Apostila de Laboratório de Química Aplicada

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APOSTILA DO 
LABORATÓRIO DE 
QUÍMICA APLICADA À 
ENGENHARIA 
Versão 2012 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Maria Valderez Ponte Rocha 
 
 
 
2012 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO 
DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS 
1 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
 
Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
AULA 01: Normas, Condutas e Segurança no Laboratório de Química Aplicada à 
Engenharia .................................................................................................................... 2 
AULA 02: Experimento 01: Reações de Oxirredução ................................................... 4 
AULA 03: Experimento 02: Determinação do Cloro em Produtos Domésticos por 
Titulometria de Oxirredução ......................................................................................... 9 
AULA 04: Experimento 03: Pilhas ou Células Galvânicas .......................................... 14 
AULA 05: Experimento 04: Potenciometria ................................................................ 20 
AULA 06: Experimento 05: Eletrólise ........................................................................ 31 
AULA 07: Experimento 06: Corrosão I - Tipo de Corrosão......................................... 36 
AULA 08: Experimento 07: Corrosão II – Corrosão em Latas de Aço......................... 41 
AULA 09: Experimento 08: Corrosão III - Influência do Meio Eletrolítico ................. 43 
AULA 10: Experimento 09: Corrosão IV – Proteção Catódica .................................... 47 
AULA 11: Experimento 10: Estrutura dos Materiais ................................................... 53 
AULA 12: Experimento 11: Polímeros – Produção do Polímero Ureia-Formaldeído ... 56 
AULA 13: Experimento 12: Polímeros – Produção do Isopor utilizando Poliestireno .. 61 
AULA 14: Experimento 13: Polímeros – Produção de Poliuretano .............................. 64 
AULA 15: Experimento 14: Polímeros – Identiificação de Polímeros Sintéticos ......... 67 
Modelo de Relatório e Caderno do Laboratório ........................................................... 74 
ANEXO A: Comprovante de Entrega do Caderno de Laboratório ou Relatório............78 
ANEXO B: Tabela de Potenciais de Redução em meio aquoso a 25 °C........................79 
ANEXO C: Tabela Periódica..........................................................................................80 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
AULA 01 
NORMAS, CONDUTAS E SEGURANÇA NO LABORATÓRIO DE 
QUÍMICA APLICADA À ENGENHARIA 
 
Um laboratório de Química é um local onde são manipuladas substâncias tóxicas, 
inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no laboratório passa 
pela obediência a certas normas. A seguir encontram-se algumas normas que deverão 
ser observadas e seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas de 
Laboratório de Química Aplicada à Engenharia: 
 
- O prazo de TOLERÂNCIA para o atraso nas aulas práticas é de 10 minutos, após 
esse prazo o aluno não poderá assistir à aula. No início de cada aula prática o professor 
fará uma explanação teórica do assunto e discutirá os pontos relevantes, inclusive em 
relação à segurança dos experimentos. Um aluno que não tenha assistido a uma parte 
dessa discussão irá atrasar seus colegas e até colocar em risco a sua segurança. 
 
- É proibido o uso de “short” e “mini-saias” durante as aulas. Usar de preferência 
uma calça e calçado fechado. Essa é uma norma de segurança, uma vez que uma calça e 
sapatos fechados protegem a pele de eventuais contatos com reagentes danosos. 
 
- O uso de BATA é OBRIGATÓRIO durante a aula prática. A bata é um 
equipamento de proteção individual indispensável ao experimentador. 
 
- Não serão toleradas brincadeiras durante as aulas práticas, o grupo deve se 
concentrar na realização das atividades propostas, pois o tempo é exíguo e a 
experimentação exige atenção. Aliás, vários acidentes em laboratórios de ensino advêm 
da falta de atenção do aluno experimentador. 
 
- O aluno ou a equipe deverá apresentar o pré-laboratório da aula prática, antes do 
início da mesma, quando este for solicitado. Se não for apresentado, o aluno ou a equipe 
não poderá participar da aula ou será penalizado na pontuação. 
 
 
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- Caso o aluno falte a uma aula prática não haverá reposição da mesma. Isso 
acarretará a perda da pontuação referente a essa aula. 
 
- Em cada avaliação será atribuída uma pontuação de 4,0 (quatro pontos) para a 
prova prática, que será realizada em dupla, uma pontuação de 6,0 (seis pontos) referente 
à participação do aluno nas aulas práticas e do caderno de laboratório. Observação: 
Nunca esqueçam o Caderno do Laboratório. 
 
- Não será recebido o caderno de Laboratório fora do prazo pré-estabelecido. 
 
Alguns pontos importantes de segurança: 
1. Sempre usar bata e outros equipamentos de proteção individual necessários (óculos 
de proteção, máscara, luvas, etc.), quando estiver realizando uma experiência. 
 
2. Quando da diluição de um ácido concentrado, adicionar sempre o ácido à água, 
lentamente, se possível com resfriamento do recipiente onde se realiza a diluição. 
Nunca adicionar água a um ácido concentrado! 
 
3. Quando do aquecimento de uma substância em um tubo de ensaio, observar que a 
boca do tubo não esteja direcionada para alguém, pois pode ocorrer uma ejeção de 
líquido quente. 
 
4. Os frascos contendo reagentes devem ser identificados sempre. Indicar o nome da 
substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação. 
 
5. Nunca aquecer uma substância inflamável em chama direta, usar sempre um 
aquecedor elétrico ou uma manta de aquecimento. 
 
6. Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre o frasco 
que o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o olfato do 
experimentador. 
 
 
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AULA 02 
Experimento 01: 
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
 
1. OBJETIVOS 
Essa prática tem como objetivo efetuar ensaios simples para verificar algumas 
reações de oxirredução. Podemos verificar experimentalmente a tendência que 
apresentam as substâncias químicas à oxidação e à redução, bem como os produtos de 
uma reação de oxirredução. 
 
2. INTRODUÇÃO 
As reações de oxidação e redução – ou reações de oxirredução – ocorrem pela 
transferência de elétrons e constituem uma classe importante de reações químicas. As 
reações de oxirredução ocorrem por toda parte e constituem parcela da vida cotidiana. 
A transferência de elétrons de uma espécie para outra é um dos processos 
fundamentais que permitem a vida, a fotossíntese, a fabricação e purificação de 
alvejantes, e a purificação dos metais. Compreender como os elétrons são transferidos 
permite determinar modos de usar as reações químicas para gerar eletricidade e usá-la 
para produzir reações químicas. 
 A corrosão é exemplo de reação de oxirredução. O ferro e o aço dos carros, 
pontes e edificações oxidam-se e formam ferrugem, e também as estruturas de alumínio 
são corroídas. Muitos processos biológicos dependem de reações de transferência de 
elétrons, como por exemplo, o oxigênio que se aspira é convertido em água e dióxido de 
carbono.A oxidação refere-se á perda de elétrons e a redução refere-se ao ganho de 
elétrons. Portanto as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são 
transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido. Quando o zinco metálico é 
adicionado a um acido forte, por exemplo, os elétrons são transferidos dos átomos de 
zinco (o zinco é oxidado) para os íons de hidrogênio (o hidrogênio é reduzido), 
conforme a reação 1. 
 
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+ (aq) + H2(g) (1) 
 
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A transferência de elétrons que ocorre na reação 1 produz energia na forma de 
calor e a reação ocorre espontaneamente. 
 
3. MATERIAL 
3.1. Material 
- 09 Tubos de ensaio 
- Estante para tubos de ensaio 
- Pipetas de 5 ou 10 ml 
- Conta gotas e Pipetas Pasteur 
 
3.2. Reagentes 
- Ácido Sulfúrico concentrado (H2SO4 conc.) 
- Ácido Sulfúrico 3M (H2SO4 3M) 
- Água oxigenada (H2O2) 
- Álcool etílico (C2H5OH) 
- Clorofórmio (CHCl3) 
- Cobre metálico (fio de cobre) – (Cu(s)) 
- Dicromato de Potássio (K2Cr2O7 0,1M) 
- Glicose (C6H12O6 1%) 
- Hidróxido de Sódio (NaOH 2M) 
- Hidróxido de Amônia (NH4OH 1:5) 
- Hipoclorito de Sódio (NaClO) 
- Iodeto de Potássio (KI 0,5M) 
- Nitrato de Prata (AgNO3 1M) 
- Papel de Alumínio (Al(s)) 
- Permanganato de Potássio (KMnO4 0,1M) 
- Sulfato de Cobre (CuSO4 3M) 
- Solução de CuSO4 (3M) adicionando 10% de NaCl 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Verificação das Reações de Oxirredução 
4.1.1. Tubo A: Reação do Cobre com CuSO4 
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a) Adicione ± 1,0 ml (20 gotas) de solução de CuSO4 – 3M num tubo de ensaio 
b) Introduza um fio de cobre, durante 1 minuto no tubo de ensaio que contém a 
solução de CuSO4.. Observe. 
 
4.1.2. Tubo B: Reação do KI com NaClO 
a) Colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de KI em um tubo de ensaio. 
b) Adicionar ± 1,0 ml (20 gotas) de hipoclorito de sódio. 
c) Observe e conclua. Obs.: Não demorar a colocar o clorofórmio. 
d) Adicionar ± 1,0 ml (20 gotas) de CHCl3. Observe. 
 
4.1.3. Tubo C: Reação do Cobre com a AgNO3 
a) Colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de AgNO3 1M. 
b) Adicionar o fio de cobre. Observe durante 1 minuto. 
 
4.1.4. Tubo D: Reação do KMnO4 com H2SO4 e H2O2 
a) Colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de KMnO4 0,1M em um tubo de ensaio. 
b) Adicionar 0,4 ml (10 gotas) de H2SO4 3M. 
c) Adicionar ± 1,0 ml (20 gotas) de H2O2. Observe. 
Dados: A equação desta reação é: 
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 
 
4.1.5. Tubo E: Reação do Alumínio em Solução Básica 
a) Colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução básica (Solução aquosa de NaOH 2M) 
num tubo de ensaio. 
b) Adicione o alumínio. Observe. 
 
