Manual de Qu�mica Geral II Engenharia e CNM

Prévia do material em texto

Manual de 
Química Experimental II 
EXPERIMENTO 6 
PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES 
I-OBJETIVOS 
1. Preparar soluções. 
2. Verificar a concentração real das soluções preparadas. 
3. Preparar soluções diluídas a partir de soluções concentradas. 
II-INTRODUÇÃO 
 
A maioria dos materiais que fazem parte de nosso dia-a-dia são classificados como 
mistura. Estas misturas podem ser heterogêneas ou homogêneas. Soluções são definidas 
como misturas homogêneas de dois ou mais componentes. Há muitos exemplos de soluções 
no mundo que nos cerca. O ar que respiramos é uma mistura homogênea de muitas 
substâncias gasosas. O aço é uma solução sólida de ferro, carbono e outros componentes. 
Os oceanos são soluções de muitas substâncias dissolvidas em água. Os fluídos que circulam 
em nossos corpos são soluções que carregam uma enorme variedade de nutrientes 
essenciais. As soluções líquidas são as mais comuns. Elas podem ser obtidas pela dissolução 
de um gás, de um líquido ou de um sólido em um líquido. Se este líquido for a água, a 
solução é chamada de solução aquosa. 
Dois componentes formam uma solução: soluto e solvente. O solvente é aquele 
componente que não muda de fase quando a solução é formada. Se todos os componentes 
permanecerem na mesma fase, aquele que estiver em maior quantidade é chamado de 
solvente. 
A concentração de uma solução pode ser expressa tanto qualitativa como 
quantitativamente. Os termos diluído e concentrado são usados para descrever 
qualitativamente uma solução. Para expressar a quantidade de uma substância contida em 
uma solução foram definidas diversas unidades de concentração: fração molar, molaridade, 
molalidade, normalidade, percentagem em peso etc. 
Devido a erros experimentais na preparação da solução, a concentração da mesma 
pode não corresponder ao valor desejado. É necessário, portanto, determinar a concentração 
real da solução preparada (isto é, padronizá-la) através de um procedimento conhecido 
como titulação. Assim, por exemplo, uma solução de um ácido de concentração conhecida 
pode ser usada para indicar a concentração de uma solução básica. Na titulação devemos 
reconhecer o ponto final, isto é, quando todo o ácido foi neutralizado e quantidades 
equivalentes de ácido e base reagiram. Os indicadores, substâncias escolhidas e adicionadas 
no início do processo à solução, tem exatamente esta função, pois mudam de cor na solução 
quando um pequeno excesso de um dos reagentes é adicionado permitindo identificar o 
término do processo. 
Algumas soluções denominadas padrões primários são usadas como referência. Isso 
se deve ao tipo de soluto nestas soluções capaz de ser obtido em estado suficientemente 
puro, tendo condições de se manter inalterável no ar durante a pesagem e na solução, isto 
é, não sendo higroscópico, volátil, oxidável ou sujeito a carbonatação. É o caso do biftalato 
de potássio, por exemplo. 
Já certos reagentes higroscópicos, voláteis ou enquadrados em outra das situações 
acima citadas não permitem a preparação de soluções de concentração bem definida. Neste 
caso, após preparar uma solução de concentração aproximada à desejada, verifica-se a sua 
concentração real pela reação com uma solução de padrão primário. Estas soluções assim 
padronizadas são denominadas de padrões secundários. 
 
III- NOTAS DE SEGURANÇA 
 
Hidróxido de sódio (NaOH) - base corrosiva. Evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
Ácido clorídrico (HCl) - ácido corrosivo e também inflamável. Evite contato com os olhos, 
pele ou roupa. 
Biftalato de potássio ((C6H4COOKCOOH)-Irritante. Evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
 
IV- PRÉ-LABORATÓRIO 
1. Determine a quantidade de NaOH necessária para preparar 25 mL de solução 1M 
2. Explique como procederia para preparar 50 mL de NaOH 0,1M a partir da solução de 
NaOH1 M . 
3. Apresente os cálculos para o preparo de 25 mL de solução de HCl 0,1M a partir de HCl 
concentrado (d = 1,19 g/mL, 37%). 
V-PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Parte A – Preparações de NaOH 1M e 0,1M 
1. Coloque uma pastilha de NaOH sobre um pedaço de papel e reserve para observação 
durante o período da prática. 
2. Partindo de cálculo feito por você no pré-laboratório, pese a quantidade de NaOH 
necessária para preparar 25 mL de solução 1M. 
3. Dissolva esta amostra na menor quantidade possível de água e passe para um balão 
volumétrico de 25 mL, completando com água até o volume desejado. Agite bem 
para homogeneizar a solução. 
 
4. Utilizando os cálculos realizados no item 2 do pré-laboratório prepare 50 mL de 
NaOH 0,1M a partir de NaOH 1M. 
 
Parte B- 1. Padronização do NaOH 0,1M: 
1.1 Pese em um béquer 0,2 g de biftalato de potássio. 
1.2 Transfira esta amostra cuidadosamente para o erlenmeyer. 
1.3 Dissolva em água o biftalato de potássio. 
1.4 Adicione duas gotas do indicador fenolftaleina. 
 
1.5 Carregue uma bureta com solução 0,1 M de NaOH preparada por você. 
1.6 Adicione lentamente por gotejamento a solução de hidróxido NaOH 0,1M sobre a 
solução de biftalato de potássio, até a viragem do indicador. 
1.7Anote o volume gasto de NaOH. 
 
Resultado ______mL NaOH; 
Obs. Reserve o restante de NaOH na bureta para utilização no item seguinte. 
 
Parte C –Preparação do HCl 0,1M 
1. Meça o volume de HCl concentrado necessário para preparar 25 mL de solução 0,1M. 
2. Coloque uma porção de água destilada no balão volumétrico e em seguida, adicione 
cuidadosamente o HCl. 
3. Complete com água até a aferição do balão. 
 
Parte D- Padronização do HCl: 
2.1 Meça 10 mL de solução do HCl (preparada por você) e transfira para um 
erlenmeyer. Adicione algumas gotas de fenolftaleína. 
2.2 Verifique a leitura do volume da bureta contendo NaOH 0,1 M. Titule a solução 
anotando o volume gasto . 
 
