Semana 5 Química Experimental

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Licenciatura em Ciências - UNIVESP 
Disciplina 
 
QUÍMICA EXPERIMENTAL - QHQ001 
 
Bimestre 14 
PROTOCOLO DE EXPERIMENTO 
 
Nome: Cícero Francisco dos Santos, nº: 1400475 turmas: 4GM1 Data: 03/12/2017 
 
FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
 
Introdução: 
A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867, pelos 
cientistas norugueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-
1900). Foi enunciada da seguinte forma: 
“ A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das 
concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes 
experimentalmente determinados.” 
A velocidade das reações químicas é alterada principalmente por variações na 
superfície de contato, na concentração dos reagentes, na temperatura e pelo uso de 
catalisadores. Velocidade de uma reação química pode depender de variáveis: 
• Concentração 
• Pressão 
• Temperatura 
• Presença de catalisador 
Pode-se otimizar velocidade da reação: escolha adequada de condições. Estudo 
das velocidades de reação: compreensão dos mecanismos (análise em uma sequência 
de etapas elementares). 
A velocidade média de uma reação química é determinada em função dos 
reagentes ou em função dos produtos. Basta usar a seguinte fórmula: 
 
 
 
 
 
 
 
Reação de ordem zero em um reagente: variação da concentração daquele 
reagente não produz nenhum efeito na velocidade. 
Reação de 1ª ordem: ao dobrar a concentração, a velocidade dobra. 
[ ] [ ]0AlnAln +−= ktt
 
Reação de ordem n: ao dobrar a concentração, a velocidade aumenta de 2n. 
Importante: constante de velocidade não depende da concentração. 
Para reação de 2a ordem com apenas um reagente: 
[ ] [ ]0A
1
A
1
+= kt
t
 
 
 
 
 
 
Materiais: 
• 3 béqueres de 100 mL 
• 3 béqueres de 50 mL 
• 3 vidros de relógio 
• misturador plástico 
• tesoura sem ponta 
• 2 ½ comprimidos de 
Sonrisal® 
• placa plástica branca 
• linha 
• 3 pregos 
• papel toalha 
• esponja de aço 
• potinho 
• conta-gotas 
• ácido ascórbico em pó 
• solução de sulfato de cobre (CuSO4) 1,0 mol/L 
• solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L 
• solução de sulfato de cobre 0,01 mol/L 
• água oxigenada (H2O2) 10 volumes 
• dióxido de manganês (MnO2) 
• batata crua 
• berinjela (providenciar) 
• água gelada, quente e na temperatura ambiente 
• bastão de madeira (providenciar) 
 
Procedimento: 
1 - Temperatura 
Em cada béquer de 100 mL, colocar água até a marca de 50 mL de acordo com 
a temperatura: no primeiro quente, no segundo à temperatura ambiente e no terceiro 
gelada. 
Adicionar simultaneamente, em cada béquer, ½ comprimido de Sonrisal®. 
Observar e comparar a ordem em que terminam as reações nos três béqueres, 
registrando na tabela. 
 
 
2 - Superfície de Contato 
Utilizando papel toalha, limpar 2 béqueres de 100 mL e colocar água até a 
marca de 50 mL. 
Em um potinho, triturar ½ comprimido de Sonrisal® com o auxílio do bastão de 
madeira. 
Adicionar simultaneamente em um dos béqueres, ½ comprimido de Sonrisal® 
sem triturar e ao outro ½ comprimido de Sonrisal® triturado. 
 
3 - Concentração 
Em três béqueres de 50 mL colocar 20 mL de solução de sulfato de cobre, 
conforme a sequência: 
a)1,0 mol/L no primeiro; 
b) 0,1 mol/L no segundo 
c) 0,01 mol/L no terceiro. 
Mergulhar em cada béquer, ao mesmo tempo, um prego amarrado a um pedaço 
de linha e deixá-los mergulhados por aproximadamente 60 segundos. 
A seguir, retirar os pregos puxando-os pela linha e colocá-los sobre a placa 
plástica branca tomando o cuidado de não os misturar. Comparar os três pregos e 
anotar suas observações. 
Como a concentração da solução influenciou na velocidade da reação? 
Após o experimento, limpe os pregos retirando a camada de cobre com auxílio da esponja de aço. 
 
4 – Catalisador 
Em um vidro de relógio colocar 10 gotas de água oxigenada e em um outro vidro 
de relógio uma fatia fina de batata crua, cortada no momento do experimento. 
Gotejar de três a cinco gotas de água oxigenada sobre a batata. Depois de 
alguns segundos, o que você observou? 
Peça ao professor para colocar, utilizando o misturador plástico, uma pequena 
porção de dióxido de manganês no vidro de relógio que continha apenas água 
oxigenada. Anotar suas observações e explicar o que ocorreu. 
Como o catalisador influenciou na velocidade da reação? Identificar o catalisador 
nesse experimento. 
 
5 – Inibidor 
Cortar uma fatia do meio da berinjela e colocá-la sobre o vidro de relógio. Logo a 
seguir, espalhar ácido ascórbico na metade da superfície da berinjela e deixar em 
repouso por alguns minutos. 
 
Cálculos/Questões/Tabelas: 
1. Com os resultados dos experimentos realizados, resuma como cada fator estudado 
influenciou na velocidade das reações. 
 
2. Considerando os conhecimentos adquiridos durante o experimento, responda 
novamente à questão prévia. 
 
3. Responda como a temperatura influência na velocidade da reação? 
 
4. Em qual caso a reação terminou primeiro? 
 
5. Qual sua conclusão sobre a influência da superfície de contato na velocidade da 
reação? 
 
Desenhos/Esquemas/Ilustrações: 
 
 
Riscos/Precauções/Segurança: 
Deve-se tomar cuidado ao manusear objetos cortantes e quente afim de evitar 
acidentes. Nunca beber ou provar qualquer produto derivados de experiências 
químicas. 
Mantenha total atenção sobre o que está sendo manipulado. 
Não retorne os reagentes aos frascos originais, mesmo que não tenha sido 
usado a menos que isso seja autorizado. 
REFERÊNCIAS. 
Aulas 3 e 4 Univesp – Licenciatura em Química –Fisico-Química II - 2017. 
 
