(IQG231) Química Experimental EQ

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO 
RIO DE JANEIRO 
 
 
 
Instituto de Química 
Departamento de Química Inorgânica 
 
 
 
 
IQG-128 Química Geral Experimental II 
IQG-231 Química Experimental EQ 
Aulas Práticas 
IQG 128/ IQG 231 Departamento de Química Inorgânica 
 
Nesta disciplina são abordados os conceitos envolvidos na química 
macroscópica, ou seja, do comportamento de um conjunto grande de 
moléculas, os quais podem ser visualizados por nossos olhos. A seguir são 
listadas algumas opções bibliográficas onde os conceitos desenvolvidos são 
discutidos com a profundidade adequada e que devem ser consultadas pelos 
estudantes: 
 
1) J.C. Kotz, P. Treichel Jr. E G. C. Weaver; “Química Geral e Reações 
Químicas”; 6a edição; Cengage Learning, 2010. 
2) Peter Atkins e Loretta Jones; “Princípios de Química”; 3a edição; 
Bookman; 2006. 
3) T. Brown, H. E. Le May Jr., B. E. Bursten, R. R. Burdge; “Química a 
Ciência Central”; 9a edição; Pearson Prentice Hall, 2005. 
4) J. E. Brady e F. Senese; “Química – A matéria e suas 
transformações”; 5a edição; LTC; 2009. 
5) J. B. Russell; “Química Geral”; 2a edição; Makron Books do Brasil; 
1994. 
 
 
NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
 
A Química é uma ciência experimental, portanto o trabalho em 
laboratório é uma parte importante no desenvolvimento do conhecimento 
químico. O aluno aprenderá a interpretar resultados, a avaliar os erros de 
análise, a apreciar os desafios experimentais e a desenvolver os processos 
intelectuais necessários para realizar, sozinho, trabalhos futuros ou obter 
resultados melhores. 
Para que o trabalho de laboratório ocorra de maneira segura devemos 
levar em considerações algumas normas de segurança, que serão descritas a 
seguir em vista da sua importância. 
 
 
1. Comportamento geral no laboratório químico. 
 
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No laboratório químico é imprescindível o uso de guarda pó de 
algodão (de preferência na cor branca), óculos de segurança, calça comprida e 
calçado fechado com sola anti-derrapante. É proibido se alimentar dentro do 
laboratório e ao encerrar as atividades lavar bem as mãos. 
Independente da disciplina experimental que você esteja frequentando, 
lembre-se que você estará compartilhando com outros colegas o laboratório e 
seus equipamentos. Portanto, execute seus experimentos respeitando as 
normas de segurança e lembre-se que conversas em voz alta, brincadeiras, 
uso de walkmans ou mp3, bonés, etc, não são comportamentos adequados em 
um laboratório químico. A segurança num laboratório químico depende do 
trabalho de todos. 
 Ao entrar pela primeira vez nas dependências de um laboratório 
verifique a localização dos equipamentos de segurança: extintores, lava-olhos, 
baldes de areia, cobertores e chuveiro. 
 Procure saber identificar os pontos da rede elétrica, o registro central de 
gás, o funcionamento da capela e das tubulações da bancada. 
 
 
2. Reagentes e produtos químicos 
 
Dependendo das atividades realizadas em um laboratório químico, água 
pode ser um reagente perigoso. Assim, certifique-se com o professor, ou um 
auxiliar, o manuseio adequado do reagente que você irá manipular. Por 
exemplo, ácido clorídrico concentrado e amônia concentrada são altamente 
tóxicos e devem ser sempre manipulados na capela. Nunca inale ou coloque 
na boca qualquer produto químico de laboratório, por mais inofensivo 
que possa parecer. Em cada aula o professor fornecerá detalhes sobre as 
manipulações dos reagentes utilizados nos experimentos previstos. 
 Pergunte sempre ao professor como deve ser descartado o produto que 
você obteve, nunca descarte os rejeitos, sólidos ou líquidos, pela pia. 
Lembre-se que a Baia da Guanabara já está suficientemente poluída. 
 
 
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3. Vidrarias, aparelhagens e equipamentos. 
 
 Material de vidro (ou vidraria) e material cerâmico (cadinhos e cápsulas 
de porcelana), juntamente com os regentes, é a base do laboratório químico. 
Alguns são familiares, pois mesmo a mídia utiliza os seus nomes, por exemplo, 
tubo de ensaio e proveta (também chamado cilindro graduado). Outros não 
aparecem no nosso cotidiano, como bécher (ou béquer ou becker), erlenmayer, 
condensador de bolas, pipeta (que pode ser pasteur, graduada ou volumétrica), 
bureta, funil de decantação, funil de placa porosa, etc. 
Fique atento as técnicas de manuseio dos materiais de vidro, sua 
lavagem, seu descarte caso quebrado ou a sua recuperação pela oficina de 
hialotecnia. 
Além disso, temos pinças de metal e de madeira (para manipulações de 
materiais), pêras de borracha (para a aspiração de líquidos), estufas, 
centrífugas, etc. 
 Constitui-se um equipamento fundamental a balança eletrônica. Os 
químicos empregam o termo pesagem para a operação de determinação da 
massa de um objeto por uma balança eletrônica. Fique atento ao 
funcionamento e o procedimento de pesagem de produtos químicos, pois 
dependendo do experimento a ser executado, um químico pode necessitar 
pesar alguns miligramas (0,0020 g), ou gramas (1 a 500, por exemplo) ou 
quilos. Por isto, verifique sempre se você está utilizando o equipamento 
adequado. Também é fundamental manter o prato da balança limpo, pois os 
reagentes, além de corroer o metal, podem se depositar no mecanismo 
eletrônico e danificar definitivamente a balança. Mantenha a balança sempre 
limpa. 
 
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1. PREPARO DE SOLUÇÕES E TITULAÇÃO 
 
I. INTRODUÇÃO 
Solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias. A 
substância presente em maior quantidade é denominada solvente, e as outras 
substâncias na solução são conhecidas como soluto e dizemos que estão 
dissolvidos no solvente. O comportamento da solução geralmente depende da 
natureza do soluto e da sua concentração. 
Concentração é o termo usado para designar a quantidade de soluto 
dissolvida em uma determinada quantidade de solvente. Normalmente 
expressamos a concentração de maneira quantitativa como mol L-1. 
As soluções preparadas rotineiramente em laboratório são compradas e 
preparadas a partir da forma concentrada ou de um sal. As soluções de 
concentrações mais baixas podem ser obtidas pela adição de água, processo 
chamado de diluição. 
Um método de preparar soluções de concentração desejada é realizar a 
pesagem de certa massa de substância e conveniente diluição. Tais 
substâncias devem obedecer a uma série de exigências, mas são poucas as 
que as cumprem totalmente. Estas substâncias são denominadas de 
substância padrão primário e possuem grau de pureza superior a 99,95%, 
devem ser facilmente secadas para eliminar qualquer traço de umidade e, 
serem estáveis tanto em solução como no estado sólido. Também não devem 
absorver muita água nem reagir com substâncias existentes no ar. 
 Substâncias que não são padrão primário fornecem soluções que 
necessitam ter sua concentração determinada, sendo que um dos 
procedimentos usados para esta determinação é denominado Titulação, que 
envolve a reação química de uma amostra de solução com concentração 
desconhecida com uma solução de concentração conhecida, denominada de 
solução padrão. As reações podem ser do tipo ácido-base, precipitação ou 
oxirredução. O ponto no qual as quantidades estequiométricas se equivalem é 
conhecido como ponto de viragem ou equivalência, que pode ser determinado 
com ajuda de um indicador químico que variará sua cor quando este ponto for 
atingido. 
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As soluções preparadas devem ser armazenadas em frascos 
apropriados conforme o tipo de solução como, por exemplo, se a solução é 
sensível à ação da luz, deve-se armazenar em frasco âmbar. Os frascos 
devem ser identificados com rótulos, os quais devem conter o nome, a 
concentração da solução, a data de preparação, nome ou iniciais do 
preparador. Quando o líquido é retirado do frasco, deve-se tomar o cuidado de 
que ele escoe pelo lado oposto ao rótulo, o qual não se molhará e não se 
danificará. 
 
 
II. OBJETIVOS 
 
Os objetivos desta aula são apresentar aos alunos as técnicas mais 
básicas de laboratório como o manuseio de balança, balões volumétricos, 
pipetas, ácidos e bases concentrados pelo preparo de soluções. Também 
introduzir os fundamentos sobre propagação de erros e escolha de materiais 
no laboratório químico. 
 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1 - Preparo de soluções. 
 
 Cada grupo deve preparar 100 mL de duas soluções indicadas pelo 
professor, uma delas, usando quantidades em massa do soluto, com manuseio 
da balança e outra a partir da diluição de um produto comercial. Os cálculos 
estequiométricos devem ser apresentados ao professor antes das 
manipulações necessárias para o preparo das soluções. 
 
III.1.1. Procedimento usando um sólido. 
Pesar a massa desejada em papel especial, vidro de relógio ou béquer. 
Transferir a substância para um béquer, juntar um pouco do solvente e se 
verter, cuidadosamente, o líquido para o balão volumétrico, com o auxílio de 
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um funil ou bastão de vidro. Lavar o béquer (e o funil ou bastão) várias vezes 
com o solvente, transferindo-se sempre o líquido para o balão volumétrico. 
Completar o volume, acertando-se o nível com uma pipeta pasteur e se 
homogeneizar pela agitação e inversão do balão volumétrico tampado. Caso a 
substância tenha sido pesada em vidro de relógio, transferir a mesma para um 
béquer com auxílio de frasco lavador e proceder como anteriormente. 
 
III.1.2. Procedimento a partir de diluição. 
Medir com uma pipeta volumétrica conveniente o volume de solução a 
diluir (usar a pêra para aspiração). Verter a solução para o balão volumétrico. 
Adicionar o solvente ao balão volumétrico e, completar o volume do balão 
acertando-se o nível com uma pipeta pasteur. Homogeneizar a solução por 
agitação e inversão, várias vezes, do balão volumétrico tampado. 
 
OBS.: JAMAIS VERTA ÁGUA SOBRE ÁCIDOS CONCENTRADOS; 
SEMPRE ÁCIDOS SOBRE ÁGUA. 
 
III.2 – Determinação da concentração de uma solução por titulação 
ácido-base. 
 
III.2.1. Solução de ácido de concentração conhecida. 
 
 A um erlenmeyer de 100 mL com 10,0 mL de HCl de concentração 
conhecida adicione duas gotas de fenolftaleína a 1%. Usando uma bureta 
adicione solução de NaOH de concentração conhecida, gota a gota, até que 
haja uma alteração PERMANENTE da cor do indicador. Anote o volume total 
de NaOH utilizado. Repita o procedimento e calcule a média aritmética dos 
valores encontrados. 
 