Resultado ______mL NaOH; 
 
VI-PÓS-LABORATÓRIO 
1. Que dificuldades poderia antecipar na preparação de uma solução de NaOH? 
2. Por que a quantidade de água utilizada para dissolver o biftalato de potássio não 
interfere com o resultado da titulação? 
3. Calcule a concentração real da solução de NaOH preparada por você e discuta os 
resultados. 
4. Quais soluções preparadas por você seriam consideradas padrões secundários? E 
padrão primário? 
5. Qual a concentração real do HCl supostamente 0,1M que preparou? 
VII- BIBLIOGRAFIA 
1) BROWN, T. L.; LeMAY,Jr,H. E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE,J.R. Química a Ciência 
Central. 9ª ed. São Paulo, Pearson 2005. 
2) CHANG, R. Química Geral:Conceitos Essenciais. 4ª ed. São Paulo, McGraw-Hill 
2006. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 7 
DETERMINAÇÃO DE CÁLCIO, MAGNÉSIO E DUREZA TOTAL DE ÁGUA 
I- OBJETIVOS 
1. Aplicar técnica de titulação na determinação de componentes químicos em uma 
amostra de água. 
2. Utilizar resina catiônica para abrandamento da água. 
II- INTRODUÇÃO 
 
A maioria dos sais é solúvel em maior ou menor proporção em água. Qualquer amostra 
da mesma contém diferentes quantidades e tipos de cátions e ânions dissolvidos, refletindo a 
natureza do solo sobre o qual a água passa ou foi armazenada. A composição da água de um 
rio é determinada principalmente pela interação da água da chuva com as rochas e o solo no 
caminho da mesma para o mar. Gipsita (CaSO42H2O) e calcita (CaCO3) são comumente 
encontradas em depósitos sedimentares na superfície da terra. Um mineral comum em 
rochas antigas é a dolomita (MgCa(CO3)2). Gipsita é ligeiramente solúvel em água e todos os 
carbonatos são solúveis em água contendo traços de ácido. A não ser que a chuva seja ácida 
por poluição industrial, a acidez da água é devida ao CO2 presente noar que se dissolveu 
formando uma solução levemente ácida: 
CO2 (g)+ 2H2O (l) H3O
+
(aq) + HCO3
–
 (aq) 
O ácido formado reage com as rochas contendo carbonato de cálcio e magnésio. 
H3O
+
(aq)+ CaCO3 (s) Ca
+2
(aq) + HCO3
– 
(aq) + H2O (l) 
Estes processos geoquímicos justificam a maior abundância de cálcio e magnésio em 
relação a outros cátions e a presença de bicarbonato como ânion mais abundante na água de 
um rio. Para algumas aplicações, pequenas quantidades de cátions como Na+ e K+ não 
resulta em nenhum problema, mas, a presença de Ca+2, Mg+2 e Fe+2, devido a tendência 
destes íons de precipitar na forma de carbonatos, fosfatos e hidróxidos, tem que ser 
controlada. Quando a precipitação destes íons ocorre em tubulações ou caldeiras o fluxo é 
reduzido e obstruído de forma crítica e situações perigosas, como explosões, podem ocorrer. 
O problema é agravado por terem estes sais, solubilidade inversamente proporcional a 
temperatura. O aquecimento faz aumentar a precipitação, formando incrustações que 
funcionam como isolante térmico. Se há necessidade de aquecimento no processo, ocorre 
então uma elevada perda de calor. No âmbito doméstico, a formação de sais insolúveis de 
Ca+2 e Mg+2 com sabão era mais comumente observada antes do uso de detergentes que 
têm a distinta vantagem de serem mais efetivos nestas situações. 
Água com alto conteúdo de Mg+2 e Ca+2 é denominada de água dura e o grau de dureza é 
relacionado a concentração destes dois cátions. Dureza total é a soma das durezas 
individuais dos dois íons. Água branda, em contrapartida é aquela com baixa concentração 
destes íons. Os outros cátions que se encontram associados a estes dois são mascarados ou 
precipitados antes da determinação. Em geral as quantidades de Fe+2, Al+3e Cu+2 são tão 
baixas que não têm influência. A análise da água para determinar o seu grau de dureza, 
torna-se então necessária para adotar as devidas correções conforme o uso a que se destina. 
A dureza de uma amostra de água pode ser determinada por titulação dos cátions 
alcalinos terrosos com ácido etilenodiaminotetracético ( EDTA ). Este reagente é um ácido 
fraco que pode perder quatro prótons em neutralização completa. Sua forma estrutural é: 
 
HOOC - CH2 CH2 - COOH 
 
N - CH2 - CH2 - N 
 
 HOOC - CH2 CH2 - COOH 
 
As quatro posições ácidas e os dois átomos de nitrogênio contêm pares de elétrons não 
ligantes de forma que uma molécula de EDTA pode formar até seis ligações simultâneas 
envolvendo o íon metálico. O composto assim formado do tipo denominado complexo, é 
bastante estável e as condições para sua formação podem ser controladas, mantendo, por 
exemplo, o pH constante, para discriminar o íon metálico e manter a proporção EDTA: metal 
na relação 1:1. 
A titulação é acompanhada por indicadores que formam também complexo com os íons 
metálicos. Este complexo deve apresentar uma coloração diferente daquela do indicador 
livre. O ponto final da titulação de um íon metálico com EDTA em presença de um indicador 
envolve uma reação do tipo : 
M - Ind + EDTA  M - EDTA + Ind 
O processo que ocorre durante uma titulação com EDTA, empregando o indicador negro 
de eriocromo T, pode ser descrito da seguinte forma: uma pequena quantidade do indicador 
é adicionada à solução do íon metálico, de tal modo que apenas uma pequena parte do metal 
se combina com o indicador, produzindo o complexo que dará a cor vermelho-vinho à 
solução. A medida que a solução de EDTA é adicionada, este reagente se combina com os 
íons metálicos livres em solução. Quando todo íon metálico estiver complexado, uma gota a 
mais da solução de EDTA deslocará o metal que se encontra complexado com o indicador, 
provocando o aparecimento da coloração azul do indicador livre que assinala o ponto final da 
titulação. 
A dureza é freqüentemente expressa em partes por milhão (ppm) de carbonato de 
cálcio. Uma fonte de água com dureza de 100 ppm conteria o equivalente a 100 gramas de 
CaCO3 em um milhão de gramas de água ou 0,1 g em um litro de água. 
O abrandamento da água pode ser obtido por diversos modos. Atualmente as indústrias 
utilizam resinas de trocas iônicas com a finalidade de remover cátions e/ou ânions. As 
resinas mais eficientes são polímeros sintéticos, os quais possuem uma cadeia principal de 
hidrocarboneto com grupos funcionais carregados ligados a elas (figura 1). 
Se estes grupos funcionais são negativamente carregados, a carga negativa é 
contrabalanceada por íons positivos (cátions). Devido aos cátions não estarem ligados 
quimicamente à resina estes podem ser substituídos por cátions que possuam uma carga 
positiva equivalente. Estas resinas são denominadas resinas catiônicas e são encontradas 
normalmente na forma de 2RZ – SO3
H+ + Ca2 (RZ – SO3
)2Ca
2+ + 2H+ onde RZ 
representa o polímero orgânico. 
Se os grupos funcionais ligados a resina são carregados positivamente, por exemplo, 
N+(CH3), o contra íon será carregado negativamente e a resina será denominada resina 
aniônica, originalmente na forma de OH. 
RZ – N+(CH3)3OH
 + Cl RZ – N+(CH3 )Cl
- + OH- 
SO3
_
SO3
_
SO3
_
SO3
_
SO3
_
H+
H+
H+
H+
H+ (CH3)3N
+
(CH3)3N
+
(CH3)3N
+
(CH3)3N
+
(CH3)3N
+
OH-
OH-
OH-
OH-
OH-
Ca
2+
 + 2Cl
-
 H+ + OH- H2O
Resina Catiônica Resina aniônica
 