DIAS, Dirceu Donizetti; ARROIO, Agnaldo. Aprendizagem mediada por gêneros do 
discurso escolar-científico–Projeto, desenvolvimento e utilização de material 
instrucional em sala de aula de química. Química Nova na Escola, v. 33, n. 2, p. 105-
114, 2011. 
 
GONÇALVES, Sérgio Antônio. CONSERLHO REGIONAL DE QUÍMICA – IV REGIÃO 
(SP): Minicursos 2012 (Gestão de Produtos Químicos), Santos e Sorocaba, ago/set de 
2012. 
 
Maxi educa - Facilite os conceitos de Cinética química e suas reações. Disponível em: 
< http://blog.maxieduca.com.br/cinetica-quimica-reacoes/>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
Mundo Educação - Cálculo da Velocidade Média de uma Reação. Disponível em: 
<http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/calculo-velocidade-media-uma-
reacao.htm>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
Texto-base - Experimentação no ensino médio de química: a necessária busca da 
consciência ético-ambiental no uso e descarte de produtos químicos – um estudo de 
caso | Roberto Ribeiro da Silva e Patrícia Fernandes Lootens Machado 
 
Texto de apoio (livro impresso) - HIRATA, M. H.; FILHO, J. M.; HIRATA, R. D. C. 
Manual de Biossegurança. Barueri: Manole, 2017. P 77-118. 
PRÉ-RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 
 
Nome: Cícero Francisco dos Santos, nº: 1400475 turmas: 4GM1 Data: 03/12/2017 
 
FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
 
O conceito envolvido no experimento é da cinética química que é o ramo da 
química que estuda a rapidez das reações químicas, bem como os fatores que a 
influenciam. A rapidez, ou velocidade, de uma reação química indica a variação da 
quantidade de reagentes e produtos com o passar do TEMPO. O estudo da cinética é 
sem dúvida de grande importância na nossa vida cotidiana, já que muitas reações 
químicas de interesse industrial podem ser aceleradas, gastando menos tempo para 
ocorrerem e, portanto, tornando o processo mais econômico. 
A teoria cinético-corpuscular da matéria defende que toda a matéria é 
constituída por pequenos corpúsculos (átomos, moléculas ou iões) que se encontram 
em constante movimento. Uma reação química acontece quando esses corpúsculos 
chocam unscom os outros provocando um rearranjo dos átomos e a formação de 
novas substâncias (os produtos de reação). A estes choques chamam-se choques 
eficazes. 
Um exemplo de uma reação genérica que mostra essa formação do complexo 
ativado abaixo: 
 
 
Note que quando ocorre o choque eficaz, forma-se momentaneamente o complexo 
ativado, no qual as ligações entre os átomos AB e XY estão se rompendo e as ligações que 
uniram os átomos nas moléculas AX e YB estão se formando. 
O experimento mostra que fatores como: Temperatura, Superfície de contato, 
Concentração, Catalisador e Inibidor podem alterar significativamente a velocidade com 
que a reação acontece aumento ou diminuindo o seu tempo. 
O experimento tem como objetivo verificar os fatores que influenciam na 
velocidade das reações químicas. 
O experimento testa conceitos previamente visto, que visa verificar o que está 
acontecendo com o comprimido Sonrisal®, este posto a diferentes temperaturas dentro 
da água e de diferentes modos, tende a se comportar conforme teorias e leis da 
cinética química. 
Assim com anotações de diversas sequencias é possível questionar o porquê 
dado experimento com fator diferente tende a ser mais ou menos rápido que outros. 
É possível então criar hipóteses sobre questão futura de qual é o resultado 
esperado para uma mudança no estado dos reagente e temperatura. Isto criando 
gráficos que poderão auxiliar o comportamento e utilizando formulas e equações que 
definem o conceito de velocidade cinética das reações químicas. 
As limitações para podermos criar hipóteses será pela quantidade de 
experimentos feitos utilizando os fatores em proporções diferentes e misturados. Assim 
podendo criar caminhos diversos para chegar a um mesmo resultado fazendo 
experimentos de formas diferentes. 
 
REFERÊNCIAS. 
Aulas 3 e 4 Univesp – Licenciatura em Química –Fisico-Química II - 2017. 
 
DIAS, Dirceu Donizetti; ARROIO, Agnaldo. Aprendizagem mediada por gêneros do 
discurso escolar-científico–Projeto, desenvolvimento e utilização de material 
instrucional em sala de aula de química. Química Nova na Escola, v. 33, n. 2, p. 105-
114, 2011. 
 
Maxi educa - Facilite os conceitos de Cinética química e suas reações. Disponível em: 
< http://blog.maxieduca.com.br/cinetica-quimica-reacoes/>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
Mundo Educação - Cálculo da Velocidade Média de uma Reação. Disponível em: 
<http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/calculo-velocidade-media-uma-
reacao.htm>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
SOQ-Portal de Química - LEI DE GULDBERG E WAAGE. Disponível em: < 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p7.php>. Acessado em: 
04/12/2017. 
PROTOCOLO DE EXPERIMENTO 
 
Nome: Cícero Francisco dos Santos, nº: 1400475 turmas: 4GM1 Data: 03/12/2017 
 
REATIVIDADES DE METAIS 
 
Introdução: 
 Eletroquímica é o ramo da química que trata da conversão da energia elétrica 
em energia química e vice-versa. Processos eletroquímicos: envolvem reação redox. 
Energia liberada por uma reação espontânea: convertida em eletricidade ou 
eletricidade é utilizada para forçar a ocorrência de uma reação química não 
espontânea. 
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. Reações eletroquímicas são elétrons transferidos de 
uma espécie para outra. Veja a seguinte equação: 
 
 
Nesta reação 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. 
As reações de oxirredução (oxidação e redução) também estão presentes no 
cotidiano, como na oxidação do ferro (formação da ferrugem), redução de minérios 
metálicos para a produção de metais, formação do aço, corrosão de navios, etc. 
 