4.1.6. Tubo F: Reação do Cobre com Alumínio 
a) Colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de CuSO4 num tubo de ensaio. 
b) Observar a temperatura inicial da solução. 
c) Adicionar uma bola de papel alumínio. 
d) Observar a temperatura final da reação. 
 
4.1.7. Tubo G: Reação do K2Cr2O7 com H2SO4 e CH3CH2OH 
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a) Colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de K2Cr2O7 0,1M num tubo de ensaio. 
b) Adicionar 0,4 ml (10 gotas) de H2SO4 concentrado. 
c) Adicionar 0,4 ml (10 gotas) de álcool (CH3CH2OH). 
d) Repita o mesmo procedimento utilizando a solução A ao invés do álcool. 
 
A equação desta reação é: 
CH3CH2OH(aq) + K2Cr2O7(aq) + 4H2SO4(aq) → CH3COOH(aq) + K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + H2O(l) 
 
4.1.8. Tubo I: Reação da Glicose com Nitrato de Prata 
 
a) Colocar 0,4 mL (10 gotas) de uma solução de nitrato de prata 1M em um tubo de 
ensaio limpo. 
b) Adicionar 3 gotas de uma solução de hidróxido de sódio 2M até a total 
precipitação do cátion prata sob a forma de óxido de prata. 
c) Adicionar gota a gota (aproximadamente 40 gotas) de uma solução de hidróxido 
de amônia (NH4OH) 1:5 até total dissolução do precipitado de óxido de prata. 
d) Juntar 40 gotas da solução de glicose 1%. 
e) Deixar em repouso por alguns minutos e observar a formação de um espelho de 
prata nas paredes internas do tubo de ensaio. 
 
5. REFERÊNCIAS 
1. ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna 
e o Meio Ambiente, Capítulo 12, 3a Edição, Bookman, 2005. 
2. BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., 
Química – A Ciência Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
3. KOTZ, J. C., TREICHEL JR., P. M. Química Geral 2 e Reações Químicas, 
Capítulo 20, Tradução da 9a Edição americana, Cengage Learning, São Paulo, 
2009. 
4. KRÜGER, V., LOPES, C. V. M., SOARES, A. R. Eletroquímica para o Ensino 
Médio (Apostila – Universidade Federal do Rio Grande do Sul – Instituto de 
Química), 1997. 
5. MENDES, A. Química de Laboratório – Técnicas e Experiências (Apostila – 
Centro Federal de Educação Tecnológica do Ceará), 1996. 
 
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6. PÓS-LABORATÓRIO 
1. Para cada ensaio realizado (Procedimentos 4.1.1 ao 4.1.8), responda: 
a) Quais as substâncias que estão se oxidando e se reduzindo. 
b) Qual o agente oxidante? Qual o agente redutor? 
c) Equacione as semirreações de oxidação e redução. 
d) Qual a reação global balanceada da reação. 
e) Identifique as reações que ocorreram desprendimento de gases e informe a fórmula 
molecular e o nome do gás. 
2. Calcular o potencial padrão de cada reação dos procedimentos 4.1.1 ao 4.1.6, para 
isso utilizar o Potencial Padrão de Redução, encontrados nas Tabelas de Potenciais de 
Redução Padrão nos livros de Química nos capítulos de Eletroquímica. Informe quais 
reações podem acontecer espontaneamente. 
3. Responda conforme foi observado no Procedimento 4.1.7. 
a) Identifique a solução A. Explique os fatos ocorridos que definiram essa solução. 
b) Ocorreu desprendimento de vapores e se sim qual o odor sentido dos mesmos? 
(Observação: Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre 
frasco que o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o 
olfato do experimentador). Esse odor é devido a qual substância formada durante a 
reação? 
c) Qual a cor da solução após ocorrer a reação com álcool etílico? Essa cor se deve a 
formação de qual substância? 
4. O que ocorreu com a temperatura no procedimento 4.1.6. Explique tal fato. 
5. Por que os utensílios domésticos de prata têm uma durabilidade maior que os de 
alumínio? Como você explica a perda do brilho de uma panela feita de alumínio e após 
uma limpeza ela recupera esse brilho? 
6. Em Setembro de 2008 o Governo Federal decretou a “Lei Seca” relatando que o 
motorista que for pego dirigindo sobre efeito do álcool pagará uma multa de 957,00 
reais, terá a Carteira Nacional de Habilitação suspensa e poderá até ser preso. Para 
verificar se o motorista ingeriu álcool os policiais de trânsito realizam o teste do 
bafômetro. Explique o princípio de funcionamento do bafômetro e qual a reação que 
ocorre, colocando as cores observadas nos reagentes e nos produtos. Este teste detecta 
qualquer quantidade de álcool ingerido por uma pessoa? 
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AULA 03: 
Experimento 02: 
DETERMINAÇÃO DO CLORO EM PRODUTOS DOMÉSTICOS 
POR TITULOMETRIA DE OXIRREDUÇÃO 
 
1. INTRODUÇÃO 
A instabilidade natural dos compostos clorados associada à negligência na sua 
fabricação (uso de água imprópria, armazenamento inadequado) pode levar à 
diminuição do teor de cloro livre acarretando a decomposiçãoprecoce do produto e 
consequentemente, a perda do poder bactericida (Nicoletti e Magalhães, 1996). 
A solução de hipoclorito de sódio com pH elevado, em torno de 11 é mais 
estável, sendo a liberação de cloro mais lenta. À medida que se reduz o pH da solução, 
através do ácido bórico ou do bicarbonato de sódio, a solução torna-se muito instável e 
consequentemente a perda de cloro é mais rápida, isso significa que o tempo de vida útil 
da solução é pequeno (Estrela, 2004). Diante disso, vários estudos têm sido realizados 
para verificar a qualidade das soluções de hipoclorito de sódio que se encontram à 
venda no mercado. 
 
2. OBJETIVOS 
Verificar como uma reação de oxirredução pode ser usada para a determinação 
quantitativa de um agente oxidante em removedores domésticos e alvejantes líquidos à 
base de hipocloritos. 
 
3. MATERIAL E MÉTODOS 
3.1. Material 
- Removedores domésticos (diferentes marcas comerciais) 
- Alvejantes líquidos (diferentes marcas comerciais) 
- Bureta de 25 mL 
- Provetas 
- Pipetas de 5 ou 10 mL 
- Erlenmeyer de 125 mL 
 
 
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3.2. Reagentes 
- Hipoclorito de sódio (amostras comerciais) 
- Tiossulfato de sódio 0,05M 
- Iodato de Potássio (KIO3) 0,01M 
- Iodeto de Potássio (KI) 
- Ácido sulfúrico (H2SO4) 1M 
- Amido 1% 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Preparação das Soluções 
 
4.1.1. Tiossulfato de Sódio (Na2S2O3.5H2O 0,05M ou 0,1N) 
O tiossulfato de sódio, Na2S2O3.5H2O, é facilmente obtido em estado de pureza elevada, 
mas existe sempre uma certa incerteza sobre o seu conteúdo exato de água em virtude 
da natureza eflorescente (liberam umidade no meio) do sal, e por outras razões. A 
substância não é, portanto, adequada como padrão primário. Ele é um agente redutor, 
em virtude da reação: 
2S2O32-(aq) → S4O62-(aq) + 2e- 
 
O equivalente do tiossulfato de sódio pentahidratado é o mol, 248,18. 
 
Procedimento: Dissolvem-se 24,9 g de tiossulfato de sódio hidratado e 0,2 g de 
carbonato de sódio anidro (Na2CO3) em 1L de água previamente fervida, deixa-se 
decantar durante 24 horas e padroniza-se. 
 
4.1.2. Iodato de Potássio (KIO3 0,01M) 
Procedimento: Seca-se o iodato de potássio puro a 180°C durante 1h, dissolve-se 2,14 
g em água e completa o volume para 1 L. 
 
 
 
 
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4.2. Padronização da Solução de Tiossulfato de Sódio com Iodato de Potássio 
 
A padronização da solução de tiossulfato de sódio 0,05M (Na2S2O3.5H2O) pode 
ser padronizada, por titulação, contra uma solução obtida pela dissolução de KIO3, 
iodato de potássio puro, na concentração de 0,01M. O KIO3 reage com o excesso de KI 
na solução ácida de acordo com a seguinte reação: 
 
IO3-(aq) + 5I-(aq) + 6H+(aq) → 3I2(aq) + 3H2O(l) 
 
Procedimento: Encha uma bureta de 25 ml com Na2S2O3 0,05M tomando cuidado de 
eliminar todas as bolhas. Registre o volume inicial da bureta. Para realizar a 
padronização, coloque 5 mL de KIO3 0,01M com auxilio de uma pipeta, em um frasco 
Erlenmeyer de 125 mL. Adicione 5 mL de água e 0,4 g de KI. Agite o frasco até que o 
KI dissolva. Adicione então 2,5 mL de H2SO4 1M e misture agitando. Deverá aparecer 
uma cor marrom escura, indicando a presença de iodo. Titule imediatamente com 
Na2S2O3 0,05M contido na bureta, até que a cor marrom esmaeça para uma cor amarelo 
pálido. Adicione então 2 mL da solução indicadora de amido 1% e continue a titulação 
até que a cor azul-escura do indicador desapareça. A mudança de azul para uma solução 
incolor é muito nítida. Registre o volume da solução de tiossulfato usado na titulação. 
 