 
 
 
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III.2.2. Solução de uma solução de HCl de concentração 
desconhecida. 
 
 Sem descartar o volume de solução de NaOH que já está na bureta, 
complete com esta solução para a marca do volume zero. Repita o 
procedimento do item 2, utilizando uma solução de HCl com concentração 
desconhecida. Anote o volume de NaOH necessário para atingir o ponto de 
equivalência. Calcule a concentração do ácido clorídrico preparado e compare 
com o valor teórico. 
 
IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
1 – Qual o volume de HCl concentrado necessário para a preparação de 
2500,0 mL de solução 0,1 mol L-1? (C = 37% e d = 1,19 g/cm3)? 
2 – Como se preparam 250,0 mL de solução 0,02 mol L-1 de ácido oxálico? 
Indique os cálculos e descreva o procedimento. 
3 – Por que algumas soluções devem ser preparadas em balões volumétricos, 
ao passo que outras o são em copos de bécher? 
4 – Quantos “mL” de água destilada serão necessários para preparar 400,0 mL 
de solução 0,15 mol L-1 de ácido clorídrico, se 20,0 mL de solução grosseira 
aproximadamente 0,2 mol L-1 do mesmo foram neutralizados por 26,0 mL de 
solução 0,2 mol L-1 de hidróxido de sódio? 
5 – Em uma titulação foram gastos 9,0 mL de solução 0,1 mol L-1 de ácido 
oxálico para neutralizar 20,0 mL de solução grosseira de hidróxido de sódio. A 
partir desta, será possível preparar 500,0 mL de solução 0,1 mol L-1 de 
hidróxido de sódio? Justifique. 
6 – Qual o procedimento correto que se deve ter ao encher uma bureta? E, ao 
usá-la no processo de titulação? 
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7 – Indique os cálculos que você fez para chegar a soluções 0,5 mol L-1 de 
hidróxido de sódio e de ácido clorídrico, a partir das respectivas soluções 
grosseiras. 
 
III. EXERCÍCIOS 
 
 1. Calcule a molaridade da solução comercial de HCl que é 37% e 
possui densidade 1,19 (confirme estes dados no frasco deste ácido). Qual é a 
unidade da densidade? 
 2. Calcule a molaridade da solução de H2SO4 comercial que é 97% e 
possui densidade 1,84 (verifique estes dados no frasco do reagente a ser 
utilizado). 
 3. Verifique os dados referentes à amônia, descritos no rótulo de seu 
frasco e calcule o valor de sua molaridade. (Atenção: os valores se referem ao 
NH3 e não ao NH4OH) 
 
 
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2. SOLUÇÕES 
 
I. INTRODUÇÃO 
Soluções são misturas homogêneas de dois ou mais componentes, 
sendo que estes estão misturados uniformemente em nível molecular. Em 
nosso cotidiano temos diversos exemplos de soluções, como por exemplo, o ar 
atmosférico, a água do mar, ligas metálicas como o latão e o bronze, etc. 
É importante se conhecer o processo de dissolução em nível molecular 
de uma substância em outra. Atualmente sabemos quais fatores afetam a 
dissolução, especialmente aqueles envolvidos na dissolução de um sólido ou 
líquido em um líquido: a importância das interações envolvidas entre as 
espécies solubilizadas de soluto e as moléculas do solvente, a intensidade 
dessas interações a partir da absorção ou liberação de calor do processo e o 
como a quantidade de soluto dissolvido é influenciada pela temperatura. 
A natureza das interações soluto-solvente determina se uma substância 
será solúvel em outra. As interações envolvidas entre soluto e solvente são 
aquelas conhecidas como forças intermoleculares: interação íon-dipolo, dipolo-
dipolo, Forças de London e ligação hidrogênio. 
Os resultados experimentais mostram que durante o processo de 
dissolução existe absorção ou liberação de calor (entalpia de dissolução, 
∆solH). Isto se deve a diferenças na interação soluto-solvente, soluto-soluto e 
solvente-solvente. O valor de ∆solH também é importante para que possamos 
determinar a espontaneidade do processo de dissolução e então compreender 
porque algumas substâncias não são solúveis em outra em qualquer 
proporção, ou seja, temos situações em que o processo se torna não 
espontâneo. A quantidade de soluto dissolvida em uma dada quantidade de 
solvente a uma dada temperatura é chamada solubilidade. O gráfico da 
solubilidade em função da temperatura é a curva de solubilidade de uma 
substância. 
Quando adicionamos um soluto sólido em um solvente se inicia o 
processo de dissolução. Continuamos a adicionar o soluto, até que este se 
deposite no fundo do frasco. Neste ponto temos uma solução saturada, pois 
alcançamos a solubilidade da substância. Uma solução em equilíbrio com o 
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soluto não dissolvido é saturada. O soluto adicional não se dissolverá se 
adicionado a uma solução saturada. 
Sob condições adequadas é, às vezes, possível formar soluções que 
contenham quantidade maior de soluto que a necessária para formar uma 
solução saturada. Tais soluções são chamadas supersaturadas e são 
bastante instáveis, bastando uma pequena perturbação mecânica para que o 
excesso de sal cristalize. 
 
 
II. OBJETIVOS 
 
 Os objetivos da aula são determinar a curva de solubilidade de um sal e 
observar os fatores que influenciam na solubilidade de um composto em outro. 
 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1. Elaboração da curva de solubilidade de um sal 
 
A partir de uma solução saturada de cloreto de potássio, KCl, (ou outro 
sal indicado pelo professor como, por exemplo, KNO3, MgSO4, ZnSO4, Na3PO4, 
Na2SO4, MnSO4, K2SO4, CaCl2, MnSO4, Ca(NO3)2, etc.) a uma dada 
temperatura, determinar, por evaporação da água, a massa de sal contida num 
certo volume de água. 
O trabalho é realizado em dupla. Cada dupla determina a solubilidade 
do cloreto de potássio a uma dada temperatura, que será indicada pelo 
professor. 
Verifique, com ajuda do handbook, a solubilidade do cloreto de 
potássio. 
 
PROCEDIMENTO: Colocar num becher pequeno 10,0 a 15,0 mL de água, 
adicionar o sal bem triturado até obter uma solução saturada à temperatura 
indicada. Para resfriamento use uma bacia com gelo. Para aquecimento 
prepare um sistema conforme a figura a seguir: 
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Aquecer a água do becher maior até a temperatura requerida e manter 
a temperatura do becher menor constante. Acrescentar sólido até que este não 
se dissolva mais, ou seja, até a solução ficar saturada. Controle a temperatura 
e agite a solução, bem como a água de aquecimento. NÃO AGITE COM O 
TERMÔMETRO! Depois de 10 a 15 minutos em temperatura constante, anote 
o valor da temperatura. Retirar o termômetro e deixar a solução saturada em 
repouso, para a sedimentação dos cristais. Passar o líquido rapidamente para 
uma cápsula de porcelana seca e tarada, deixando os cristais no becher. Pesar 
a cápsula com a solução. 
Usando o bico de Bunsen e uma tela de amianto ou uma placa de 
aquecimento, evaporar o líquido da cápsula até a secura. Nesta etapa inicie a 
2a parte da aula. Na fase final use a chama fraca para evitar salpicos de 
solução, onde se perde substância e pode causar acidente. 
Depois que a cápsula estiver bem seca, colocá-la na estufa à 110 oC 
durante ≈ 15 minutos, esfriar em dessecador e pesar. Repetir este 
procedimento até o peso constante. 
 
 Peso da cápsula: vazia _____________________ 
 
 : com solução _______________ 
 
 : com sal seco _____________ 
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 Peso da solução: _______________ 
 
 Peso do sal seco: _____________ 
 
Com os dados obtidos calcule a solubilidade do sal em gramas por 100 
g de água e em mol L-1. Coloque no quadro negro, numa tabela, os nomes da 
dupla, a temperatura e a solubilidade obtida. 
Com os resultados da tabela, construir o gráfico de solubilidade do sal 
em estudo. Coloque na abcissa a temperatura, e na ordenada à concentração. 
Entregar este gráfico na próxima aula! 
 
III.2. Solução supersaturada 
 
Dissolver, em um tubo de ensaio, 1,0 g de acetato de sódio anidro, 
CH3COONa, em ≅ 1,0 mL de água ou 1,5 g de acetato de sódio hidratado, 
CH3COONa.3H2O, em ≅ 0,5 mL de água. Aquecer até solubilização total. 
Resfriar o tubo sem agitar e em seguida adicionar um pequeno cristal de 
acetato de sódio e observar. 
Solubilize novamente o acetato, por aquecimento, e resfrie sem 
agitação. Com um bastão de vidro atrite as paredes internas do tubo de ensaio 
e observe o que ocorre. 
Verifique a solubilidade deste sal no handbook. 
 
III.3. Calor de dissolução 
 
Em um tubo de ensaio com ≅ 1 mL de água adicione 1 a 2 gotas de 
ácido sulfúrico concentrado (H2SO4 18,0 mol L-1; ATENÇÃO: CUIDADO!). 
Ocorre aquecimento ou resfriamento da solução? Este processo é exo- ou 
endotérmico? 
 Em um tubo de ensaio com ≅ 1,0 mL de água adicione alguns cristais de 
cloreto de amônio, NH4Cl. Verifique o efeito térmico que ocorre. 
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Quando se dissolve um sólido em um líquido se tem dois efeitos 
atuando: a) rompimento das forças eletrostáticas do retículo cristalino (Energia 
do Retículo Cristalino - ERC), que é um processo endotérmico, b) formação de 
ligações através da solvatação do soluto (Energia de Solvatação-ES), que é um 
processo exotérmico. O calor de dissolução é a resultante destes dois efeitos. 
 
III.4. Influência da temperatura na solubilidade 
 
Verifique no handbook a solubilidade dos sais. 
 
Em um tubo de ensaio com ≅1,0 mL de água adicione 1,5 g de nitrato de 
potássio, KNO3. Dissolva todo o sal por aquecimento e deixe a solução esfriar. 
Quando a solução estiver fria observe e justifique o que ocorreu. 
Aquecer, no tubo de ensaio, ≅ 1,0 mL de solução saturada de acetato de 
cálcio, Ca(CH3COO)2. OBSERVE o que ocorre. Esfrie o tubo de ensaio e 
observe novamente. 
 