 
 
 
 
A reatividade dos metais está ligada à eletropositividade, isto é, a tendência que 
o metal possui de perder elétrons. Quanto mais reativo o metal for, maior será a sua 
eletropositividade. Assim as reações de simples troca também são reações de 
oxidorredução, ou seja, reações em que há transferência de elétrons. Todavia, se o 
metal for mais reativo, ele transferirá elétrons para o cátion do outro metal e a reação 
ocorrerá. Mas se o elemento metálico for menos reativo, ele não conseguirá transferir 
elétrons, tendo em vista que a tendência de doar elétrons do outro metal é maior, e a 
reação não ocorrerá. 
Assim, uma forma de descobrir se uma reação de oxirredução ocorrerá é por 
observar a reatividade dos metais. Por meio de experimentos, chegou-se à seguinte fila 
de reatividade dos metais, também chamada de fila das tensões eletrolíticas: 
 
 
 
Materiais: 
• placa de teste 
• Colherinha 
• tabela plastificada de reatividade dos 
metais 
• raspas de cobre (Cu), ferro (Fe), zinco 
(Zn), magnésio (Mg) e alumínio (Al) 
• solução de ácido clorídrico (HCl) 6 mol/L* 
• frascos conta-gotas com soluções 1 
mol/L de: 
- cloreto de magnésio (MgCl2) 
- sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) 
- sulfato de zinco (ZnSO4) 
- sulfato de cobre (CuSO4) 
- cloreto ferroso (FeCl2) 
 
Procedimento: 
Colocar ¼ de espátula de raspas de magnésio em cada cavidade da 1ª coluna 
da placa de teste. Repetir o procedimento colocando raspas de alumínio na 2ª coluna e 
assim sucessivamente, como indicado na tabela. 
Colocar 4 gotas de solução de cloreto de magnésio nas cavidades da 1ª linha da 
placa teste como mostra a tabela ao lado. 
Observar e anotar na tabela a seguir o símbolo (X) caso tenha ocorrido a 
reação. 
Repetir o procedimento colocando solução de sulfato de alumínio na 2ª linha. 
Observar a ocorrência da reação e anotar. Completar a tabela repetindo o 
procedimento com as soluções restantes. 
 
Calculo da atividade de uma reação: 
 Atividade (a): medida do potencial químico de uma solução ou uma medida real 
(ou mais exata) da concentração de uma solução. 
 Potencial químico de um soluto em solução real: 
 
 Relação entre atividade e molalidade, b: 
 γ = coeficiente de atividade estado padrão: solução hipotética de molaridade b° = 
1 mol/kg 
 
 
Tabelas: 
 
 
 
Questões: 
Que evidência você utilizou para avaliar a ocorrência ou não de reação? 
1. Qual dos metais reagiu com todas as soluções? 
 
2. Escrever a equação química para cada reação que ocorreu no experimento, 
indicando os agentes redutores e oxidantes. 
 
3. Escrever, em ordem crescente de reatividade, os metais testados no experimento. 
 
4. Consultar a tabela de reatividade dos metais e comparar com seus resultados. 
 
 
Esquemas: 
Esquema ilustrando o sentido da reatividades dos metais. 
 
 
Riscos: 
Soluções concentradas de ácido clorídrico (HCl) são corrosivas e podem causar 
queimaduras graves. O vapor é extremamente irritante para a pele, olhos e sistema 
respiratório. Se ocorrer qualquer contato com o ácido, a área afetada deve ser 
enxaguada com água por 5 minutos; se esse contato envolver o olho, atenção médica 
deve ser procurada enquanto o enxague está sendo feito. 
 
Precauções: 
Deve-se tomar cuidado ao manusear objetos cortantes e quente afim de evitar 
acidentes. Nunca beber ou provar qualquer produto derivados de experiências 
químicas. 
Mantenha total atenção sobre o que está sendo manipulado. 
Não retorne os reagentes aos frascos originais, mesmo que não tenha sido 
usado a menos que isso seja autorizado. 
 
Segurança: 
Instrua as pessoas para que se mantenham a uma distância segura. Use luvas 
de borracha nitrílica, avental, óculos de proteção e aparelho de respiração se 
necessário. Cubra o líquido derramadocom uma mistura 1:1:1 por peso de carbonato 
de sódio ou carbonato de cálcio, areia de gato de argila (bentonita) e areia. Quando o 
ácido hidroclórico tiver sido absorvido, transfira a mistura para dentro de um recipiente 
e transporte para a capela. Bem lentamente adicione a mistura a um balde de água fria. 
Neutralize se necessário com carbonato de cálcio. Decante a solução no ralo. 
Trate o resíduo sólido como lixo normal. 
Use luvas de borracha nitrílica, avental, óculos de proteção e aparelho de 
respiração autônoma caso necessário. Na capela, lentamente adicione o ácido 
hidroclórico a um balde de água fria (pelo menos diluição de 1:10 de ácido para água é 
sugerido). Carbonato de sódio ou de cálcio é então adicionado lentamente até a 
neutralização estar completa. Lave a solução resultante no ralo. Qualquer resíduo 
sólido pode ser tratado como lixo normal. 
 
REFERÊNCIAS. 
Aulas 3 e 4 Univesp – Licenciatura em Química –Fisico-Química II - 2017. 
 
