 
14. Descrição física=líquido incolor 
15. Odor= aromático 
16. Densidade absoluta= 0,879 g/mL 
17. Ponto fusão= 5,5º C 
18. Ponto ebulição= 80,1º C 
 
EFEITOS POTENCIAIS DO BENZENO Á SAÚDE 
 
 Ingestão: Perigoso ou fatal se o líquido atingir os pulmões. 
 Inalação: Pode causar câncer. Causa desordenssangüíneas como anemia. Sintomas 
incluem dor de cabeça, tonturas, sonolência e náusea, podendo levar a inconsciência, 
convulsão e morte. 
 Contato com a pele: Causa leve irritação à pele e dermatoses. Perigoso quando absorvido 
pela pele. 
 Contato com os olhos: Causa leve irritação. 
 Exposição crônica: A exposição repetida ou prolongada pode causar irritação na pele. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS QUANDO UTILIZADO BENZENO 
 
INALAÇÃO: Remover o indivíduo ao ar livre. Se não estiver respirando, fazer 
respiração artificial. Se respirar com dificuldade, dê oxigênio. Procure ajuda médica 
CONTATO COM A PELE: Lave imediatamente em água corrente e sabão por, pelo 
menos, 15 minutos. Remova a roupa contaminada e os sapatos. Procure ajuda médica. Lave as 
roupas e os sapatos antes de reutilizá-los. 
CONTATO COM OS OLHOS: Lave imediatamente com água corrente por, pelo 
menos, 15 minutos, abrindo e fechando as pálpebras. Procure ajuda médica. 
INGESTÃO: Não induza o vômito. Dê grandes Quantidades de água. Nunca dê algo 
pela boca para uma pessoa inconsciente. Procure um médico imediatamente. 
AVISO: Perigo! Sempre que possível substitua o benzeno por um solvente menos 
tóxico como tolueno ou xileno. Extremamente inflamável. Causa irritação à pele e olhos. Se 
67 
 
inalado pode causar dores de cabeça, tonturas, sonolência e náusea, podendo levar a 
inconsciência. Perigoso ou fatal se afetar os pulmões. Pode causar câncer. 
 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Pipetas de 5 mL e 1mL 
 Tubos de ensaio 
 Suporte de madeira para tubos de ensaio 
 Bureta 
 Luvas de PVC de cano longo 
 Máscara 
 Óculos 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Com o auxílio de uma bureta adicionar em cada tubo de ensaio, (de acordo com as 
quantidades de benzeno e água destilada apresentadas no Quadro 8.1, gota a gota quantidades 
crescentes de álcool etílico até que se obtenha uma fase única, ou ausência do aspecto leitoso. 
Anotar no Quadro 8.1 o volume de álcool gasto em cada tubo. 
 
Quadro 8.1- Anotação experimental 
Tubos H2O v (mL) C6H6 V (mL) C2H5OH V (mL) 
1 0,5 2,5 
2 1,0 2,5 
3 2,0 2,5 
4 3,0 2,5 
5 5,0 2,5 
6 5 0,3 
7 5,0 0,5 
8 0,3 5,0 
9 0,5 5.0 
 
Temperatura Ambiente Inicial__________________ 
Temperatura Ambiente Final___________________ 
 
 
68 
 
APLICAÇÕES DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
1- O que significa o aparecimento da turbidez ao adicionar álcool etílico na mistura água + 
benzeno? 
2-Qual a função do álcool etílico? No sistema estudado trata-se de um equilíbrio físico ou 
químico? E por que. 
3-Calcular a composição da cada solução nos pontos em que a turvação desaparece, em 
percentagem em massa (composição mássica ou molar). 
4-Num triângulo eqüilátero colocar os pontos representativos de cada mistura. Traçar a curva 
binodal do sistema estudado. 
4-Identificar claramente, as fases de cada uma das regiões do diagrama. 
5-O sistema estudado trata de três líquidos constituídos de um par de líquido parcialmente 
miscível. Quais são os pares de líquidos completamente miscíveis e o par parcialmente 
miscível? 
6-Discuta o experimento de uma forma crítica, ou seja, observe os pontos fracos do 
experimento e a partir daí dê sugestões para corrigi-los. 
 
PRÉ-RELATÓRIO SOBRE EQUILÍBRIO DE MISTURA DE LÍQUIDOS DE 
SISTEMA TERNÁRIO 
 
1- Definir fase de um sistema? 
 
2- O que vem a ser componente de um sistema? 
 
3-Qual a expressão matemática da regra das fases de Gibbs? Dê o significado de cada 
grandeza da fórmula, inclusive do número 2. 
 
4-Qual o significado físico da variância de um sistema? 
 
5-Quais são as variáveis da regra das fases? Todas são independentes? 
 
6- Escrever a expressão da regra das fases para um sistema ternário, a temperatura e pressão 
constantes quando: 
 
a) O sistema apresenta uma fase. 
b) Duas fases 
c) Três fases. 
69 
 
7-Para uma mistura ternária, determinar a composição de cada componente representado no 
diagrama abaixo pelo ponto P. 
 
 
7.9 EXPERIMENTO 09:TERMODINÂMICA DA SOLUBILIDADE 
 
TÓPICOS IMPORTANTES 
 
 Solubilidade, Entalpia de solução e Espontaneidade 
 
INTRODUÇÃO 
 
Nesta experiência várias funções termodinâmicas (ΔH, ΔS e ΔG), serão calculadas 
para um simples processo de dissolução, mostrado abaixo: 
 
KNO3 (s) + H2O (l) ═ K
+
 (aq.) + NO3
-
 (aq.) 
 
A constante de equilíbrio para o processo é: 
 
K =[K
+
] [NO3
-
]= s.s = s
2 
(9.1) 
 
Onde s é a solubilidade do sal em mol por litro. Considera-se que o sistema se encontra em 
equilíbrio quando o sólido está em contato com a solução saturada, ou seja, justamente 
quando os primeiros cristais são formados. 
A solubilidade do composto será medida para seis ou sete temperaturas num 
intervalo de 40-60ºC. Estes valores serão, então, usados para calcular as variáveis 
termodinâmicas, utilizando as Equações (9.2, 9.3, e 9.4,): 
 
ΔG
0
 = - RTlnK (9.2) 
ΔG
0
 = ΔH
0
 – TΔS
0 
 (9.3) 
lnK = - 
 
 
 - 
 
 
 (9.4) 
 
70 
 
Existem duas hipóteses simplificadoras neste tratamento (1) as atividades dos íons e a 
força iônica não são consideradas; (2) as temperaturas nas quais os cristais tornam-se visíveis 
são, provavelmente menores que a de equilíbrio. 
 
OBJETIVO DO EXPERIMENTO 
 
Calcular a constante de equilíbrio para o processo de dissolução de um sal e utilizar no 
cálculo da energia livre de Gibbs (ΔG), a partir da qual determinar a entalpia (ΔH) e a 
entropia (ΔS) deste processo. 
 
SUBSTÂNCIAS USADAS 
 
 Água destilada 
 Nitrato de potássio (KNO3) 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DO NITRATO DE POTÁSSIO 
 
 Estado físico = Sólido, pérola. 
 Cor =Branca 
 Odor =Inodoro. 
 Ponto de fusão =337ºC 
 Ponto de ebulição = 400°C(a 1 atm) 
 Densidade absoluta= 2, 109 g/cm
3
 (T= 16°C) 
 Solubilidade = 38,3 g de sal/ 100 g de H2O 
 
EFEITOS POTENCIAIS DO NITRATO DE POTÁSSIO Á SAÚDE 
 
 Não apresenta perigos especiais para a saúde e para o meio ambiente. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS QUANDO UTILIZAR NITRATO DE 
POTÁSSIO 
 
INALAÇÃO: Procurar ar fresco. Remover a pessoa afetada para local arejado e 
aguardar socorro médico. 
CONTATO COM A PELE: Lavar com água em abundância por no mínimo 15 
minutos. 
CONTATO COM OS OLHOS: Enxaguar com água em abundância por no mínimo 15 
minutos. 
INGESTÃO: Se a pessoa estiver consciente, enxaguar a boca com água em 
abundância. Procurar socorro médico. Provocar vômito. Procurar atendimento médico na 
presença de sintomas. 
 
 
71 
 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Termômetro 
 Pipeta 
 Tubo de ensaio 
 Vidro de relógio 
 Bastão de vidro 
 Pisseta 
 Becker 
 Placa aquecedora 
 Óculos 
 Luvas de PVC 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1- Pesar 20 g de nitrato de potássio, KNO3 e transferir para um tubo de ensaio. 
2- Adicionar 15 mL de água destilada e aqueça o tubo com a mistura em um banho de água, 
agitando, até a completa dissolução de KNO3. 
3- Determine e registre o volume da solução de KNO3. Isto pode ser feito enchendo outro 
tubo de ensaio, igual ao anterior, com água até o volume em ambos os tubos se tornarem 
iguais. Meça o volume da água do segundo tubo com uma proveta e anote no Quadro 9.1. 
4- Insira um termômetro na solução. Remova o tubo com a solução do banho de água e deixe-
o esfriar agitando suavemente a solução. Registre a temperatura de aparecimento dos 
primeiros cristais no Quadro 9.1. Supõe-se que nesta temperatura o sistema encontra-se em 
equilíbrio e é possível calcular a concentração dos íons. 
5- Adicione 5 mL de água à solução e aqueça a mistura até a completa dissolução. Determine 
o volume da solução como antes e anote. 
6- Resfrie e registre a temperatura de aparecimento dos primeiros cristais. 
7- Repita o ciclo mais 4 vezes adicionando sempre 5 mL de água. 
 
 
 
 
 
 
72 
 
0 Quadro 9.1- temperatura decristalização e volume da solução 
Sal (KNO3) Tcrist. (ºC) Volume (mL) 
I T1= V1= 
II T2= V2= 
III T3= V3 = 
IV T4= V4= 
V T5= V5= 
 
APLICAÇÃO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
1 – Utilizando a equação (9.1); calcule Kps para cada temperatura. 
2 – Utilizando a equação (9.2), calcule ΔG
0
 para cada temperatura. 
3 – Faça um gráfico de lnKps versus 1/T e determine ΔH
0
 para o processo, a partir da 
inclinação da reta (ver Equação 9.4). 
4 – Com os valores de ΔG
0
 e ΔH
0
, calcule ΔS
0
 para cada temperatura. Vide equação (9.3) 
5 – Compare seus resultados com os da literatura e comente. 
6- Discuta o experimento de uma forma crítica, ou seja, observe os pontos fracos do 
experimento e a partir daí dê sugestões para corrigi-los. 
7- Explique corretamente o que significa o aparecimento dos primeiro cristais? 
8- Diga-me corretamente o que entende por constante de equilíbrio, especificamente Kps. 
9- O processo de dissolução estudado é endotérmico ou exotérmico? É espontâneo? Por quê? 
 
Dados do HANDBOOK OF CHEMISTRY NEW YORK 1968 PARA O NaNO3 e KNO3 
em T = 298ºC determinados experimentalmente de acordo com o ciclo de BORN-HABER. 
 
Para NaNO3: 
 
Solubilidade: 91,2 g de sal/ 100 g de H2O, ΔH
O
sol./Kj mol
-1
 = 20,5, ΔH
O
 rede/Kj mol
-1
 = 
755 -TΔsolu.S
O
/Kjmol
-1
 =- 26,9 e Δsolu.G
o
/Kj mol
-1
 = - 6,4. 
 
Para o KNO3: 
 
Solubilidade: 38,3 g de sal/ 100 g de H2O, ΔH
O
sol./Kj mol
-1
 =34,9 ΔH
O
 rede/Kj mol
-1 
= 678 -
TΔsolu.S
O
/Kjmol
-1
 =-34,5 Δsolu.G
o
/Kj mol
-1
 =0,40 
 
73 
 
ΔH(solução) = ΔH(rede) + ΔH(hidratação) 
 
PRÉ-RELATÓRIO SOBRE EQUILÍBRIO TERMODINÂMICA DA SOLUBILIDADE 
 
1- O que entende por solubilidade? E Kps? 
2- Identifique as funções termodinâmicas que serão determinadas no experimento e faça um 
breve relato das mesmas. 
3- Quais as propriedades físico-químicas dos nitratos que a tornam totalmente solúveis em 
água? Explique. 
4- Que significa dizer que um íon está hidratado? Qual o significado do termo solvatação? 
5- Diferenciar hidratação de solvatação. 
 