III.5. Líquidos miscíveis e imiscíveis 
 
Em um tubo de ensaio misturar 0,5 mL de água com 0,5 mL de etanol. 
Ocorre separação de fases? 
Em um tubo de ensaio misturar ≅ 1,0 mL de água com 0,5 mL de éter de 
petróleo. Observe! 
Em um tubo de ensaio colocar 1,0 a 2,0 mL de solução aquosa de 
bromo (CUIDADO!). Adicionar 0,5 mL de éter de petróleo e agitar. Verifique a 
cor da fase orgânica e explicar o ocorrido. 
Em um tubo de ensaio colocar 2,0 a 3,0 mL de solução aquosa de iodo e 
agitar com 1,0 mL de éter de petróleo. Verifique a cor do solvente orgânico e 
explicar o ocorrido. 
 ATENÇÃO! PREPARAR O GRÁFICO DA TABELA 1 PARA A 
PRÓXIMA AULA! 
 
IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
Departamento de Química Inorgânica – IQ / UFRJ IQG 128 / IQG 231 
 
3. CRISTALIZAÇÃO FRACIONADA 
 
I. INTRODUÇÃO 
A cristalização fracionada é um processo de separação de misturas, 
onde as substâncias misturadas são sólidas. O método está baseado em 
diferenças de solubilidade. Se duas ou mais substâncias são dissolvidas em 
um solvente, elas irão cristalizar na solução precipitando-se a diferentes 
velocidades. A cristalização pode ser induzida por mudanças na concentração, 
temperaturas, etc. Esta técnica é usada frequentemente para obter substâncias 
sólidas puras (como por exemplo, nas salinas para obtenção de sais a partir de 
água do mar) ou para recuperar produtos comercializáveis ou utilizáveis em 
outros processos industriais. 
Com dados apresentados na Tabela 1 construir o gráfico das curvas de 
solubilidade (mol L-1 x Temperatura) do KNO3, NaNO3, KCl, e NaCl (todas em 
um único gráfico), elaborado (ou não) no computador. 
 
Tabela1: Solubilidade de alguns sais em mol L-1. 
 Temperatura (oC) 
Substância 0 20 40 60 80 100 
KNO3 1,3 3,2 5,2 7,0 9,0 11,0 
NaNO3 6,7 7,6 8,5 9,4 10,4 11,3 
KCl 3,4 4,0 4,6 5,1 5,5 5,8 
NaCl 5,4 5,4 5,5 5,5 5,5 5,6 
 
Os compostos nitrato de sódio, NaNO3, e cloreto de potássio, KCl, 
dissolvem-se em água formando soluções de seus íons. Quando estas 
soluções são misturadas, têm-se quatro íons. Escreva as quatro equações 
iônicas mostrando todas as possibilidades de associação destes íons. 
Com base no gráfico de solubilidade responda as questões: 
Departamento de Química Inorgânica – IQ / UFRJ IQG 128 / IQG 231 
 
Qual o composto mais solúvela temperatura ambiente (20 oC) ? 
Qual o composto menos solúvel a 100 oC ? 
A que temperatura KNO3 e NaCl têm a mesma solubilidade molar? 
 
 
II. OBJETIVOS 
 
A partir das solubilidades diferentes dos compostos podemos preparar 
substâncias diferentes. 
 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
Em um becher de 100 mL colocar 8,5 g de NaNO3, 7,5 g de KCl e 25 
mL de água. Agitar a mistura até solubilização total, aquecendo ligeiramente 
caso necessário. O volume final deverá ser de 33,3 mL (determinado 
experimentalmente). 
Calcular a molaridade dos quatro íons: Na+, K+, NO3- e Cl-. 
Resfriar a solução até 10oC, colocando o becher em banho de gelo e 
água. Quando cessar a cristalização, filtrar rapidamente a solução gelada. 
Secar os cristais em papel de filtro e observar ao microscópio seu aspecto 
característico. Qual a forma destes cristais? De acordo com o gráfico de 
solubilidade qual o composto cristalizado? 
Evaporar o filtrado até cerca de metade do volume original, filtrar 
rapidamente, à quente, recolhendo o filtrado em um becher. Secar os cristais 
em papel de filtro e observar seu aspecto, comparando com os cristais obtidos 
anteriormente. Qual o composto obtido neste segundo procedimento? 
 
ATENÇÃO: Recolha os sólidos em frascos separados para posterior 
purificação. 
 
IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
Departamento de Química Inorgânica – IQ / UFRJ IQG 128 / IQG 231 
 
4. SISTEMAS COLOIDAIS 
 
 
I. INTRODUÇÃO 
Nas aulas práticas anteriores discutimos soluções que representam um 
tipo de mistura de substâncias, os quais, por não diferenciarmos mais soluto e 
solvente são chamados soluções verdadeiras. 
Existem outros tipos de misturas. Podemos misturar areia da praia e 
água e após agitação observamos a olho nu os grãos (ou partículas) em 
suspensão. Com o tempo estas partículas sedimentam por ação da gravidade. 
Temos ainda outro tipo de solução a qual é denominada dispersão coloidal. Um 
colóide representa um estado intermediário entre uma solução e uma 
suspensão. O termo coloide (que em grego significa cola) foi inicialmente 
utilizado para descrever uma classe de substâncias que se diferenciavam de 
açúcar e sal. 
Coloides são misturas heterogêneas de pelo menos duas fases 
diferentes, com a matéria de uma das fases na forma finamente dividida 
(sólido, líquido ou gás) denominada fase dispersa, misturada com a fase 
contínua (sólido, líquido ou gás) denominada meio de dispersão1. A ciência dos 
coloides está relacionada com o estudo dos sistemas nos quais pelo menos um 
dos componentes da mistura apresenta uma dimensão no intervalo de 1 a 1000 
nm (1 nm = 1 x 10-9 m).1 Na Tabela 1 são mostrados os diferentes tipos de 
dispersões coloidais.2 
 
Tabela 1: Os tipos de dispersões coloidais e alguns exemplos. 
Fase Dispersa Fase dispersante Nome Exemplo 
Líquido Gás Aerossol liq. Névoa, sprays líquidos. 
Sólido Gás Aerossol sól. Fumaça poeira. 
Gás Líquido Espuma Espuma da cerveja, chantilly. 
Líquido Líquido Emulsão Leite, maionese. 
Sólido Líquido Sol* Gelatina, pomadas, tintas. 
Gás Sólido Espuma sólida Poliestireno expandido (isopor). 
Líquido Sólido Emulsão sólida Pérola. 
Sólido Sólido Suspensão sól. Plásticos pigmentados, 
vidros. 
* No caso de elevada concentração de sólido, a denominação é pasta. 
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Como vemos nos exemplos mostrados na Tabela 1, as dispersões 
coloidais fazem parte da nossa vida diária desde os primórdios da civilização 
humana. Elas estão presentes nas nossas cozinhas, no meio ambiente, na 
purificação da água que consumimos, na lavagem de nossas roupas, nas 
indústrias alimentícia e farmacêutica, tintas, cosméticos, etc. 
Algumas características das substâncias que formam coloides são: 
baixas difusões em água, incapacidade em atravessar membranas, não 
cristalizam facilmente, geralmente são compostos com elevada massa molar 
como proteínas (gelatina, por exemplo), polissacarídeos (o amido), polímeros 
naturais e sintéticos ou materiais inorgânicos que formam agregados em meio 
aquoso de tal forma que a partícula possui dimensões coloidais (óxidos e 
hidróxidos metálicos). Soluções de macro-moléculas são misturas 
homogêneas, mas são consideradas colóides porque a dimensão da 
macromolécula está no intervalo do tamanho coloidal e apresentam as 
propriedades características dos colóides. Algumas propriedades das 
dispersões coloidais são: espalham a luz visível (dispersões coloidais 
geralmente possuem um aspecto leitoso), não precipitam por ação da 
gravidade, mas por centrifugação, possuem carga elétrica superficial, etc. 
 
 
II. OBJETIVO 
 
Estudar alguns métodos de obtenção de coloides e algumas de suas 
propriedades, tais como a carga e área superficial e, o espalhamento de luz. 
Além disso, estudaremos o conceito de estabilidade coloidal. 
 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1 Demonstrações do professor 
 
III.1.1.Eletroforese. 
 
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Encher um tubo em U com dispersão coloidal de sulfeto de arsênio (III), 
As2S3, em cada extremidade do tubo em U introduzir um eletrodo de grafite e 
ligar uma fonte de corrente contínua. 
Ao final da aula observar o que ocorreu e concluir sobre a carga das 
partículas coloidais de As2S3. 
 
corrente
contínua
 
 
III.1.2.Precipitador Cotrell. 
O precipitador Cotrell é usado no controle da poluição do ar, eliminando 
fumaça e poeira prejudiciais à saúde. É usado também na recuperação de 
materiais finamente divididos que se perderiam na atmosfera sob a forma de 
poeira, um aerossol. 
Usar uma trompa d'àgua ou bomba de vácuo para puxar a fumaça do 
cigarro. 
 
 
alta
voltagem
 
Departamento de Química Inorgânica – IQ / UFRJ IQG 128 / IQG 231 
 
 
III.2. Experimentos realizados pelos alunos 
 
III.2.1. Preparação de Colóides. 
 
2.1.1. Processos de condensação. 
a) Fe(OH)3 coloidal. 
Adicione 3 a 4 gotas de solução saturada de FeCl3 em um tubo de 
ensaio com 3 mL de água bem quente. Observe o que ocorre! 
Repita o procedimento usando água fria e compare as cores obtidas. 
RECOLHER o hidrossol Fe(OH)3 ao frasco na capela. 
 
coloidal
3
quente a
23
 
HCl(aq) 3 + (s)Fe(OH) O(l)H 3 + (aq)FeCl  →
 
b) As2S3 coloidal. 
Em um tubo de ensaio com 3,0 a 4,0 mL de solução saturada de As2O3 
aquecida passar uma corrente de gás sulfídrico, H2S, obtido a partir de solução 
de HCl e pirita em um aparelho de Kipp, e observar. 
 
(aq)AsOH 2 O(l)H 3 + (aq)OAs 33232 → 
 
coloidal
232233
 
O(l)H 6 + (s)SAs S(g)H 3 + (aq)AsOH 2 →
 
 
ATENÇÃO! O GAS SULFÍDRICO É VENENOSO! 
Escreva a equação de obtenção do gás sulfídrico no Kipp. 
 
Observar o colóide formado com ajuda do Efeito Tyndall. Para tal, 
colocar o tubo de ensaio em uma caixa escura e passar um feixe de luz através 
da dispersão. Colocar o As2S3 coloidal (sem turvação) no frasco apropriado na 
capela. 
 
2.1.2. Processos de Dispersão. 
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a) Em um tubo de ensaio colocar 1,0 a 2,0 mL de água e 2 a 3 gotas de 
óleo vegetal. Agitar bem e observar. 
 
b) Em um tubo de ensaio com 1,0 a 2,0 mL de água destilada adicionar 
2 a 3 gotas de óleo vegetal e 3 a 4 gotas de sabão ou detergente. Agitar bem. 
OBSERVE a diferença. 
 