DIAS, Dirceu Donizetti; ARROIO, Agnaldo. Aprendizagem mediada por gêneros do 
discurso escolar-científico–Projeto, desenvolvimento e utilização de material 
instrucional em sala de aula de química. Química Nova na Escola, v. 33, n. 2, p. 105-
114, 2011. 
 
GONÇALVES, Sérgio Antônio. CONSERLHO REGIONAL DE QUÍMICA – IV REGIÃO 
(SP): Minicursos 2012 (Gestão de Produtos Químicos), Santos e Sorocaba, ago/set de 
2012. 
 
Maxi educa - Facilite os conceitos de Cinética química e suas reações. Disponível em: 
< http://blog.maxieduca.com.br/cinetica-quimica-reacoes/>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
Mundo Educação - Cálculo da Velocidade Média de uma Reação. Disponível em: < 
http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm>. 
Acessado em: 04/12/2017. 
 
Texto-base - Experimentação no ensino médio de química: a necessária busca da 
consciência ético-ambiental no uso e descarte de produtos químicos – um estudo de 
caso | Roberto Ribeiro da Silva e Patrícia Fernandes Lootens Machado 
 
Texto de apoio (livro impresso) - HIRATA, M. H.; FILHO, J. M.; HIRATA, R. D. C. 
Manual de Biossegurança. Barueri: Manole, 2017. P 77-118. 
PRÉ-RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 
 
Nome: Cícero Francisco dos Santos, nº: 1400475 turmas: 4GM1 Data: 03/12/2017 
 
FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
 
As equações que representam as reações de oxirredução podem ser 
balanceadas usando o método íon-elétron. Essas reações envolvem a transferência de 
elétrons de um agente redutor para um agente oxidante. Usando compartimentos 
separados, tais reações podem ser usadas para gerar elétrons em um arranjo 
denominado célula galvânicas. 
Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e 
aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com 
menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons 
para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações 
espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons 
para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea. 
Quando alguns metais são colocados em contato com uma solução de ácido 
clorídrico concentrado pode ocorrer ou não liberação de bolhas de gás hidrogênio e a 
velocidade com que essas bolhas se formam dão uma idéia da reatividade do metal 
com o ácido. 
O objetivo é construir uma pequena fila de reatividade de metais e mostrar que o 
poder oxidante ou redutor de cátions metálicos é relativo (comparativo). 
O experimento tem como propósito provar que na reação há deslocamento de 
íons segundo a reatividade química da tabela apresenta de potencia de oxirredução 
apresenta logo abaixo: 
 
 
Podemos então a partir da fila de reatividade dos metais prever a ocorrência de 
algumas reações de deslocamentos. E partindo para selecionar quais serão os metais 
melhores para serem oxidados ou reduzidos. Utilizando ácida como ponte salinas. 
Assim nessa experiência aprendemos a preparar soluções e escolher e 
reconhecer quais metais mais adequados para utilizar em experiências de oxirredução.
REFERÊNCIAS. 
Aulas 7 e 8 Univesp – Licenciatura em Química –Fisico-Química II - 2017. 
 
DIAS, Dirceu Donizetti; ARROIO, Agnaldo. Aprendizagem mediada por gêneros do 
discurso escolar-científico–Projeto, desenvolvimento e utilização de material 
instrucional em sala de aula de química. Química Nova na Escola, v. 33, n. 2, p. 105-
114, 2011. 
 
Maxi educa - Facilite os conceitos de Cinética química e suas reações. Disponível em: 
< http://blog.maxieduca.com.br/cinetica-quimica-reacoes/>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
Mundo Educação - Cálculo da Velocidade Média de uma Reação. Disponível em: 
<http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/calculo-velocidade-media-uma-
reacao.htm>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
SOQ-Portal de Química - LEI DE GULDBERG E WAAGE. Disponível em: < 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p7.php>. Acessado em: 
04/12/2017. 
 
Victor, Nehmi Química Físico-Quimica Vol.2. 2º edição São Paulo Editora Ática, 1995. 
PROTOCOLO DE EXPERIMENTO 
 
Nome: Cícero Francisco dos Santos, nº: 1400475 turmas: 4GM1 Data: 03/12/2017 
 
PILHA DE DANIELL 
 
Introdução: 
Na última década assistiu-se a um aumento da demanda de aparelhos eletro-
eletrônicos, ficando difícil imaginarmos a civilização moderna sem o conforto e as 
facilidades da energia elétrica. 
Mas quando foi que o Homem aprendeu a gerar corrente elétrica (fluxo contínuo 
de cargas elétricas)? Será que a pilha elétrica teve alguma importância no 
desenvolvimento da ciência da eletricidade ou foi apenas uma conseqüência de uma 
ciência já estabelecida? E o que é que a química tem a ver com a eletricidade? 
O desenvolvimento da eletricidade foi iniciado por Giuseppe Volta (1745-1827), 
professor de física na universidade de Pávia (Itália), cujos estudos originaram-se de 
uma controvérsia entre ele e seu compatriota Luigi Galvani (1737-1798), professor de 
anatomia na Universidade de Bolonha (Itália). 
Este último havia descoberto, que quando se tocava simultaneamente as 
extremidades de uma perna dissecada de uma rã, com dois metais diferentes, o 
músculo da perna se contraía, concluindo então que tal efeito era devido ao músculo, 
que possuía “eletricidade animal”. 
Entretanto, em 1793, Volta percebeu que se a placa e o metal fossem 
constituídos de mesmo material os músculos da rã não se contraíam. Então, Volta 
descarta a hipótese de estímulo mecânico e propõe a idéia de circuito formado a partir 
de uma solução eletrolítica em contato com dois eletrodos. 
Em 1800, Volta construiu a primeira pilha elétrica, atualmente a pilha galvânica 
ou voltaica, que era constituída de uma série de discos de zinco e coberto empilhado e 
separado alternadamente por pedaços de feltro embebido em ácido sulfúrico diluído 
que possibilitava o movimento de cargas elétricas através de um condutor. 
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell (1790-1845) modificou a pilha 
de Volta, utilizando, ao invés de soluções ácidas, soluções de sais, tornando assim a 
experiência menos perigosa. A pilha de Daniell funciona a partir de dois eletrodos 
interligados onde cada eletrodo é um sistema constituído por um metal imerso em uma 
solução aquosa de um sal formado pelos cátions desse metal. 
Daniell percebeu que se fizesse uma interligação entre dois eletrodos de metais 
diferentes, o metal mais reativo, iria transferir seus elétrons para o cátion do metal 
menos reativo em vez de transferi-los para seus próprios cátions em solução. 
Sempre que metais de reatividades diferentes são imersos em soluções que 
contêm íons, é possível observar que no sistema se estabelece um circuito elétrico e o 
sentido da movimentação dos elétrons é do metal mais reativo – o redutor - para o 
menos reativo - o oxidante.Como o zinco metálico é mais reativo que o cobre, se os eletrodos de zinco e de 
cobre forem interligados através de um fio condutor, o zinco metálico irá transferir seus 
elétrons para o cátion cobre, Cu2+ (aq), em vez de transferi-los para o cátion zinco, 
Zn2+ (aq). 
 