7.10 EXPERIMENTO Nº 10: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO 
DE UM ELETRÓLITO FRACO UTILIZANDO A TITULAÇÃO POTENCIOMÉTRICA 
 
 TÓPICOS IMPORTANTES 
 
1- Equilíbrios Ácido-base 
2- Potenciometria 
3- Atividade e coeficiente de atividade 
 
INTRODUÇÃO 
 
A constante de dissociação de um ácido fraco pode ser determinada por um 
potenciômetro em uma célula que contém dois elétrodos e uma solução. O método envolve a 
titulação de um ácido fraco com uma base forte. 
A variação do pH da solução é observada durante a titulação. Esta variação é devida a 
mudança do potencial de um elétrodo de Calomelano como elétrodo de referência. 
Considere a solução, na situação inicial; 
 
(a) Moles do mono-ácido fraco HA e na qual são adicionados, (b) moles de uma mono-base 
MOH. 
 
A reação do ácido com a base pode ser representada por: 
HA + M
+
 OH
-
 
 
↔ M
+ 
+ A
-
 + H2O 
A força de um ácido ou de uma base fraca, em um solvente como a água, pode ser 
expressa pela respectiva constante de ionização. O critério não se aplica, entretanto, a ácidos e 
bases fortes porque estes se encontram totalmente ionizados em solução aquosa (α ≈ 1). 
Uma parte do ácido remanescente se dissocia segundo a reação: 
HA + H2O ↔ H3O
+
 + A
-
 (ionização do ácido fraco) 
Uma parte do sal se hidrolisa: 
A
- 
+ H2O ↔ HA + OH
- 
74 
 
 
A solução contém moléculas não-dissociáveis de HA, íons H3O
+
, íons OH
-
, íons M
+ 
e 
íons A
-
. Para entendimento da demonstração da equação da determinação do pH neste 
experimento é importante lembrar que a solução deve ser neutra eletricamente, isto é, a soma 
das cargas positivas e negativas deve dar valores iguais. 
Constante de equilíbrio de um ácido fraco é: 
 
K =
 
 
 
Onde a é atividade dos íons. 
 
A atividade da água líquida pura é igual à unidade e pouco se altera em soluções 
diluídas. A constante de equilíbrio se converte então na chamada constante de ionização, que 
só depende do ácido e da temperatura: 
 
Ka = 
 
 
 
 
Por simplicidade, H3O
+
 foi substituído por H
+
. 
 
A atividade é uma unidade de concentração que leva em consideração as atrações 
eletrostáticas existentes entre os íons de uma solução. 
Sabendo que atividade = molalidade(m) x coeficiente de atividade (у), substituindoo 
valor de atividade na equação acima, obtemos: 
Ka = aH+ .
 
 
 
 
Sabe-se que a molalidade se define pela relação entre o n° de moles do soluto pela 
massa do solvente em quilogramas. Agora multiplicando o numerador e o denominador pela 
massa do solvente, obtemos: 
Ka =aH+ . 
 
 
, 
 
Partindo da equação acima e tendo os valores de nA e nHA, além de outra definições, pode-se 
chegar: 
aH+ =Ka . 
 
 
 
Sabendo que, pH = log 
 
 
 
e aplicando logaritmo a equação acima, teremos: 
 
pH= pKa + log 
 
 
 
 
 
 
 
Em soluções bem diluída, pode-se admitir que os coeficientes de atividades aproxima 
do valor unitário e a equação acima toma a forma: 
75 
 
 
 
 
 
 
Quando a solução é neutralizada pela metade: 
 
 
 então teremos: 
 
pH = pKa, 
 
Por definição, pKa=- logKa, então a partir da equação acima pode-se determinar a 
constantes de dissociação, mediante: 
K dissociação
 
= 10
-pH
 
 
OBJETIVO DO EXPERIMENTO 
 
Determinar a constante de dissociação do acido acético, utilizando o método da 
titulação potenciométrica. 
 
SUBSTÂNCIAS USADAS 
 
 Água destilada 
 Solução de ácido acético 0,05M. 
 Solução de hidróxido de sódio 0,5M. 
 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DO ÁCIDO ACÉTICO 
 
 Fórmula Química: CH3COOH 
 Massa molar= 60,10 g/mol. 
 Descrição física: líquido claro e incolor 
 Odor pungente de vinagre 
 Massa molar: 60,05 g/mol 
 Densidade absoluta: 1,053 g/mL 
 Ponto fusão: 16,6°C 
 Ponto ebulição: 118°C 
 
 
 
 
 
76 
 
EFEITOS POTENCIAIS DO ÁCIDO ACÉTICO Á SAÚDE 
 
 Inalação: Pode causar irritação nas mucosas do nariz, garganta, pulmão e dificuldade na 
respiração. 
 Ingestão: A ingestão pode causar graves ferimentos e levar à morte. Os sintomas são dor 
de garganta, vômito e diarréia. A ingestão de 1 mL resulta em perfuração do esôfago. 
 Contato com a pele: Causa sérios problemas de pele. Os sintomas incluem vermelhidão, 
dor e queimaduras. 
 Contato com os olhos: A solução pode causar sérios ferimentos seguidos de perda de 
visão. A exposição ao vapor pode causar intensa lacrimação e irritação nos olhos. 
 Exposição crônica: Exposição repetida e prolongada pode causar manchas na pele, 
desgaste e exposição dos dentes, inflamação crônica do nariz, garganta e brônquios. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS QUANDO UTILIZADO ÁCIDO ACÉTICO 
 
INALAÇÃO: Remover o indivíduo ao ar livre. Se não estiver respirando, fazer 
respiração artificial. Se respirar com dificuldade, dê oxigênio. Procure ajuda médica. 
INGESTÃO: NÃO INDUZA O VÔMITO! Se possível, dê grandes quantidades de 
água ou leite. Nunca dê algo pela boca para uma pessoa inconsciente. Procure um médico 
imediatamente. 
CONTATO COM A PELE: Lave imediatamente em água corrente por, pelo menos, 
15 minutos. Remova a roupa contaminada e os sapatos. Lave as roupas e os sapatos antes de 
reutilizá-los. Procure ajuda médica. 
CONTATO COM OS OLHOS: Lave imediatamente com água corrente por, pelo 
menos, 15 minutos, abrindo e fechando as pálpebras. Procure ajuda médica imediatamente. 
AVISO: Corrosivo! O líquido causa graves queimaduras por todo o corpo. Se for 
ingerido pode ser fatal. Nocivo se for inalado. A inalação do vapor pode causar problemas no 
pulmão e dentes. O líquido e o vapor são inflamáveis. 
 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DO HIDRÓXIDO DE SÓDIO 
 
 Estado físico: Sólido. 
 Cor: Branca 
 Odor: Inodoro. 
 pH:12 a 13 em solução aquosa a 0,05% 
77 
 
 Ponto de fusão: 318°C Ponto de ebulição: 1388°C 
 
EFEITOS POTENCIAIS DO HIDRÓXIDO DE SÓDIO Á SAÚDE 
 
 Inalação: Exposição do produto na forma de pó, vapor ou neblina pode causar 
queimaduras nas vias respiratórias. Contato prolongado pode causar pneumonia química. 
 Ingestão: Pode causar destruição e severas queimaduras e completa perfuração dos tecidos 
das membranas mucosas da boca, garganta e estomago. 
 Contato com a pele: O contato pode causar destruição e queimadura dos tecidos da pele. 
 Contato com os olhos: O contato pode causar severos danos, incluindo queimaduras e 
cegueira. A severidade dos efeitos depende da concentração do produto e de quanto tempo, 
após a exposição, os olhos forem lavados. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS QUANDO UTILIZADO HIDRÓXIDO DE 
SÓDIO 
 
INALAÇÃO: Remover a vítima local para arejado. Havendo parada respiratória, 
administrar respiração artificial e se houver dificuldade de respiração introduzir oxigênio. 
INGESTÃO: Não induzir ao vomito, fazer a diluição fornecendo a vítima grandes 
quantidades de água. Procurar um médico imediatamente disponibilizando-o esta ficha. 
CONTATO COM A PELE: Lavar a área atingida com água abundante e sabão por 15 
minutos. Remover e descartar roupas e sapatos contaminados. Providenciar socorro médico 
imediatamente. 
CONTATO COM OS OLHOS: Lavar os olhos imediatamente com água abundante ou 
soro fisiológico por 15 minutos, levantando o olhar e pálpebras superiores mantendo os olhos 
sempre abertos. 
 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 PH metro: WTW, pH 330i (eletrodo de Calomelano). 
 Bureta de 50 mL. 
 Suporte para bureta. 
 Becker de 200 mL. 
 Luvas apropriadas 
 Capela 
78 
 
 Óculos de segurança 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Antes do inicio do experimento, o medidor de pH deve ser calibrado com a solução tampão 
de pH conhecido. 
2. Lave bem o eletrodo com água destilada. 
3. A solução de ácido acético (100 mL) será adicionada ao Becker de 250 ml. 
4. Os eletrodos são imersos na solução. 
5. Coloque a solução de hidróxido de sódio na bureta numa posição que seja fácil de titular 
no becker (zerar a bureta) e o valor do pH da solução será lido (sendo este primeiro valor 
correspondente ao volume zero de NaOH).(Tabela 10.1) 
6. Adicione a base em pequenas quantidades de 0,5 ml em 0,5 ml ao Becker e a cada adição 
da base, medir o pH, e nas regiões críticas que são aquelas de neutralização e meia 
neutralização, adicione 0,2 ml (perto do ponto de neutralização) Um pequeno desvio nas 
medições do pH provoca grande inexatidão no valor da constante de dissociação. 
7. A solução deverá ser bem agitada e espere um pouco depois de cada adição de base, antes 
de ler o pH. 
8. Depois de passar o ponto de neutralização, continue a titulação cada vez adicionando (0,2 
mL) de base, até o momento de o pH ficar constante. 
 
 Tabela 10.1: Anotação experimental 
Volume de 
NaOH (ml) 
pH Volume 
de NaOH (ml) 
pH 
0,0 6,4 
0,5 6,6 
1,0 6,8 
1,5 7,0 
2,0 7,5 
2,5 8,0 
3,0 8,5 
3,5 9,0 
4,0 9,5 
4,5 10,0 
5,0 10,5 
5,5 
6,0 
6,2 
 11,0 
11,5 
12,0 
 
K(literatura) = 1,8 x 10
-5
 M. 
 
79 
 
APLICAÇÃO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
1. Na prática realizada identifique o tipo de titulação estudada? 
2. Explique em que consiste a meia titulação. 
3. Quais os métodos existentes para detectar o ponto de equivalência. E como se detecta? E 
qual o método utilizado na prática? 
4. Como podemos determinar a constante de dissociação pelo método potencimétrico? 
5. Por que em uma titulação de ácido fraco com uma base forte o valor do pH no ponto de 
equivalência é superior a 7. 
6. Escreva a reação de neutralização e a de hidrólise. 
7. Que informações se podem obter através de uma curva de titulação? 
8. Qual a finalidade da construção dos dois gráficos (volume de NaOH versus dpH/dV e 
volume da base versus o pH). 
9. A solução é básica ou ácida. Por quê? 
10. Porque devemos agitar a solução. 
11. Plotar os gráficos: a) pH versus volume da base e b) dpH/dV (variação do pH), versus 
volume da base. 
12. Utilizando os gráficos acima determine o valor do pH no ponto de meia titulação . 
13. Calcular a constante de dissociação do ácido e comparar com o valor da literatura. 
14. Calcular pKa da solução. 
 