 
III.2.2. Propriedades das partículas coloidais. 
 
2.2.1. Adsorção 
 
Colocar em dois tubos decentrífuga 2,0 mL de solução de azul de 
metileno. Em um dos tubos colocar um pouco de carvão ativo e no outro, um 
pedaço de carvão. Aquecê-los em banho-maria por algum tempo, centrifugar e 
comparar a cor dos líquidos sobrenadantes nos dois tubos. 
Pela adsorção seletiva de íons existentes no meio em que se originam, 
as partículas coloidais podem adquirir carga elétrica. 
 
2.2.2. Diálise 
 
Introduzir um saquinho de papel celofane contendo solução de iodeto 
de potássio, KI, e dispersão de amido em um becher de 100 mL contendo água 
destilada. Ao final da aula constatar a presença do íon iodeto no dialisado. O 
amido, por estar no estado coloidal, não consegue atravessar o papel celofane 
que age como membrana semipermeável. 
Usar solução de peróxido de hidrogênio 3-5 % para formar, no 
dialisado, iôdo molecular, I2, acrescentar amido para confirmar a diálise. 
Escreva a equação de oxidação do iodeto pelo peróxido de hidrogênio. 
 
III.2.3. Destruição de colóides - Coagulação. 
 
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2.3.1. Coagulação mútua de colóides 
 
Em um tubo de ensaio misturar 0,5 mL do sol de Fe(OH)3 com 0,5 mL 
do sol de As2S3. Observar o que ocorre! 
 
2.3.2. Coagulação pela ação de eletrólitos. Realizar os três ensaios 
simultaneamente para comparação. 
 
a) Em um tubo de ensaio com 1,0 mL do sol de As2S3 adicionar 2 gotas 
de solução de NaCl 1,0 mol L-1. Misturar e OBSERVAR o que acontece. 
b) Repetir a experiência usando no lugar da solução de NaCl solução 
de cloreto de magnésio, MgCl2, ambas 1,0 mol L-1. 
c) Repetir novamente usando a solução de cloreto de alumínio, AlCl3, 
1,0 mol L-1 como eletrólito. 
 
ONDE O EFEITO COAGULANTE FOI MAIOR? 
 
 
III.2.4. Colóide Protetor. 
 
2.4.1 Prata coloidal. Realizar os dois ensaios simultaneamente para 
comparação. 
 
a) Em um tubo de ensaio com 1,0 a 2,0 mL de água destilada adicione 3 gotas 
da solução de AgNO3
 
 0,1 mol L-1 e 3 gotas de solução aquosa de NH3. 
Adicionar 5 gotas de formol, aquecer em banho-maria e OBSERVAR o que 
acontece. 
b) Em um tubo de ensaio misture 3,0 a 4,0 mL de dispersão de gelatina a 1%, 
3 gotas de solução de AgNO3 e 3 gotas de solução aquosa de NH3. Adicione 5 
gotas de formol, aqueça em banho-maria e OBSERVE. 
 
 
 
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IV. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. M. Jafelicci Jr., L. C. Varanda; Química Nova na Escola no 9 9 (1999). 
2. D. J. Shaw; “Introdução à química de coloides e de superfícies”; Trad. J. H. 
Maar; Editora Edgard Blucher / Edusp; São Paulo; 1975. 
 
 
V. CÁLCULOS E QUESTÕES 
 
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5. CALOR DE REAÇÃO 
I. INTRODUÇÃO 
A termoquímica estuda as transferências de calor associadas às reações 
químicas ou às mudanças no estado físico das substâncias. Calor de reação é 
o nome dado à quantidade de calor liberado ou absorvido em uma reação 
química ou mudança de estado. Para medi-lo, utiliza-se um equipamento 
denominado de calorímetro. 
Um processo exotérmico é aquele no qual calor é liberado pelo sistema 
(reação química) para o ambiente. Por exemplo, a queima de um pedaço de 
carvão. Processos endotérmicos são aqueles nos quais o sistema absorve 
calor do ambiente. Por exemplo, a fusão do gelo é um processo endotérmico. 
 Neste experimento o calorímetro empregado não possui uma fronteira 
entre o sistema (reação química) e o ambiente (a água utilizada como 
solvente). Dessa forma, o calor, q, liberado ou absorvido pela reação química 
irá alterar a temperatura da água. O seu valor pode ser calculado pela 
equação: 
 q = mc(∆T) onde: q é calor (J) 
m = massa (kg) 
 c = calor específico (J kg-1 K-1) 
 ∆T = variação de temperatura (K) 
 
O calor específico, c, de uma substância é a quantidade de energia 
necessária para aumentar de um grau (Kelvin) a temperatura de um grama de 
uma substância (de 15 °C a 16 °C). Para a água o seu valor é de 4,18 × 103 J 
kg-1 K-1. 
O calor, q, liberado ou absorvido por uma reação química, à pressão 
constante é definido como a variação de entalpia do sistema, ∆H, sendo 
positivo para os processos endotérmicos e negativo para os exotérmicos. 
 
 
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II. OBJETIVOS 
 
Esta prática visa introduzir o conceito de entalpia de reação, ∆rH, e a 
aplicação da Lei de Hess. Para isto será medida a quantidade de calor 
absorvida ou liberada em três reações químicas, a saber, reação 1: dissolução 
do hidróxido de sódio sólido em água; reação 2: hidróxido de sódio sólido com 
uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio; e reação 3: solução aquosa de 
hidróxido de sódio com solução aquosa de cloreto de hidrogênio. 
 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1 Determinação do calor na reação no1 
 
NaOH(s) Na+(aq) + OH-(aq) + x1 (calor liberado) 
∆rH1 = -x1 J mol-1 
 
Colocar em um copo de 120 mL de poliestireno expandido (calorímetro) 
50,0 mL de água destilada e medir a temperatura da água, com um 
termômetro, até alcançar uma temperatura constante (aproximadamente igual 
à temperatura ambiente ou ligeiramente inferior). Anotar esta temperatura. 
Coloque o copo com a água na balança, tare, e adicione, com o auxílio de 
uma espátula, de 1,8 a 2,2 g de NaOH sólido. Anote o peso exato de NaOH 
adicionado. 
Agite por rotação (não use o termômetro) até que todo o hidróxido de 
sódio se dissolva. Verifique a temperatura máxima alcançada, anotando-a com 
precisão de 0,2 °C. Calcule a variação de temperatura. 
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III. 2 Determinação do calor na reação no 2 
 
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + x2 
(x2 = calor liberado) 
∆rH2 = -x2 J mol-1 
 
Em outro copo de poliestireno de 120 mL, repita todo o procedimento 
do item II.1 substituindo os 50,0 mL de água destilada por 50,0 mL de HCl 2,00 
mol L-1. 
 
III.3 Determinação do calor na reação no 3 
 
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq)
 
→ H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + x3 
 (x3 = calor liberado) 
∆rH3 = -x3 J mol-1 
 
Em dois outros copos de poliestireno, coloque separadamente, 40,0 mL 
de solução 2,0 mol L-1 de HCl e 40,0 mL de solução 2,0 mol L-1 de NaOH. 
Verifique a temperatura das duas soluções; ambas devem estar à 
mesma temperatura (igual à ambiente ou ligeiramente inferior). Não se 
esqueça de lavar e secar o termômetro antes de transferi-lo de uma solução 
para outra. 
Adicione, com agitação, a solução de NaOH à de HCl. Anote a 
temperatura máxima alcançada e calcule a sua variação. 
 
 
IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
 
1 – Para cada reação, calcule: 
 a) a quantidade de calor liberado; 
 b) o número de moles de NaOH utilizado; 
 c) a quantidade total de calor liberado, por mol de NaOH . 
 
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2 – Expressar os resultados como entalpia de reação, ∆rH1, ∆rH2 e ∆rH3. 
 
3 – Considerando os resultados obtidos: 
 a) compare ∆rH2, com a soma (∆rH1 + ∆rH3) e explique; 
 b) calcule a diferença percentual entre ∆rH2 e (∆rH1 + ∆rH3), supondo 
que ∆rH2 seja o correto. Explique a origem desta diferença. 
 
4 – Usando 5,3 g de NaOH na reação nº 1, qual seria o calor liberado? 
Qual o efeito do uso desta massa sobre o ∆rH1 (J mol-1) calculado? 
 
5 – Na reação n° 2, usando-se 1,38 g de NaOH, qual seria o calor 
liberado? Qual o efeitodo uso desta massa sobre o ∆rH2 (J mol-1) calculado? 
 
6 – Na reação n° 3: 
a) usando-se 50,0 mL de solução de NaOH 2,0 mol L-1 e 50,0 mL de 
solução de HCl 2,0 mol L-1, qual seria o calor liberado? Qual o efeito do uso 
destes volumes de solução sobre o ∆rH3 (J mol-1) calculado? 
 b) usando-se 40,0 mL de solução de NaOH 2,0 mol L-1 e 60,0 mL de 
solução de HCl 2,0 mol L-1, qual seria o calor liberado? Qual o efeito do uso 
destes volumes de solução sobre o ∆rH3 (J mol-1) calculado? 
 
 
V. LEITURAS RECOMENDADAS 
 
1. BROWN, T.L.; LeMAY Jr., H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química – 
A Ciência Central, 9ª ed., Pearson Education do Brasil Ltda: São Paulo, 2005. 
Itens. 5.4 a 5.7, pgs. 150-165. 
2. KOTZ, J.C.; TREICHEL, P.M.; WEAVER, G.C. Química Geral e Reações 
Químicas, 6ª ed., Cengage Learning Edições Ltda: São Paulo, 2010. Itens. 6.5 
a 6.8, pgs. 217 a 230. 
3. RUSSELL, J.B. Química Geral, Vol. 1, 2ª ed., Pearson Education do Brasil 
Ltda: São Paulo, 1994. Itens. 3.3 a 3.4, pgs. 121 a 132. 
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6. CINÉTICA QUÍMICA 
 
I. INTRODUÇÃO 
O ozônio é um dos componentes naturais da estratosfera, onde absorve 
parte significativa da radiação ultravioleta. Se inalado é um agente químico 
perigoso e tóxico. Ele constitui um bom exemplo do cuidado que devemos ter 
com produtos químicos: na estratosfera ele ajuda a proteger nossas vidas, mas 
na troposfera é um poluente perigoso. Ele é formado na parte superior da 
atmosfera pela dissociação do oxigênio molecular: 
 
O2(g) + radiação (λ < 280 nm) → 2 O(g) (reação 1) 
 
O oxigênio atômico gerado reage com moléculas de O2: 
 
O(g) + O2(g) → O3(g) (reação 2). 
 