Deste modo se estabelece uma passagem de corrente elétrica pelo fio condutor 
que poderá ser detectada ao adaptar uma lâmpada a este fio e interligarmos os 
eletrodos. 
 
Materiais: 
• Lâmpada pingo d’agua com soquete 
• 1 béquer de 100 mL 
• recipiente cerâmico 
• 2 béqueres de 50 mL 
• calculadora 
• 1 condutor elétrico preto (fio) 
• 1 condutor elétrico vermelho (fio) 
• lâmina de zinco 
• lâmina de cobre 
• solução de sulfato de zinco (ZnSO4)1 
mol/L 
• solução de sulfato de cobre (CuSO4)1 
mol/L 
 
Procedimento: 
Montar a pilha de Daniell da seguinte maneira: Colocar a lâmina de zinco no interior do 
béquer de 100 mL. A seguir, o recipiente cerâmico no interior da lâmina de zinco e 
finalmente a lâmina de cobre dentro do recipiente cerâmico. O sistema obtido deve 
estar de acordo com a figura a seguir. 
 
 
Com o auxílio de um béquer, colocar 30 mL de solução de sulfato de cobre 
(CuSO4) no interior do recipiente cerâmico. 
Utilizando o outro béquer, colocar 30 mL de solução de sulfato de zinco (ZnSO4) 
entre a lâmina de zinco e o béquer. 
Conectar o fio vermelho na lâmina de cobre e o fio preto na lâmina de zinco, 
tomando o cuidado de não deixar os pinos jacaré em contato com as soluções. 
Conectar as outras extremidades na lâmpada e observar. 
Substituir a lâmpada pela calculadora, conectando o fio vermelho ao pólo 
positivo e o fio preto ao polo negativo da calculadora. 
 
Questões: 
1. Escrever as semi-equações de redução e oxidação para cada uma das semipilhas 
deste experimento e a equação global da reação da pilha. 
 
2. Qual a utilidade do recipiente cerâmico no experimento? 
 
3. No seu ponto de vista, por que não se deve imergir o pino jacaré na solução? 
4. Qual a convenção de cores para indicar o pólo positivo de uma pilha? E o pólo 
negativo? 
 
5. Sabendo-se que os potenciais padrão de redução do zinco e ferro são 
respectivamente, - 0,76V e +0,34V, calcular a f.e.m. dessa pilha. 
 
6. Considerando os conhecimentos adquiridos durante o experimento, responder 
novamente a questão prévia. 
 
Equação: 
 A equação da reação global dessa pilha de Daniell pode ser dada por: 
Semirreação do ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e- 
Semirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s) 
Reação Global da Pilha: Cu2+(aq) + Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + Cu( s) 
 
A convenção mundial de representação das pilhas é feita com base na seguinte ordem: 
 
Notação química para representação das pilhas 
 
Seguindo essa notação química, a representação da pilha de Daniell é dada por: 
Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu 
 
Desenhos/Esquemas/Ilustrações: 
 
 
Riscos: 
Soluções concentradas de ácido clorídrico (HCl) são corrosivas e podem causar 
queimaduras graves. O vapor é extremamente irritante para a pele, olhos e sistema 
respiratório. Se ocorrer qualquer contato com o ácido, a área afetada deve ser 
enxaguada com água por 5 minutos; se esse contato envolver o olho, atenção médica 
deve ser procurada enquanto o enxague está sendo feito. 
As reações são exotérmicas com liberação de calor, pode ocorrer de forma 
violenta ou até exolosiva. 
Nunca misture ácidos concentrados com bases concentradas! 
 
Precauções: 
Mantenha total atenção sobre o que está sendo manipulado. 
Não retorne os reagentes aos frascos originais, mesmo que não tenha sido 
usado a menos que isso seja autorizado. 
Cuidado com risco de choque, pois há corrente elétrica no circuito depois de 
montada. 
Após realizar o procedimento anterior, desconecte os fios da fonte de 
alimentação e ligue-os no voltímetro. 
 
 
Segurança: 
Utilize equipamentos EPI de proteção contrachoques elétricos. Medidor de 
tensão para verificar se o circuito está conduzindo. 
 
REFERÊNCIAS. 
Aula 12 Univesp – Licenciatura em Química –Fisico-Química II - 2017. 
 