PRÉ-RELATÓRIO SOBRE DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE 
DISSOCIAÇÃO DE UM ELETRÓLITO FRACO 
1. Diga corretamente o que significa pH. 
2. O que é uma titulação? 
3. Como se executa uma titulação? 
4. O que é titulado e titulante? 
5. Na prática a ser realizada identifique o tipo de titulação a ser estudada. 
6. Explique o que é um ponto de equivalência. 
7. Que são eletrólitos? 
8. Faça a distinção entre eletrólitos fortes e fracos. 
9. O que é atividade e coeficiente de atividade. 
10. Como se pode determinar a constante de dissociação pelo método potencimétrico. 
11. Qual é a finalidade do experimento. 
80 
 
7.11 EXPERIMENTO Nº 11:DETERMINAÇÃO DO VALOR DA CONDUTIVIDADE 
MOLAR EM DILUIÇÃO INFINITA DE ELETRÓLITOS FORTES 
 
 TÓPICOS IMPORTANTES 
 
1. Condutância das soluções iônicas; condutividade 
2. Condutância equivalente à diluição infinita: lei de Kohlraush 
 
INTRODUÇÃO 
 
O mecanismo da condução de corrente elétrica em soluções eletrolíticas difere da dos 
metais. Nos metais a corrente é composta unicamente de „elétrons livres‟, já nos líquidos a 
condução é feita por íons (condutores iônicos). 
A medida da condutividade requer o uso da corrente alternada a fim de eliminar os 
efeitos da eletrólise, que ocasionam modificações na composição da solução, contudo a 
freqüência deverá situar-se entre certos limites, para conseguirmos leituras otimizadas. 
Pela 2
a
 lei de Ohm, temos: “A resistência de um condutor é diretamente proporcional 
ao comprimento do condutor e inversamente proporcional à área da secção transversal, à 
temperatura constante”. 
R= 
 
 
 (11.1) 
R = resistência (ohm , ) 
 = resistência específica (ohm.cm) 
l = comprimento do condutor (cm) 
A = área do condutor (cm
2
) 
A condutância, C, de um condutor é definida como sendo o inverso de sua resistência, 
isto é: 
l
A
l
A1
R
1
C 

 (11.2) 
C = condutância (ohm
-1
 ou mho,) 
k = condutividade ou condutância específica (mho/cm) igual a 1/. No sistema SI (sistema 
internacional), o símbolo para condutância é S (siemens) e a unidade de condutividade é 
siemes por metro (Sm
-1
), onde 1S = 1
-1
. 
A relação 
 
 
 é denominada constante da célula. 
A condutividade, , de uma solução eletrolítica, é, portanto, a medida da habilidade de 
seus íons em transportar corrente elétrica. Na prática, a condutividade é obtida através da 
constante da célula, l/A, a qual é determinada indiretamente pela medida da resistência, R, da 
célula quando imersa em uma solução de condutividade conhecida. A medição de 
condutividade eletrolítica é um importante parâmetro para o controle da pureza da água e é 
81 
 
amplamente realizada em laboratórios de análises químicas, nas áreas de saúde, industrial, 
biotecnologia, controle e proteção ambiental, entre outras. 
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 moles por litro. Assim, 
c
1000

  (mho.cm
2
.mol
-1
) (11.3) 
Onde, c é a concentração da solução em mol por litro e  é a condutância molar, a qual 
aumenta com a diluição da solução e alcança um valor máximo à diluição infinita 0, 
condutância molar à diluição infinita. A condutividade aumenta com a temperatura. Para 
equipamentos que não possuam o sistema de compensação automática de temperatura, a 
condutividade deve ser determinada a 25°C, que é a temperatura de referência. 
Para soluçõesPode ser utilizada uma escova para 
limpar as paredes, desde que tenha cerdas macias. 
 
2.2 3 Pipeta 
 
Lavar com água corrente, sem o uso de detergente instante após seu uso para evitar 
incrustação. Finalizar com algumas guinchadas de água destilada. 
As demais vidrarias lavar com água e detergente neutro com auxílio de uma esponja 
macia e no final lavar com água destilada. 
 
Em caso de incrustações proceder da seguinte forma: 
 
Recomenda-se o uso de solução 5% de KOH ou NaOH em álcool etílico ou 
isopropílico. Deve-se proceder da seguinte maneira: 
 
→ Deixar a vidraria de molho na solução de KOH ou NaOH em álcool, por 5 minutos. 
→ Lavar abundantemente em água corrente. 
→ Enxaguar com solução de HCl 0,01 M. 
→ Finalizar a lavagem com água destilada e deixar secar. 
 
Observação: O uso de soluções sulfocrômicas não é recomendado para limpeza de vidrarias. 
 
Importante: Todas as vidrarias podem ser secas em estufa em temperatura (máxima de 
100ºC), exceto balões de todo o tipo, provetas, pipetas, buretas, funis de bromo e 
condensadores, pois o aquecimento e posterior resfriamento deformará o vidro, 
comprometendo suas medidas iniciais. 
 
3 INSTRUÇÕES PARA REALIZAÇÃO DOS EXPERIMWENTOS 
 
 As experiências de físico-química demorarão em geral mais de duas horas. O aluno 
deverá chegar ao laboratório na hora marcada, porém é tolerado um atraso de quinze 
minutos. 
 
 Usar um caderno de capa dura e páginas numeradas como seu livro de anotações 
pessoais. Esse caderno deverá conter todas as informações pertinentes ao experimento. 
 
 O relatório deve ser entregue impreterivelmente até uma semana após a realização do 
experimento, no início da próxima prática. O atraso na entrega do relatório resultará na 
retirada de 0,5 pontos da nota final do relatório por dia de atraso, salvo casos muito bem 
justificados. 
 
 
 No caso de ausência o aluno poderá recuperar somente uma prática, e esta deverá ser 
realizada no fim do semestre. 
 
 As apostilas contendo instruções referentes à experiência a ser realizada pelo aluno 
devem ser estudadas em casa antes de realizá-las. Ainda deverá ser feito por parte do aluno 
um estudo teórico completo a respeito do experimento a ser realizado, tomando como 
referências os livros indicados. 
 
 No início de cada experiência serão feitos argüições para verificação da capacidade do 
aluno. 
 
 O aluno não poderá mudar de turma sem a consulta prévia do professor ou professores 
das turmas envolvidas e devidamente autorizadas. 
 
 Serão fornecidos horários para retirar quaisquer dúvidas a cerca das experiências 
realizadas. 
 
 O aluno será aprovado por média, se após correção de todos os relatórios e avaliações 
conseguir média sete; caso contrário, fará prova final escrita, constando de questões a cerca de 
todas as experiências realizadas. 
 
 Dois ou mais relatórios iguais terão nota zero. 
 
4 INSTRUÇÕES PARA CONFECÇÃO DO RELATÓRIO 
 
O relatório deve conter os seguintes itens: 
 
a) Título do experimento Data em que ele foi realizado, nome e do aluno e do professor. 
Utilize a folha de rosto. 
 
b) Introdução: Uma breve introdução cujo objetivo é o de situar o tema do experimento. A 
introdução deve ser completa e concisa, contendo uma breve fundamentação teórica, 
necessária ao entendimento da discussão dos resultados obtidos no experimento. Não pode ser 
uma cópia de textos do manual de práticas. Para escrevê-la use as referências que foram 
sugeridas na apostila, ou outras que você encontre na literatura. Enfim faça uma descrição de 
toda a teoria necessária ao entendimento da prática e da discussão dos resultados. 
 
c) Objetivo: Texto curto indicando as metas a serem alcançadas. O objetivo do trabalho deve 
aparecer no último parágrafo da introdução, podendo ficar separado desta para maior 
destaque. 
 
d) Parte experimental Deve conter uma descrição simplificada do procedimento seguido 
(incluindo-se modificações que tenham sido feitas), de uma descrição dos materiais, 
instrumentos e reagentes utilizados, sempre na forma de texto. Não deve ser uma cópia do 
texto experimental deste manual. Usar o pretérito perfeito do verbo. Por exemplo: pesou-se, 
colocou-se. Não deve conter resultados ou discussão dos mesmos. 
 
 
 
e) Resultados e discussão: Esta é a parte mais importante do relatório. Você deve apresentar 
da forma mais clara e completa possível os resultados obtidos no experimento, acompanhados 
de uma análise crítica dos mesmos, com base nos conceitos físico-químicos envolvidos. 
Finalmente discutir suposições, aproximações, consistência das leituras, erros sistemáticos e 
aleatórios, limitações dos aparelhos e equipamentos, comportamentos anormais, sugestões 
para melhoramento do experimento. Sempre comparar os dados obtidos com os disponíveis 
na literatura. Pode-se apresentar textos de autores citados na revisão bibliográfica, para 
corroborar ou justificar os resultados obtidos e métodos utilizados. A discussão é a parte do 
relatório que exige maior maturidade do aluno. 
É importante incluir todo o tipo de resultado obtido: observações visuais, dados numéricos 
(como volumes medidos, massas pesadas, tempos decorridos, temperaturas e outros), dados 
instrumentais e também todos os cálculos efetuados. Os dados devem ser organizados na 
forma de Tabelas e Gráficos. (Os gráficos sempre ilustram muito melhor os resultados do que 
as Tabelas; dê preferência a eles). Procure sempre expressar os resultados com os algarismos 
que são significativos. Tanto Tabelas como Gráficos devem possuir sempre um título e um 
número e estes devem ser citados no texto. O título deve ser claro e auto-explicativo, isto é, se 
alguém olhar apenas o Gráfico ou Tabela de seu relatório, deve ter uma boa idéia do que eles 
estão mostrando, apenas lendo os seus títulos. Títulos de Tabelas e Figuras são escritos acima 
das mesmas antes do texto, com sua descrição. Ao designar Figura x, Tabela y e Equação z, 
use sempre letras maiúsculas. 
 
f) Conclusão: Faça uma síntese pessoal sobre as conclusões alcançadas com o seu trabalho. 
Enumere os resultados mais significativos do trabalho. Comprovar se a finalidade do 
experimento foi alcançada. Finalizar com a sua opinião própria sobre a experiência realizada. 
Caso não seja possível tirar nenhuma conclusão, não às invente. 
 
g) Referências: Listar bibliografias consultadas para elaboração do relatório, utilizando as 
normas recomendadas pela ABNT. As referências podem ser: livros ou periódicos (revistas e 
jornais científicos). Um exemplo de normas para citação das referências pode ser encontrado 
na revista Química Nova. 
 
Observação: Você deve usar preferencialmente as referências indicadas no manual. 
Referencias de páginas eletrônicas também podem ser usadas, mas não podem ser a principal 
fonte de consulta e muito menos superar em número as referências publicadas de livros e 
artigos. Um cuidado especial deve ser tomado no uso da internet, pois grande parte do 
material disponível de domínio público não é confiável e contem informações incorretas. Na 
dúvida, peça a opinião do professor sobre a homepage a ser consultada. 
 
h) Apêndices: Elemento opcional é o texto ou o documento elaborado pelo próprio autor, 
com a finalidade de complementar seu trabalho. O termo APÊNDICE deve ser escrito em 
letras maiúsculas, centralizado e em negrito. Identifica-se por letras maiúsculas consecutivas, 
travessão e pelos respectivos títulos. 
 
i)Anexos: Elemento opcional destina-se à inclusão de materiais não elaborados pelo próprio 
autor, como cópias de artigos. O termo ANEXO deve ser escrito em letras maiúsculas, 
centralizado e em negrito. Identifica-se por letras maiúsculas consecutivas, travessão e pelos 
respectivos títulos. 
 
 
 
 
 
5 CRITÉRIO DE AVALIAÇÃO: 
 
O aluno será avaliado através de três critérios: 
 
a) Pré – relatório: refere-se a perguntasdiluídas de eletrólitos fortes, vale a relação de Kohlraush: 
cb0   (11.4) 
Onde b é uma constante. Esta relação mostra uma dependência linear entre  e c e pode ser 
utilizada para a determinação de 0. Os valores de o para eletrólitos fortes são obtidos por 
extrapolação, para valores de diluição infinita, da condutância molar versos a raiz quadrada da 
concentração. 
A condutância molar à diluição infinita de um eletrólito não é a condutância molar do 
solvente puro, é a condutância molar da solução quando os íons são afastados um do outro no 
infinito, e por isso não tem interação, são íons livres. 
 
SUBTÂNCIAS USADAS 
 
 KCl 0,1 mol/L 
 Água destilada 
 
 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Condutivímetro  Beckers 
 Pipetas volumétricas;  Balões volumétricos 
 Pipetas graduadas 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Antes de todas as medições, a célula de condutividade deve ser lavada com água destilada. 
2. Meça a condutividade da água destilada. 
3. Prepare, por diluição, as seguintes soluções do eletrólito em estudo: 0,1; 0,08; 0,06; 0,04; 
0,02; 0,01 e 0,005 mol/L. Meça, para cada uma delas, a condutividade começando da mais 
diluída. 
4. Anote os resultados obtidos no quadro de respostas. 
 
82 
 
APLICAÇÃO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
1. Calcule para cada concentração a condutância molar (utilizando a equação (2) 
2. Como varia a condutância molar com a concentração nos eletrólitos fortes? E por quê? 
3. Construa os gráficos de  em função de c e  versus c, determine 0, por extrapolação; 
discuta os gráficos segundo Kohlrausch e se fosse para um eletrólito fraco, como seria o 
comportamento do gráfico? 
4. Compare seus resultados com os da literatura e discuta. 
5. O que significa condutância equivalente limite? 
6. O que entende por água de condutância? 
7. Dê as unidades partindo das expressões matemáticas para resistência, condutância, 
resistividade, condutividade e condutância molar. 
 