Figura 1 – Exemplo de funcionamento de uma resina de Troca Iônica 
 
Se quantidades equivalentes de resinas catiônicas e aniônicas forem misturadas, a 
combinação removerá todo sal dissolvido, e o H+ produzido pela troca de cátions neutralizará 
o OH produzido pela troca do ânion. Então a água após o tratamento será uma água 
deionizada pura. 
III- NOTAS DE SEGURANÇA 
Sal disódico de ácido etilenodiaminotetracético, Na2H2C10O8N2H12.2H2O- irritante para olhos, 
pele e sistema respiratório. Evite contato 
Carbonato de cálcio (CaCO3)- Irritante. Evite contato. 
Ácido clorídrico (HCl) ácido corrosivo e também inflamável. Evite contato com os olhos, pele 
ou roupa. 
Murexida e Negro de eriocromo T – todas as soluções podem ser irritantes. Evite contato 
com os olhos, pele ou roupa. 
IV- PRÉ-LABORATÓRIO 
1. Calcule a quantidade de sal disódico de ácido etilenodiaminotetracético, Na2H2Y.2H2O 
sendo Y = C10O8N2H12 , necessária para preparar 250 mL de solução 0,01 M de EDTA. 
Dados: massa molar do sal disódico de ácido etilenodiaminotetracético = 372,24 g 
 
V- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Parte A – Determinação de Ca2+ em uma amostra de água 
1. Utilizando uma proveta, retire uma alíquota de 50 mL da amostra de água fornecida 
pelo seu professor e transfira para um erlenmeyer de 250 mL. 
2. Adicione a esta amostra, 2mL de KOH a 10 % e uma pitada do indicador murexida, 
que é específico para o cálcio, mesmo em presença de magnésio. 
3. Titule esta mistura com solução de EDTA 0,01 M até mudança de cor do indicador.
 
Obs.:Caso a quantidade de EDTA necessária para mudar a cor do indicador seja muito 
pequena, aumente o volume da amostra de água. 
 
Volume de EDTA utilizado_____________mL 
 
Parte B – Determinação de Ca2+ e Mg2+ em uma amostra de água 
 
1. Transfira para um erlenmeyer de 250 mL uma alíquota de 50 mL da amostra de água 
e 3mL da solução tampão pH=10 ( NH4Cl/NH3). 
2. Adicione a seguir o indicador negro de eriocromo T que permita a determinação 
simultânea dos íons Ca+2 e Mg+2. 
3. Continue o procedimentoacrescentando EDTA 0,01 M gota a gota sob agitação até 
mudança de cor do indicador. 
Volume de EDTA utilizado_______mL 
 
Parte C – Abrandamento da amostra de água 
1. Coloque em um erlenmeyer de 250 mL, 100 mL da água fornecida pelo seu 
professor. 
2. Adicione ao mesmo, a resina catiônica (5 g se estiver seca ou 8 g se a resina estiver 
úmida) e misture por 10 minutos. 
 
3. Retire a água sobrenadante e repita o procedimento da parte B para determinação 
da dureza total. 
4. Compare o resultado com o obtido na parte B. 
Volume de EDTA utilizado_______mL. 
 
VI- PÓS-LABORATÓRIO 
1. Determine o teor de Ca+2 presente (em gramas)(Parte A) em cada alíquota de 50 mL 
de água analisada. 
2. Expresse os resultados do item anterior em ppm (mg/L). 
 3. Calcule a dureza total da água e expresse na forma de CaCO3 (mg de CaCO3/L) 
considerando como se o Mg+2 porventura presente fosse todo Ca+2. 
4. Calcule a dureza total da água após abrandamento 
 5. Cite e comente dois outros métodos de abrandamento da água. 
 
VII – BIBLIOGRAFIA 
 
1) VOGEL, J. Análise Inorgânica Quantitativa.4ª ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois, 
1981. 
2) BAIRD, C. Química Ambiental. 2ªed. Porto Alegre: Bookman, 2002. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 8 
CINÉTICA QUÍMICA E EQUILÍBRIO 
I) OBJETIVOS 
 
1) Determinar a relação entre velocidade de reação e a concentração dos reagentes; 
2) Discutir mecanismos de reação; 
3) Verificar a diferença entre catalisador e reagentes; 
4) Interpretar mudanças no equilíbrio com base no princípio de Le Chatelier. 
 
II) INTRODUÇÃO 
CINÉTICA QUÍMICA 
A velocidade de muitos processos é de interesse para nós. A velocidade do carro em 
Km/h, o número de kilowatt de eletricidade usado em sua casa por mês ou o custo por 
minuto de um telefonema. Verifique que a velocidade desses processos é expressa em 
unidades de alguma quantidade (distância, energia, reais) dividida por um período de 
tempo. 
A velocidade das reações químicas, expressa pela variação da quantidade de reagente 
químico (freqüentemente em moles/litro) dividido pelo tempo (usualmente em segundos), é 
de grande significado em aspectos práticos e teóricos da química. Do ponto de vista prático, 
é desejável ajustar as condições para uma reação a fim de que essa ocorra em um tempo 
razoável (minutos, horas, ou dias) não devendo ser tão devagar a ponto de se esperar anos 
ou tão rápida que resulte em uma explosão. De uma perspectiva teórica, um estudo da 
variação de velocidade com concentração e temperatura ajuda a elucidar mecanismos de 
reação. 
EFEITO DA TEMPERATURA: A velocidade de qualquer reação aumenta com o aumento 
da temperatura (como regra geral, cada aumento de 10° C duplica a velocidade da 
reação). Considere a reação potencialmente explosiva entre hidrogênio e oxigênio para 
produzir água. Embora que a reação seja altamente exotérmica, uma mistura de 
hidrogênio e oxigênio permanecerá em um frasco indefinidamente sem formação de 
água perceptível. Antes que o oxigênio comece a formar ligações com o hidrogênio, as 
ligações hidrogênio-hidrogênio e oxigênio-oxigênio devem ser rompidas. A quebra das 
ligações requer energia. Aparentemente esse processo requer mais energia do que a 
maioria das moléculas tem em temperatura ambiente. A proporção que a temperatura 
do sistema é aumentada, a fração das moléculas com energia suficiente para que 
ocorra a quebra por colisão aumenta dramaticamente e a velocidade da reação 
aumenta. 
 