DIAS, Dirceu Donizetti; ARROIO, Agnaldo. Aprendizagem mediada por gêneros do 
discurso escolar-científico–Projeto, desenvolvimento e utilização de material 
instrucional em sala de aula de química. Química Nova na Escola, v. 33, n. 2, p. 105-
114, 2011. 
 
GONÇALVES, Sérgio Antônio. CONSERLHO REGIONAL DE QUÍMICA – IV REGIÃO 
(SP): Minicursos 2012 (Gestão de Produtos Químicos), Santos e Sorocaba, ago/set de 
2012. 
 
Manual da Química – Pilha de Daniell. Disponível em: < http://manualdaquimica 
.uol.com.br/fisico-quimica/pilha-daniell.htm>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
Mundo Educação - Cálculo da Velocidade Média de uma Reação. Disponível em: < 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/pilha-daniell.htm>. Acessado em: 
04/12/2017. 
 
Texto-base - Experimentação no ensino médio de química: a necessária busca da 
consciência ético-ambiental no uso e descarte de produtos químicos – um estudo de 
caso | Roberto Ribeiro da Silva e Patrícia Fernandes Lootens Machado 
 
Texto de apoio (livro impresso) - HIRATA, M. H.; FILHO, J. M.; HIRATA, R. D. C. 
Manual de Biossegurança. Barueri: Manole, 2017. P 77-118. 
 
PRÉ-RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 
 
Nome: Cícero Francisco dos Santos, nº: 1400475 turmas: 4GM1 Data: 03/12/2017 
 
PILHA DE DANIELL 
 
Alessandro Volta (1745-1827), físico italiano, repetiu os experimentos de outro 
físico italiano, Luigi Galvani (1737-1798), concluindo que as contrações da perna de 
uma rã se deviam ao contato entre dois metais diferentes e que o tecido animal atuava 
como um sensor de eletricidade, detectando uma corrente de fraca intensidade. Volta 
detectou em um eletrômetro uma corrente elétrica ao pôr em contato lâminas de prata 
e zinco superpostas. Em seguida, empilhou diversos discos desses metais, separados 
por um papelão umedecido com solução salina. Ele notou que as tensões elétricas se 
somavam, surgindo assim a primeira pilha elétrica. Volta aumentou a intensidade da 
corrente elétrica substituindo os discos de prata por discos de cobre. 
Em 1800, Volta construiu a primeira pilha elétrica, atualmente a pilha galvânica 
ou voltaica, que era constituída de uma série de discos de zinco e cobre empilhados e 
separados alternadamente por pedaços de feltro embebido em ácido sulfúrico diluído 
que possibilitava o movimento de cargas elétricas através de um condutor. 
A evolução da pilha desde seus primeiros modelos até a situação atual se deu 
em um período de 200 anos. Ao longo desse tempo, alguns sistemas ganharam 
importância, seja por motivos históricos ou pelo uso consagrado em diversas 
aplicações no cotidiano. 
Nesse experimento irá se verificar e recriar um modelo da Pilha de Daniel e 
observá-la quais serão as reações que ocorrerão ao decorrer do tempo, conforme as 
placas vão reagindo, formando assim uma corrente elétrica no mesmo. Observando no 
mesmo possui ma ddp. 
Percebe-se que com a transferência de ions de um lado para outro faz com que 
seja depositado matéria em um dos lados, o que prediz que a pilha de Daniell não irá 
dura para sempre. O que temos que ter em mente que a reação não acontece de uma 
única vez e que todas as semi reações possíveis presentes na solução, e escrevê-las 
com os respectivos valores dos potenciais padrão de redução. E verificar a corrosão 
que é uma reação de oxidação de um metal pela ação do meio ambiente. 
O propósito é verificar que a atividade experimental é de suma importância para 
o aprendizado, que o funcionamento das pilhas e o total de energia gerado por elas 
dependendo do material que foi utilizado para sua construção. Distinguir qual lado é 
polo negativo e positivo da pilha. 
Podemos tirar hipóteses se fizermos o experimento utilizando um conjunto de 
pilhas associadasem paralelo disponibiliza uma corrente maior e que dura mais tempo 
e verificar com o professor como feito a associação em paralelo. 
REFERÊNCIAS. 
Aula 12 Univesp – Licenciatura em Química –Fisico-Química II - 2017. 
 
DIAS, Dirceu Donizetti; ARROIO, Agnaldo. Aprendizagem mediada por gêneros do 
discurso escolar-científico–Projeto, desenvolvimento e utilização de material 
instrucional em sala de aula de química. Química Nova na Escola, v. 33, n. 2, p. 105-
114, 2011. 
 
GONÇALVES, Sérgio Antônio. CONSERLHO REGIONAL DE QUÍMICA – IV REGIÃO 
(SP): Minicursos 2012 (Gestão de Produtos Químicos), Santos e Sorocaba, ago/set de 
2012. 
 
Manual da Química – Pilha de Daniell. Disponível em: < http://manualdaquimica 
.uol.com.br/fisico-quimica/pilha-daniell.htm>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
Mundo Educação - Cálculo da Velocidade Média de uma Reação. Disponível em: < 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/pilha-daniell.htm>. Acessado em: 
04/12/2017. 
 