4.3. Determinação da Capacidade de Oxidação de um Removedor Doméstico 
 
 
 
 
 
 
 
 
Com auxílio de uma pipeta adicione 0,5 mL ou 0,5 g da amostra da solução de 
hipoclorito de sódio a ser analisada, transferindo-se para um Erlenmeyer de 125 ml, 
adicione 25 ml de água destilada e 1 g de KI. Agite até dissolver o KI. Após, acrescente 
2,5 mL de H2SO4 (gota a gota). A solução deve ficar marrom indicando a formação do 
PRECAUÇÕES DE SEGURANÇA: 
Alvejantes líquidos contendo hipoclorito de sódio a 5% são corrosivos para a pele e 
para os olhos. Quando estiverem manipulando o alvejante líquido, tomem cuidado 
para não deixar a solução atingir sua pele. Observe que os alvejantes ou outras 
substâncias contendo hipoclorito, como removedores domésticos, não devem nunca 
ser misturados com amônia (NH3), pois podem produzir cloraminas, tais como 
H2NCl e HNCl2, que são tóxicas e voláteis. 
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iodo. Após, inicie a titulação com tiossulfato de sódio 0,05 M sob agitação constante até 
que a substância resultante adquira uma cor amarelo-claro. Adicione então 2 ml do 
indicador amido 1%, ocorrendo uma mudança de cor para azul-violáceo. Retorne a 
titulação com tiossulfato de sódio 0,05 M até que a solução torne-se transparente. 
Registre o volume gasto da solução de tiossulfato de sódio na titulação. 
 
Após estes procedimentos, procede-se o cálculo da porcentagem de cloro ativo na 
amostra: 
 
Teor de Cloro = Ntiossulfato* Vtiossulfato*fc*milieq do Cloro * 100 / V NaClO 
 
Sendo: 
V= Volume de tiossulfato de sódio utilizado na titulação padronizado 
fc= Fator de correção do tiossulfato de sódio 
miliequivalente do cloro = 0,03545 
 
5. REFERÊNCIAS 
 
1. BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., 
Química – A Ciência Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
2. ESTRELA, C. Hipoclorito de sódio. In: Ciência Endodôntica. São Paulo: Artes 
Médicas, p.415-455 2004. 
3. NICOLETTI, M. A.; MAGALHÃES, J. F. Influencia del envasey de factores 
ambientales en la estabilidad de la solución de hipoclorito sódico. Bol. Ofic. 
Panam, v.121, n.4, p.301- 309, 1996. 
4. POSTMA, J. M.; ROBERTS, J. L. J.; HOLLENBERG, J. L. Química no 
Laboratório, 5a Edição, Editora Manole, p. 451-454, 2009 
 
 
 
 
 
 
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6. PÓS-LABORATÓRIO 
 
1. Faça uma breve pesquisa do que seria titulação de oxirredução, coloque figuras ou 
desenhe esquemas de titulação para tornar mais explicativa sua resposta. 
2. Calcule o fator de correção do tiossulfato de sódio e sua verdadeira concentração. 
3. Qual o teor de cloro na amostra comercial de alvejante? Compare com os teores 
determinados das outras amostras pelos colegas. 
4. Muitas soluções de alvejantes domésticos são essencialmente soluções de hipoclorito 
de sódio, NaClO. Calcule a massa da amostra de alvejante líquido contendo 5% em 
peso de NaClO que oxidaria I- suficiente para consumir 0,80 mL de tiossulfato de sódio 
0,15M. Sugestão: procure a densidade do hipoclorito de sódio em livros ou na internet. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA 04 
Experimento 03: 
PILHAS OU CÉLULAS GALVÂNICAS 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
1.1. Pilhas Galvânicas 
Quando mergulhamos uma placa de zinco em uma solução de cobre há 
transferência de elétrons do zinco para o cátion cobre. Mas como aproveitar esta 
transferência de elétrons para gerar eletricidade? 
O problema é que os elétrons são transferidos diretamente dos átomos de zinco 
para os cátions cobre. Para que houvesse aproveitamento de eletricidade, os elétrons 
liberados pelo zinco deveriam passar por um circuito externo(uma lâmpada, por 
exemplo) antes de chegar ao cátion cobre. Como poderíamos solucionar este problema? 
Em 1836, Daniell construiu um dispositivo (mais tarde chamado pilha), que 
permitia aproveitar este fluxo de elétrons, interligando eletrodos que eram sistemas 
constituídos por um metal imerso em uma solução de seus íons. 
Por exemplo, como seria um eletrodo feito de zinco. O eletrodo de zinco é um 
sistema constituído por uma placa de zinco metálico, mergulhada em uma solução que 
contém cátions zinco (Zn2+), obtida pela dissolução de um de seus sais, por exemplo, 
ZnSO4, em água (Figura 1). 
Nesse eletrodo ocorre o seguinte: o zinco metálico da placa doa 2 elétrons para o 
cátion zinco da solução e se transforma em Zn2+. 
Zn0 → Zn2+ + 2e- 
O cátion zinco que estava em solução recebe os 2 elétrons doados pelo zinco 
metálico e se transforma em zinco metálico. 
Zn2+ + 2e- → Zn0 
 
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Figura 1: Eletrodo de zinco (Brown, LeMay e Bursten, 2007). 
 
Agora temos o cobre metálico da placa doando 2 elétrons para o cátion cobre da 
solução e se transformando em Cu2+ (Figura 2). 
Cu0 → Cu2+ + 2e- 
Mas o cátion cobre que estava em solução, ao receber os 2 elétrons doados pelo 
cobre metálico, se transforma em cobre metálico. 
Cu2+ + 2e- → Cu0 
 
 
Figura 2: Eletrodo de cobre (Brown, LeMay e Bursten, 2007). 
 
 
 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
Daniell percebeu que, se fizesse uma interligação entre 2 eletrodos desse tipo, 
feitos de metais diferentes, o metal mais reativo iria transferir seus elétrons para o cátion 
do metal menos reativo, em vez de transferí-los para os seus próprios cátions em 
solução. 
O zinco é mais reativo que o cobre, ou seja, tende a doar seus elétrons ao cátion 
cobre (Cu2+). Com uma interligação entre os eletrodos de zinco e de cobre, mergulhados 
em solução de seus íons, através de um fio condutor, o zinco metálico irá transferir seus 
elétrons para o cobre (Cu2+). Desse modo se estabelece uma passagem de corrente 
elétrica pelo fio condutor, conforme ilustra a Figura 3. 
 
 
Figura 3: Célula Galvânica ou Pilha de Daniell (Brown, LeMay e Bursten, 2007). 
 
Observa-se que ao lado do zinco está uma solução de ZnSO4(aq) e ao lado do 
cobre está uma solução de CuSO4(aq). Inicialmente, na solução de ZnSO4(aq) o número 
de íons Zn2+ é igual ao número de íons SO42-. 
Qual a função da PONTE SALINA: Ela é constituída de um tubo em U, 
preenchido com algodão embebido em uma solução qualquer. Ela tem a função de 
permitir a migração de íons de uma solução para outra, de modo que o número de íons 
positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio. Na pilha de 
 
17 
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zinco e cobre, onde se utiliza KCl na ponte salina, os íons Zn2+ e K+ tendem a migrar em 
direção ao eletrodo de cobre para neutralizar o excesso de cargas negativas (íons SO42-). 
Da mesma forma, os íons SO42- e Cl- tendem a migrar em direção ao eletrodo de zinco 
para de íons Zn2+. 
 
 
Figura 4: Desenho de uma ponte salina (Russell, 2008). 
 
Movimento dos íons na solução: 
O eletrodo de zinco está inserido numa solução de ZnSO4(aq) e ao lado, o cobre 
está imerso em uma solução de CuSO4(aq). Inicialmente, na solução de ZnSO4(aq) o 
número de íons Zn2+ é igual ao número de íons SO42-. Analogamente, no lado do cobre, 
a concentração de Cu2+ é igual à concentração de SO42-. Veja a Figura 5A. 
 
 
 
(A) (B) 
Figura 5: (A) Circuito Aberto e (B) Circuito Fechado da Pilha de Daniell (Russell, 2008). 
 
18 
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Fechando o circuito, após algum tempo, o eletrodo de zinco irá se dissolver 
provocando aumento da concentração de Zn2+ na solução (concentração de SO42- 
constante); por outro lado, no eletrodo de cobre haverá deposição de cobre metálico 
diminuindo consideravelmente a concentração de Cu2+ na solução (concentração de 
SO42- constante). 
A pilha é uma fonte de força eletromotriz, e como tal possui uma resistência 
interna. Como você já sabe, força eletromotriz é a máxima diferença de potencial que a 
pilha consegue fornecer para os seus pólos, mas sempre que é ligado um aparelho que 
necessita de uma corrente grande para o seu funcionamento na pilha, a diferença de 
potencial em seus pólos será menos que a força eletromotriz da pilha, pois parte de 
energia que a pilha fornece aos portadores de cargas (elétrons) é consumida por eles 
para percorrer a própria pilha. Para determinar a força eletromotriz da pilha que está a 
sua disposição use o voltímetro e meça a diferença de potencial entre os pólos quando 
nenhum outro elemento está ligado na pilha. 
 
2. OBJETIVOS 
Essa prática tem como objetivo montar a pilha de Daniell, entender como é o seu 
funcionamento, identificando os compartimentos que ocorre a oxidação e redução, o 
ânodo e cátodo e a importância da ponte salina. 
 
3. MATERIAL E MÉTODOS 
 
3.1. Material 
- Placa de Zinco 
- Placa de Cobre 
- Sulfato de Cobre (CuSO4) 1M 
- Sulfato de Zinco (ZnSO4) 1M 
- Multímetro 
- Lâmpada 
 
 
 
19 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Montar a pilha de Daniell utilizando as placas de zinco e cobre fornecidas, 
conforme ilustrado na Figura 3, para isso siga as seguintes etapas: 
a) No béquer 1 adicionar 60 mL da solução de ZnSO4 1M e no béquer 2 adicionar 60 
mL da solução de CuSO4 1M. 
b) Colocar a placa de zinco no béquer 1 e a de cobre no béquer 2. 
c) Colocar a ponte salina interligando os dois compartimentos. 
d) Ligar o polo positivo e o polo negativo, utilizando o jacaré, nas placas e no 
multímetro para verificar o potencial da célula. 
e) Fazer a conexão com o LED e verificar o que ocorre. 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., 
Química – A Ciência Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
2. KOTZ, J. C., TREICHEL JR., P. M. Química Geral 2 e Reações Químicas, 
Capítulo 20, Tradução da 9a Edição americana, Cengage Learning, São Paulo, 
2009. 
3. RUSSEL, J. B. Química Geral, McGraw-Hill do Brasil, 1981. 
 