EFEITO DA CONCENTRAÇÃO : Um acréscimo na concentração dos reagentes aumenta a 
velocidade de uma reação. Considere a reação entre hidrogênio e iodo para produzir 
ácido iodídrico (HI). 
Para que haja reação, uma colisão entre as moléculas H2 e I2 deve ocorrer. Deve-se 
esperar que duplicando a concentração do H2 ou a concentração do I2 se duplique o 
numero de colisões e a velocidade. Uma duplicação de ambas H2 e I2 deve quadruplicar 
o número de colisões e a velocidade. Nessa reação a velocidade deve ser proporcional 
as concentrações de H2 e I2 ou 
Velocidade = k [H2] [I2] 
 Onde k é chamada de constante de velocidade. A expressão para velocidade acima é 
consistente com a conclusão de que a duplicação da concentração tanto do hidrogênio 
quanto do iodo deve duplicar a velocidade. Deve-se notar que a constante de 
velocidade, k, é dependente da temperatura e cresce bastante com o aumento da 
temperatura, e mais importante, da eficiência das colisões. A expressão da velocidade, 
portanto, para uma reação de uma etapa será proporcional ao produto das 
concentrações das espécies que reagem cada um elevado à potência dada pelo 
coeficiente das espécies na reação. 
A  P v = k [A] 
A + B  P V= k [A] [B] 
2A + B  P v= k [A]2 [B] 
Se a reação ocorre em mais de uma etapa a expressão da velocidade dependerá da 
etapa determinante da velocidade que é a mais lenta. A estequiometria da reação que 
verificamos nesta pratica é: 
2I– + S2O8 
–2  I2 + 2SO4
–2 
Essa reação tal como ocorre, aparentemente requer a colisão simultânea de 3 íons. A 
possibilidade dessa ocorrência é muito pequena. Reações que envolvem mais de duas 
moléculas ou íons, usualmente ocorrem em etapas. 
Para a reação entre dois iodetos e o persulfato, uma seqüência possível seria o 
seguinte: 
I– + S2O8 
–2  SO4
–2 + SO4 I
– MECANISMO 1 
SO4 I
– + I–  I2 + SO4
–2 
Em um processo de muitas etapas uma das reações será provavelmente mais lenta, 
essa é chamada de etapa determinante da velocidade. Isto significa que a velocidade 
total do processo é determinada primariamente pela velocidade de etapa lenta. Para o 
mecanismo 1 se a primeira etapa é a determinante de velocidade, e a expressão para a 
velocidade é somente a expressão para a primeira etapa : 
Velocidade: K [I– ] [ S2O8 
–2] expressão da velocidade para mecanismo 1a 
Se, entretanto a segunda etapa é mais lenta que a primeira a expressão corresponde a 
mesma da reação em uma única etapa: 
Velocidade: K [I– ]2 [ S2O8 
–2] expressão da velocidade para mecanismo 1b e 
também para uma improvável reação de etapa única 
Uma segunda possível seqüência seria: 
 2I–  I 2
2 – MECANISMO 2 
 I 2
2 – + S2O8 
–2  I2 + 2 SO4
–2 
Se a primeira etapa é o determinante: 
 Velocidade: K [I– ]2 expressão da velocidade para mecanismo 2a 
Se a segunda etapa é a mais lenta então a expressão novamente corresponde a mesma 
da reação em uma única etapa: Velocidade : K [I– ]2 [ S2O8 
–2] 
Seus resultados experimentais deverão permitir distinguir entre as três expressões de 
velocidade e a eliminar alguns dos mecanismos citados. Para ajudá-lo a determinar o 
tempo requerido para cada reação ocorrer uma solução de tiosulfato de sódio ( Na2S2O3 
) é usado como parte de um sistema indicador. Como a quantidade de produto ( SO4
–2 ) 
formado em cada caso será o mesmo, as velocidades relativas de reação serão 
inversamente proporcional ao tempo de reação. Por exemplo, a reação que ocorre em 
25 segundos tem o dobro da velocidade de uma que necessita de 50 segundos para 
ocorrer. 
 
EFEITO DO CATALISADOR: Algumas substâncias adicionadas a uma mistura reacional 
aumentam substancialmente a velocidade de reação, por propiciar um caminho 
alternativo abaixando a energia das etapas para formação de produto. Uma 
característica do catalisador é queesse não é consumido no processo. 
A decomposição do peróxido de hidrogênio será utilizada para exemplificar esse efeito: 
 2 H2O2  H2O  O2 
A velocidade dessa reação pode ser facilmente avaliada pela intensidade de 
desprendimento do oxigênio (O2 - bolhas de gás ). Cabe ressaltar que oxidantes fortes 
reagem com peróxido de hidrogênio produzindo oxigênio, por exemplo: 
 H2O2  Cl2  2 HCl  O2 
Nesse caso, não se trata de uma reação catalisada, mas sim de uma reação 
estequiométrica, já que o cloro é consumido pela reação. 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Muitas reações químicas ocorrem essencialmente até completar-se, mas outras atingem 
equilíbrio em algum ponto entre reação nenhuma e essencialmente reação completa. O 
estado do equilíbrio é o ponto em que a velocidade da reação direta se iguala à 
velocidade da reação inversa. Para essas reações, o ponto de equilíbrio pode ser 
atingido a partir de qualquer direção pela mistura ou de reagentes ou de produtos, 
claramente indicando que a reação pode deslocar-se na direção direta ou inversa. 
Através da reação estudada nessa prática será possível observar que ao se mudar a 
concentração de reagentes ou produtos, o ponto de equilíbrio se desloca em uma 
direção que tende a minimizar a mudança. 
 Fe +3 + SCN –  Fe(SCN)+2 
Esse comportamento foi sumarizado em um princípio geral, em 1884, por um químico 
francês HENRI LOUIS LE CHATELIER: “Uma reação química que é deslocada do 
equilíbrio por uma mudança de condição (concentração, temperatura, pressão e 
volume) procederá na busca de um novo estado de equilíbrio na direção que pelo 
menos parcialmente minimizará a mudança nessa condição.” 
 