Texto-base - Experimentação no ensino médio de química: a necessária busca da 
consciência ético-ambiental no uso e descarte de produtos químicos – um estudo de 
caso | Roberto Ribeiro da Silva e Patrícia Fernandes Lootens Machado 
 
Texto de apoio (livro impresso) - HIRATA, M. H.; FILHO, J. M.; HIRATA, R. D. C. 
Manual de Biossegurança. Barueri: Manole, 2017. P 77-118. 
PROTOCOLO DE EXPERIMENTO 
 
Nome: Cícero Francisco dos Santos, nº: 1400475 turmas: 4GM1 Data: 05/12/2017 
 
GALVANIZAÇÃO: PROTEGENDO METAIS – DEPOSIÇÃO ESPONTÂNEA E 
NÃOESPONTÂNEA 
 
Introdução: 
O ferro e o aço são materiais muito utilizados na produção de peças metálicas. 
Essas peças com o tempo acabam se oxidando, a indústria então criou métodos para 
retardar essa oxidação uma delas é a galvanização que é técnica em que metais 
menos nobres são revestidos por outros metais mais nobres. No entanto, além do ouro, 
a galvanoplastia pode revestir metais com cromo, prata, ródio e zinco também, 
conferindo brilho e ótimo acabamento para as peças, o processo ainda garante maior 
resistência à corrosão 
O processo eletrolítico que consiste em revestir superfícies de peças metálicas 
com outros metais, mais nobres. Esse processo tem por objetivo proteger uma peça de 
metal da corrosão, bem como conferir melhor acabamento estético ou decorativo à 
mesma. Podemos definir Revestimento Galvânico como a tecnologia responsável pela 
transferência de íons metálicos de uma dada superfície sólida ou meio líquido 
denominado eletrólito, para outra superfície, seja ela metálica ou não. 
O termo galvanização nasceu da descoberta do cientista Luigi Galvani (1757 - 
1798) que consiste em aplicar uma camada de Zinco a um metal a fim de protegê-lo 
contra a corrosão. Trata-se de um dos mais antigos processos industriais, que surgiu 
com a necessidade de obterem -se características físico-químicas diferentes das dos 
materiais utilizados para confecção de diferentes tipos de peças e equipamentos. 
Existem diferentes tipos de galvanização, como: a frio, a fogo, eletrolítica. Sendo 
um dos mais antigos e eficazes a zincagem por imersão a quente, ou galvanização a 
fogo. O principal objetivo deste processo é impedir o contato da material base, o aço 
(liga Ferro Carbono), com o meio corrosivo. 
Os objetivos cuja superfície será revestida deve estar ligado ao pólo negativo de 
uma fonte de energia, o cátodo onde ocorrerá a redução do metal que será depositado 
na superfície, enquanto o metal que sofre a oxidação deve ser ligado a um pólo 
positivo, o ânodo. No processo, as reações não são espontâneas. É necessário 
fornecer energia elétrica para que ocorra a deposição dos elétrons (eletrólise). Trata -
se então de uma eletrodeposição na qual uma corrente contínua passa pelos eletrodos, 
fazendo com que o metal que dá o revestimento seja ligado ao pólo positivo. A 
proteção catódica é a proteção de um metal contra a corrosão pelo contato elétrico com 
outro metal que se oxida mais facilmente. O metal que é oxidado enquanto protege o 
catodo é chamado de ânodo de sacrifício. 
 
Materiais: 
 
Procedimento: 
Com o potinho dosador, colocar a solução de sulfato de cobre até a metade do 
volume do potinho. 
Limpar as superfícies do prego e da lâmina de zinco (eletrodos) com esponja de 
aço e finalmente com papel absorvente. 
Encaixar os eletrodos na tampa do potinho e deixar por aproximadamente 15 
segundos. 
Após este tempo, retirar a tampa com os eletrodos, observar e anotar. 
Lavar os eletrodos com água e secar cuidadosamente com papel absorvente. 
Colocar solução de sulfato de cobre no outro potinho, encaixar a tampa com 
eletrodos do experimento anterior e deixar aproximadamente 30 segundos. 
• 2 potinhos 
• 1 tampa 
• 2 potinhos dosadores 
• esponja de aço 
• papel absorvente 
• bateria de 9V 
• lâmina de zinco (eletrodo de zinco) 
• prego (eletrodo de ferro) 
• solução de sulfato de cobre (CuSO4) 0,5 mol/L 
• solução de sulfato de zinco (ZnSO4) 0,01 mol/L 
• 2 fios jacaré/jacaré 
A seguir, retirar a tampa com os eletrodos, observar e anotar. 
Recolocar a tampa com eletrodos, conectando por meio dos fios o pólo positivo 
da pilha ao eletrodo de zinco e o pólo negativo ao eletrodo de ferro e deixar por 
aproximadamente 30 segundos. 
Desconectar a bateria, retirar a tampa com eletrodos da solução de sulfato de 
zinco, observar e anotar. 
 
Cálculos/Questões/Tabelas: 
1. Escrever as equações correspondentes às reações destes experimentos. 
 
2. As reações são espontâneas? Justifique? 
 
3. Você poderia prever o ocorrido ao imergir o prego na solução de sulfato de 
cobre? Justifique. 
 
4. Por quê ocorreu a deposição do cobre sobre o prego (ferro) sem auxílio de 
corrente elétrica ao passo que, para o zinco não ocorreu? 
 
5. Você espera que ocorra deposição de zinco sobre o prego (ferro) sem o 
deposito prévio de cobre? Por quê? 
 
6. Considerando os conhecimentos adquiridos durante o experimento, responda 
novamente a questão prévia. 
 
Desenhos/Esquemas/Ilustrações: 
A galvanoplastia é o processo em que por meio de eletrolise, faz-se um íon se 
reduzir e depositar-se em uma superfície revestindo-a, é utilizado para que as peças 
revestidas tenham melhor aparência (caso das bijuterias, painéis cromados...), para 
proteger de corrosão (como em cascos de navios, colunas de sustentação metálicas de 
pontes), recuperação de peças, alteração de dimensões originais, melhoras resistência 
químicas e físicas. 
Para que a peça seja galvanizada, depois de previamente preparada, é colocada 
no cátodo (pólo negativo) de uma cela eletrolítica, em uma solução que contenha o íon 
do metal que se depositará: 
 
 
 
No caso acima, ocorre a galvanização de uma peça com ouro, o retificador é o 
que fornece a energia necessária, o banho é o eletrólito – solução onde os íons se 
deslocam. 
 