6. PÓS-LABORATÓRIO 
 
1. Equacione as semi-reações que ocorrem na pilha de Daniell, forneça a reação 
global balanceada que ocorre na pilha. 
2. Calcule o potencial padrão da célula e o ∆G0. A reação é espontânea? Justifique 
sua resposta com base nos valores obtidos para ∆E0 e ∆G0. 
3. Qual a função da ponte salina? O que ocorreu com a voltagem quando esta foi 
retirada da pilha? 
4. Ao fechar o circuito da pilha, haverá passagem de elétrons do zinco para o 
cobre, com isso a placa de zinco começa a se corroer, enquanto a placa de cobre 
aumenta de tamanho e a solução azul de Cu2+ começa a diminuir a intensidade 
da cor. Por quê? Faça desenhos e esquemas para auxiliar na sua resposta. 
5. Qual seria o potencial da pilha se a solução de CuSO4 fosse diluída para uma 
concentração de 0,20 mol/L a 25 °C? Considere condições ideais. 
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AULA 05: 
Experimento 04: 
POTENCIOMETRIA 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
1.1. Introdução a Potenciometria 
Quando um metal é imerso numa solução que contém os seus próprios íons 
estabelece-se um potencial de eletrodo. O processo de se utilizar uma única medida do 
potencial de eletrodopara determinar a concentração de uma espécie iônica em solução 
designa-se como potenciometria direta. O eletrodo cujo potencial é dependente da 
concentração do íon a ser determinado é chamado de eletrodo indicador, e quando, o íon 
a ser determinado é diretamente envolvido na reação de eletrodo, diz-se que estamos 
tratando de um eletrodo de primeira espécie. 
Para evitar os problemas a respeito da potenciometria direta, a atenção tem sido 
voltada para a titulação potenciométrica como método analítico. Conforme o nome 
indica, trata-se de um processo de titulação no qual as medidas potenciométricas são 
conduzidas, a fim de se determinar o ponto final. Neste processo são envolvidas 
mudanças de potencial do eletrodo, em vez de valores exatos do potencial de eletrodo 
com uma dada solução. 
O objetivo de uma medição potenciométrica é obter informações sobre a 
composição de uma solução mediante ao potencial que aparece entre dois eletrodos. A 
medição do potencial se determina mediante condições reversíveis, de forma 
termodinâmica, e isto implica que deve deixar o tempo suficiente para alcançar o 
equilíbrio, extraindo a mínima quantidade de intensidade, para não influenciar sobre o 
equilíbrio que se estabelece entre a membrana e a solução da amostra. 
Para obter medições analíticas válidas em potenciometria, um dos eletrodos 
deverá ser de potencial constante e não pode haver mudanças entre um e outro 
experimento. O eletrodo que satisfaz esta condição é o eletrodo de referência. Em razão 
da estabilidade do eletrodo de referência, qualquer mudança no potencial do sistema 
21 
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será ocasionada pela contribuição do outro eletrodo, chamado eletrodo indicador ou de 
trabalho. 
 
O potencial registrado é na realidade a soma de todos os potenciais individuais, 
com seu sinal correspondente, produzido pelos eletrodos indicador e referência. 
 
1.2. Titulações Potenciométricas 
Na titulação potenciométrica, também chamada de potenciometria relativa, 
mede-se a f.e.m. da célula no curso da titulação. As titulações, como sabemos, são 
acompanhadas de variações bruscas de concentração nas imediações do ponto de 
equivalência, o que provoca uma variação brusca no potencial do eletrodo indicador e, 
portanto, também na f.e.m. da célula. A titulação potenciométrica é uma técnica de 
localização do ponto final na análise volumétrica, aplicável sempre que se dispuser de 
um eletrodo indicador para a espécie desejada. 
São feitas sucessivas medições da f.e.m. da célula, sendo cada uma delas após a 
adição de certo volume de solução titulante adequada. A seguir relacionam-se esses 
potenciais com o volume de solução titulante consumida. 
As medições feitas no decorrer da titulação potenciométrica são relativas e 
informarão sobre as variações ocorridas no potencial da célula. Através delas, pode-se 
estabelecer com precisão o ponto de equivalência que determinará a concentração da 
espécie sob análise. 
A titulação potenciométrica é mais trabalhosa do que a técnica volumétrica com 
indicadores visuais e requer equipamento especial, mas ela apresenta uma série de 
vantagens sobre a técnica convencional: 
• Maior sensibilidade, então pode ser aplicada a soluções bem diluídas; 
• Pode ser empregada para soluções coloridas ou turvas, pois dispensa o 
uso de indicadores visuais; 
• Pode ser aplicada para certas reações que não disponham de indicadores 
visuais adequados; 
• Podem-se determinar sucessivamente vários componentes; 
• Pode ser aplicada em meio não aquoso; 
• Pode ser adaptada a instrumentos automáticos. 
 
22 
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Na titulação manual, trabalha-se com um pH-metro e um grupo de titulação, que 
compreende uma bureta de pistão, montada junto com um agitador sobre uma base 
compacta. Esse tipo de titulação potenciométrica requer o controle constante das 
diversas etapas, anotando o volume de reagente dosado e o respectivo potencial, dados 
que posteriormente são utilizados para construir a curva de titulação, de onde é 
calculado o volume de reagente gasto até o ponto de equivalência e a concentração da 
espécie analisada. 
 
1.3. Ácido acetilsalicílico 
O ácido acetilsalicílico (em latim acidum acetylsalicylicum) é um fármaco do 
grupo dos anti-inflamatórios não-esteróides (AINE), utilizado como anti-inflamatório, 
antipirético, analgésico e também como antiplaquetar. É, em estado puro, um pó de 
cristalino branco ou cristais incolores, pouco solúvel na água, facilmente solúvel no 
álcool e solúvel no éter. 
A origem do nome Aspirina: o A vem de acetil. Spir se refere a Spiraea ulmaria 
(planta que fornece o ácido salicílico). E o in era um sufixo utilizado na época. 
Aspirina, em alguns países, é ainda nome comercial registrado, propriedade dos 
laboratórios farmacêuticos da Bayer para o composto ácido acetilsalicílico. No entanto, 
é igualmente reconhecido como nome genérico do princípio ativo, e é por esse nome 
que é habitualmente referida na literatura farmacológica e médica. 
É o medicamento mais conhecido e consumido em todo o mundo. Em 1999 a 
Aspirina completou 100 anos. 
 
 
 
Figura 1: Estruturas do ácido acetilsalicílico. 
 
 
23 
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1.3.1. Dosagem do Ácido acetilsalicílico 
A dosagem do ácido acetilsalicílico num medicamento pode ser efetuada 
recorrendo a duas técnicas, a potenciométrica e a condutimetria. 
Desde longa data, tem-se utilizado a medida de potencial para a determinação 
dos pontos finais em numerosas titulações quer de reações de neutralização como de 
oxidação – redução, bem como de precipitação ou complexação. 
No caso concreto das curvas de titulação ácido – base, podem obter-se com toda 
a facilidade pelo método potenciométrico sendo particularmente útil quando se pretende 
dosear misturas de ácidos (ou bases) (Delgado, 1993). 
Nas titulações potenciométricas, os potenciais absolutos, ou potenciais em 
relação a um eletrodo padrão, não são necessários, e as medidas fazem-se enquanto a 
titulação vai-se realizando (Vogel, 1989). 
Neste tipo de titulação, atende-se as variações de f.e.m. de uma célula 
eletroquímica, à medida que se vai adicionando um reagente de concentração 
exatamente conhecida à solução em ensaio. O método pode aplicar-se a qualquer 
reação, para a qual se disponha de um eletrodo indicador, que permita seguir as 
variações da atividade de pelo menos uma das substâncias intervenientes (Willard et al., 
1979). 
O ponto de equivalência será revelado por uma abrupta modificação do 
potencial no gráfico das leituras da f.e.m. contra o volume da solução titulante. Além de 
permitir estabelecer o ponto de equivalência de uma reação, o método pode, ainda, 
fornecer informação acerca da amostra e das suas reações, a partir do registro completo 
da curva de titulação potenciométrica. 
Próximo do ponto de equivalência, a concentração de reagente original torna-se 
muito pequena e é normalmente impossível para o íon, ou íons, controlar o potencial do 
eletrodo. A força eletromotriz da célula torna-se instável e indefinida porque o eletrodo 
indicador não mergulha em quantidades suficientes da cada espécie do par redox em 
estudo. Se as espécies não estão demasiado diluídas, uma gota, ou duas, de titulante será 
suficiente para que se ultrapasse o ponto de equivalência e se passe para a zona 
estabilizada das espécies do par redox do titulante. Soluções mais diluídas que 10-3 ou 
10-4 M não conduzem, em geral, a pontos satisfatórios. 
 
24 
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Porém, pode-se localizar mais precisamente um ponto final representando os 
valores sucessivos da variação da fem por unidade de volume de titulante adicionado, 
em função de cada um destes volumes, na vizinhança do ponto de inflexão. A posição 
do máximo da curva 
 
 
Figura 2 - Curva da Primeira derivada da titulação potenciométrica (Brett, 1996). 
 