Por sua vez, o ozônio é capaz de absorver radiação ultravioleta de alta 
energia (letal aos seres humanos) exercendo a proteção das camadas 
inferiores da atmosfera, revertendo a reação 2. Se não perturbado, a 
concentração de ozônio é mantida constante por este processo cíclico. 
O aumento da atividade humana nas grandes cidades, através do uso 
cada vez maior de produtos químicos, tem alterado o delicado ciclo do ozônio. 
Os produtos comercializados como aerosois, espumas plásticas, líquidos de 
refrigeração usados até poucos anos atrás em ar-condicionados e geladeiras, 
contêm os chamados CFCs (fluorclorocarbono). Estes são compostos químicos 
insolúveis em água e inertes em relação à maioria das outras substâncias; 
estas propriedades permitem que fiquem um tempo longo na atmosfera. Eles 
são capazes de se difundir pela estratosfera, onde absorvem a radiação 
ultravioleta, gerando cloro atômico, que por sua vez reage com o ozônio, de 
acordo com a sequência de reações: 
 
Etapa 1: CF2Cl2(g) + hν → CF2Cl(g) + Cl(g) 
 Etapa 2: Cl(g) + O3(g) → ClO(g) + O2(g) 
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 Etapa 3: ClO(g) + O(g) → Cl (g) + O2(g) 
 
Note que a última etapa resulta na formação de um átomo de cloro, que 
pode quebrar outra molécula de ozônio e assim sucessivamente. O resultado 
final é que a decomposição de uma molécula de CFC é capaz de destruir 
inúmeras moléculas de ozônio. 
O texto acima ilustra uma aplicação do conhecimento da cinética 
química, a qual estuda a velocidade com que uma transformação química 
ocorre, bem como os fatores que influenciam a velocidade desta 
transformação. Também busca determinar a sequência de etapas, em nível 
molecular, de uma reação e o rearranjo dos átomos durante um evento reativo, 
ou seja, o mecanismo da reação. Tudo isto a torna uma área de importância 
bastante ampla, pois se relaciona com a rapidez com que um medicamento é 
capaz de agir, com o desenvolvimento de catalisadores para a síntese de 
novos produtos (polímeros ou craqueamento do petróleo) ou com o controle da 
velocidade com que um plástico sofre degradação ambiental. Catalisador é 
toda e qualquer substância que acelera uma reação, diminuindo a energia de 
ativação, pois promove um caminho molecular diferente para a reação, sem ser 
consumido durante o processo. 
A velocidade de uma reação química é definida como a variação na 
concentração dos reagentes ou produtos por unidade de tempo. Um 
especialista em cinética avalia como a concentração das espécies varia com o 
tempo a fim de determinar a LEI DE VELOCIDADE DA REAÇÃO, a qual é a 
expressão matemática que relaciona a concentração das espécies e a 
velocidade de reação. Para uma reação hipotética aA + bB → cC + dD, a 
Lei de Velocidade pode ser escrita como: v = k [A]m [B]n, onde k é chamada de 
constante de velocidade da reação e, m e n são índices que não se relacionam 
com os coeficientes estequiométricos a e b. A partir da Lei de Velocidade 
podemos especular sobre as etapas elementares envolvidas na transformação 
em questão, ou seja, o mecanismo da reação. 
A Lei de Velocidade indica que a concentração influencia na velocidade, 
porém não explica este comportamento. A Teoria das Colisões, cuja idéia 
central é que duas moléculas devem colidir para reagir, explicam em nível 
Departamento de Química Inorgânica – IQ / UFRJ IQG 128 / IQG 231 
 
molecular os fatores que influenciam a velocidade de uma reação. Se o número 
de choques por segundo entre duas moléculas aumentar, então a velocidade 
também aumenta. Logo, ao aumentarmos a concentração o número de 
choques cresce e a velocidade da reação aumenta. Porém isto não basta. 
Além do choque, é necessário que a orientação das moléculas no impacto seja 
adequada para a formação das novas ligações químicas, assim um efeito 
chamado fator de orientação é importante. Necessitamos também lembrar que 
durante o choque as velhas ligações devem ser rompidas e que isto exige 
energia. Assim, se durante a colisão as moléculas não possuírem energia 
suficiente para a reação, então nada acontecerá. Esta energia mínima 
necessária para a reação é denominada Energia de Ativação. Como se estes 
fatores não bastassem, os dados experimentais indicam que a temperatura 
também determina a velocidade da reação. Este efeito pode ser compreendido 
com base na Teoria Cinética Molecular, onde a fração de moléculas com dada 
energia varia com a temperatura. Assim, se aumentamos a temperatura, 
aumentamos o número de moléculas com energia necessária para a reação e, 
por conseguinte a velocidade. 
Quando observamos a Lei de Velocidade os fatores mencionados acima 
não aparecem, com exceção da concentração. Na verdade eles estão incluidos 
na constante de velocidade k, que é, portanto característica para cada reação 
química a uma determinada temperatura. 
 
 
II. OBJETIVOS 
 
Demonstrar por uma metodologia simples, os fatores que influenciam a 
velocidade de uma reação química, pelo ponto de vista da Teoria das Colisões: 
a natureza química dos reagentes, a concentração, a temperatura e a presença 
de catalisadores. 
 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1. Natureza dos reagentes. 
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Em um becher com uma fina camada de água destilada e 1 gota de 
fenolftaleína colocar um pequeno pedaço de sódio metálico. NÃO pegue o 
metal com as mãos e mantenha-se afastado no momento da reação! 
OBSERVE o que ocorre e explique. 
 
)g(H +NaOH(aq) 2 O(l)H 2 +Na(s) 2 22 → 
 
Em um becher pequeno com um pouco de álcool etílico, coloque um 
pedaço de sódio metálico. Compare com a experiência anterior e justifique. 
 
)g(H + ONa(sol)CHCH 2 OH(l)CHCH 2 + Na(s) 2 22323 → 
 
 
III.2. Concentração dos reagentes. 
 
Misturar em dois tubos de ensaio 0,5 mL de água e uma gota de solução 
a 5% de tiossulfatode sódio, Na2S2O3. Juntar, ao mesmo tempo, a um dos 
tubos 5 gotas de solução de HCl 0,6 mol L-1 e ao outro 5 gotas de solução de 
HCl 6,0 mol L-1. 
OBSERVAR a velocidade da reação e comparar as duas velocidades 
 
)l(OH +)s(S + )g(SO +)aq(NaCl 2 )aq(HCl 2 +)aq(OSNa 22 322 → 
 
Qual a influência da concentração na velocidade? 
 
III.2.1. Relógio Químico de Landolt. 
Em um tubo de ensaio com 3,0 mL de água destilada adicionar 3,0 mL 
de solução 0,05 mol L-1 de metabissulfito de sódio, Na2S2O5 (recém preparado) 
e 4 gotas de solução de amido. 
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Em outro tubo com 4,5 mL de água destilada junte 1,5 mL da solução de 
metabissulfito e 4 gotas de solução de amido. 
Adicionar em cada tubo de ensaio, 6,0 mL de solução de iodato de 
potássio, KIO3 0,05 mol L-1, respectivamente. Observar e comparar as 
velocidades das reações. 
 
 
III.3. Estado de divisão dos reagentes. 
 
Em dois tubos de ensaio preparar a mistura de ≅1 mL de água destilada, 
≅1 mL de solução de FeCl3 0,1 mol L-1 e 5 gotas de solução de HCl 12 mol L-1. 
Em um destes tubos de ensaio coloque um grão de zinco e no outro zinco em 
pó. 
Compare a velocidade das reações. Observe a variação da cor. 
Justifique. 
 
 
(g)H + (aq) Zn (aq)H 2 + Zn(s)
 2
+2+
→ 
 
(aq)H 2 +(aq)Fe 2 (g)H + (aq)Fe 2 ++22+3 → 
______________________________________ 
(aq)Fe 2 + (aq) Zn (aq)Fe 2 + Zn(s) +2+2+3 → 
 
 
 III.4. Temperatura. 
 
Em dois tubos de ensaio, misturar 0,5 mL de água gelada, 3 gotas de 
solução de oxalato de sódio, Na2C2O4, 0,1 mol L-1 e 2 gotas de solução de 
H2SO4 concentrado. Esfriar bem um dos tubos e juntar 2 gotas de solução de 
permanganato de potássio, KMnO4 0,1 mol L-1. Aquecer, ligeiramente, o outro 
tubo e acrescentar 2 gotas de KMnO4 0,1 mol L-1. 
OBSERVAR e comparar a velocidade nos dois ensaios. 
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O(l)H 8 + (g)CO 10 + (aq)Mn 2 (aq)H 16 + (aq)OC 5 + (aq)MnO 2 22+2+-2 42- 4 → 
 
Que conclusão se pode tirar? 
 
III.5. Catálise 
 
III.5.1. Catálise heterogênea. 
 
Em um tubo de ensaio com 1-2 mL de solução de H2O2 a 3% adicionar 
um pouco de dióxido de manganês, MnO2, sólido. OBSERVAR. 
 
(g)O + O(l)H 2 (aq)OH 2 22MnO22 2 → 
 
Por que o nome catálise heterogênea? 
 
 
III.5.2. Catálise homogênea. 
 
Em dois tubos de ensaio com 0,5 a 1,0 mL de água destilada adicionar 
1 gota de solução de FeCl3 0,1 mol L-1 e 1 gota de solução saturada de KSCN. 
Em um tubo colocar 1 gota de solução de CuSO4
 
0,1 mol L-1. 
Acrescentar, então, a cada tubo, 2 gotas de solução de Na2S2O3 a 5%. 
 
(aq)OS + (aq)Fe 2 (aq)OS 2 + (aq)Fe 2 -2
 64
+2-2
 32
+3
→ 
 
Qual foi a reação mais rápida? 
 
III.5.3. Composto intermediário como catalisador. 
 
Em dois tubos de ensaio colocar 1 grão de zinco, 1,0 mL de água 
destilada, 2 gotas de ácido sulfúrico e 2 gotas de solução de KMnO4 0,1 mol L-
1
. Acrescentar, a um dos tubos, alguns cristais de KNO3 e observar. 
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Na reação com nitrato temos: 
 O(l)H + (aq)NO 5 [H](g) 10 + (aq)NO 5 2-2-3 → (rápida) 
 O(l)H 3 + (aq)Mn 2 + (aq)NO 5 (aq)H 6 + (aq)MnO 2 + (aq)NO 5 2+2-3+-4-2 → (rápida) 
 Na reação sem nitrato temos: 
 O(l)H 8 +(aq)Mn 2 (aq)H 6 + [H](g) 10 + (aq)MnO 2 2+2+-4 → (lenta sem catalisador) 
 
Qual o papel do grão de zinco? 
 