Riscos/Precauções/Segurança: 
Deve-se tomar cuidado ao manusear objetos cortantes e quente afim de evitar 
acidentes. Nunca beber ou provar qualquer produto derivados de experiências 
químicas. 
Mantenha total atenção sobre o que está sendo manipulado. 
Não retorne os reagentes aos frascos originais, mesmo que não tenha sido 
usado a menos que isso seja autorizado. 
Cuidado ao manusear as placas pois há risco de choques elétricos. 
Cuidado com as soluções utilizadas, pois pode cometer queimaduras na pele. 
REFERÊNCIAS. 
Aulas 6, 7 e 8 Univesp – Licenciatura em Química –Fisico-Química II - 2017. 
 
DIAS, Dirceu Donizetti; ARROIO, Agnaldo. Aprendizagem mediada por gêneros do 
discurso escolar-científico–Projeto, desenvolvimento e utilização de material 
instrucional em sala de aula de química. Química Nova na Escola, v. 33, n. 2, p. 105-
114, 2011. 
 
GONÇALVES, Sérgio Antônio. CONSERLHO REGIONAL DE QUÍMICA – IV REGIÃO 
(SP): Minicursos 2012 (Gestão de Produtos Químicos),Santos e Sorocaba, ago/set de 
2012. 
 
Mundo Educação - Galvanoplastia ou Eletrodeposição. Disponível em: < 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/galvanoplastia-ou-eletrodeposicao.htm>. 
Acessado em: 04/12/2017. 
 
Disponível em: < https://www.passeidireto.com/arquivo/5829355/relatorio-5---
revestimento-galvanico>, Acessado em: 04/12/2017. 
 
Texto de apoio (livro impresso) - HIRATA, M. H.; FILHO, J. M.; HIRATA, R. D. C. 
Manual de Biossegurança. Barueri: Manole, 2017. P 77-118. 
 
PRÉ-RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 
 
Nome: Cícero Francisco dos Santos, nº: 1400475 turmas: 4GM1 Data: 03/12/2017 
 
GALVANIZAÇÃO: PROTEGENDO METAIS – DEPOSIÇÃO ESPONTÂNEA E 
NÃO ESPONTÂNEA 
 
O objeto de estudo da eletroquímica é as reações que envolvem a transferência 
de elétrons entre duas espécies químicas, além dos fenômenos envolvidos na 
produção de corrente elétrica a partir de reações de óxido-redução e a utilização de 
corrente elétrica na produção dessas reações. 
Reações de oxirredução consistem em reações químicas muito importantes, 
neste tipo de reação sempre existirá perda e ganho de elétrons. Quando uma 
substância perde algum elétron ocorre à oxidação desta substância e contrariamente a 
isso, a redução refere-se ao recebimento (ganho) de elétrons. A eletroquímica é o 
estudo das relações entre a eletricidade e as reações químicas. As substâncias que 
estão envolvidas em uma reação eletroquímica são caracterizadas pelo seu número de 
elétrons. Cada elemento químico possui um número de oxidação característico, logo 
para se determinar se uma reação é de oxirredução é necessário saber sobre os 
números de oxidação de todos os elementos que estão envolvidos na reação, através 
deste procedimento é possível prever quais elementos variam o estado de oxidação. 
No processo de oxidação o número de oxidação da espécie que se oxida, cresce. Por 
outro lado, durante a redução, o número de oxidação da espécie que se reduz, diminui. 
Em reações de redox a oxidação e a redução devem ocorrer, quando uma substância é 
oxidada, a outra consequentemente deverá é reduzida. 
A Galvanização ou eletrodeposição é todo o processo eletrolítico que consiste 
em revestir superfícies de peças metálicas com outros metais. Este revestimento é 
feito, geralmente, para proteger a peça da corrosão e/ou como acabamento estético. 
Na galvanização utiliza-se dois eletrodos mergulhados numa solução eletrolítica ligados 
a uma fonte de corrente. A peça a ser revestida deve funcionar como cátodo (deve 
estar ligada ao polo negativo da fonte). O ânodo, ligado ao polo positivo da fonte, pode 
ser de um material inerte ou constituído pelo metal que se quer revestir a peça. A 
solução eletrolítica deve conter como eletrólito um sal que contem cátions do mesmo 
metal. 
Um dos principais usos do zinco metálico é a proteção do ferro contra a 
corrosão. O ferro é mergulhado em zinco fundido ou recoberto eletroquimicamente. 
Utilizar a técnica de revestimento em peças metálicas, como alternativa para 
evitar a corrosão. A utilização na indústria tem se aproveitado muito dessa técnica 
protetora de materiais reduzindo assim gastos excessivos e desnecessário na 
manutenção. 
O trabalho expõe técnicas que explora ideias do aluno a descobrir novos 
métodos de galvanização através de conceitos de eletrolises. 
 
 
REFERÊNCIAS. 
Aulas 6, 7 e 8 Univesp – Licenciatura em Química –Fisico-Química II - 2017. 
 
DIAS, Dirceu Donizetti; ARROIO, Agnaldo. Aprendizagem mediada por gêneros do 
discurso escolar-científico–Projeto, desenvolvimento e utilização de material 
instrucional em sala de aula de química. Química Nova na Escola, v. 33, n. 2, p. 105-
114, 2011. 
 
Maxi educa - Facilite os conceitos de Cinética química e suas reações. Disponível em: 
< http://blog.maxieduca.com.br/cinetica-quimica-reacoes/>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
Mundo Educação - Cálculo da Velocidade Média de uma Reação. Disponível em: 
<http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/calculo-velocidade-media-uma-
reacao.htm>. Acessado em: 04/12/2017. 
 
SOQ-Portal de Química - LEI DE GULDBERG E WAAGE. Disponível em: < 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p7.php>. Acessado em: 
04/12/2017.