Quadro 11.1 Dados Experimentais 
Concentração 
c (mol/L) 
Condutividade 
medida (mS/cm) 
Condutividade 
específica do KCl 
(mS/cm) 
 = medido - água 
Condutância 
molar  
(S cm
2
/mol) 
c 
0,10 
0,080 
0,060 
0,040 
0,020 
0,010 
0,0050 
 
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Paulo, 2004, p.292. 
 
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do peso da gota para determinação da tensão superficial: Um método simplificado para a 
quantificação da CMC de surfactantes no ensino de Química” Química Nova, v.27, n.3, 
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83 
 
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MGraw-Hill do Brasil, 1980. p. 177. 
 
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CROCKFORD, H. D.; e SAMUEL, B. KNIGHT. Fundamentos de Físico-Química. Tradução 
e revisão de Horácio Macedo; Rio de Janeiro; Livros técnicos e científicos, 1977. 
 
DUARTE, A. D.; Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola – Estrutura da Matéria: 
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FLORENCE, A. T, ATTWOOD, D. Princípios Fisico-químicos em Farmácia. Editora Edusp, 
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FEGHALI, J. P. Mecânica Dos fluidos- v. 2. Rio de Janeiro, livros técnicos e científicos, 
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HALLIDAY, DAVID e ROBERT RESNICK; tradução: Marcio Quintão Moreno e outros. 2ª 
edição. Rio de Janeiro. Livros Técnicos e Científicos S.A. 1977. 
 
HALPERN, A. M., 1997, Experimental Physical Chemistry – A laboratory textbook, 2a ed. 
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MIRANDA PINTO, C. O. B.; SOUZA, E. Manual de trabalhos práticos de físico-química. 
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Quantitativa, 6. Ed., Rio de Janeiro Livros técnicos e científicos, 2002. 
 
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MOORE, W. J. Físico – Química. 4 ed, São Paulo, Edgard Blücher, 1976. 
 
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SHOEMAKER, D. P., GARLAND, C.W., WILBER, J. W. Experimental Physical Chemistry, 
7a ed. (2003), Hill. 
SHAW, D. J. Química dos colóides e de superfícies. Editora Edgard Blucher, cap.4.de fixação relacionadas a cada prática realizada. 
Serão entregues ao aluno com uma semana de antecedência, as quais devidamente 
respondidas deverão ser entregues ao professor no dia do experimento. 
 
b) Relatório referente a cada experimento 
 
c) Prova escrita- Será realizada avaliações sobre as práticas 
 
6 AVALIAÇÃO DO RELATÓRIO 
ITEM PONTUAÇÃO 
Capa, Objetivo e Referências. 10% 
Introdução 20% 
Materiais e métodos 10% 
Resultados e discussão 40% 
Conclusões 20% 
 
6.1 AVALIAÇÃO FINAL 
 
Nota final= Nota do pré-relatório (média) x 0,1+ Nota do relatório (média) x 0,4+ Nota 
da prova escrita x 0, 5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 
 
7. EXPERIMENTOS 
 
EXPERIMENTO Nº 01: DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS POR 
PICNOMETRIA E DENSIMETRIA 
 
INTRODUÇÃO 
 
Uma das características mais importantes do estudo de líquidos é a sua massa 
especifica. Essa grandeza exprime a relação entre a sua massa e o volume que ela ocupa numa 
temperatura. Tem como unidade de medida g/cm
3
, mas é mais freqüentemente expressa em 
g/mL. Ao contrário de grandezas como a massa ou o comprimento, designamos a densidade 
como grandeza derivada, pois é definida através de outras grandezas. 
Quando aquecidos os corpos se dilatam. A densidade da substância da qual eles se 
compõem torna-se, portanto, menor. 
A massa específica é uma grandeza intensiva, isto é, não muda, por exemplo, ao 
dobrarmos o tamanho do sistema. Ela depende ponto a ponto do material. Caso a amostra seja 
homogênea, seu valor é o mesmo para todos os pontos do sistema. A massa específica é 
função do tipo de substância, temperatura, concentração da solução e pressão. 
Visto ser característica de cada substância, a densidade pode ser utilizada para avaliar 
a pureza e identificar uma substância. A pureza de uma amostra é significativamente alterada 
pela presença de contaminantes. 
A massa específica de líquidos pode ser determinada por medidas da massa do líquido 
que ocupa um volume conhecido (método do picnômetro) e por métodos de flutuação 
baseados no princípio de Arquimedes. 
Como já visto a densidade absoluta depende da temperatura e essa dependência, se 
expressa pela seguinte equação: 
)1(0 T  
 -densidade do liquido na temperatura (t). 
0 - densidade do liquido em ºC 
ß- coeficiente de dilatação cúbica. 
 
Verifica-se por outro lado que a densidade das soluções é também função de sua 
concentração. Desta forma, se os componentes de uma solução qualquer se misturam sem que 
haja variação de volume, ou seja, se o volume da solução for rigorosamente igual à soma dos 
volumes de seus componentes, a densidade é linear. 
A densidade apresenta variações periódicas com o número atômico, mas essas 
variações não são regulares, já que a relação entre as propriedades físicas e a configuração 
eletrônica não é direta. A densidade depende da massa dos átomos ou moléculas individuais e 
do volume efetivo ocupado pelas mesmas, seja no sólido, no líquido ou no gás. Se uma dada 
substância, em qualquer estado físico, apresenta massa molecular cinco vezes maior que outra 
nas mesmas condições de temperatura, pressão e outras coordenadas, a densidade da primeira 
será cinco vezes maior que a da segunda. 
Um método relativamente simples para medir a densidade de líquidos é o do 
picnômetro, que é um frasco de vidro especial, de baixo coeficiente de dilatação com a boca 
esmerilhada e uma saída para o escoamento do excesso de líquido. Alguns tipos contêm uma 
marca de referência. Esta marca indica o volume útil “V” do instrumento, o qual pode ser 10, 
25, 50 ou 100 ml. Picnônetros de melhor qualidade dispõem de um termômetro na própria 
2 
 
tampa para a medida da temperatura do líquido. A mudança na temperatura altera a massa 
específica e a densidade de um corpo devido à variação de volume. 
Outra maneira que se tem de determinar a densidade dos líquidos é a de se fazer uso 
de certos instrumentos denominados densímetros. Estes instrumentos permitem determinar a 
densidade sem que seja necessário o auxílio da balança. Os densímetros utilizam a noção de 
empuxo, que se baseiam na medição do volume imerso do instrumento quando este flutua 
livremente no líquido, isto é, quando é estabelecido o equilíbrio entre o seu peso e o empuxo 
que atua na sua parte imersa. 
Para se obter melhores resultados as soluções devem estar homogeneizadas e o 
densímetro deve estar limpo e seco, pois resíduos na superfície do mesmo acarretam erros de 
leitura. Jamais colocar etiqueta de identificação em densímetros, pois as mesmas acarretarão 
erros de leitura nos instrumentos devido à alteração da massa do densímetro . 
Quando a temperatura da solução for diferente da especificada no densímetro utilizar 
uma correção. O limite de erro recomendado para densímetros é uma divisão de escalas e 
pode-se utilizar correções baseadas nos erros indicados no certificado de calibração. 
A vantagem do densímetro com relação ao picnômetro é que é um aparelho calibrado 
de tal forma a se conseguir uma leitura direta, enquanto que no picnômetro necessita-se da 
utilização da balança. Então, pode-se ressaltar que o densímetro é o mais utilizado, embora 
seja menos preciso do que o picnômetro. 
 
OBJETIVO DO EXPERIMENTO 
 
Calcular a densidade das soluções etanólicas e de sacarose nas diferentes 
concentrações usando os métodos do picnômetro e densímetro. 
 
SUBSTÂNCIAS USADAS: 
 
 Água destilada 
 Soluções: etanólicas nas concentrações (20. 40, 60, 70 e 80% em (v/v) e sacarose (10, 20, 
30 e 40% em (m/v) 
 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DO ETANOL (CH3CH2OH) 
 
 Ponto de Ebulição: 78,4°C 
 Ponto de Fulgor: 13,0°C 
 Limite de Inflamabilidade (% volume no ar) 
 Ponto de auto-ignição: 363 °C 
 Pureza: 98% 
 Massa específica: 0,79 g/cm
3
 
 
EFEITOS POTENCIAIS DO ETANOL PARA A SAÚDE 
 
 Inalação: Causa irritação às vias respiratórias. Em altas concentrações, causa problemas 
no sistema nervoso central, dor de cabeça, inconsciência e coma. Pode causar efeitos 
narcóticos. 
 
 Ingestão: Causa irritações gástricas, vômito e diarréia. Pode causar inconsciência, coma e 
morte. 
 Contato com a pele: Causa dermatoses e irritações moderadas. 
3 
 
 Contato com os olhos: Causa severa irritação nos olhos. Pode causar conjuntivite e 
problemas na córnea. 
 
 Exposição crônica: A exposição contínua à concentrações elevadas pode provocar 
irritação nas vias respiratórias, olhos, dor de cabeça, vertigens, náuseas e sonolência, podendo 
causar, em alguns casos, a perda total da consciência. Causa efeitos mutagênicos e fetais. 
 
AVISO: Líquido inflamável! Causa irritação no trato respiratório e no trato digestivo. Pode 
causar depressão no sistema nervoso central. Pode causar problemas no fígado, rim e coração. 
Órgão alvo: rins, coração, fígado e sistema nervoso central. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS PARA O ETANOL 
 
INALAÇÃO: Remover o indivíduo ao ar livre. Se não estiver respirando, fazer 
respiração artificial. Se respirar com dificuldade, dê oxigênio. Procure ajuda médica. 
 
INGESTÃO: INDUZA O VÔMITO! Dê de 2 a 4 copos de água ou leite se a pessoa 
estiver consciente. Nunca dê algo pela boca para uma pessoa inconsciente. 
 
CONTATO COM A PELE: Lave imediatamente com água corrente e sabão. Remova 
a roupa contaminada e os sapatos. Procure ajuda médica. Lave as roupas e os sapatos antes de 
reutilizá-los. 
 
CONTATO COM OS OLHOS: Lave imediatamente com água corrente por, pelo 
menos, 15 minutos, abrindo e fechando ocasionalmente as pálpebras. Procure ajuda médica 
imediatamente. 
 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Balança analítica 
 Picnômetros de 25 mL 
 Becker de 100 mL 
 Proveta 
 Pipeta: 
 Balões volumétricos de 100 mL 
 Densímetro 
 Termômetro 
 Luvas de borracha 
 Óculos de segurança 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Picnômetro 
 
1) Lavar o picnômetro com água, secar e pesar com exatidão de 0,01g.2) Encher o picnômetro com água destilada, secar à sua superfície externa e pesá-lo 
novamente com a mesma exatidão. 
4 
 
3) Repetir o procedimento 2 para as soluções etanólicas e sacararose nas concentrações 
indicada pelo professor. 
 
4) Anotar as temperaturas no início e final do experimento. 
 
Cuidados importantes: 
 
 Não tocar no picnômetro com a mão (usar papel absorvente). 
 Eliminar as bolhas. 
 Lavar bem o picnômetro na troca de líquidos, usando na última etapa da lavagem o 
líquido da pesagem seguinte. 
 Secar o picnômetro externamente, sem tocar na parte superior. 
 
Densímetro 
 
Para utilizar o densímetro procede-se da seguinte maneira: 
 
1) Colocar o líquido a ser analisado em uma proveta. O diâmetro da proveta deverá ser pelo 
menos três vezes maior que o bulbo do densímetro. 
2) Medir a temperatura do líquido com um termômetro adequado. 
3) Segure o densímetro pela extremidade superior da sua haste e mergulhe no líquido tanto 
quanto possível, evitando tocar o líquido com os dedos que sustenta o densímetro. 
4) Dê um giro rápido no densímetro, implicando em sua liberação. 
5) Aguarde até que o aparelho atinja o equilíbrio e faça a leitura em sua escala, tomando por 
base a superfície do líquido. 
 