Uma vez conhecido o ponto final, a força eletromotriz da célula correspondente 
a este ponto pode obter-se a partir da curva de titulação original. 
Pode-se ainda, obter o termo do ensaio de forma mais precisa, à custa da 
“segunda derivada”, cuja curva é traçada tomando em ordenadas o quociente entre a 
razão dos incrementos da f.e.m. e volume (fem/ V) e o incremento V, contra o volume 
de titulante adicionado, em abscissas. No termo do ensaio, a Segunda derivada torna-se 
numericamente igual a zero, ao mesmo tempo que se dá a brusca mudança de sinal da 
ordenada (Willard et al., 1979). 
 
 
Figura 3 - Curva da Segunda derivada da titulação potenciométrica (Brett, 1996). 
25 
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Como a localização do ponto final não envolve os erros pessoais que entram na 
mudança de cor de um indicador, as titulações potenciométricas constituem um dos 
métodos analíticos mais exatos e de maior rigor. Porém, este rigor é obtido à custa de 
uma maior complexidade e perda de tempo (Gonçalves, 1996). 
Para determinar a concentração do ácido acetilsalicílico no comprimido, 
utilizaremos a equação do ponto de equivalência. 
CaVa = CbVb 
onde: 
Ca: concentração do ácido 
Va: volume da solução do ácido 
Cb: concentração da base 
Vb: volume da solução de base utilizada na titulação 
 
A seguir, apresentam-se um exemplo de uma titulação potenciométrica para 
auxiliar vocês nos cálculos. 
 
Tabela 1: Exemplo dos cálculos de Primeira e Segunda Derivada de uma 
titulação potenciométrica. 
Primeira Derivada Segunda Derivada 
V (mL) 
NaOH pH 
Vmédio 
(mL) ∆pH/∆V 
Vmédio 
(mL)* ∆(∆pH/∆V)/∆V 
85,0 4,245 
 
85,5 0,155 
 86,0 4,400 86,0 0,071 
 
86,5 0,226 
 87,0 4,626 87,0 0,081 
 
87,5 0,307 
 88,0 4,933 88,0 0,033 
 
88,5 0,340 
 89,0 5,273 89,0 -0,083 
 
89,5 0,257 
 90,0 5,530 90,0 -0,068 
 
90,5 0,189 
 91,0 5,719 91,3 -0,0039 
 
92,0 0,130 
 93,0 5,980 
 
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3. MATERIAL 
- Amostra contendo ácido acetilsalicílico 
- pHmetro 
- Bureta de 50 mL 
- Álcool Etílico 
- Becker 
- Agitador Magnético 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1. Pese a amostra (comprimido). 
2. Coloque o comprimido em um gral e triture-o com auxílio de um pistilo. 
3. Transfira para um béquer e adicione 50 mL de etanol e agite para dissolver. 
4. Adicione 150 mL de água destilada e uma barra de agitação magnética. 
5. Lave o eletrodo e coloque-o imerso na solução a ser titulada. 
6. Coloque 40 mL de solução padrão de NaOH 0,1 mol/L em uma bureta de 50 mL. 
7. Proceda a titulação, titulando de 0,5 mL em 0,5 mL para localizar o ponto de 
equivalência (P.E.), anote os valores de pH. 
8. Tabelar os resultados. 
 
Tabela 1: Dados Experimentais e valores necessários para a representação gráfica da 
primeira e segunda derivada. 
Dados Iniciais Primeira Derivada Segunda Derivada 
VNaOH 
(mL) 
pH ∆pH ∆V Vm ∆pH/∆V ∆ (∆pH /∆V) ∆ (∆pH /∆V) 
∆V 
Vmédio* 
0,0 
0,5 
1,0 
1,5 
2,0 
2,5 
3,0 
3,5 
4,0 
27 
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4,5 
5,0 
5,5 
6,0 
6,5 
7,0 
7,5 
8,0 
8,5 
9,0 
9,5 
10,0 
10,5 
11,0 
11,5 
12,0 
12,5 
13,0 
13,5 
14,0 
14,5 
15,0 
15,5 
16,0 
16,5 
17,0 
17,5 
18,0 
18,5 
19,0 
19,5 
20,0 
28 
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20,5 
21,0 
21,5 
22,0 
22,5 
23,0 
23,5 
24,0 
24,5 
25,0 
25,5 
26,0 
26,5 
27,0 
27,5 
28,0 
28,5 
29,0 
29,5 
30,0 
30,5 
31,0 
31,5 
32,0 
32,5 
33,0 
33,5 
34,0 
34,5 
35,0 
35,5 
36,0 
 
29 
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5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. PESTANA, C.; CORREIA, D.; FREITAS, F. Doseamento do ácido 
Acetilsalicílico numa aspirina por Potenciometria e condutimetria, Métodos 
Instrumentais de Análise, Departamento de Química, Universidade da Madeira, 
2001. 
2. DELGADO, RITA, Química, 1993, 49, 34-38. 
3. JEFFERY, BASSETT, MENDHAN, DENNEY, Análise Química Quantitativa 
VOGEL, Quinta ed., editora LTC, Londres, 1989. 
4. WILLARD, H; MERRITT, JR L; DEAN, J, Análise Instrumental, 2ª edição 
Fundação Calouste Gulbenkian, lisboa, 1979. 
5. GONÇALVES, M .L .S., Métodos Instrumentais para Análise de Soluções –
Análise Quantitativa, Fundação Calouste Gulbenkian, Lisboa,1996. 
6. BRETT, A. M. O; BRETT, C. M. A., Electroquímica-Princípios, Métodos e 
Aplicações, Almedina, Coimbra, 1996. 
 
 
6. PÓS-LABORATÓRIO 
1. Defina Potenciometria. 
2. Qual a aplicação da Titulação Potenciometrica e qual as suas vantagens. 
3. Construa o Gráfico de pH versus volume de NaOH (mL), usando algum programa 
computacional (Excel ou Microcal Origin) e papel milimetrado. Verifique o ponto de 
viragem observado neste gráfico. 
4. Construa o Gráfico da Primeira Derivada (∆pH/∆V versus volume médio de NaOH 
(mL)), usando algum programa computacional e o papel milimetrado. Verifique o ponto 
de viragem observado neste gráfico. 
5. Construa o Gráfico da Segunda Derivada (∆2pH/∆2V versus volume de NaOH (mL), 
usando algum programa computacional e o papel milimetrado. Verifique o ponto de 
viragem observado neste gráfico. 
6. Calcule o valor esperado de ácido acetilsalicílico presente no medicamento analisado 
em termos percentuais. 
7. Calcule a porcentagem de ácido acetilsalicílico utilizando os volumes do NaOH 
(titulante) obtido nas questões 3, 4 e 5. Complete a Tabela 2 e comente seus resultados. 
30 
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Tabela 2: Resultados obtidos para a concentração do ácido acetilsalicílico na 
amostra e percentagem de matéria ativa no comprimido, obtidos por diferentes métodos. 
Gráfico feito 
em: 
Método VNaOH (mL) 
Titulação 
Conc. de ác. 
acetilsalicílico 
(mol/L) 
% (m/m) de ac. 
acetilsalicílico 
Papel 
Milimetrado
 
Gráfico 
pH x VNaOH 
 
Primeira 
Derivada 
 
Segunda 
Derivada 
 
Programa 
Computacional 
Gráfico 
pH x VNaOH 
 
Primeira 
Derivada 
 
Segunda 
Derivada 
 
Observação: A Tabela 2 deve ser colocada no tópico Resultados e Discussões.31 
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AULA 06: 
Experimento 05: 
ELETRÓLISE 
 
1. INTRODUÇÃO 
As células voltáicas são baseadas nas reações de oxirredução espontâneas. 
Contrariamente, é possível usar a energia elétrica para fazer com que reações de 
oxirredução não espontâneas ocorram. Por exemplo, a eletricidade pode ser usada para 
decompor o cloreto de sódio fundido em seus elementos componentes, como mostra a 
Reação 1. 
 2NaCl(l)→ 2Na(l) + Cl2(g) (Reação 1) 
 
Por causa dos altos pontos de fusão das substâncias iônicas, a eletrólise de sais 
fundidos necessita de altas temperaturas. Uma alternativa seria realizar a eletrólise em 
meio aquoso. 
Obtém-se os mesmos produtos se fizermos a eletrólise da solução aquosa de um 
sal em vez de fazer do sal fundido? Nem sempre, a eletrólise de uma solução aquosa é 
complicada pela presença da água, porque precisa-se considerar se a água é oxidada 
(para formar O2) ou reduzida (para formar H2) em vez dos íons do sal fundido (Kotz e 
Treichel, 2009). 
Quando se aciona o motor de arranque de um automóvel girando-se a chave de 
ignição, quando se acende uma lanterna, quando se mede a concentração de um ácido 
em solução aquosa usando-se um aparelho medidor de pH, quando consideramos a 
colocação de placas de zinco no caso de uma embarcação para se evitar a sua corrosão, 
estamos observando a ocorrência de reações químicas. Quando se abre uma janela com 
esquadria de alumínio, e até quando se utiliza um sabão qualquer, estamos usufruindo 
de produtos obtidos como consequência do uso de reações químicas muito semelhantes 
àquelas citadas no primeiro parágrafo. Essas reações químicas são chamadas de 
eletroquímicas, que produzem eletricidade ou são por esta provocadas 
(http://www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas). 
A eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações que envolvem a 
produção ou o uso da eletricidade. As reações que produzem eletricidade são aquelas 
32 
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que ocorrem nas pilhas e baterias. As reações que só ocorrem pela passagem da 
eletricidade através de um líquido são as chamadas reações de eletrólise. 
Os fenômenos que ocorrem pela passagem da eletricidade através de um líquido 
podem ser melhor estudados e compreendidos se utilizarmos um gerador de corrente 
elétrica contínua, que pode ser uma pilha, uma bateria ou um retificador de corrente 
alternada, o qual pode ser até um “carregador” de bateria de automóvel. Tendo-se em 
mãos uma fonte de corrente contínua, que fenômenos podemos provocar com ele? Para 
responder a esta nova curiosidade só resta sair experimentando. 
 