III) NOTAS DE SEGURANÇA 
 Soluções de iodo podem manchar a pele e roupas. 
Iodeto de potássio ( KI). Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, pele ou roupa. 
Persulfato de sódio (Na2S2O8). Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, pele ou 
roupa. 
Cloreto de Potássio (KCl). Irritante. Evite contato. 
Tiosulfato de Potássio (K2S2O3). Cuidado! Pode ser perigoso se inalado ou ingerido. Pode 
causar irritação na pele, olhos e aparelho respiratório. 
IV) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1) – Velocidade de uma Reação 
1.1) De acordo com a tabela abaixo prepare 08 tubos de ensaio com reagentes numerados 
de 01 a 05 deixando o 6º reagente para ser adicionado no momento do início da contagem 
do tempo. Anote o tempo necessário até a solução tornar-se colorida. Verifique que a 
primeira determinação é repetida três vezes, tubos 1º, 2º e 3º, para checar a precisão da 
experiência. 
 
TABELA 
Reagente Solução para cada experiência (mL) 
 
 
10 
tubo 
20 
tubo 
30 
tubo 
40 
tubo 
50 
tubo 
60 
 tubo 
70 
tubo 
80 
tubo 
01 KI (solução 0,2M) 
 
2 2 2 1 0,5 2 2 2 
02 Na2S2O3 (solução 0,0050M 
em solução 0,4% de 
amido) 
 
1 1 1 1 1 1 1 1 
03 KCl (solução 0,2M) 
 
 1 1,5 
04 K2SO4 (solução 0,1M) 
 
 1 1,5 
05 CuSO4 (solução 0,1M) 
 
 1 
gota 
06 
 
(NH4)2S2O8 (solução 
0,1M) 
 
2 2 2 2 2 1 0,5 2 
 
TEMPO (Segundos) 
 
 
 
 
2)- Catálise 
2.1) Prepare três tubos de ensaio e adicione em cada um deles um dos reagentes abaixo. 
Utilize 1 mL de cada reagente. 
2.1.1) NaOH 2,5M 
2.1.2) H2 SO4 2M + KMnO4 (ainda vou colocar a concentração dessa solução) 
2.1.3) H2 SO4 2M + CuSO4 (ainda vou colocar a concentração dessa solução) 
2.2) Adicione a cada um desses tubos 2 mL de solução de H2O2 1:5 
 
2.3) Descreva os efeitos observados em cada um dos tubos e faça as anotações. 
 
3)- Equilíbrio Químico 
3.1)Solicite de seu professor 20 mL de uma solução denominada padrão já preparada pela 
adição de 15 mL de Fe (NO3)3 0,1M e 15 mL de KSCN 0,1M seguido de diluição com água até 
o volume de 250 mL. 
3.2)Meça 5 mL dessa solução em um tubo de ensaio e misture com 1 mL de Fe (NO3)3 0,1M. 
3.3)Adicione outros 5 mL dessa amostra em um segundo tubo de ensaio e 1 mL de KSCN 
0,1M 
3.4) Em um terceiro tubo de ensaio adicione a 5 mL dessa solução, 5 a 6 gotas de NaOH 6 
M. Observe a formação de um precipitado, Fe(OH)3. 
3.5) Para efeito de comparação e controle da cor adicione 5 mL de solução em um quarto 
tubo de ensaio. 
3.6) Compare a intensidade relativa da cor vermelha do íon Fe(SCN)+2 em cada um dos três 
tubos com o conteúdo do quarto tubo que contém a solução original preparada pelo 
professor. 
 
V) PÓS – LABORATÓRIO 
1) Interprete os resultados da Parte 1 e indique qual a ordem de reação em relação aos íons 
I– e S2O8
–2. 
2) Dos mecanismos propostos na introdução teórica qual pode ser indicado considerando o 
resultado experimental? 
3) Qual a função do CuSO4 nessa reação? 
4) Na Parte 2 em que sistemas podemos indicar a presença de catalisadores? 
5) Interprete baseando-se no princípio de LE CHATELIER, as observações da Parte 3. 
 
V-REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1) POSTMAN, J. M.; ROBERTH Jr., J. L.; HOLLENBERG, J. L., Chemistry in the Laboratory,, 
Editora Freeeman and Company, New York, 2000. 
2) MUROV, S.; STEDJEE, B., Basic Chemistry, John Wiley, New York, 1996. 
3) BESSLER, K. E., NEDER, A . V. F.; Química em Tubos de Ensaio, Editora Edgard Blucher 
Ltda, 2004. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 9 
ÁCIDOS E BASES 
I) OBJETIVOS 
 
1) Identificar experimentalmente ácidos e bases 
2) Observar as propriedades dos indicadores 
3) Verificar as propriedades de uma solução tampão 
4) Determinar a quantidade de um ácido (ou base) através de titulação ácido-base 
 
II) INTRODUÇÃO 
Em sua versão moderna, o conceito de Arrhenius de ácido e bases define um ácido 
como qualquer substância que pode aumentar a concentração de íon hidrônio; H3O
+, em 
solução aquosa. Por outro lado, uma base é uma substância que aumenta a 
concentração de íon hidróxido, OH-, em água. Por exemplo, o ácido clorídrico, HCl, é 
uma substância ácida porque reage com água de acordo com a reação: HCl(aq) + H2O(l) 
 H3O
+
(aq)
 + Cl–(aq). Enquanto que o composto NaOH é uma base porque em água sofre 
dissociação. NaOH(s)  Na
+
(aq) + OH
–
(aq). 
 
DISSOCIAÇÃO DA ÁGUA 
A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, embora baixa, como 
conseqüência de sua autodissociação: H2O(l) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + OH
–
(aq) 
ou de modo simplificado como: H2O(l)  H
+
(aq) + OH
–
(aq) 
A constante de equilíbrio para a dissociação representada pela última equação é escrita 
como: 
  
 OH
OHH
K
2


 
Como a concentração de H2O é essencialmente constante, 
 Kw = K[H2O]= H
+][OH-] 
O valor de Kw, a constante de dissociação da água é 1,0 x10
-14 a 25 C. 
SOLUÇÕES ÁCIDAS, BÁSICAS E NEUTRAS 
Uma solução ácida é aquela na qual a concentração de íons hidrônio é maior do que a 
de íons hidróxido. Uma solução básica é aquela na qual ocorre o inverso, [OH-] excede 
[H+]. E uma solução neutra é aquela na qual estas duas concentrações são iguais, 
[OH–] = [H+]. 
Como na água pura temos [OH–] = [H+], então: 
 KW = [OH
–][H+] = [H+]2 = 1,0 x 10–14 ou [H+] = 1,0 X 10–7 = [OH–] 
Portanto podemos definir o caráter da solução em termos quantitativos, à 25 C, do 
seguinte modo: 
 
Solução ácida: [H+] > 1,0 x 10-7 M 
Solução neutra: [H+] = 1,0 x 10-7 MSolução básica: [H+] < 1,0 x 10-7 M 
 
 
 
 
 
 
pH 
Para evitar o uso de expoentes negativos foi proposto um método alternativo para 
indicar a concentração de íons hidrônio. O pH é definido como o logarítmo negativo de 
[H+]: pH= -log [H+] 
Deste modo vemos que [H+] e pH estão relacionadas inversamente, ou seja, quanto 
maior a concentração de [H+] menor o pH e vice-versa. 
 