III.5.4. Auto-catálise. 
 
Em dois tubos de ensaio com 0,5 a 1,0 mL de água destilada adicione 
3 gotas de solução de Na2C2O4 0,1 mol L-1 e 1 gota de solução de H2SO4. Em 
um tubo coloque 1 gota de solução de MnSO4 0,1 mol L-1. 
Adicionar, ao mesmo tempo, em cada tubo, 2 gotas de solução de 
KMnO4 0,1 mol L-1. 
OBSERVAR e comparar a velocidade nos dois tubos. 
 
O(l)H 8 + (g)CO 10 + (aq)Mn 2 (aq)H 16 + (aq)OC 5 + (aq)MnO 2 22+2Mn+-242-4
+2
 → 
 
 
IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
 
Departamento de Química Inorgânica – IQ / UFRJ IQG 128 / IQG 231 
 
7. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
I. INTRODUÇÃO 
 
Quando a concentração de todos os reagentes e produtos, em um 
sistema fechado, não variam mais com o tempo diz-se que estamos no estado 
de equilíbrio químico. Nesta condição, as reações direta (formação dos 
produtos) e reversa (regeneração dos reagentes) acontecem com a mesma 
velocidade. Diz-se que temos um equilíbrio dinâmico. Para que tenhamos a 
condição de equilíbrio não pode ocorrer a liberação ou perda de qualquer uma 
das espécies do sistema. 
Muitos sistemas encontram-se no estado de equilíbrio. Por exemplo, 
quando um líquido é armazenado em um frasco fechado, temos o equilíbrio do 
vapor desta substância com o líquido. No caso das soluções saturadas de um 
sal, os íons dispersos em solução estão em equilíbrio com o sal sólido, 
depositado no fundo. 
A relação entre as concentrações de reagentes e produtos em equilíbrio 
é dada pela constante de equilíbrio, K, segundo a Lei da ação das massas. 
Para a reação hipotética 
a A + b B → c C + d D 
teremos: 
K
 
= [C]c [D]d/[A]a [B]b 
Onde A, B, C e D são as espécies químicas e a, b, c e d os respectivos 
coeficientes estequiométricos e a constante de equilíbrio, K, depende da 
temperatura. 
Caso o sistema seja perturbado, reagentes ou produtos devem ser 
consumidos de forma que a Lei da ação das massas seja obedecida, 
restabelecendo o valor de K. Este princípio é chamado de Princípio de Le 
Chatelier. 
Devemos lembrar que a velocidade da reação não determina a 
concentração das espécies no equilíbrio. A adição de um catalisador também 
não afeta as concentrações no equilíbrio, apenas este será atingido mais 
rapidamente. 
 
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II. OBJETIVOS 
 
Estudo dos fatores que influenciam o equilíbrio químico. Estudo dos 
processos de hidrólise. Aplicação do Princípio de Le Chatelier. 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1. Fatores que influenciam o equilíbrio químico. 
 
III.1.1. Temperatura. (Demonstração) 
 
Utilizando três ampolas seladas contendo dióxido de nitrogênio, NO2, 
observe a cor desse gás à temperatura ambiente, em banho-maria aquecido e 
em banho de gelo. Aguarde alguns minutos para que as transformações 
ocorram. 
Explique as cores observadas em função da temperatura, 
considerando o seguinte equilíbrio: 
 
)g(NO 2 (g)ON 242
 
→
← ∆rH° = +57,12 kJ 
 
III.1.2. Concentração. (Demonstração) 
 
Em um kitassato coloque 100 mL de água destilada e uma ponta de 
espátula de bicarbonato de sódio (NaHCO3). Adicione 8 a 10 gotas de solução 
água:etanol (40:60) a 1,0% de fenolftaleína, C6H4C(O)OC(C6H4OH)2 . Observe 
a coloração rosa. Borbulhe CO2 na solução até o descoramento. Como 
alternativa, sopre a solução com uma pipeta pasteur. Em seguida conecte o 
kitassato tampado a uma trompa d'àgua, faça vácuo e agite. Observe o 
reaparecimento da coloração rosa. 
Explique os resultados observados com base nos seguintes equilíbrios: 
 
(aq)OH + (aq)COH O(l)H + (aq)HCO -322-3 →← 
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 (aq)CO (g)CO 22 →← 
(aq)CO + O(l)H (aq)H (aq)HCO (aq)COH 22-332 →←+→← + 
 (aq)HCO (aq)OH (aq)CO -3-2 →←+ 
 
III.1.3. Efeito do íon comum. 
 
a) Em um tubo de ensaio com 0,5 a 1,0 mL de solução saturada de cloreto de 
sódio adicione 0,5 a 1,0 mLde solução de HCl conc. (12 mol L-1). Observe a 
precipitação do sal. 
Explique o ocorrido com base no equilíbrio: 
 
(aq)Cl + (aq)Na NaCl(s) -+→
← 
 
b) Em um tubo de ensaio com 1,0 a 2,0 mL de água destilada adicione 2 a 3 
gotas de ácido acético 6,0 mol L-1 e uma gota de solução aquosa 0,2% de 
alaranjado de metila, [(CH3)2NC6H4N=NC6H4SO3-][Na+] (faixa de pH 3,2 a 4,4 – 
vermelho claro a laranja amarelado). Observe a cor da solução. Adicione 0,5 
a 1,0 mL de acetato de amônio a 20%. Observe a mudança de cor do 
sistema e explique com base nos equilíbrios abaixo. 
(aq)H + (aq)COOCH COOH(aq)CH +-33 →← 
(aq)NH + (aq)COOCH (aq)COONHCH +4-343 → 
 
c) Em um tubo de ensaio com 1,0 a 2,0 mL de água destilada acrescente 2 
gotas de solução de NH3 6,0 mol L-1 e gotas de uma solução etanólica 0,1% de 
timolftaleína, C6H4C(O)OC(C10H14O)2 (faixa de pH 9,2 a 10,8). 
Anote a cor da solução. Adicione ao sistema 0,5 a 1,0 mL de solução 
20% de acetato de amônio, CH3COONH4
. 
Observe e explique o ocorrido com 
base nos equilíbrios: 
 
(aq)OH + (aq)NH O(l)H + (aq)NH -+423 →← 
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(aq)NH + (aq)COOCH (aq)COONHCH +4-343 → 
 
d) Em um tubo de ensaio com 0,5 a 1,0 mL de água destilada adicionar 2 
gotas de solução de MgCl2 1,0 mol L-1 e 2 gotas de solução de NH3 6,0 mol L-1. 
OBSERVAR e anotar o ocorrido. Escreva a equação química. 
Juntar 0,5 a 1,0 mL de solução NH4Cl 20 % e anotar o que acontece 
com o precipitado formado. JUSTIFIQUE. 
 
e) Em um tubo de ensaio misturar 1 gota de solução de FeCl3 0,1 mol L-1 e 1 
gota de solução de tiocianato de potássio, KSCN, 0,3 mol L-1. Diluir a solução 
resultante, com água destilada, até que a coloração se torne ligeiramente 
avermelhada (solução A). 
Pegue quatro tubos de ensaio e coloque 1,0 mL da solução (A) em cada 
um deles. 
Em um tubo de ensaio com a solução A, adicione 1 gota de solução de 
FeCl3. Em um outro, acrescente 1 gota de solução 0,3 mol L-1 de KSCN e no 
terceiro 1 gota de solução saturada de KCl. O quarto tubo de ensaio fica para 
comparação. 
OBSERVE e JUSTIFIQUE com base nos equilíbrios: 
 
Fe3+(aq)
 
 + 6 SCN-(aq) → [Fe(SCN)6]3-(aq) 
 
 
Fe3+(aq)
 
+ 4 Cl-(aq) → [FeCl4]1-(aq) 
 
 
III.2. Hidrólise. 
 
2.1. Verificar, com papel indicador universal, o pH das soluções 0,1 mol L-1 de: 
NaCl, NH4Cl e Na2CO3. 
Escreva as equações e justifique os resultados obtidos. 
 
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2.2. Em um tubo de ensaio com 1,0 a 2,0 mL de água, junte 1 a 2 gotas de 
sabão. Adicione 1 gota de fenolftaleína. ANOTE a cor e justifique. 
Adicione, então, 1,0 a 2,0 mL de álcool e agite. OBSERVE. 
O caráter básico da solução de sabão é justificado pela equação: 
 
(aq)OH + (aq)Na + COOH(aq)-R O(l)H + COONa(aq)-R -+2 →← 
 
Por que em solução alcoólica não ocorre hidrólise? 
 
2.3. Em um tubo de ensaio com 2,0 a 3,0 mL de água adicionar 2 a 3 gotas de 
solução 1,0 mol L-1 de nitrato de bismuto, Bi(NO3)3. A turvação indica hidrólise! 
Adicionar ao sistema, gota a gota, HCl concentrado até o 
desaparecimento da turvação. Acrescentar água. O que ocorre? 
 
( ) (aq)NO 2 + (aq)H 2 + )(s)BiO(NO O(l)H +(aq)NO Bi -3+3233 →← 
 
IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
 
1 – Qual o efeito do aumento da pressão no equilíbrio entre NO2 e N2O4? 
 
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8. REATIVIDADE DOS METAIS 
 
I. INTRODUÇÃO 
A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, logo 
quanto mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os metais 
mais reativos são aqueles que possuem grande tendência de perder elétrons, 
logo, formam íons positivos com mais facilidade. 
Por exemplo: colocando-se uma lâmina de ferro em uma solução de 
sulfato de cobre (II) (coloração azul), verifica-se que a lâmina de ferro fica 
recoberta por uma camada de metal vermelho (o cobre). Por outro lado, a 
solução fica amarela [solução de sulfato de ferro(II)]. 
Ocorre, pois, uma reação química que pode ser representada pela 
seguinte equação: 
 
Fe(s) + CuSO4(aq) →→→→ FeSO4(aq) + Cu(s) 
 
Conclui-se que o ferro é mais reativo do que o cobre, pois o desloca de 
seu composto. 
Por meio de reações deste tipo, colocam-se os metais em ordem 
crescente de reatividade química. 
Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au 
 
Maior reatividade, Menor nobreza 
 
 
II. OBJETIVO 
 
Trabalhar o conceito de reatividade química e estabelecer a ordem de 
reatividade entre alguns metais por suas forças relativas como agentes 
redutores. 
 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
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III.1. Reações de metais com ácidos. 
Adicionar HCl 10% em 5 tubos de ensaio (aproximadamente 2,0 mL). 
Em cada um dos cinco tubos adicionar as seguintes aparas de metais: 
Magnésio, Alumínio, Zinco, Ferro e Cobre. 
Anote as suas observações para cada ensaio. 
 