2. OBJETIVOS 
Observar a eletrólise do iodeto de potássio (KI), da água (H2O) e do cloreto de 
sódio (NaCl), verificando os principais produtos e as condições necessárias para que 
ocorram. 
 
3. MATERIAL E MÉTODOS 
 
3.1. Material 
- 3 Placas de Petri (10 cm de diâmetro) 
- Eletrodos de aço-inox 
- Fonte de corrente 
- Dois conectores tipo jacaré 
- Dois fios de conexão 
 
3.2. Soluções 
 - Indicadores de pH - Azul de bromotimol 
- Iodeto de Potássio (KI) 5% m/v 
- Hidróxido de sódio (NaOH) 5% m/v 
 - Solução de um eletrólito inerte (sulfato de potássio K2SO4 a 5%) 
 - Solução de NaCl 5% m/v 
 
 
 
 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Eletrólise do KI 
Neste procedimento será mostrada a eletrólise de iodeto de potássio com a 
formação de iodo elementar. 
Numa placa de Petri, adicionar 40 mL de solução KI 5% e os eletrodos de aço 
inox opostamente colocados. Conecte os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos e 
conexões necessários. Em seguida, faça a ligação do circuito. Observe e anote. 
 
4.2. Eletrólise do NaCl 
Neste procedimento será mostrada a eletrólise de cloreto de sódio. Na placa de 
Petri, dentro dela, colocar opostamente os eletrodos de aço inox, como realizado nos 
outros procedimentos. Conecte os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos e conexões 
necessários. Adicionar 40 mL de solução NaCl 5% na placa de Petri e fazer a ligação do 
circuito. Observar. Adicionar duas gotas de fenolftaleína e observar novamente. 
 
4.3. Eletrólise da H2O 
Neste procedimento será demonstrada a decomposição eletrolítica da água. Os 
efeitos eletrolíticos são visualizados mediante indicadores de pH. 
Adicionar na placa de Petri a solução de K2SO4 (± 40 mL). Adicionar 20 gotas 
do indicador Azul de bromotimol e misturar bem. 
OBS.: As cores diversificadas do indicador Azul de bromotimol: Cor da forma ácida 
(AMARELO) /Cor intermediária (VERDE) /Cor da forma básica (AZUL). 
A Eletrólise Propriamente Dita 
Monte os eletrodos de aço inox na placa de forma oposta, assim como os cabos 
de conexão. Antes de fazer a ligação do circuito, espere um pouco (cerca de um minuto) 
para acalmar eventuais turbulências na solução. De imediato os efeitos coloridos são 
observados em torno dos eletrodos. Deixando o circuito ligado durante alguns minutos 
pode-se apreciar a evolução da eletrólise. Observe e anote. 
 
 
 
 
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4.4.Eletrólise do NaOH 
Nessa etapa do nosso experimento iremos utilizar um becker de 1000 mL e 2 
tubos de ensaio. No becker adicionar 400 mL da solução de Hidróxido de Sódio 5 % 
m/v. Após, colocar dois fios de cobre dentro do tubo e adicionar um pouco da solução 
dentro do tubo. Vire o tubo com cuidado para dentro do becker e logo em seguida ligue 
a fonte e observe o ocorrido. A Figura 1 representa um esquema simplificado para 
montar a eletrólise. Vamos provar a formação dos gases hidrogênio e oxigênio, fazendo 
uma explosão e fazendo arder uma brasa de madeira (palito de fósforo) na atmosfera de 
gás, respectivamente. 
 
Figura 1: Esquema da eletrólise da água utilizando tubos de ensaio para coletar os 
gases produzidos. 
 
CANTINHO DA CURIOSIDADE 
 
 
Propriedades de alguns materiais 
 
Gases 
H2 - incolor, inodoro, produz pequena explosão em contato com uma chama viva; 
O2 - incolor, inodoro, reaviva a chama em palito de fósforo em brasa (se em grande quantidade); 
Cl2 - amarelo esverdeado, de odor irritante, e que lembra um pouco o cheiro da “água sanitária”, 
descora um papel de tornassol umedecido, azul ou vermelho; 
Líquidos 
Br2- amarelo esverdeado, solúvel em água formando uma solução amarelada; 
Sólidos 
I2 - violeta, solúvel em água formando uma solução castanho avermelhado; 
Cu - metal de cor rosa avermelhado; 
Cu2I2 - branco levemente amarelado e insolúvel na água. 
Cu(OH)2 - azul, insolúvel na água; 
CuO - preto, insolúvel na água; 
Cu2O - amarelo, que com o tempo passa a vermelho tijolo, insolúvel na água; 
CuCl2 - amarelo, que com o tempo passa a marrom; 
Cu2Cl2 - branco; 
CuBr - branco; 
CuBr2 - preto. 
Aquo-complexos 
[Cu(H2O)6]2+ - azul claro FONTE: http://www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas 
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5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., 
Química – A Ciência Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
2. KOTZ, J. C., TREICHEL JR., P. M. Química Geral 2 e Reações Químicas, 
Capítulo 20, Tradução da 9a Edição americana, Cengage Learning, São Paulo, 
2009. 
3. Site: http://www.pontociencia.org.br acessado em 25 de Outubro de 2009. 
4. Site: http://www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas acessadoem 24 de Outubro de 
2009. 
 
6. PRÉ-LABORATÓRIO 
 
1. Para cada eletrólise indique as reações que ocorrem no ânodo e cátodo. E qual a 
reação global balanceada. 
2. Calcule a tensão mínima que se deve fornecer para que ocorram essas eletrólises. 
 
7. PÓS-LABORATÓRIO 
1. Identifique os principais produtos da reação, explicando o que ocorreu que 
ajudou a vocês a definir esses produtos. 
2. Para realizar a eletrólise da água é necessário adicionar um eletrólito para 
conduzir as cargas. Então, por que podem ser utilizados H2SO4 e HNO3 na 
eletrólise da água, e não pode utilizar HCl para eletrolisá-la? 
3. Qual a aplicação dos principais produtos formados na eletrólise da H2O, do KI e 
do NaCl. 
4. Qual o tempo necessário para produzir 5,0 L de H2 medidos a 760 torr e 25°C 
pela eletrólise da H2O usando uma corrente de 1,5 A? (b) Quantos gramas de O2 
são produzidos no mesmo tempo? 
5. Supondo que a eletrólise do KI fosse conduzida a 350 mA durante 10 min, qual 
seria a massa de iodo produzida? 
 
 
 Obs.: Entregar o Pré-Laboratório no dia da aula prática de Eletrólise, no 
início da aula. 
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AULA 07: 
Experimento 06: 
CORROSÃO I - TIPO DE CORROSÃO 
 
1. INTRODUÇÃO 
As diversas variáveis usualmente presentes no fenômeno da corrosão 
modificam o curso e a extensão das reações eletroquímicas, resultando os diferentes 
tipos de ataque, que dão origem a diferentes tipos de corrosão. Os mecanismos da 
corrosão eletroquímica estão associados ao fluxo de corrente elétrica entre as áreas 
catódicas e anódicas. A reação anódica está sempre associada com dissolução do metal 
e a formação dos íons correspondentes; a reação catódica pode envolver dois processos 
diferentes, dependendo da natureza do meio corrosivo: desprendimento de hidrogênio 
(meio ácido) e absorção do oxigênio (meio neutro ou básico). 
A corrosão galvânica ocorre quando dois metais diferentes são postos em 
contato um com outro e expostos a um eletrólito. O metal menos nobre será o ânodo e 
por isso se dissolverá enquanto o mais nobre agirá como cátodo. Dependendo da 
natureza do meio corrosivo, as reações catódicas podem ocorrer pelos processos de 
desprendimento de hidrogênio ou absorção do oxigênio. 
A corrosão por aeração diferencial ocorre quando um material metálico é 
imerso em regiões diferentemente aeradas, sendo o ânodo a área menos aerada e o 
cátodo a mais aerada. 
 
1.1. Corrosão galvânica 
 
A corrosão galvânica ocorre frequentemente quando se tem um metal colocado 
em uma solução contendo íons, facilmente redutíveis, de um metal que seja catódico em 
relação ao primeiro. Assim, tubulações de alumínio em presença de sais, por exemplo, 
de Cu2+ e Hg2+, sofrem corrosão localizada, produzindo pites. Isto ocorre porque o 
alumínio reduz os íons Cu2+ ou Hg2+ para os metais respectivos, sofrendo 
consequentemente oxidação. 
Hg3Al2Hg3Al2
Cu3Al2Cu3Al2
32
32
+→+
+→+
++
++
 
 
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Além desse ataque inicial o metal formado se deposita sobre a superfície de 
alumínio e cria uma série de micropilhas galvânicas, nas quais o alumínio funciona 
como ânodo, sofrendo corrosão acentuada. Casos envolvendo este mecanismo são 
observados em: 
� Trocadores ou permutadores de calor, com feixe de tubos de alumínio; a 
presença de pequenas concentrações de Cu2+ na água de refrigeração 
ocasiona, em pouco tempo, perfurações nos tubos; 
� Tubos de caldeiras onde ocorre, em alguns casos, depósitos de cobre ou 
óxido de cobre. Isto porque a água de alimentação da caldeira pode conter 
íons cobre, cobre metálico ou suas ligas; 
� Tanques de aço carbono onde aço galvanizado. A corrosão galvânica é 
ocasionada pela presença de cobre ou compostos originados pela ação 
corrosiva ou erosiva da água sobre a tubulação de cobre que alimenta o 
tanque. Por isso deve-se evitar, sempre que possível, que um fluido circule 
por um material metálico catódico antes de circular por um que lhe seja 
anódico. 
 