CÁLCULOS 
 
Para os cálculos efetuados no relatório para obtenção das densidades absolutas das 
soluções pelo método do picnômetro, serão utilizadas as equações: 
 
dabsoluta(solução) = msolução 
 V(picnômetro) 
 
V(picnômetro) = mH20 
 H20 em T°C 
 
 
 
 
5 
 
DADOS 
 
Temperatura Ambiente Inicial_______________ 
Temperatura Ambiente Final________________ 
 
Quadro 1-Anotação dos dados da solução etanólica 
Método 
picnômetro 
Método 
densímetro 
Picn. 
Conc. de 
álcool)(%) 
Vazio (g) 
Cheio de 
água (g) 
Cheio de 
solução(g) 
Massa de 
água(g) 
Volume 
(mL) 
Massa 
da 
solução(g) 
Densidade 
Absoluta 
(g.cm
-3
) 
Densidade 
Absoluta 
(g.cm
-3 
P1 20 
P2 40 
P3 60 
P4 70 
P5 80 
P6 PA 
 
 
Quadro .2- Anotação dos dados da solução de sacarose 
Método 
picnômetro 
Método 
densímetro 
Pic. 
Conc. (%) 
sacarose 
Vazio 
(g) 
Cheio de água (g) 
Cheio de 
solução(g) 
Massa de 
água(g) 
Volume 
(mL) 
Massa 
da 
solução(g) 
Densidade 
Absoluta 
(g.cm
-3
) 
Densidade 
Absoluta 
(g.cm
-3
 
P1 10 
P2 20 
P3 30 
P4 40 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
Tabela – 1 Massa específica da água em diversas temperaturas 
T (em °C)  (em g/cm
3
) T (em °C)  (em g/cm
3
) 
10 0,999700 20 0,998203 
11 0,999605 21 0,997992 
12 0,999498 22 0,997770 
13 0,999377 23 0,997538 
14 0,999244 24 0,997296 
15 0,999099 25 0,997044 
16 0,998943 26 0,996783 
17 0,998774 27 0,996512 
18 0,998595 28 0,996232 
19 0,998405 29 0,995944 
 
Tabela 2 – Massa específica das soluções de álcool etílico em função da concentração e 
temperatura 
 Solução (%) 
 
Densidade (g\cm
3
) Temperatura ºC 
Álcool 20 
Álcool 40 
Álcool 60 
Álcool 50 
Álcool 80 
 
O,96997 
0,93518 
0,89113 
0,91315 
0,89334 
 
 
20 
Álcool 20 
Álcool 40 
Álcool 60 
Álcool 80 
 
0,96639 
0,93148 
0,88931 
0,83911 
 
 
 
25 
Álcool 20 
Álcool 40 
Álcool 60 
Álcool 80 
 
0,96395 
0,92770 
0,88278 
0,83473 
 
 
30 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
APLICAÇÃO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
1– Explique porque o clorofórmio é mais denso do que diclorometano. 
2 - O que diz a teoria; quem é mais preciso o método do picnômetro ou do densímetro? O 
experimento realizado confirma? Explique? 
3 - Quais as utilidades de determinar a massa específica dos materiais? 
4 – Calcular a massa específica das soluções que você usou com o método do picnômetro e 
depois determinar a densidade relativa destas soluções. 
5- Construir um gráfico que contenha as densidades na ordenada e as concentrações na 
abscissa para os dois métodos empregados. 
6–Compare as massas especificas (densidade absoluta) do álcool etílico nas concentrações 
conhecidas, com as que você encontrará na bibliografia. 
 
a) pelo método do picnômetro 
b) pelo método do densímetro 
 
PRÉ-RELATÓRIO SOBRE MASSA ESPECÍFICA E DENSIDADE DE LÍQUIDOS 
 
1 – Defina densidade absoluta e relativa. 
 
2-Qual a unidade de massa específica no sistema internacional e qual unidade geralmente 
utilizada no estudo de soluções aquosas? 
 
3 – A massa específica é uma propriedade extensiva ou intensiva, por quê? 
 
4- Qual a importância de se determinar a massa específica de uma substância? 
 
5 – Quais os fatores que afetam a densidade das soluções? 
 
6 – Quais as soluções usadas na experiência? 
 
7 – Quais os métodos usados na prática para determinar a densidade das soluções. 
 
8 – O gelo não afunda na água, mas afunda no álcool? Por quê? 
 
9 – Em que princípio se baseia o desenvolvimento dos densímetros? Enunciar. 
 
10 - Como varia a massa específica dos líquidos com relação à pressão e a temperatura? 
 
11) Descreva, com suas palavras, como se utiliza um picnômetro. 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
7.2 EXPERIMENTO Nº 02 :DIFUSÃO DE GASES 
 
 TÓPICOS IMPORTANTES 
1- Teoria Cinética 
2- Lei de Graham 
 
INTRODUÇÃO 
 
Uma das mais importantes propriedades físicas de um gás é sua habilidade em 
preencher uniformemente todo o espaço onde é confinado. Se um recipiente contendo um gás 
com odor particularmente forte (gás sulfídrico, por exemplo) é aberto em um canto de uma 
sala, o odor será brevemente detectado pela sala toda. Este é um exemplo da difusão gasosa, a 
mistura de um gás (sulfídrico) com outro (o ar da sala), devido ao rápido e desordenado 
movimento das moléculas dos gases. 
Estabelecido uma comunicação entre dois vasos contendo gases diferentes, decorrido 
certo intervalo de tempo, esses gases acabam se misturando nos dois recipientes. Uma 
observação deste tipo foi registrada por Dalton (1801) ao estabelecer comunicação por um 
longo tubo vertical entre um frasco cheio com gás carbônico (CO2) e outro cheio com 
hidrogênio (H2), colocado acima do primeiro; depois de algumas horas constatou que os gases 
haviam se misturado uniformemente nos dois frascos. Esse fenômeno de mistura espontânea 
de gases chama-se difusão. 
O fenômeno de difusão de um gás obedece a Lei de (Graham), e as equações da Lei de 
Tomas Graham, podem também ser usadas na difusão gasosa. A separação dos isótopos, por 
exemplo: 
235
U de 
238
U é baseado num processo elaborado a base de difusão. O hexafluoreto 
do Urânio gasoso (UF6) difunde-se através de milhares de paredes porosas até que ocorra, um 
enriquecimento satisfatório de 
235
U. A difusão explica a expansão dos perfumes e dos 
fenômônios, estes últimos sendo os sinais químicos que os animais trocam entre si e o ar. 
Difusão: É o movimento espontâneo entre partículas, resultando em mistura homogênea. 
Efusão: É a passagem de partículas através de pequenos orifícios. 
Lei de Graham: “A velocidade de difusão e efusão gasosa é inversamente proporcional à raiz 
quadrada de sua densidade”, como mostra a equação: 
 
 
 
Quando dois gases se encontram nas mesmas condições T de P a equação pode ficar desta 
forma. 
 
OBJETIVO DO EXPERIMENTO 
 
Comprovar a lei de Graham. 
 
SUBSTÂNCIAS USADAS 
 
 Água destilada 
 HCl ácido clorídrico concentrado 
 NH4OH hidróxido de amônia concentrado 
9 
 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DO ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl) 
 
 Pode ser fracamente amarelado se estiver contaminado com ferro, cloro ou matéria 
orgânica. 
 Odor pungente forte. 
 Massa molecular: 36,46 g/mol 
 Densidade: 1, 194 g/ml a -26ºC 
 Ponto ebulição: -84,8°C 
 Forma azeotrópico com 20%HCl: 108,58C 
 
EFEITOS POTENCIAIS DO ÁCIDO CLORÍDRICO PARA A SAÚDE 
 
 Por ingestão: A ingestão deste composto provoca severa corrosão da boca e trato 
gastrointestinal com vômitos, hematemese, diarréia, colapso circulatório emorte. 
 Por inalação: irritação do trato respiratório superior. 
 Contato com a pele: causa irritação. 
 Contato com os olhos: causa severa irritação. Pode causar cegueira. 
 Exposição crônica: A exposição prolongada e repetida causa dermatite, conjuntivite, 
gastrite, fotosensibilização, erosão dos dentes, e sangramento do nariz, e gengiva. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS PARA O ÁCIDO CLORÍDRICO 
 
CONTATO COM A PELE: Retire as roupas contaminadas e lave a pele, 
imediatamente com água. Neutralize com solução de trietanolamina a 5%. Se aparecerem 
sintomas como vermelhidão ou bolhas, leve a vítima para o hospital. 
INALAÇÃO: Saia da área contaminada. Leve a vítima para um local arejado. Se a 
vítima apresentar dificuldade respiratória ministre oxigênio e leve imediatamente para o 
hospital. Para entrar no ambiente contaminado proteja-se com máscara GA. 
CONTATO COM OS OLHOS: Cheque se a vítima tem lentes de contacto e remova-
as. Lave com água durante 20 a 30 minutos no lava-olhos. IMEDIATAMENTE transporte a 
vítima para o hospital. 
INGESTÃO: NÃO INDUZA O VÔMITO. Reagentes corrosivos destroem as 
membranas da boca, garganta e esôfago e podem ser aspirados para os pulmões da vítima 
durante o vômito, aumentando os problemas médicos. Se a vítima estiver consciente e sem 
convulsões ministre 1 ou 2 copos de água para diluir o reagente e IMEDIATAMENTE leve 
10 
 
para o hospital. Se a vítima estiver inconsciente ou em convulsão, não ministre nenhum 
líquido, deixando a cabeça de lado abaixo do corpo. NÃO INDUZA O VÔMITO. 
IMEDIATAMENTE TRANSPORTE A VÍTIMA PARA O HOSPITAL. 
 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DO HIDRÓXIDO DE AMÔNIA (NH4OH) 
 
 Estado físico: Líquido 
 Cor: Incolor 
 Odor: Picante e fortemente penetrante 
 Temperaturas específicas ou faixas de temperatura nas quais ocorrem mudanças de estado 
físico: 
 Ponto de ebulição: 33°C 
 Ponto de fusão: - 58 °C 
 Temperatura de decomposição: 132,4 °C 
 Limites de explosividade: 
 LEI: (limite de explosividade inferior): 16 % volume 
 LES: (limite de explosividade superior): 25 % volume 
 Densidade absoluta: 0,91 g/cm
3
 
 
IDENTIFICAÇÃO DOS PERIGOS DO HIDRÓXIDO DE AMÔNIA (NH4OH) 
 
 O Hidróxido de Amônio é tóxico por inalação (gases de Amônia) e tem efeito cáustico 
quando em contato com o corpo. 
 Efeitos agudos: A inalação pode causar queimaduras na mucosa nasal, faringe e laringe, 
tosse, dor no peito, espasmo brônquico com dificuldade respira tória e edema pulmonar. O 
Hidróxido de Amônio quando em contato com a pele pode produzir necrose dos tecidos e 
profundas queimaduras. O contato com os olhos causa lacrimejamento, conjuntivites e 
irritação e ulceração da córnea que podem resultar em cegueira temporária ou permanente. 
 Efeitos crônicos: O contato prolongado ou repetido com a pele pode causar dermatite. 
Pode ocorrer bronquite crônica na exposição inalatória crônica. 
 Notas para o médico: A rápida penetração da Amônia líquida nos tecidos dos olhos pode 
provocar perfuração da córnea, catarata tardia, glaucoma, irite e atrofia da retina. Acidentes 
por inalação de gases irritantes requerem observação médica para a prevenção de edema 
pulmonar de instalação tardia, até 48 horas após a inalação. Pode ocorrer pneumonite química 
aguda na inalação de amônia em concentrações elevadas, mesmo em curtas exposições. 
11 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS PARA O HIDRÓXIDO DE AMÔNIA 
(NH4OH) 
 
 Inalação: Remova o acidentado para área não contaminada e arejada e administre 
oxigênio, se disponível. Aplique manobras de ressuscitação em caso de parada 
cardiorrespiratória. Em caso de respiração boca a boca pode haver queimadura química na 
pessoa que está atendendo. Encaminhe imediatamente ao hospital mais próximo. 
 Contato com a pele: Retire rapidamente as roupas e calçados contaminados e lave as 
partes atingidas com água corrente em abundância durante 15 minutos. Não esfregue o local. 
 Contato com os olhos: O atendimento imediato é fundamental. Os primeiros 10 segundos 
são críticos para evitar cegueira. Lave os olhos com água corrente durante 15 minutos, 
levantando as pálpebras para permitir a máxima remoção do produto. Após estes cuidados, 
encaminhe imediatamente ao médico oftalmologista. 
 Ingestão: Devido às características físicas da Amônia, os acidentes por ingestão são pouco 
prováveis, podendo ocorrer, entretanto, queimaduras na boca, faringe, esôfago e estômago. 
Nunca dê nada pela boca a pessoas inconscientes ou em estado convulsivo. O acidentado 
consciente e alerta pode ingerir água ou leite. Não provocar vômitos. Se os vômitos ocorrerem 
espontaneamente, a vítima deverá ser deitada de lado para prevenir a aspiração pulmonar. 
Encaminhar ao médico informando as características do produto. 
 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Tubo de vidro ± 75 cm de comprimento por 2,0 cm de diâmetro 
 Bancada de madeira 
 Cronômetro 
 Escala ou régua graduada de 75 cm 
 Pipetas graduadas 
 Parede porosa de algodão 
 Termômetro 
 Capela 
 Máscara com filtro para amônia 
 Luvas de PVC 
 Óculos de segurança 
 Roupas de PVC 
 
12 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1 - Monte o esquema da figura, o qual consiste em um tubo de vidro limpo e seco, onde estão 
adaptadas duas rolhas, identificadas com o produto químico que será utilizado. 
2 - Retirem as rolhas e coloque uma mexa de algodão em cada uma delas (parede porosa). 
3 - Embeba cada rolha, segundo suas identificações. Por Ex. rolha (A) com hidróxido de 
amônia e a (B) com ácido clorídrico concentrado (cuidado com os vapores). 
4- Adapte simultaneamente a rolhas nas respectivas extremidades do tubo. Inicia a contagem 
do tempo, até o momento em que aparecer no tubo um pequeno anel branco. 
5 - Com o auxílio de urna escala ou uma régua graduada, meça a distância percorrida pelos 
gases NH3 e HCl e anote. 
6 - Tome outro tubo limpo e seco e repita todo o procedimento. 
 