III.2. Reações de metais com bases. 
 Adicionar NaOH 6,0 mol L-1 (aproximadamente 2,0 mL) sobre aparas de 
alumínio metálico. 
 Adicionar NaOH 6,0 mol L-1 (aproximadamente 2,0 mL) sobre aparas de 
zinco metálico. 
 Anote as suas observações e explique o ocorrido em cada ensaio 
 
III.3. Reações entre metais. 
 Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de cobre 
(aproximadamente 2,0 mL). Adicionar chumbo metálico, aguardar 5 minutos, 
agitar e observar. 
 Cu2+(aq) + Pb → 
 Em um tubo de ensaio colocar solução de nitrato ou acetato de chumbo 
(aproximadamente 2,0 mL). Adicionar cobre metálico, agitar e observar. 
 Pb2+(aq) + Cu → 
 Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de cobre 
(aproximadamente 2,0 mL). Adicionar zinco metálico, aguardar 5 minutos, 
agitar e observar. 
 Cu2+(aq) + Zn → 
 Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de zinco 
(aproximadamente 2,0 mL). Adicionar aparas de cobre, agitar e observar. 
 Zn2+(aq) + Cu → 
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 Em um tubo de ensaio colocar solução de nitrato ou acetato de chumbo 
(aproximadamente 2,0 mL). Adicionar zinco metálico, aguardar 5 minutos, 
agitar e observar. 
 Pb2+(aq) + Zn → 
 Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de zinco 
(aproximadamente 2,0 mL). Adicionar chumbo metálico, agitar e observar. 
 Zn2+(aq) + Pb → 
Colocar os metais estudados em ordem decrescente da força redutora. 
 
 III.4.Reações entre um metal e diferentes ácidos. 
 
III.4.1.Testar a ação dos diferentes ácidos sobre o ferro metálico. 
 
Procedimento geral - Em um tubo de ensaio contendo 1,0 mL do 
ácido, colocar 2 a 3 raspas de ferro, previamente limpas. Aquecer ligeiramente 
em banho-maria, se necessário, e identificar os gases desprendidos por 
queima e com papel de pH. Verificar também a presença de Fe2+ ou Fe3+ nas 
soluções resultantes, através de ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6], solução 
recém-preparada) e tiocianato de potássio (KSCN). 
 
a) Fe(s) + H2SO4(conc) → 
b) Fe(s) + H2SO4(1,0 mol L-1) → 
c) Fe(s) + HCl(conc.) → 
d) Fe(s) + HCl(1,0 mol L-1) → 
 
III.4.2.Testar a ação dos diferentes ácidos sobre o alumínio metálico. 
 
Utilizar um pedaço de folha de alumínio para cada um dos seguintes 
ensaios de reatividade: 
 
a) Al(s) + H2SO4(conc) → 
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b) Al(s) + H2SO4(1,0 mol L-1) → 
c) Al(s) + HNO3(conc) → 
d) Al(s) + HNO3(1,0 mol L-1) → 
e) Al(s) + HCl(conc) → 
f) Al(s) + HCl(1,0 mol L-1) → 
 
OBSERVAÇÃO: repetir a quente os casos em que não houve reação a frio. 
 
III.4.3.Reações em alumínio amalgamado. 
 
Colocar quatro pedaços de folha de alumínio em um bequer de 100 mL 
com uma fina camada de solução 0,1 mol L-1 de cloreto de mercúrio(II), HgCl2. 
Aquecer com agitação até a ebulição. Remover os pedaços de alumínio com 
uma pinça e lavar exaustivamente com água. Utilizar um pedaço para cada 
ensaio. Observe e interprete o que acontece: 
 
a) Al(Hg) (s) + H2O(l) → 
b) Al(Hg) (s) + Cu2+(aq) → 
c) Al(Hg) (s) + Pb2+(aq) → 
d) Al(Hg) (s) + O2(ar) → 
 
OBSERVAÇÃO: Colocar os pedaços de alumínio amalgamado resultantes 
das reações acima em frasco separado. 
 
 
IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
 
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9. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
 
I. INTRODUÇÃO 
 
As reações de oxirredução estão entre as reações químicas mais 
comuns e importantes. Estão envolvidas em uma grande variedade de 
processos importantes como a corrosão, a fabricação e ação de alvejantes e a 
respiração dos animais. Estas reações envolvem a transferência de elétrons de 
uma substância para outra. O termo oxidação se refere à perda e redução ao 
ganho de elétrons. Como em uma transformação química o número de elétrons 
se mantem constante, oxidação e redução ocorrem simultaneamente. 
Até o momento executamos alguma reação redox nas aulas anteriores, 
por exemplo, a reação entre zinco metálico e ácido clorídrico diluído, a qual 
produz o íon Zn2+(aq) e hidrogênio. A transferência de elétrons que ocorre 
nesta reação produz energia na forma de calor; a reação é favorecida na 
direção dos produtos e ocorre espontaneamente. Mas a transferência de 
elétrons que ocorre durante a reação redox pode também ser usada para 
produzir energia na forma de eletricidade. O aparato experimental usado neste 
caso é chamado célula eletroquímica. Como a reação ocorre espontaneamente 
é denominada de cela galvânica ou voltaica. Neste caso a transferência de 
elétrons não ocorre diretamente entre os reagentes, mas por um condutor 
metálico externo. Na Figura 1 está exemplificada uma célula eletroquímica. 
Podemos perguntar: por que os elétrons são transferidos 
espontaneamente de uma espécie (agente redutor) para outra espécie (agente 
oxidante), seja pelo contato direto dos reagentes em solução ou através de um 
condutor externo? Podemos comparar o fluxo de elétrons provocado por uma 
célula voltaica com o fluxo de água em uma queda d’água por causa da 
diferença na energia potencial entre o topo da queda e o rio abaixo. 
Similarmente, os elétrons fluem do anodo (oxidação – perda de elétrons) para o 
catodo (redução – ganho de elétrons) devido à diferença de energia potencial. 
A energia potencial dos elétrons é mais alta no agente redutor que no agente 
oxidante e eles fluem espontaneamente por um circuito externo ou pelo contato 
em solução. 
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A diferença de potencial entre dois eletrodos em uma célula fornece a 
força diretora que empurra os elétrons por um circuito externo. Esta diferença é 
chamada força eletromotriz (fem) ou potencial da célula. A sua unidade é o Volt 
(V) e para uma reação espontânea seu valor será positivo. 
Existem também situações em que a energia elétrica é empregada para 
fazer determinados processos não espontâneos ocorrerem. Neste caso temos 
uma cela eletrolítica e será discutida na próxima aula. 
 
 
II. OBJETIVO 
 
 Nesta aula serão apresentados por meio de reações químicas os 
conceitos de oxidação e redução, agente oxidante e agente redutor, força do 
oxidante e força do redutor e suas implicações com a tabela de potenciais de 
redução. 
 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1. Célula Galvânica. A pilha de Daniell. (Demonstração) 
 
Colocar em dois becheres de 50 mL, respectivamente, 25 mL de 
solução 1,0 mol L-1 de ZnSO4 e 25 mL de solução 1,0 mol L-1 de CuSO4. 
Introduzir no becher com solução de sulfato de zinco um bastão de zinco e no 
becher com solução de sulfato de cobre um bastão de cobre. Ligar as soluções 
dos dois becheres por meio de uma ponte salina - tubo em U com solução 
saturada de K2SO4 ou uma tira de papel de filtro embebido com solução de um 
eletrólito. Ligar os eletrodos a um voltímetro. Anotar a voltagem. 
Retirar a ponte salina e observar o voltímetro. 
a) Escreva as semi-reações responsáveis pela transferência de 
elétrons. 
b) Indique o anodo e o catodo na pilha de Daniell. 
c) Quais as funções da ponte salina? 
 
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ponte
salina
V
eletrodo
de cobre
solução
de Cu(II)
eletrodo
de zinco
solução
de Zn(II)
 
 
 Figura 1: Cela eletroquímica galvânica. 
 
 
III.2. Força do redutor e do oxidante e a espontaneidade das reações. 
 
(Trabalhe com a tabela de potenciais de redução, em anexo!) 
 
Colocar em três tubos de ensaio, 1,0 mL da solução 0,1 mol L-1 de KI e 5 
gotas de solução de H2SO4 concentrado. Ao primeiro tubo, adicionar 5 gotas de 
solução de KMnO4 0,2 mol L-1, ao segundo 5 gotas de solução de K2Cr2O7 0,1 
mol L-1 e ao terceiro 5 gotas de solução de Fe2(SO4)3 (ou FeCl3) 0,1 mol L-1. 
OBSERVAR se ocorre reação, caso necessário aquecer levemente. 
Repetir o procedimento anterior usando, ao invés de KI; 1,0 mL de 
solução 0,1 mol L-1 de KBr. 
Repetir novamente usando agora; 1,0 mL de solução 0,1 mol L-1 NaCl. 
 
O(l)H 8 + (aq)X + (aq)Mn 2 (aq)H 16 + (aq)X 10 + (aq)MnO 2 22+2+--4 → 
 
O(l)H 7 +(aq)X 3 + (aq)Cr 2 (aq)H 14 +(aq)X 6 + (aq)OCr 22+3+--2 72 → 
 
(aq)Fe 2 + (aq)X (aq)X 2 + (aq)Fe 2 +22-+3 → 
 
onde X- = halogeneto. 
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Com base nos resultados experimentais, ordenar os agentes oxidantes 
Fe3+, Cr2O72- e MnO4- em ordem decrescente da força oxidante. Ordenar 
também os agentes redutores I-, Br- e Cl- em ordem decrescente da força 
redutora. O que podemos concluir sobre o comportamento químico dos 
halogênios? 
 
 
III.3. Influência do meio na força do oxidante e do redutor. 
 
Colocar em um tubo de ensaio 5 gotas de solução de K2Cr2O7 0,1 mol 
L-1 e alcalinizar com 5 gotas da solução 1,0 mol L-1 NaOH. Adicionar 10 gotas 
da solução 0,1 mol L-1 de KI. 
OBSERVE se ocorreu reação. 
Acidular com 5 gotas de H2SO4 18 mol L-1. OBSERVAR. 
Aquecer levemente o sistema. 
 
O(l)H + (aq)CrO 2 (aq)OH 2 +(aq)OCr 2-24--272 → 
 
Equação iônica da oxidação do I- a I2 por dicromato em meio ácido. 
 
O(l)H 7+ (aq)I 3 +(aq)Cr 2 (aq)H 14 + (aq)I 6 + (aq)OCr 22+3+--2 72 → 
 
Como identificar o iodo no ensaio acima? 
Que outros métodos de identificação de iodo você conhece? 
 