Solução ácida: [H+] > 1,0 x 10-7 M; pH < 7 
 
Solução neutra: [H+] = 1,0 x 10-7 M; pH = 7 
 
Solução básica: [H+] < 1,0 x 10-7 M; pH > 7 
 
É possível medir experimentalmente o pH de uma solução de duas formas. Na primeira, 
usamos compostos chamados de indicadores os quais são sensíveis ao pH. Estas 
substâncias têm cor que muda em uma faixa de pH (faixa de viragem) relativamente 
pequena (uma ou duas unidades de pH) e podem quando usadas convenientemente 
determinar o pH de uma solução. Um dos indicadores mais usados é a fenolftaleína que 
muda de incolor para vermelho quando o pH varia de 8 para 10. Um dado indicador é 
útil para determinar o pH somente na região em que muda de cor. Existem indicadores 
disponíveis para medida de pH em todas as faixas de acidez e basicidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O outro método para determinar o pH, utiliza-se de um instrumento chamado medidor 
de pH, pHmetro (potenciômetro). Seu funcionamento se baseia na condução de 
corrente elétrica pelos íons hidrogênio em solução. Uma diferença de voltagem se 
desenvolve através de uma membrana fina de vidro que separa duas soluções de 
diferentes concentrações de íon hidrogênio ( uma dentro e outra fora do eletrodo de 
vidro). O medidor de pH mede a diferença de potencial e, através da calibração interna 
converte esta diferença em leitura de pH. O medidor de pH dá uma medida muito mais 
precisa que o indicador. 
 
CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO 
Ácidos e bases que sofrem ionização essencialmente completa em água são chamados 
de fortes. Por outro lado, os ácidos e bases que sofrem ionização incompleta são 
chamados de fracos. Ácido clorídrico, HCl e hidróxido de sódio, NaOH são exemplos 
típicos de ácido forte e base forte respectivamente. Ácido acético HC2H3O2 e amônia NH3 
Indicador Faixa de Viragem 
Mudança de cor 
Alaranjado de metila 3,2 - 4,4 vermelho/laranja 
Verde de bromocresol 3,8 - 5,4 amarelo/azul 
Vermelho de metila 4,8 - 6,0 vermelho/amarelo 
Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 amarelo/azul 
Vermelho de cresol 7,0 - 8,8 amarelo/vermelho 
Fenolftaleína 8,2 - 10,0 incolor/vermelho 
Amarelo de alizarina 10,1 - 12,0 amarelo/vermelho 
são exemplos clássicos de ácido fraco e base fraca. Um ácido fraco experimenta 
ionização de acordo com a reação: 
HA(aq) H
+
(aq) + A
-
(aq) 
No equilíbrio:   
 HA
AH
Ka


 (1) 
onde Ka é uma constante característica do ácido HA e independe da forma de 
preparação da solução. Uma relação similar pode ser escrita para uma base fraca. 
O valor da constante de ionização Ka para um ácido fraco pode ser determinado 
experimentalmente de diversas formas. Provavelmente a mais óbvia seria a de 
simplesmente medir o pH da solução de um ácido de molaridade conhecida. Pela 
equação 2 sabemos que a concentração de A¯ deve ser necessariamente igual a [H+]. 
Com estes dados é possível calcular [HA] e Ka. 
Existe um outro procedimento que envolve poucos cálculos e não requer o 
conhecimento da molaridade do ácido. Uma amostra de um ácido fraco HA geralmente 
sólido é dissolvido em água. A solução é dividida em duas partes iguais. Uma metade da 
solução é titulada com solução de NaOH e neste caso o HA será convertido em A¯ pela 
reação: 
 OH-(aq) + HA(aq) H2O(l) + A-(aq) (2) 
O número de moles de A¯ produzido é igual ao número de moles de HA na outra 
metade da amostra. 
As duas soluções são então misturadas e o pH da solução resultante é obtido. Já que 
nesta solução resultante [HA] = [A¯] então pela equação 3. 
 Ka = [H+] (3) 
 
 
SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
Algumas soluções denominadas tampão, são resistentes a mudança de pH causada pela 
adição de ácido ou base. Estas soluções são formadas por um ácido ou base fraca e seu 
sal correspondente. No caso de um tampão ácido (HA/A¯) se uma pequena quantidade 
de um ácido forte for adicionado a esta solução, o íon H+ tenderá a reagir com o íon A¯ 
presente, mantendo a concentração de H+ aproximadamente no que era antes da 
adição: 
H
+
(aq) + A
-
(aq) HA(aq) 
Também se uma base forte foi adicionada à solução haverá reação com o HA presente 
produzindo íon A¯ e água sem mudar apreciavelmente a concentração de íons OH¯: 
OH
-
(aq) + HA(aq) H2O(l) + A
-
(aq) 
Este comportamento pode ser confrontado com o da água, pois se quantidades 
similares de ácido e base forem adicionados à mesma, a mudança de pH pode ser de 
várias unidades. 
 
TITULAÇÂO 
Titulação ácido-base é um procedimento comum do laboratório, de importância 
substancial e tem muitas aplicações em diversas áreas. 
Este processo consiste essencialmente em determinar o volume de solução (ácida ou 
básica) de concentração exatamente conhecida, requerida para reagir 
quantitativamente com um dado volume de uma amostra de solução (básica ou ácida) 
sob determinação. O ponto final ou ponto de equivalência é determinado pelo uso de 
indicadores que mudam de cor no ponto apropriado ou acompanhando-se a variação de 
pH com medidor de pH. 
É decisiva para o êxito deste processo a escolha do indicador correto para uma 
determinação. A faixa de viragem do indicador deve corresponder ao pH da solução no 
ponto da equivalência o qual pode assumir diferentes valores dependendo do produto 
formado, o sal, que pode ser ácido, básico ou neutro. 
 
 
III) PRÉ-LABORATÓRIO 
1) Leia na bibliografia sobre a técnica de titulação ácido-base de um modo geral. 
2) Descreva sobre cada um dos tipos de titulação abaixo, comentando brevemente acerca 
da titulação, o pH do ponto de equivalência e o emprego correto do indicador para cada 
caso: 
 a) Titulação de ácido forte com base forte 
 b) Titulação de ácido fraco com base forte 
 c) Titulação de uma base fraca com ácido forte 
3) Descreva sobre solução tampão. 
 