Figura 2.1-Esquema do equipamento utilizado no experimento 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DADOS 
 
Temperatura Ambiente Inicial_______________ 
Temperatura Ambiente Final________________ 
 
Quadro 2.1 Anotação experimental 
Tempo para formação do 
anel 
t1 = 
t2 = 
 
tm = 
Distância percorrida pelo 
Gás NH3 
 
d1 = 
d2 = 
 
dm NH3 = 
Distância percorrida pelo 
gás HCl 
d1 = 
d2 = 
 
dm HCl = 
Obs:______________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________ 
13 
 
APLICAÇÃO DOSA RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
01) Calcule a velocidade de difusão dos gases NH3 e HCl. 
02) Conhecendo-se as velocidades de difusão dos gases do ítem anterior e as velocidades de 
difusão da Tabela 2.1, construa os gráficos: 
a) Velocidade x massa molar 
b) log(v) x log (massa molar) 
 
Tabela 2. 1- Velocidade de difusão de alguns gases 
Gases Velocidade de Difusão 
cm/100 seg 
H2 31 
He 22 
N2 8,3 
Cl2 5,2 
NH3 
HCl 
 
03) Escreva a reação da experiência. De que é formado o anel branco que se formou e o que 
significa o seu aparecimento. 
04) Compare os dados obtidos pela lei de Graham com os teóricos. 
05) Justificar os gráficos. 
06) O experimento comprova a lei de Graham? Por quê? 
07) Um balão, de material permeável às variedades alotrópicas do oxigênio, é cheio com 
ozônio e colocado em um ambiente de oxigênio à mesma pressão e igual temperatura do 
balão. Responda, justificando sumariamente: o balão se expandirá ou se contrairá? 
Dado: (MM) O=16g/mol. 
08) Numa sala fechada, foram abertos ao mesmo tempo três frascos que continham, 
respectivamente, NH3(g), SO2(g) e H2S(g). Uma pessoa que estava na sala, a igual distância 
dos três frascos, sentirá o odor destes gases em que ordem? Dadas as Massas Molares em 
g/mol: NH3=17; H2S=34 e SO2=64. 
09) Discuta o experimento de uma forma crítica, ouseja, observe os pontos fracos do 
experimento e a partir daí dê sugestões para corrigi-los. 
14 
 
 
PRÉ-RELATÓRIO SOBRE DIFUSÃO GASOSA 
 
1 – Diga corretamente o que entende por difusão e efusão. E o que é urânio enriquecido? E 
como é o processo de obtenção? Quais as aplicações deste urânio? 
 
2 – Citar alguns tipos de paredes porosas? 
 
3. O pote de barro é um material poroso. Explicar porque a temperatura da água armazenada 
neste pote é menor quando comparada à temperatura da que é armazenada em outro tipo de 
recipiente. 
 
4 - Em que lei física está baseada o princípio da difusão gasosa Deduzir esta lei em função da 
densidade e da massa molar do gás. 
 
5 – Por que os gases são difusíveis e expansíveis? Explique. 
 
6 – Em termos qualitativos, por que as moléculas de gases com baixo massa molecular se 
difundem mais rápido do que as moléculas de gases com elevadas massa molares, à 
mesma temperatura. 
 
7 – Enuncie a Lei de Graham em palavras e sob forma de expressão matemática. 
 
7 – Qual é a finalidade da prática? 
 
7.3 EXPERIMENTO Nº 03: DETERMINAÇÃO DO COEFICINTE DE VISCOSIDADE 
UTILIZANDO UM VISCOSÍMETRO DE OSTWALD. 
 
TÓPICOS IMPORTANTES 
 
1- Teoria Cinética 
2- Mecânica dos Fluidos 
 
INTRODUÇÃO 
 
É necessário que as moléculas em movimento “se esfreguem” uma nas outras, ou seja, 
existe uma força de cisalhamento entre elas. O resultado líquido desse processo de fricção é 
uma força de atrito entre essas moléculas e, portanto, o aparecimento da viscosidade. Essa 
força de atrito é comumente chamada de força viscosa. A viscosidade é então uma grandeza 
física muito utilizada como parte da caracterização de um fluido. 
Os fluidos ditos simples são também denominados de fluidos Newtonianos e segue a 
equação 3.1. Os fluidos não-newtonianos não segue esta equação. 
 
 
 
 
 
 
15 
 
Onde; 
 
, 
 
 
 
 
 
A tensão de cisalhamento é dada pela forca aplicada tangencialmente a superfície do 
fluido (no limite entre duas camadas) por unidade de área. 
A viscosidade é uma propriedade física dos fluidos. Na indústria dos automóveis é 
importante saber como varia a viscosidade de um determinado óleo com a temperatura e com 
o seu tempo de utilização, na indústria alimentar a utilização de óleos alimentares requer um 
estudo desta propriedade com a temperatura, nos produtos de uso médico/hospitalar que estão 
sujeitos a variações significativas de temperatura, o valor da viscosidade pode indiciar que o 
produto não se encontra em condições de ser usado, na Engenharia, a utilização de fluidos 
requer quase sempre o conhecimento da viscosidade. O estudo do escoamento ou deformação 
dos fluidos, sob efeito da pressão, é denominado de reologia. 
Dadas às condições descritas acima, vamos nos concentrar no regime de escoamento 
de fluidos denominado de laminar, lamelar ou escoamento no regime de Poiseuille. A partir 
disso, é nosso objetivo aqui encontrar uma relação entre grandezas para a determinação da 
viscosidade de fluidos. Como ilustra a Fig.3.1, nesse regime laminar, a velocidade de 
escoamento do fluido é máxima no centro do duto e decresce de forma monotônica e quase 
parabolicamente em direção às paredes do tubo, onde exibe velocidade nula. 
 
Figura 3.1 – Desenho esquemático de modelo um fluido mostrando um escoamento laminar 
de um líquido e a velocidade máxima no centro de um tubo cilíndrico de raio R 
 
 
 
 
 
 
 
 
O método de Poiseuille é o mais prático, no qual é empregado um aparelho conhecido 
como viscosímetro de Ostwald (Figura 3.2). O método consiste em medir o intervalo de 
tempo necessário para que um volume conhecido de líquido escoe através de um capilar, de 
comprimento e raio conhecido, sob a ação da gravidade. Mediante procedimentos teóricos, 
Poiseuille determinou que a viscosidade do líquido fosse dada por: 
 
 (3.2) 
 
p = pressão hidrostática sobre o líquido (proporcional à densidade do líquido) ; 
(Eq. 3.1) 
16 
 
t = tempo de escoamento, em segundos (s); 
r = raio do capilar, em centímetros; (cm) 
L = comprimento do capilar, em centímetros (cm); 
V = volume do líquido, em centímetros cúbicos (cm
3
). 
 
 Figura 3.2 – Viscosímetro de Ostwald 
 
 
 
 
 
 
 
 
O viscosímetro de Ostwald (Figura 3.2) permite uma determinação simples do 
coeficiente de viscosidade a partir de uma substância padrão. A determinação da viscosidade 
absoluta envolve certa dificuldade, portanto, em geral prefere-se a determinação da relação 
entre as viscosidades de dois líquidos. Neste caso as medidas de viscosidade são feitas por 
comparação entre o tempo de vazão de um líquido de viscosidade conhecida, geralmente a 
água, e do líquido cuja viscosidade se deseja determinar. A partir da equação (3.2) aplicada ao 
líquido de viscosidade desconhecida e ao líquido padrão, obtém-se a equação (3.3), a qual nos 
permite determinar a viscosidade relativa do líquido. 
Em que: η, ρ e t são respectivamente, coeficiente de viscosidade dinâmica, massa específica e 
tempo de escoamento. 
 
 
 
 
A variação da viscosidade de um líquido com a temperatura pode ser expressa pelas 
equações de Arrhenius: 
 
 
 
A= constante 
E= energia necessária para deslocar o volume que fica cumulado entre os meniscos, através 
do capilar. 
T= temperatura em Kelvin e R= constante dos gases 
 
OBJETIVO DO EXPERIMENTO 
 
Calcular a viscosidade do álcool etílico, acetona e das soluções e de sacarose, em 
diferentes concentrações, a temperatura ambiente. Usando a água destilada como substância 
de referência. Usando para tanto, o viscosímetro de Ostwald e o método de Poiseuille. 
(Eq. 3.3) 
17 
 
SUBSTÂNCIAS USADAS 
 
 Água destilada 
 Soluções etanólicas e de sacarose 
 Álcool etílico e Acetona 
 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DA ACETONA (PROPANONA) 
 
 Estado físico: Líquido. 
 Forma: Límpido. 
 Cor: Incolor. 
 Odor: Agradável. 
 Temperaturas específicas nas quais ocorrem mudanças de estado físico: 
 Ponto de ebulição: 56,29 ºC a 760 mmHg 
 Faixa de destilação: 55,6 – 56,6 a 760 mmHg 
 Ponto de fulgor: -18 ºC (vaso fechado) e -9 ºC (vaso aberto). 
 Temperatura de auto-ignição: 538 ºC. 
 Limites de explosividade 
 Inferior (LEI): 2,6% (v/v) 
 Superior (LES): 12,8% (v/v) 
 Pressão de vapor: 26,7 kPa a 22,7 ºC. 
 Densidade absoluta: 0 ,7899 g/cm
3
 
 
EFEITOS POTENCIAIS DA ACETONA À SAÚDE 
 
 Ingestão: Pode provocar depressão do sistema nervoso central, quando ingerido em altas 
concentrações. 
 Inalação: Moderadamente tóxico e severamente irritante para o trato respiratório. Pode 
causar depressão do sistema nervoso central, quando inalado em altas concentrações, pode 
provocar inconsciência, tem ação narcótica e pode causar depressão do sistema nervoso 
central. Pode causar sonolência, dor de cabeça, irritação nasal e da garganta e vertigem. 
 Pele: Moderadamente tóxico e severamente irritante para a pele e mucosa. Desengordura 
a pele, favorecendo o desenvolvimento de dermatites e infecções secundárias. 
 Olhos: Moderadamente tóxico e severamente irritante para os olhos. 
 