III.4. O uso da equação iônica para expressar a oxirredução. 
 
Colocar em um tubo de ensaio 0,5 mL de água, 5 gotas de solução 0,2 
mol L-1 de KMnO4 e 5 gotas de H2SO4 concentrado. Em seguida acrescentar 10 
gotas de H2C2O4 0,1 mol L-1. Caso necessário, aquecer o tubo de ensaio nas 
palmas das mãos e OBSERVAR o que ocorre. 
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O(l)H 8 + (g)CO 10 + (aq)Mn 2 (aq)H 16 +(aq)OC 5 +(aq)MnO 2 22+2+-2 42- 4 → 
 
E se em vez de ácido oxálico usássemos oxalato de sódio ou de 
amônio? 
 
III.5. Influência do meio na redução do íon permanganato.OH- H2O H+ 
MnO4− → MnO42− ; MnO4− → MnO2(s); MnO4− → Mn2+ 
 violeta verde castanho incolor 
 
Em um tubo de ensaio colocar ≅1 mL de solução 0,2 mol L-1 de KMnO4, 
0,5 mL de solução 6,0 mol L-1 NaOH e alguns cristais de Na2SO3
. 
OBSERVAR 
e justificar o fenômeno. Aquecer ligeiramente e observar com atenção a 
variação de cor. 
Repetir o procedimento anterior, mas ao invés de NaOH acrescentar 
0,5 mL de H2SO4 3,0 mol L-1, aquecer e OBSERVAR. 
Em meio alcalino: 
 
(aq)OH + (aq)SO 3 + (s)MnO 2 O(l)H 2 + (aq)SO 3 + (aq)MnO 2
O(l)H + (aq)SO + (aq)MnO 2 (aq)OH 2 + (aq)SO + (aq)MnO 2
--2
 422
-2
3
-
4
2
-2
 4
-2
4
--2
 3
-
4
→
→
 
 
Em meio ácido: 
 
O(l)H 3 + (aq)SO 5 + (aq)Mn 2 (aq)H 6 + (aq)SO 5 +(aq)MnO 2 2-24+2+-2 3-4 → 
 
III.6. Propriedades redutoras e oxidantes do peróxido de hidrogênio. 
 
A 1,0 mL de solução de FeSO4 0,1 mol L-1 adicionar gotas de NaOH 6,0 
mol L-1 até a precipitação. Juntar gota a gota 1,0 mL de H2O2 10 %. Observar. 
Escreva as reações envolvidas. 
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Coloque 1,0 mL de água destilada em um tubo de ensaio e junte 2 a 3 
gotas de KMnO4 0,1 mol L-1, 2 a 3 gotas de H2SO4 3,0 mol L-1 e 2 a 3 gotas de 
H2O2 10%. Observar. Aquecer se necessário. 
 
5H2O2(aq)+ 2KMnO4(aq) + 3H2SO4(aq) → K2SO4(aq)+ 2MnSO4(aq) + 8H2O(l) 
+ 5 O2(g) 
 
 
IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
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ANEXO 1: Tabela de Potenciais-Padrão de Redução 
Meia-reação E0/V 
Li+ (aq) + e- → Li (s) -3,05 
K+ (aq) + e- → K (s) -2,93 
Ba2+ (aq) + 2e- → Ba (s) -2,90 
Sr2+ (aq) + 2e- → Sr (s) -2,89 
Ca2+ (aq) + 2e- → Ca (s) -2,87 
Na+ (aq) + e- → Na (s) -2,71 
Mg2+ (aq) + 2e- → Mg (s) -2,37 
Be2+ (aq) + 2e- → Be (s) -1,85 
Al3+ (aq) + 3e- → Al (s) -1,66 
Mn2+ (aq) + 2e- → Mn (s) -1,18 
2H2O + 2e- → H2 (g) + 2OH- (aq) -0,83 
Zn2+ (aq) + 2e- → Zn (s) -0,76 
Cr3+ (aq) + 3e- → Cr (s) -0,74 
Fe2+ (aq) + 2e- → Fe (s) -0,44 
Cd2+ (aq) + 2e- → Cd (s) -0,40 
PbSO4 (s) + 2e- → Pb (s) + SO42- (aq) -0,31 
Co2+ (aq) + 2e- → Co (s) -0,28 
Ni2+ (aq) + 2e- → Ni (s) -0,25 
Sn2+ (aq) + 2e- → Sn (s) -0,14 
Pb2+ (aq) + 2e- → Pb (s) -0,13 
2H+ (aq) + 2e- →→→→ H2 (g) 0,00 
Sn4+ (aq) + 2e- → Sn2+ (aq) +0,13 
Cu2+ (aq) + e- → Cu+ (aq) +0,15 
SO42- (aq) + 4H+ (aq) + 2e- → SO2 (g) + 2H2O +0,20 
AgCl (s) + e- → Ag (s) + Cl- (aq) +0,22 
Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s) +0,34 
O2 (g) + 2H2O + 4e- → 4OH- (aq) +0,40 
I2 (s) + 2e- → 2I- (aq) +0,53 
MnO4- (aq) + 2H2O + 3e- → MnO2 (s) + 4OH- (aq) +0,59 
O2 (g) + 2H+ (aq) + 2e- → H2O2 (aq) +0,68 
Fe3+ (aq) + e- → Fe2+ (aq) +0,77 
Ag+ (aq) + e- → Ag (s) +0,80 
Hg22+ (aq) + 2e- → 2Hg (l) +0,85 
2Hg2+ (aq) + 2e- → Hg22+ (aq) +0,92 
NO3- (aq) + 4H+ (aq) + 3e- → NO (g) + 2H2O +0,96 
Br2 (l) + 2e- → 2Br- (aq) +1,07 
O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e- → 2H2O +1,23 
MnO2 (s) + 4H+ (aq) + 2e- → Mn2+ (aq) + 2H2O +1,23 
Cr2O72- (aq) + 14H+ (aq) + 6e- → Cr3+ (aq) + 7H2O +1,33 
Cl2 (g) + 2e- → 2Cl- (aq) +1,36 
Au3+ (aq) + 3e- → Au (s) +1,50 
MnO4- (aq) + 8H+ (aq) + 5e- → Mn2+ (aq) + H2O +1,51 
Ce4+ (aq) + e- → Ce3+ (aq) +1,61 
H2O2 (aq) + 2H+ (aq) + 2e- → 2H2O +1,77 
Co3+ (aq) + e- → Co2+ (aq) +1,82 
O3 (g) + 2H+ (aq) + 2e- → O2 (g) + H2O +2,07 
F2 (g) + 2e- → 2F- (aq) +2,87 
 
Nota: Esses valores foram obtidos para o estado padrão, isto é, concentração 1 mol/L para 
espécies em solução e 
1 atm para espécies gasosas a 25°C. Existem tabelas especializadas para outras condições. 
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10. ELETRÓLISE 
 
I. INTRODUÇÃO 
 
Como já mencionado na aula prática de reações de oxirredução, a 
eletricidade também pode ser usada para realizarmos reações de transferência 
de elétrons não espontâneas. Por exemplo, eletricidade pode ser usada para 
decompor cloreto de sódio fundido em seus componentes: 
2 NaCl (l) → 2 Na (l) + Cl2 (g) 
Tais processos, produzidos por uma fonte externa de energia elétrica, 
são chamados reações de eletrólise e ocorrem em células eletrolíticas. 
Uma célula eletrolítica consiste em dois eletrodos imersos em um sal 
fundido ou uma solução. Uma bateria ou qualquer fonte de corrente elétrica 
age como bomba de elétrons dentro de um eletrodo e puxando-os do outro 
eletrodo. Analogamente à célula voltaica, no anodo ocorre a reação de 
oxidação e no catodo a redução. O eletrodo da célula eletrolítica, conectado ao 
terminal negativo da fonte de voltagem é o catodo da célula; ele recebe 
elétrons usados para reduzir a espécie. Os elétrons removidos durante o 
processo de oxidação no anodo migram para o terminal positivo da fonte de 
tensão, assim completando o circuito da célula. 
A eletrólise de sais fundidos é um importante processo industrial para a 
produção de metais ativos, como sódio e alumínio. No entanto, devido aos 
altos pontos de fusão das substâncias iônicas, a eletrólise de sais fundidos 
necessita de altas temperaturas. Também é possível realizar a eletrólise em 
solução aquosa do sal, porém a água é parte importante a ser considerada. 
Devemos considerar se a água é oxidada (formando O2) ou reduzida (formando 
H2) no lugar dos íons do sal. Quando eletrolisamos uma solução aquosa de 
NaCl, pelos valores da tabela de potenciais de redução, esperamos que a 
água se oxide. Porém os experimentos mostram que o íon Cl- se oxida no 
lugar da água. Este resultado ocorre por causa da cinética do processo do 
eletrodo; mesmo que a oxidação da água seja termodinamicamente favorecida, 
a energia de ativação para a oxidação do cloreto é mais baixa, logo ela é 
cineticamente favorecida. Este efeito cinético é também identificado de outra 
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forma. É comum encontrarmos que o potencial necessário para que uma 
reação ocorra é consideravelmente maior que o potencial do eletrodo indica. O 
potencial adicional necessário para provocar a eletrólise é chamado 
sobrepotencial (ou sobretensão). No caso da eletrólise da solução aquosa de 
NaCl, o sobrepotencial para a oxidação da água é extremamente elevado e 
Cl2 é então formado. 
 
II. OBJETIVOS 
 
 Nesta aula iremos realizar a eletrólise de diferentes soluções aquosas 
comparando os resultados obtidos com a tabela de potenciais, identificando os 
efeitos da sobretensão nas células eletrolíticas e a influência do material que 
compõe os eletrodos. 
 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1 Eletrólise da água – aparelho de Hoffman. (Demonstração) 
 
corrente
contínua
 
 
(g)O +(g)H 2 O(l)H 2 22contínua corrente2  → 
 
 Apresente as semi-reações de oxidação e redução da água. 
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 Com o funcionamento do Aparelho de Hoffman como determinar em 
qual eletrodo ocorre formação de H2 ou de O2? 
 Como identificar estes gases? 
 
III.2. Eletrólise de soluções aquosas. 
 
Aparelhagem necessária: Tubo em U, 2 pares de eletrodos, um de 
grafita, outro de cobre e fonte de corrente contínua. 
 
Procedimento: Encher o tubo em U com a solução a ser eletrolisada, 
colocar os eletrodos e conectá-los com a fonte de corrente contínua. Deixar o 
sistema ligado por algum tempo e anotar todos os fenômenos observados. 
Explicar para cada solução eletrolisada as reações que ocorrem no ânodo e no 
cátodo, usando a tabela de potenciais padrão em anexo. 
1. Quando a mesma solução for eletrolisada