IV) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1) Medida de pH de soluções comerciais 
1.1) Verifique, usando papel indicador, o pH das várias soluções comerciais disponíveis no 
laboratório. 
 
 
 
2) Uso de indicadores 
2.1)Em sua bancada você encontrará as seguintes soluções: HCl 0,1M, NaOH 0,2M e 
Vinagre. Escolha uma destas soluções para realizar os testes abaixo: 
1) Verifique o pH (utilizando o papel indicador) 
2) coloque cerca de 1 mL desta solução em 3 tubos de ensaio. Adicione 2 gotas de um tipo 
de indicador (um indicador diferente em cada tubo).Anote a coloração observada para essa 
solução. 
 
3) Determinação de ácido acético em vinagre: 
3.1) Prepare uma bureta com solução de NaOH 0,2 M 
3.2) Meça com uma pipeta 5 mL de vinagre e transfira para um erlenmeyer. Dilua com um 
pouco de água destilada, adicione 2 gotas de fenolftaleína e agite. 
3.3) Adicione lentamente a solução de NaOH 0,2 M até a mudança de coloração no indicador. 
Anote o volume de NaOH 0,2 M gasto e calcule a concentração de ácido acético no vinagre. 
 
 
4) Preparação de uma Solução Tampão 
4.1) Meça10 mL de uma solução de vinagre e dilua com água destilada para um volume de 
50 mL. Transfira para um erlenmeyer e agite a mistura para homogeneizar. 
4.2) Dividindo igualmente, coloque a solução em dois erlenmeyer. 
4.3) A uma delas adicione 3 gotas de fenolftaleína e titule com NaOH 0,2 M. 
4.4) Misture a solução titulada com a não titulada e agite. 
4.5) Verifique o pH da solução tampão preparada por você com o auxílio do papel de pH. 
Anote o valor. 
 
 
 
 
 
5) Verificação das Propriedades de um Tampão 
5.1) Meça 10 mL da solução tampão e adicione 1 mL de HCl 0,1M. Agite, verifique o pH e 
anote o resultado. 
 
5.2) Meça 10 mL da solução tampão e adicione 1 mL de NaOH 0,1 M. Agite, verifique o pH e 
anote o resultado. 
5.3) Verifique o pH da água destilada 
5.4) Meça 10 mL da água destilada e adicione 1 mL de HCl 0,1 M. Agite, verifique o pH e 
anote o resultado. 
5.5) Meça 10 mL da água destilada e adicione 1 mL de NaOH 0,1 M. Agite, verifique o pH e 
anote o resultado. 
5.6) Lave o material e arrume a bancada. 
 
V )- PÓS LABORATÓRIO 
 
1) Escreva uma equação para explicar o comportamento ácido ou básico (forte ou fraco) de 
cada uma das substâncias em solução aquosa. 
a) HCl b) NaOH c) CH3COOH d) Na2CO3 
2) Expresse os resultados do item 2 do procedimento experimental em forma de tabela. 
Compare com dados da tabela apresentada neste roteiro e estime o pH (faixa de pH) de cada 
uma das soluções. Faça uma comparação com os resultados obtidos usando o papel 
indicador de pH. 
3) Qual a finalidade de um indicador numa titulação ácido-base? 
4) Justifique a escolha do indicador apropriado para a titulação do ácido acético. 
5) Que conclusões você pode tirar sobre as propriedades de uma solução tampão, a partir 
dos dados obtidos? Justifique mostrando equações. 
6) Calcule a concentração do ácido no vinagre em: 
a) Mol/L b) g/L 
 
V-REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1) MASTERTON, W.L. , SLOWINSKI , E.S. e WOLSEY, W.C. Chemical Principles in the 
Laboratory . W.B. Saunders Company, 1973. 
2) MASTERTON, W.L. ; SLOWINSKI, E.J. e STANITSKI, C.L. Princípios de Química. 6a 
edição E.ditora Guanabara, 1990. 
 
 
 
EXPERIMENTO 10 
PROCESSO DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS 
 I- OBJETIVOS 
 
1. Identificar processos de transferência de elétrons espontâneos e não espontâneos 
2. Observar o processo de eletrólise reconhecendo seus componentes 
3. Verificar a montagem e funcionamento de uma célula galvânica. 
4. Investigar o processo de corrosão. 
II- INTRODUÇÃO 
 
Nesta experiência nos concentraremos numa classe especial de reações, aquelas 
envolvendo redução e oxidação, isto é, reações redox. Estas reações envolvem a perda e 
ganho de elétrons. Por exemplo, se zinco é adicionado a uma solução aquosa de CuSO4, 
ocorre uma reação entre o zinco insolúvel e o sal dissociado. 
CuSO4 (aq) + Zn (s)  ZnSO4 (aq) + Cu (s) 
A reação iônica é : 
Cu+2 (aq) + SO4 
- 2 (aq) + Zn (s)  Zn
+2
 (aq) + SO4
 - 2 (aq) + Cu (s) 
Que pode ser simplificada para: 
Cu+2 (aq) + Zn (s)  Zn
+2 (aq) + Cu (s) 
 
Esta é uma reação redox porque os estados de oxidação do Cu+2 e Zn mudam para Cu e 
Zn+2 respectivamente. A reação que envolve perda de elétrons é chamada de oxidação. O 
contrário seria redução e, portanto ganho de elétrons. No exemplo acima o cobre está sendo 
reduzido e o zinco está sendo oxidado. O processo de oxi-redução é único, não podendo 
ocorrer oxidação sem redução ou vice versa. A substância responsável pela oxidação de 
outra é o agente oxidante e a substância capaz de promover a redução é chamada de agente 
redutor. 
Os processos de transferência de elétrons podem ocorrer espontaneamente ou não. No 
primeiro, energia química é transformada em energia elétrica e no segundo energia elétrica, 
fornecida por fonte de corrente contínua, é transformada em energia química. Os sistemas 
onde ocorrem estas reações são chamados genericamente de células eletroquímicas. Mais 
especificamente aqueles onde ocorrem processos espontâneos são denominados de células 
galvânicas e aqueles onde ocorrem processos não espontâneos são conhecidos como células 
eletrolíticas. 
A célula eletrolítica é formada por três componentes: uma fonte de corrente contínua 
(pode ser uma bateria ou pilha), dois eletrodos ligados aos terminais da fonte e uma solução 
eletrolítica onde ficam mergulhados. A transferência de carga através da solução resulta da 
migração dos íons em direções opostas. 
Os íons positivos vão para o catodo e os íons negativos para o anodo, conseqüentemente 
o eletrodo onde ocorre a oxidação é o anodo e o eletrodo onde ocorre a redução é o catodo. 
Algumas vezes a eletrólise de uma solução envolve processos simultâneos com diversas 
alternativas. Quando duas ou mais reações são possíveis no mesmo eletrodo a reação que 
requer menor força propulsora ou voltagem (potencial de redução ou de oxidação) é a mais 
provável. Algumas vezes também é possível que duas reações possam ocorrer 
simultaneamente no mesmo eletrodo. Os eletrodos podem ou não participar do processo de 
eletrólise. Quando o fazem são chamados de eletrodos ativos e caso contrário são 
denominados de eletrodos inertes. 
 