 
18 
 
 Muito volátil e muito inflamável. Os vapores misturam-se rapidamente com o ar e 
formam facilmente misturas explosivas. Inflama-se ao contato com chama nua, calor ou 
faíscas. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS QUANDO UTILIZADO A ACETONA 
 
INALAÇÃO: Remova a vítima para local fresco e arejado. Se não estiver respirando 
fazer respiração artificial. Se estiver com dificuldade em respirar, administrar oxigênio. 
Procurar auxílio médico. 
CONTATO COM A PELE: Lavar imediatamente o local atingido com água corrente e 
sabão por pelo menos 15 minutos. Procurar auxílio médico se a irritação persistir. 
CONTATO COM OS OLHOS: Enxaguar os olhos com água limpa por pelo menos 15 
minutos, levantando as pálpebras algumas vezes, para eliminar quaisquerresíduos do 
material. Procurar um oftalmologista. 
INGESTÃO: Não induzir o vômito. Se a vítima estiver consciente, dar água para 
beber. Procurar auxílio de um médico. Nunca dê nada via oral a uma pessoa inconsciente. 
Nas operações de resgate utilizar equipamento autônomo de proteção respiratória. O 
tratamento emergencial assim como o tratamento médico após superexposição deve ser 
direcionado ao controle do quadro completo dos sintomas e às condições clínicas do paciente. 
Tratamento sintomático. Não há antídotos específicos. 
 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Viscosímetro de Ostwald 
 Pipetas de 10 mL 
 Beckers de 50 mL 
 Termômetro 
 Cronômetro 
 Balança analítica 
 Termômetro 
 Balão volumétrico de 100 mL 
 Luvas de PVC 
 Óculos de segurança 
 
 
 
 
 
19 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1-Antes de iniciar a experiência lave o viscosímetro com a substância a ser utilizada. 
2-Controle bem para que em cada experiência o viscosímetro fique na mesma posição 
vertical. 
3-Pipete 10 ml de água destilada no viscosímetro pelo braço mais largo. 
4-Meça a temperatura. 
5-Deixe subir o líquido no braço capilar, até o nível chegar acima da marca A. (Para tanto use 
a sucção). 
6-Deixe abaixar o nível de água e meça com o cronômetro o tempo que o líquido escoa de A 
até B. 
7-Repita a experiência pelo menos duas vezes. 
8-Repita os itens de 1 a 7 com as soluções. 
 
CÁLCULO 
 
Para os cálculos que serão efetivados no relatório, serão utilizadas as equações abaixo 
como também a Tabela 1 do experimento 01: A temperatura em ºC e a viscosidade da água é 
será calculada utilizando a Equação (3.4) e a viscosidade relativa utilizando a Equação (3.3). 
 
 η = H2O = 
 
 
 Poise (3.4) 
QUADRO DE DADOS 
 
Temperatura Ambiente Inicial_______________ 
Temperatura Ambiente Final________________ 
 
Quadro 3.1 Anotação dos dados experimentais 
Água Conc. de 
sacarose 
(10%) 
Conc. 
sacarose 
(20%) 
Conc. 
sacarose 
(30%) 
Conc. 
sacarose 
(40%) 
Álcool 
PA 
Acetona 
PA 
Tempo 
escoamento 
(t1) 
 
Tempo 
escoamento 
(t2) 
 
Tempo 
escoamento 
(t3) 
 
 
20 
 
APLICAÇÃO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
1 – Citar alguns métodos de medida de viscosidade. E dizer qual o método empregado na 
experiência. Explique porque usou 10 ml em todas as determinações. 
 
2-Faça um modelo teórico mostrando um escoamento laminar de um líquido e a velocidade 
máxima no centro. 
 
3- A viscosidade determinada pelo viscosímetro de Ostwald é absoluta ou relativa? E por 
quê? 
 
4- Qual a influência da temperatura sobre a viscosidade de um fluido (líquido e gás). Explicar 
de acordo com equação: 
 
 
5-Que dados são necessários para calcular a viscosidade do líquido utilizando o viscosímetro 
de Ostwald. 
 
6- Comentar a determinação da viscosidade por meio do viscosímetro de Ostwald. 
 
7– Discuta o efeito de modificação da estrutura molecular sobre a viscosidade dos líquidos. 
 
8 - Calcular a viscosidade da água destilada. 
 
9 – Calcule as viscosidades dinâmica, relativa e cinemática das soluções de sacarose nas 
diferentes concentrações e do álcool etílico e da acetona. 
 
10 Conhecendo-se os valores da viscosidade relativa e densidade absoluta (prática 1) das 
soluções de sacarose, construa um gráfico com viscosidade na ordenada e densidade na 
abscissa. 
 
11 – Comparar o resultado obtido para a viscosidade dinâmica e comentar o erro obtido para o 
álcool e a acetona (Tabela 3.1). 
 
Tabela 3.1- Viscosidade de alguns líquidos (centipoise) 
Temperatura (ºC) 20 25 30 
Álcool etílico 1,200 1,003 
Acetona 0,345 0,316 0,295 
 
 
 
 
 
21 
 
PRÉ-RELATÓRIO SOBRE SOBRE COEFICIENTE DE VISCOSIDADE 
 
1– Defina viscosidade de Líquidos. 
2-Como são chamados os aparelhos usados para medir a viscosidade de um líquido. Citar 
alguns exemplos. 
3-Quais os líquidos usados na experiência e que tipo de viscosímetro será usado. 
4-Qual é a substância tomada como referência e por que fazer 3 medidas de viscosidade para 
cada líquido. 
5– Dê a equação de Poiseuille, explique cada termo da equação. A partir desta equação, 
obtenha a expressão para calcular a viscosidade relativa de um líquido. 
6–Distinguir viscosidade, dinâmica, relativa e cinemática. Citar suas unidades do SI e C. G. S. 
7– Qual é a finalidade do experimento? 
 
7.4 EXPERIMENTO Nº 04: DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE DINÂMICA DE 
LÍQUIDOS PELO MÉTODO DE STOKES. 
 
INTRODUÇÃO 
 
George Gabriel Stokes foi um físico britânico, que nasceu em 1819, em Sligo, Irlanda, 
e que faleceu em 1903. Estudou em Dublin e em Bristol, antes de entrar para a Universidade 
de Cambridge em 1837, onde ficou conhecido por ser um dos principais estudiosos de 
viscosidade e densidade, além de seus trabalhos sobre dinâmica dos fluidos, que lhe 
permitiram enunciar a lei conhecida pelo seu nome, Lei de Stokes, a qual determina o 
movimento de uma pequena esfera através de fluidos de diferentes viscosidades e densidades. 
A viscosidade é uma quantidade que descreve a resistência de um fluido ao 
escoamento. Os fluidos resistem tanto aos objetos que se movem neles, como também ao 
movimento de diferentes camadas do próprio fluido. 
O movimento de um corpo em um meio viscoso é influenciado pela ação de uma força 
viscosa, Fv proporcional à velocidade, v, conhecida como lei de Stokes. No caso de esferas em 
velocidades baixas, essa forca viscosa (forca de arraste), em modulo, é expressa pela equação 
[4.1]. 
Para uma esfera de raio r esta força de atrito é segundo a lei de Stokes: 
 
Fat  v  Fat = 6πηrVo (4.1) 
 
 é o coeficiente de viscosidade dinâmica do meio (N s/m
2
 ), r é o raio da esfera e vo é a 
velocidade de queda da esfera. Se uma esfera de densidade maior que a de um líquido for 
solta na superfície do mesmo, no instante inicial a velocidade é zero, mas a força resultante 
acelera a esfera de forma que sua velocidade vai aumentando. A lei de Stokes é valida apenas 
para fluidos em regimes laminar. Um fluxo laminar é definido como uma condição onde as 
partículas do fluido se movem em caminhos suaves em formas de laminas ou linhas. 0 é a 
velocidade da esfera, (M. R. U) e η é o coeficiente de viscosidade. 
22 
 
Repare que esta expressão é válida para uma extensão infinita de fluido. Quando essa 
condição não é satisfeita, a resistência será maior, uma vez que as paredes do recipiente, no 
qual se dá o movimento da esfera, vão também condicionar o seu movimento. Considerando 
que o movimento ocorre numa proveta de diâmetro R (Figura 4.1), é necessário introduzir 
uma correção de Ladenburg (1 + 2,4 r/R) na expressão (4.1). 
A relação entre V à velocidade contínua numa proveta com raio R, e Vo a velocidade 
numa proveta com raio infinito é dado por: 
 
V0 = V(1 + 2,4(r/R) (4.2) 
 
r é o raio da esfera e R é o Raio da proveta. Vo é a velocidade corrigida. 
 
Fig. 4.1. Forças que atuam numa esfera em um meio viscoso e gráfico da velocidade limite 
em função do tempo de queda. Viscosímetro de Höppler adaptado 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dos inúmeros métodos para determinar a viscosidade de um líquido aplicamos neste 
experimento o método de Stokes baseado na lei de Stokes. 
 
Figura 4.2- Viscosímetro de Stokes(Hoppler real) 
 
Determinação da viscosidade 
 
Vejamos agora o que acontece quando um corpo esférico de massa específica ρs cai no 
interior de um líquido de massa específica ρL e coeficiente de viscosidade η. 
As três forças que atuam sobre a esfera são: 
P- peso da esfera 
Fe- empuxo do líquido sobre a esfera 
Fat - força de resistência do fluido ao movimento 
P e Fe são forças constantes, mas Fat depende da V (velocidade). 
23 
 
Durante um intervalo de tempo inicial a partir do momento em que a esfera é 
abandonada, ІFІ vai aumentando com a velocidade, de modo que existe um ponto no qual as 
três se anulam.A partir daí o movimento da esfera passa a ser uniforme, sendo a sua 
velocidade designada por velocidade limite. 
Pode-se verificar que a velocidade aumenta não uniformemente com o tempo e atinge 
um valor limite (vL), que ocorre quando a força resultante for nula. As três forças que atuam 
sobre (força peso, empuxo e a força de atrito) a esfera estão representadas na Fig. 4.1. No 
momento que a velocidade passa a ser constante, a forca resultante é zero e com isso pode-se 
escrever: 
 
Fat + Fe –P= ma ( velocidade constante), teremos: Fat + Fe – mg=0 
  P= Fat + Fe ou seja: Fat= P-Fe (4.3) 
 
A força peso é dada pelo produto da massa pela aceleração da gravidade g. Pode-se 
escrever que a massa é o produto da densidade absoluta do material ρe pelo volume da esfera 
de raio r 
P = ρe( 4/3) π r
3 
g (4.4) 
 
A força de empuxo é simplesmente o peso do líquido deslocado pelo volume da esfera 
(princípio de Arquimedes). É importante lembrar que o volume da esfera é (4/3) π r
3
, então 
temos: 
Fe = ρf ( 4/3) π r
3 
g (4.5) 
 
onde ρf é a densidade absoluta do líquido. 
 
Então quando as forças se anulam, e substituindo as eqs. 4.1, 4.4 e 4.5 em 4.3 obtêm: 
Vo=
 
 
 (4.6) 
 
η=Viscosidade absoluta. 
É necessário corrigir Vo uma vez que será utilizada proveta com raio finito, utilizando 
a equação (4.2). 
V=
 
 
 (o movimento da esfera é retilíneo e uniforme) 
x= é a distância entre os pontos referentes da descida das esferas. 
t=tempo médio. 
 
A expressão 4.6 é utilizada para a obtenção experimental do valor da viscosidade 
dinâmica (μ) em laboratório, através da medição da velocidade limite. Assim, ao medir o 
tempo de queda, t, em regime de Stokes, de um corpo esférico, no interior de uma proveta, 
entre dois pontos distanciados de L, a viscosidade poderá ser determinada, sendo que o 
experimento deve ser sempre feito com uma esfera que apresenta densidade maior do que a do 
fluido. 
24 
 
A velocidade da esfera será influenciada pela proximidade das paredes da proveta. Por 
isso é recomendável deixar cair à esfera no centro da proveta. 
A unidade de viscosidade no sistema internacional de Newton. s/m
2
 ou 
kg/(metro.segundo). Esta última unidade (kg/(m.s)) pode ser também ser escrita como Pa s 
(Pascal.segundo). No sistema CGS a unidade de viscosidade dinâmica é conhecida como 
poise P (P = g/(cm·s). Sendo assim, 1 Pa·s = 1 kg/(m·s) = 10 P. A unidade Poise identifica a 
chamada viscosidade absoluta ou viscosidade dinâmica e, em geral, é expressa com o prefixo 
centi, ou seja, um centipoise (cP) é um milipascal segundo (mPa·s) em unidades SI. Por outro 
lado, na dinâmica de fluidos, ). Na indústria utiliza-se com frequência a viscosidade 
cinemática, que é a razão entre a viscosidade dinâmica η e a densidade ρ, isto é: v = η / ρ. A 
unidade da viscosidade cinemática no sistema C.G.S. é o Stokes, sendo 1 Stokes (St) = 1 cm
2
 
/ s. η. é a viscosidade absoluta e ρ é a densidade do fluido (dada em kg/m
3
 ). A unidade da 
viscosidade (v) cinemática no sistema C.G.S. é o Stokes, sendo 1 Stokes (St) = 1 cm
2
 / s. 
A viscosidade de um líquido depende muito da temperatura, ou seja, ela decresce 
significativamente com o acréscimo da temperatura. Tipicamente, a água, a temperatura 
de 20 C, apresenta valor de viscosidade de ~ 1x10
-3
 Pa.s, a glicerina pura, na mesma 
temperatura, tem viscosidade de 1,41 Pa.s(1,490 Cp), valor este que decresce 
apreciavelmente para 0,612 Pa.s (1,261Cp)ao redor de 30 C. Ainda pode-se determinar 
viscosidade relativa pela equação 4.7 
 
ds = densidade da bola (g/cm3). 
d1 e d2= densidades dos líquido (g/cm3). 
t = tempo de queda da bola (seg). 
 