1.2. Corrosão por aeração diferencial 
O tipo mais importante de célula de concentração é a aeração diferencial, que 
ocorre quando uma parte do metal é exposta a diferentes concentrações de ar ou é 
imersa em regiões do eletrólito diferentemente aerados (ou com outros gases 
dissolvidos); isto provoca uma diferença de potencial entre as partes diferentemente 
aeradas. É um fato experimental que áreas de uma superfície metálica onde a 
concentração de oxigênio é alta, são catódicas. 
Este tipo de corrosão é o que ocorre na “linha d’água das partes metálicas 
parcialmente imersa em uma solução. Se, se mergulha uma peça de metal, zinco, por 
exemplo, em uma solução diluída de um eletrólito qualquer, e a solução não é agitada, 
as partes acima e adjacentes a linha d’água são mais fortemente aeradas devido a 
facilidade de acesso do oxigênio a estas áreas, que portanto, tornar-se-ão catódicas. Na 
parte imersa a maior profundidade, a concentração de oxigênio é menor, sendo esta, por 
conseguinte, anódica. 
Outro exemplo de corrosão por aeração diferencial tipo linha d’água, ocorre 
nas estruturas, estacas, etc. mergulhadas parcialmente na água do mar. 
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De maneira análoga pode-se explicar a corrosão do ferro sob gotas de água ou 
de solução salina (por exemplo, água do mar condensada da neblina). Nas áreas 
cobertas pela gota é impedido o acesso do oxigênio do ar, e por isso tornam-se anódicas 
em relação às outras áreas expostas ao oxigênio do ar. 
Superfícies ásperas ou esmerilhadas são corroídas mais depressa do que as 
superfícies lisas polidas, onde não se acumulam poeiras, óxidos, etc. 
As superfícies rugosas, com sulcos ou fendas, onde o oxigênio não pode 
penetrar, são perigosamente corroídas por aeração diferencial provocando cavidades 
(pitting). Esta corrosão aumenta com o tempo, pois os produtos da corrosão acumulam-
se em torno da área anódica, impedindo ainda mais qualquer acesso de oxigênio. 
 
2. OBJETIVO 
Observar as principais diferenças entre corrosão eletrolítica e corrosão galvânica. 
 
3. MATERIAL 
− Fonte de corrente contínua 
− Pisseta 
− Lixas para metais 
− Béquer de 50 mL 
− Béquer de 100 mL 
− 1 bastão de vidro 
− Fio condutor 
− 1 Pipeta graduada de 5 mL 
− Lâmina de zinco 
− Placa de cobre 
− Placa de ferro e ferro (prego) 
− Solução de H2SO4 1 mol/L 
− Solução de Ferricianeto de Potássio K3Fe(CN)6 
− Solução de Cloreto de Sódio (NaCl) a 10% m/v 
− Fenolftaleína 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
CORROSÃO GALVÂNICA 
PARTE I: Corrosão provocada por aeração (ou oxigenação) diferencial. 
a) Limpe uma das superfícies de uma chapa de ferro. 
b) Coloque sobre a superfície limpa da chapa de ferro duas gotas de solução de 
cloreto de sódio, uma gota de fenolftaleína e duas gotas de solução de ferricianeto de 
potássio. 
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c) Aguardar 5 a 10 minutos e observar que na região central da película líquida, 
aparece coloração azul ou esverdeada e na região periférica aparece coloração róseo 
avermelhada. 
FUNÇÃO DOS INDICADORES 
• Fenolftaleína.- indicador de área catódica; coloração róseo-avermelhada (em 
meio alcalino ou básico, presença de hidroxila OH-) confirma área protegida. 
• Ferricianeto de potássio - indicador de área anódica; precipitado azul de 
ferricianeto de ferro (II) ou ferricianeto ferroso confirma área corroída. 
3Fe2+ + 2 Fe(CN)63- → Fe3 (Fe(CN)6)2Azul 
PARTE II: Corrosão provocada por impurezas metálicas situadas num material 
metálico 
a) Adicione em um béquer de 50 mL, cerca de 25 mL de solução de H2SO4 1M. 
b) Mergulhe parcialmente, nesta solução, uma lâmina de zinco previamente limpa. 
Observe que o ataque ao zinco é pequeno. 
c) Mergulhe parcialmente nesta solução, sem tocar na lâmina de zinco, um bastão de 
cobre previamente limpo. Observe que o cobre não é atacado. 
d) A seguir, toque a lâmina de zinco com o bastão de cobre. Neste experimento 
pode-se admitir que o cobre funcione como a impureza necessária para formar uma 
pilha de ação local, na qual o zinco sofre corrosão e o cobre não. 
 
PARTE III: Corrosão provocada por materiais diferentes 
a) Adicione 50 mL da solução de NaCl 10% em um béquer de 100 mL. 
b) Adicione à solução, 15 gotas de fenolftaleína e 1 mL de solução de ferricianeto de 
potássio. Homogeinize a solução utilizando o bastão de vidro. 
c) Ligue o ferro a uma placa de cobre, previamente limpos, através de um fio 
condutor. 
d) Faça a imersão desses metais, ligados entre si, na solução de NaCl 10%. 
e) Observe o aparecimento de coloração róseo-avermelhada em torno do bastão de 
cobre e resíduo azul em torno do bastão de ferro. 
 
 
 
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PARTE IV: Corrosão provocada por materiais diferentes. 
a) Repita o procedimento da experiência nº 3, porém usando o ferro e uma placa de 
zinco previamente limpos. 
b) Após mergulhar os metais, ligados entre si, na solução de NaCl, observe o 
ocorrido e anote. 
CORROSÃO ELETROLÍTICA 
PARTE V: Corrosão provocada por corrente elétrica 
a) Em um béquer de 100 mL coloque 50 mL da solução de NaCl 10%. 
b) Mergulhe na solução obtida dois eletrodos de ferro, respectivamente ao polo 
positivo e ao polo negativo de uma fonte de corrente contínua. 
c) Após alguns minutos de funcionamento da fonte, desligue-a e agite a solução. 
Observe o ocorrido. 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. GENTIL, Vicente, Corrosão, 4° Edição, Editora LTC, 2008. 
2. COLOMBO, Análise de Contaminantes Ambientais, Depart. de Química e Biologia, 
Universidade Tecnológica Federal do Paraná - Campus Curitiba, 2008. 
 
6. PÓS-LABORATÓRIO 
PARTE I 
1. Qual o fator que provoca a corrosão do ferro? 
2. Escreva as semi-reações ocorridas nas regiões anódica e catódica da pilha de corrosão 
formada. 
PARTE III 
3. Qual dos metais, Fe ou Cu, sofre corrosão? 
4. Escreva as semi-reações que ocorrem nas regiões anódica e catódica da pilha de 
corrosão formada. 
5. Qual a razão das colorações observadas nas regiões anódicas e catódicas? 
PARTE IV 
6. Qual dos metais (Fe ou Zn) sofre corrosão? 
7. Escreva as semi-reações que ocorrem nas regiões anódica e catódica da pilha de 
corrosão formada. 
8. Qual a razão do aparecimento do resíduo esbranquiçado na lâmina de zinco? 
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AULA 08: 
Experimento 07: 
CORROSÃO II – CORROSÃO EM LATAS DE AÇO 
 
1. INTRODUÇÃO 
A atual tecnologia é fortemente dependente da utilização de materiais metálicos, 
aproveitando as excelentes propriedades físicas e químicas dos metais. Por outro lado, 
quase todas as ligas metálicas se deterioram pelo ataque que sofrem do meio ambiente 
onde são utilizadas. Os problemas de corrosão são frequentes e ocorrem nas mais 
variadas atividades (indústria química, automotiva, naval, de construção civil, etc). A 
corrosão preocupa o mundo, que gasta bilhões de dólares ao ano para repor às perdas 
causadas por ela. 
Corrosão pode ser definida como deterioração de um material, geralmente 
metálico, por ação química ou eletroquímica, provocada pelo meio ambiente. 
O ferro, por exemplo, é atacado por água e gás oxigênio do ar formando 
ferrugem. Alguns autores consideram a deterioração de materiais não metálicos 
(concreto, borracha, madeira, etc), devido à ação do meio ambiente, como corrosão. 
 
2. OBJETIVO 
O experimento a seguir tem por objetivo ilustrar ou desenvolver alguns 
conceitos básicos de corrosão: efeito do sal na velocidade de corrosão; uso de metais de 
sacrifício; influência de um pequeno ânodo frente a uma grande superfície de cátodo nas 
edificações e equipamentos. 
 
3. MATERIAL 
3.1. Material: 
- 4 latas (leite em pó, creme de leite, etc.); 
- Placa de zinco; 
 
3.2. Reagente: 
- Solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl). 
 
 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Use 4 latas semelhantes e limpas. Enumere-as de 1 a 4. Faça um risco no fundo 
das latas 2, 3 e 4 (utilize um objeto pontiagudo, como um prego, saca-rolhas, etc). 
Arranhe duas ou três vezes para garantir que a camada de estanho seja removida. 
Prepare a solução aquosa de cloreto de sódio. 800ml são suficientes para um conjunto 
de latas (latas pequenas de 200g). 
As latas deverão ser usadas como indicado a seguir: 
1) lata sem arranhão, com água até 2 ou 3 cm da boca. 
2) lata com arranhão, com água até 2 ou 3 cm da boca. 
3) lata com arranhão, com água salgada (solução aquosa de NaCl a 4,5%). 
4) lata com arranhão, com água salgada e colocar placa de zinco próximo ao arranhão. 
Faça as observações de 24 em 24 horas e anote-as numa tabela como a seguir: 
(copie-a em tamanho adequado para fazer as anotações). 
Tabela 1: Dados obtidos durante a execução do experimento. 
TEMPO (h) LATA 1 LATA 2 LATA 3 LATA 4 
24 
48 
72 
96 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. GENTIL, Vicente, Corrosão, 4° Edição, Editora LTC, 2008. 
2. www.dfq.pucminas.br/apostilas/quimica. Acessado em 02 de novembro de 2009. 
 