 
Figura 1 - Pilha de Daniell 
No caso das células galvânicas, tomaremos como exemplo a célula mais simples (no caso 
a pilha de Daniell) cujo funcionamento pode ser observado facilmente no laboratório. 
Na figura acima observaremos à esquerda que uma barra de zinco está parcialmente 
imersa em solução aquosa de Zn+2 (ZnSO4). Este sistema formado pelo elemento Zn(s) em 
contato com uma solução de seus íons Zn+2 é chamado de eletrodo de zinco e é o polo 
negativo da pilha denominado anodo onde ocorre a oxidação. Do lado direito uma barra de 
Cu(s) em contato com uma solução aquosa de seus íons Cu+2 é chamada de eletrodo de 
cobre, o qual é o pólo positivo da pilha (catodo) onde ocorre a redução. Os elétrons são 
transferidos de um reagente para outro através de um circuito externo (um fio). Se os 
reagentes estivessem em contato direto, a energia elétrica produzida não poderia ser 
utilizada para realizar trabalho útil (como acender uma lâmpada) e seria dissipada na forma 
de calor, a fim de permitir a preservação da neutralidade elétrica nas duas soluções, já que 
elétrons estão sendo transferidos de uma para outra, é necessário a existência de uma ponte 
salina, através da qual íons que não estão envolvidos na reação redox podem migrar para 
uma ou outra solução. Na figura anterior a ponte salina poderia conter solução de KCl , 
sendo que íons K+ migram para a solução de Cu+2 e os íons Cl¯ para a solução de Zn+2 . Para 
verificar se realmente a reação redox ocorre, utiliza-se de um instrumento chamado 
voltímetro intercalado entre os eletrodos da pilha. Será medida assim a diferença de 
potencial entre estes eletrodos. O valor indicado pelo voltímetro é chamado potencial ou 
voltagem da pilha. Na pilha de Daniell a diferença de potencial entre os eletrodos de Zn e Cu 
é de 1,1 volts. 
III - NOTAS DE SEGURANÇA 
Sulfato de cobre – irritante a pele e mucosa. Evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
Sulfato de Ferro II – irritante. Evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
Acetato de chumbo - Irritante. Contém metal pesado. Evite contato com os olhos, pele ou 
roupa. 
Sulfato de zinco-Irritante. 
Fenolftaleína- Indicador – pode ser irritante. Evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
IV- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Parte A- Processos eletrolíticos 
1. Monte com material encontrado em sua bancada um sistema eletrolítico 
utilizando fios de cobre como eletrodos e ZnSO40,1 M como eletrólito. Ligando 
este sistema a uma fonte, observe as reações nos eletrodos. Procure identificar o 
catodo e o anodo. 
 
2. Faça a eletrólise da solução aquosa de CuCl2 0,1 M utilizando o mesmo sistema 
eletrolítico. 
3. Faça a eletrólise da solução de CuCl2 0,1 M desta feita utilizando grafite como 
anodo. Observe atentamente se houve na reação alguma diferença em relação a 
etapa anterior. 
4. Dissolva o NaCl encontrado em sua bancada em aproximadamente 40 mL de 
água destilada e acrescente algumas gotas de fenolftaleína. Faça a eletrólise 
desta solução, usando eletrodos de grafite e observe. 
 
Parte C- Estudo da pilha de Daniel 
1. Em um béquer de 200 mL adicione até sua metade, solução aquosa 1 M de 
CuSO4 e nesta solução, mergulhe parcialmente uma lâmina de cobre 
previamente lixada. 
2. Ligue a lâmina de cobre ao terminal positivo de um voltímetro. 
3. Adicione solução aquosa de ZnSO4 1 M em outro béquer de 200 mL até sua 
metade e, nesta solução, mergulhe parcialmente uma lâmina de zinco 
previamente lixada. 
4. Ligue a lâmina de zinco ao terminal negativo de um voltímetro. 
5. Encha um tubo de vidro em forma de U com uma solução aquosa saturada de 
KCl e vede as extremidades com algodão. Una as duas semipilhas através da 
ponte salina, montando a pilha. 
6. Faça a leitura do voltímetro. 
 
Parte D – Estudo da Corrosão 
1. Em um béquer de 250 mL, colocar 200 mL de solução aquosa 3% em cloreto de 
sódio, 1 mL de solução alcoólica 1% em fenolftaleína e 2 mL de solução 0,2 M de 
ferricianeto de potássio. Imergir dois eletrodos metálicos, sendo um de cobre e 
não deixando que os dois entrem em contato diretamente. Observe. 
 
2. Proceder do mesmo modo da experiência anterior usando, porém eletrodos de 
zinco e ferro em vez de cobre e ferro. Verifique. 
 
V- PÓS-LABORATÓRIO 
1. Indique em quais dos processos da parte A do procedimento experimental observou 
ocorrência de reação química 
2. Escreva as reações iônicas destes processos espontâneos. 
3. Situe os metais da parte A em posição relativa segundo facilidade relativa de redução. 
Compare estes valores com os obtidos em tabelas de potencial de redução. 
4. Indique para os sistemas eletrolíticos da parte B os produtos obtidos, escrevendo as 
semi-reações destes processos. Associe as semi-reações ao catodo e anodo 
respectivamente. 
5. Comente as diferenças observadas nos sistemas B.2 e B.3. 
6. Faça um breve resumo do processo de eletrólise da solução de NaCl. Para que foi 
usada a fenolftaleína? 
7. Sem a ponte salina da parte C, o que você observaria? 
8. Indique as reações do catodo, anodo e a reação total da pilha de Daniell. 
9. Discuta suas observações dos itens D.1 e D.2. Qual metal escolheria para proteção do 
ferro, o zinco ou o cobre. 
 
VI - BIBLIOGRAFIA 
1) KOTZ, John C.; TREICHEL Jr.; PAUL M.; VICHI, Flávio M. Química Geral e Reações 
Químicas. 5 ed. São Paulo, 2005, Vol 2. 
 
2) LENZI, E.; FAVERO, L.O.B.; TANAKA, A.S. Química Geral Experimental. 1 ed. Rio de 
Janeiro: Freitas Bastos, 2004.