OBJETIVO DO EXPERIMENTO 
 
O objetivo deste experimento é determinar a viscosidade e velocidade limite de dois 
líquidos, neste caso, detergente e glicerina, através do método de Stokes que consiste em 
observar a queda de um sólido em meio viscoso. Observar a velocidade com que as esferas de 
vidro descem através do meio viscoso. 
 
SUBSTÂNCIAS USADAS 
 Água destilada 
 Glicerina 
 Detergente 
 
GLICERINA 
 
- Nome químico: glicerol 
- Fórmula química: C3H5(OH)3 
 
(4.7) 
25 
 
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DA GLICERINA 
 
 Descrição física: líquido claro e viscoso 
 Odor: inodoro 
 Massa molecular: 92,09 g/mol 
 pH: neutro ao papel tornassol 
 Ponto fusão: 18°C 
 Ponto ebulição: 290°C 
 Massa específica: 1,26 g/cm
3
 
 
EFEITOS POTENCIAIS DA GLICERINA PARA SAÚDE 
 
1- Por inalação: devido à baixa pressão de vapor, a inalação de vapores à temperatura 
ambiente é improvável. Pode causar irritação das vias respiratórias. 
2- Por ingestão: Pode causar náuseas, dor de cabeça, diarreia. 
3- Contato com a pele: Pode causar irritação. 
4- Contato com os olhos: Pode causar irritação. 
5- Por exposição crônica: Pode causar danos nos rins. 
6- Agravamento de condições pré-existentes: pessoas com problemas de pele, olhos, fígado 
e rins são mais sensíveis a esta substância. 
 
MEDIDAS DE PRIMEIROS SOCORROS QUANDO UTILIZAR A GLICERINA 
 
INALAÇÃO: Saia da área contaminada. Leve a vítima para um local arejado. Se a 
vítima apresentar dificuldade respiratória leve imediatamente para o hospital. 
INGESTÃO: INDUZA O VÔMITO. Se a vítima estiver inconsciente ou em 
convulsão, não ministre nenhum líquido. Imediatamente transporte a vítima para o hospital. 
CONTATO COM A PELE: Retire as roupas contaminadas e lave imediatamente com 
água. Se aparecerem sintomas como vermelhidão ou irritação, leve a vítima para o hospital. 
CONTATO COM OS OLHOS: Lave com água durante 20 a 30 minutos nos lava-
olhos. Transporte a vítima para o hospital, se aparecer vermelhidão ou irritação nos olhos. 
 
 
 
 
 
 
26 
 
MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Esferas de vidro 
 Régua 
 Becker de 50 mL 
 Termômetro 
 Cronômetro 
 Balança analítica 
 Proveta de 2000 mL 
 Balão volumétrico de 100 mL 
 Capela 
 Máscara 
 Luvas de PVC 
 Óculos de proteção 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1-Primeiro momento: Colher os dados para calcular a massa específica dos líquidos. 
 
2-Segundo momento: Limpar cuidadosamente 20 esferas, tirando-lhe a gordura que 
eventualmente tenham, usando algodão e álcool. Colher os dados para calcular a massa 
especifica da esfera. 
 
3-Terceiro momento: Colher os dados para calcular a viscosidade absoluta dos líquidos. 
 
3.1 Medir a distância entre os pontos marcados na proveta e o seu diâmetro interno com 
auxílio de um paquímetro. 
 
3.2 A notar temperatura inicial. 
 
3.3 Colocar uma esfera de vidro na superfície do detergente e no centro da proveta e deixe-a 
cair. Use o cronômetro para determinar em que tempo a esfera percorre o trajeto. Determine o 
tempo médio da queda das esferas tm. As esferas devem seguir o eixo central da proveta, isto 
é, não devem tocar nas paredes da proveta (assim minimiza a perturbação do movimento da 
esfera pelas paredes da proveta). Constará que existe uma região na proveta onde a esfera se 
desloca com velocidade constante. 
3.4 Repetir a experiência com as outras nove esferas. 
27 
 
3.5 Repetir a experiência com as outras dez esferas para a glicerina. 
3.6 Anotar a temperatura final. 
3.7 Com a equação (4.5) calcular a viscosidade absoluta dos líquidos. 
 
DADOS 
 
DETERGENTE (Líquido A) 
 
Temperatura Ambiente Inicial__________________ 
Temperatura Ambiente Final___________________ 
Distância entre os pontos marcados na proveta:_________________ 
________________________ 
Quadro 4.1- Tempo de queda da esfera no detergente 
Esfera Tempo (segundos) 
1 
2 
3 
4 
5 
Média 
 
 
GLICERINA (Liquido B) 
 
Temperatura Ambiente Inicial__________________ 
Temperatura Ambiente Final___________________ 
Distância entre os pontos marcados na proveta:_________________ 
________________________ 
 
Quadro 4.2 - - Tempo de queda daesfera na glicerina 
Esfera Tempo (segundos) 
1 
2 
3 
4 
5 
Média 
 
 
 
 
28 
 
Tabela 4.2-Dados coletados para a viscosidade da glicerina pelos viscosímetros Visco Basic 
Plus L e Visco Basic Plus R 
Spindles RPM %(deformação) η (cP) 
 
L2 100 
L2 50 
R2 100 
R2 50 
 
Tabela 4.3 -Dados coletados para a viscosidade do detergente pelos viscosímetros Visco 
Basic Plus L e Visco Basic Plus R 
Spindles η(cP)BPLP %(deformação) η (cP) 
 
L2 
L2 
R2 
R2 
 
APLICAÇÃO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
1- Qual a lei usada no experimento para determinar a viscosidade dos líquidos. Dizer se 
ambos são newtonianos ou não. Especificar e explicar. 
2- Deduzir a equação para determinação experimental da viscosidade absoluta, através da 
medição da velocidade limite corrigida. 
3 – Porque soltar a esfera de vidro no centro do viscosímetro. 
4 Qual e o comportamento do movimento da esfera após um certo tempo em que ele flui pelo 
liquido. 
5 Explique por que um liquido apresenta maior viscosidade do que o outro em termos de 
forcas intermoleculares. 
 
6-Para identificar três líquidos – de densidades 0,8,1,0 e 1,2 – o analista dispõe de uma 
pequena bola de densidade 1,0. Conforme as posições das bolas apresentadas no desenho a 
seguir, indique quais dos líquidos são mais densos e, menos densos nas provetas de 1 a 3. 
 
29 
 
7 – Calcular o raio médio das esferas. 
8-. Calcular a velocidade terminal corrigida em (cm/s) e velocidade medida (cm/s) dos 
líquidos estudados 
9 – A constante gravitacional “g” varia com a altura e a latitude. Com auxílio das Tabelas I e 
II. Calcular a constante gravitacional de Campina Grande. 
10 – Calcular a viscosidade (absoluta e cinemática) a velocidade limite, velocidade limite 
corrigida em (cm/s) dos líquidos estudados pelo método Stokes. 
11) medir a viscosidade absoluta dos líquidos estudados utilizando os Viscosímetros de 
marca VISCO BASIC PLUS L(Tabela4.2) e VISCO BASIC PLUS R(Tabela 4.3). 
12 – Comparar os resultados das viscosidades obtidas (método de Stokes) para a glicerina e 
detergente com os valores das viscosidades obtidas pelos Viscosímetros de marca VISCO 
BASIC PLUS L e VISCO BASIC PLUS R, fazendo comentários. 1 cP= 10
-2
 P ou 1 P = 100 
cP. 
Tabela 4.4- Variação da Constante Gravitacional com a Latitude 
LATITUDE (grau) cm\s
2
 
0 978,039 
5 978,078 
10 978,195 
15 978,384 
20 978,641 
25 978,960 
30 979,329 
31 979,407 
32 979,487 
33 979,569 
 
Tabela 4.5- Correção da Constante Gravitacional com a Altura 
Altura (m) Correção (cm\s
2
) 
200 0,0617 
300 0,0926 
400 0,1234 
500 0,1543 
600 0,1852 
700 0,2160 
800 0,2469 
900 0,2777 
 
 
 
 
30 
 
PRÉ-RELATÓRIO SOBRE VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO 
 
1- Qual o princípio do método utilizado na prática. 
2- O que entende por velocidade terminal? 
3- Diferencie fluidos Newtonianos de não-Newtonianos. Dê exemplos. 
4- O que entende por tensão de cisalhamento e taxa de deformação? 
5- Dê o significado dos termos: ductibilidade, espalhabilidade, elasticidade e fluidez e 
exemplos que ilustrem quando entramos em contato, no dia-a-dia, com essas 
propriedades. 
6- Qual é a finalidade do experimento? 
 
7.5 EXPERIMENTO Nº 05:TENSÃO SUPERFICIAL 
 
 TÓPICOS IMPORTANTES 
 
1-Energia de Superfície 
2- Forças Atrativas: coesivas e adesivas 
 
INTRODUÇÃO 
 
Todos os líquidos apresentam uma verdadeira tendência a diminuir sua superfície 
livre, a qual se comporta de forma parecida a como o faz uma membrana elástica. Dita 
propriedade é devida à existência de forças tangenciais à superfície ou forças de tensão, pelo 
que se lhe denomina tensão superficial. 
As moléculas na superfície de um líquido estão sujeitas a fortes forças de atração das 
moléculas interiores. A resultante dessas forças, - cuja direção é a mesma de plano tangente à 
superfície (em qualquer ponto desta) - atua de maneira a que a superfície líquida seja a menor 
possível. A grandeza desta força, atuando perpendicularmente (por unidade de comprimento) 
ao plano na superfície é dita tensão superficial γ. A tensão superficial é um fenômeno 
relacionado à interface de contato entre um líquido e o gás onde ele se encontra. A superfície 
ou interface onde a tensão existe está situada entre o líquido e seu vapor saturado no ar, 
normalmente a pressão atmosférica (Figura 5.1). Termodinámicamente a tensão superficial é 
um fenômeno de superfície e é a tendência de um líquido a diminuir sua superfície até que sua 
energia de superfície potencial é mínima, condição necessária para que o equilíbrio seja 
estável. Como a esfera apresenta uma área mínima para um volume dado, então pela ação da 
tensão superficial, a tendência de uma porção de um líquido leva a formar uma esfera ou a 
que se produza uma superfície curva ou menisco quando está em contato um líquido com um 
recipiente. 
 
 
 
 
 
31 
 
Figura 5. 1 - Distribuição de forças nas moléculas de água 
 
 
A origem da tensão superficial está nas forças intermoleculares do líquido que faz com 
que se crie uma espécie de membrana elástica na sua superfície. A tensão superficial depende 
da natureza do líquido (Quanto mais volátil o líquido menor será a tensão superficial, e quanto 
maior à pressão de vapor menor será a tensão superficial), da pureza e temperatura em que se 
encontra. Alguns aditivos modificam fortemente a tensão superficial de um líquido. O 
exemplo mais comum é o dos detergentes que diminuem muito a tensão superficial da água 
em que são dissolvidos. Com isso, diminui-se a tendência de formar gotas, fazendo com que 
as moléculas da água tenham maior contato com as fibras dos tecidos. Dessa forma, a sujeira 
do tecido é mais facilmente deslocada pela água e dissolvida em forma de emulsão. Nesta 
prática permite o estudante refletir sobre líquidos que molham e não molham um sólido. A 
molhabilidade se explica pela diferença entre as forças de atração moleculares do líquido 
entre si (força de coesão) e as forças de atração do líquido pelo sólido em contato com o 
líquido (forças de adesão). 
O angulo de contato θ é o angulo formado por uma gota de líquido na fronteira de três 
fases (líquido, gás e sólido). Está incluído na interseção entre o plano tangente à superfície do 
líquido e o plano tangente à superfície do sólido. O ângulo de contato é uma medida 
quantitativa do molhamento de um sólido por um líquido. 
Se as forças de coesão forem menores que as adesivas, o ângulo de contato será Φ > 90° e, 
por outro lado, se Φ