6. PÓS-LABORATÓRIO 
1. Quais latas sofreram corrosão? (colocar em ordem crescente de corrosão) 
2. Quais fatores que provocaram maior corrosão numa lata do que em outra? 
3. As latas utilizadas pela indústria de alimentos são revestidas por uma fina camada de 
estanho. Consulte uma tabela de potenciais de redução ou de reatividade de metais, e 
justifique este procedimento. 
4. Por que o arranhão favoreceu o desenvolvimento da corrosão na lata n°2? 
5. Por que a presença de cloreto de sódio (NaCl) aumentou a corrosão na lata n°3? 
6. Procure justificar o que ocorreu na lata n°4. 
43 
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AULA 09: 
Experimento 08: 
CORROSÃO III - INFLUÊNCIA DO MEIO ELETROLÍTICO 
 
1. INTRODUÇÃO 
Devemos ter em mente a importância que representa a natureza do meio 
corrosivo que se encontra na imediata proximidade da superfície metálica. Assim, a 
exemplo de um trocador de calor, o meio corrosivo vai apresentar uma temperatura 
mais elevada na parte em contato imediato com a superfície metálica dos tubos. Tal fato 
pode acarretar uma decomposição, nesta região, dos produtos usados para tratamento da 
água. 
 
2. OBJETIVO 
Demonstrar como se dá a corrosão do ferro quando exposto a diferentes meios 
eletrolíticos 
 
3. MATERIAL 
3.1. Material: Pregos de Ferro; 
 
3.2. Reagentes: 
- Solução de Hidróxido de sódio 1M (NaOH); 
- Solução de Carbonato de sódio 1M (Na2CO3); 
 - Solução de Cloreto de sódio 1M (NaCl); 
 - Solução de Ácido clorídrico 1M (HCl); 
 - Solução de Cloreto de potássio 1M (KCl); 
 - Solução de Ácido sulfúrico 1M (H2SO4); 
 - Solução de Ácido acético 1M (CH3COOH); 
 - Solução de Cloreto de sódio 10% (NaCl). 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
PARTE I 
a) Limpe com água e sabão os pregos polidos e não toque nas superfícies da peça 
com as mãos, devendo-se utilizar pinça.44 
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b) Coloque um prego limpo em sete tubos de ensaio nomeados de A a G e adicione 4 
ml das seguintes soluções nos tubos. 
Tubo A: Hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L 
Tubo B: Carbonato de sódio (Na2CO3) 1 mol/L 
Tubo C: Cloreto de sódio (NaCl) 1 mol/L 
Tubo D: Ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L 
Tubo E: Cloreto de potássio (KCl) 1 mol/L 
Tubo F: Ácido sulfúrico (H2SO4) 1 mol/L 
Tubo G: Ácido acético (CH3COOH) 1 mol/L 
c) Determinar a concentração de íons hidrogênio (Haq+) em cada solução medindo o 
pH das mesmas, utilizando fitas de pH1, o que é suficiente para saber se as mesmas são 
básicas, ácidas ou neutras. 
d) Deixar os pregos nas soluções durante 24 horas, ou seja, de um dia para o outro. 
e) Observar e descrever as mudanças acontecidas. Preencha a Tabela 1 comparativa 
com seus próprios resultados. 
Adicional: 
f) Adicione aos tubos (A a G) duas gotas de ferricianeto de potássio 0,1M 
(K3Fe(CN)6) e observe os resultados. 
g) Num tubo de ensaio H, adicione 1 mL de solução FeSO4 e uma gota de 
ferricianeto de potássio 0,1M (K3Fe(CN)6). Compare este resultado com os obtidos 
quando o ferricianeto de potássio foi adicionado às soluções que contém o prego (tubos 
A a G). Observe, conclua e complete a Tabela 1. 
 
Tabela 1: Resultados obtidos com a Parte I do experimento Corrosão III - Influência 
do Meio Eletrolítico. 
Tubo pH Caráter Observação 1i Observação 2ii 
A 
B 
C 
 
1
 São pedaços de papel cobertos com uma substância indicadora. Geralmente há dois tipos de fitas, as que 
possuem apenas um tipo de indicador, geralmente o tornassol. E as que possuem mais de dois tipos. 
Ao mergulhar a fita em um líquido, a coloração da região impregnada com a solução indicadora, muda de 
coloração e com uma tabela de comparação se determina o valor de pH da solução analisada. 
Esta técnica serve apenas para uma avaliação inicial da amostra, existem pHmetros que realizam a 
determinação do pH das soluções com muita precisão. 
45 
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D 
E 
F 
G 
H 
(i) O que foi observado antes de adicionar o ferricianeto de potássio aos tubos. 
(ii) O que foi observado após adicionar o ferricianeto de potássio aos tubos. 
 
INFLUÊNCIA DO MEIO ELETROLÍTICO NA CORROSÃO CAUSADA 
POR CORRENTE IMPRESSA 
 
PARTE II: Água destilada 
a) Em um béquer de 100 mL coloque 40 mL de H2O. 
b) Mergulhe na solução obtida dois eletrodos de ferro, respectivamente ao polo 
positivo e ao polo negativo de uma fonte de corrente contínua, conforme Figura 1. 
c) Após um ou dois minutos agitar o eletrólito: nada se observa, permanecendo o 
aspecto inicial. 
 
Figura 1: Esquema do aparato de corrosão para avaliação da influência do meio 
eletrolítico. 
PARTE III: Solução de Cloreto de Sódio 
a) Em um béquer de 100 mL coloque 40 mL da solução de NaCl 10%. 
b) Mergulhe na solução obtida dois eletrodos de ferro, respectivamente ao polo 
positivo e ao polo negativo de uma fonte de corrente contínua. 
c) Após alguns minutos de funcionamento da fonte, desligue-a e agite a solução. 
Observe o ocorrido. 
 
46 
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5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. GENTIL, Vicente, Corrosão, 4° Edição, Editora LTC, 2008. 
2. MORA, Nora Díaz; SIHVENGER, João Carlos; LUCAS, Juliana Fenner R. 
Caderno de Práticas de Laboratório de Química Geral. Universidade Estadual do 
Oeste do Paraná, 2006. 
6. PÓS-LABORATÓRIO 
1. Indique as soluções nas quais observou alguma evidência de corrosão na parte I. 
Explique. 
 
2. Escreva as reações de oxidação e redução do ferro, cobre e alumínio imersos nas 
soluções preparadas, assumindo que existe suficiente oxigênio dissolvido. 
 
3. Quais as características observadas na ponta, na cabeça e no resto do prego? Explique 
essas diferenças em relação ao processo de fabricação do prego. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
 
Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
AULA 10: 
Experimento 09: 
CORROSÃO IV – PROTEÇÃO CATÓDICA 
 
1. INTRODUÇÃO 
A proteção catódica é um método de controle de corrosão que consiste em 
transformar a estrutura à proteger no cátodo de uma célula eletroquímica ou eletrolítica. 
O emprego de proteção catódica em estruturas de concreto enterradas ou submersas é 
ainda pouco frequente, devido a dificuldades, tais como necessidade de se interligar 
toda a armadura do concreto, de modo a funcionar como um negativo único e a 
possibilidade de fraturas no concreto devido aos esforços gerados pela pressão parcial 
do hidrogênio liberado no cátodo, quando submetido a potenciais muito negativos. Não 
pode ser usada em estruturas aéreas em face da necessidade de um eletrólito contínuo, o 
que não se consegue na atmosfera (Gentil, 2008). 
 
1.1. Proteção catódica galvânica 
O sistema de proteção catódica galvânica ou por ânodo de sacrifício é aquele 
que utiliza uma força eletromotriz de natureza galvânica para imprimir a corrente 
necessária à proteção da estrutura considerada. Esta força eletromotriz resulta da 
diferença entre o potencial natural do ânodo e o potencial da estrutura que se deseja 
proteger. É uma grandeza que depende das características do ânodo, do material que 
compõe a estrutura que se deseja proteger e, de cera forma, do próprio eletrólito. 
Como a diferença de potencial conseguido nesse sistema é relativamente 
pequena ele é aplicado somente a meios de resistividade elétrica da ordem de no 
máximo, 6000 Ω.cm. É usual o emprego deste sistema em instalações marítimas, já que 
a baixa resistividade da água do mar possibilita uma baixa resistência no circuito de 
proteção catódica, permitindo a injeção, no sistema, de uma corrente de maior 
intensidade. 
Os materiais tradicionalmente utilizados como ânodos galvânicos são: 
• Ligas de magnésio; 
• Ligas de alumínio; 
• Ligas de zinco. 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
Outros materiais podem eventualmente ser utilizados como ânodos galvânicos, 
em sistemas particulares. Como exemplo, cita-se o uso de chapas de aço carbono para 
proteção de peças de bronze, latão ou cobre, em serviço na água do mar. 
Ao fazer a ligação do ânodo com a estrutura, estando ambos em contato 
simultâneo com o eletrólito, forma-se uma pilha na qual a corrente que circula resulta da 
dissolução eletroquímica do ânodo. 
 À luz deste fenômeno, é fácil concluir-se que, em última análise, o ânodo 
galvânico representa uma certa quantidade de energia acumulada, a qual será liberada 
paulatinamente, proporcionando uma corrente elétrica que exercerá uma ação protetora 
sobre a superfície da estrutura (cátodo). 
A circulação desta corrente no sistema dá origem a um processo de 
polarização, fazendo com que os potenciais de ambos os componentes, ânodo e cátodo, 
se desloquem em sentidos convergentes. Assim, o ânodo sofrerá uma polarização 
anódica, a qual, por princípio, deve ser muito pequena, e a estrutura (cátodo) sofrerá 
uma acentuada polarização catódica, de modo a atingir o potencial de imunidade, ou de 
estabilidade termodinâmica do metal, ou liga, no meio considerado. 
 
1.2. Proteção catódica por corrente impressa 
O sistema de proteção catódica por corrente impressa é aquele que utiliza uma 
força eletromotriz, proveniente de uma fonte de corrente contínua, para imprimir a 
corrente necessária à proteção da estrutura considerada. Esta força