Apostila de fisico quimica

Prévia do material em texto

PRÁTICA 1: CINÉTICA DE REIDRATAÇÃO DE SAIS HIDRATADOS 
 
1. INTRODUÇÃO 
Vários sais inorgânicos, durante seu processo de formação, incorporam 
moléculas de água em sua estrutura cristalina. Estes sais designam-se por sais 
hidratados e as moléculas de água chamam-se água de cristalização. Na 
escrita da fórmula química as moléculas de hidratação indicam-se com um 
ponto, seguido pelo número de moléculas de água. Por exemplo, o sulfato de 
cobre penta-hidratado, o cloreto de cobre dihidratado e o cloreto de cobalto 
hexa-hidratado escrevem-se como CuSO45H2O, CuCl22H2O, CoCl26H2O, 
respectivamente. No cálculo da massa molar do sal tem que se considerar a 
água de cristalização. Por exemplo, a massa molar do NiCl2.6H2O é: 
58,7 + 2 x 35,5 + 6 x (2 x 1,0 + 16,0) = 237,7 g/mol 
Os cristais hidratados decompõem-se a quente com a liberação de água. 
Portanto, é possível determinar o teor de água de cristalização destes 
compostos bem como a cinética de reidratação, quando expostos ao ar. Por 
exemplo, o sulfato de cobre penta-hidratado, que possui uma coloração azul, 
quando aquecido perde suas águas de hidratação transformando-se em anidro 
que possui coloração branco-acizentada (Equação 1). No caso do sulfato de 
cobre penta-hidratado, apesar de sua temperatura de fusão ser de 150 oC, ele 
decompõe-se antes de se liquefazer, perdendo as cinco águas de hidratação 
em temperaturas em torno de 200 °C. 
CuSO45H2O(s)  CuSO4(s) + 5H2O(g) 
branco-acizentada Azul 
 
 
Entretanto, é importante ressaltar que a água de cristalização de uma 
substância difere-se da água higroscópica, pois esta, além de não ser indicada 
na fórmula química, é eliminada quando a substância encontra-se em local 
seco, sendo função principalmente da umidade do ar. 
 
2. OBJETIVO 
 O objetivo deste experimento é estudar a cinética de reidratatação do 
sulfato de cobre pentahidratado. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Material necessário 
- CuSO45H2O 
- Balança 
- Vidro de relógio 
- Estufa 
- Dessecador 
- Cronômetro 
- Espátula 
 
4. PROCEDIMENTO 
a) Pese 2 g de CuSO45H2O em um vidro de relógio limpo de seco e anote 
o valor exato da massa de sal pesada. Mantenha a tara da balança 
conforme ela foi inicialmente usada, pois a massa de reidratação do sal 
será medida utilizando o mesmo vidro de relógio. Isso evitará perdas por 
transferência. 
b) Transfira o vidro de relógio contendo o CuSO45H2O para uma estufa a 
uma temperatura de 250 oC. Deixe-o por um tempo de 10 min. 
c) Retire o vidro de relógio contendo o sulfato de cobre (agora anidro) da 
estufa com cuidado (estará muito quente) e o coloque dentro de um 
dessecador até que ele tenha esfriado. Deixe-o por um tempo de 20 min 
para esfriar. 
d) Em seguida, coloque o vidro de relógio no prato da balança, acione o 
cronômetro, e faça leituras a cada 2 min por um tempo total de 50 min. 
e) Determine a cinética da reação com relação a formação do sal 
hidratado, ou seja, da variação da massa de CuSO45H2O formada em 
função do tempo: 
CuSO4(s) + 5H2O(g)  CuSO45H2O(s) 
 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
• Ver referências gerais de cinética química na última página da apostila. 
 
branco-acizentada Azul 
 
 
PRÁTICA 2. DETERMINAÇÃO DA LEI CINÉTICA PARA A DEGRADAÇÃO 
DO CRISTAL VIOLETA 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
A determinação da ordem de uma reação bem como da dedução da sua 
lei de velocidade, pode ser feita a partir de reações que ocorrem com mudança 
de coloração. Neste caso, o parâmetro a ser estudado, que é a concentração 
de uma das substâncias, pode ser monitorada por meio da sua absorbância, 
desde que siga a lei de Lambert-Beer. 
A lei de Lambert-Beer relaciona a absorbância medida com a 
concentração da espécie absorvente, e consiste na equação fundamental da 
colorimetria e da espectrofotometria. Se uma solução obedece a lei, a 
absorbância de um elemento presente nesta solução é proporcional à sua 
concentração. 
Para isso, o uso de um equipamento denominado espectrofotômetro 
pode ser utilizado no sentido de acompanhar a cinética de reação em função 
da mudança da coloração ao longo de uma determinada reação. Isso porque a 
mudança de coloração pode ser considerada como um dos indicativos de que 
uma determinada reação está acontecendo. 
Esta experiência envolve o acompanhamento da reação do cristal violeta 
(CV), o qual é fortemente colorido, com o hidróxido de sadio (incolor), a qual 
gera um produto carbinólico desprovido de coloração, tal como especificada na 
Figura 1. 
 
Figura 1. Reação entre o Cristal Violeta e NaOH. 
A lei de velocidade para esta reação pode ser expressa da seguinte 
forma: 
v = - d[CV] / dt = k [CV]n [OH-]m 
Quando a [OH-] é muito maior do que a [CV], tem-se que: 
v = k2[CV]
n , onde k2 = k [OH
-]m 
A identificação da ordem da reação, bem como da determinação da 
constante de velocidade pode ser feita pelo método integral. Este método 
consiste na determinação da quantidade de substância que é decomposta após 
vários intervalos de tempo, supondo-se uma determinada ordem para a reação 
em questão e analisando-se a validade ou não dessa suposição, relacionando-
se à equação de velocidade integrada. 
 
2. OBJETIVO 
O objetivo deste experimento é investigar e deduzir a lei cinética de 
degradação do cristal violeta, que possui coloração roxa, a partir do hidróxido 
de sódio, que é incolor. Como o produto desta reação é incolor, a análise da 
velocidade da reação será feita pela mudança de cor da solução. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Material necessário 
- Solução estoque de Cristal Violeta 0,015 g/L 
- Solução de NaOH 0,1 mol/L 
- 2 Erlenmeyer de 125 mL ou 250 mL 
- Colorímetro 
- 2 Provetas de 50 mL 
- 2 Cubetas de vidro 
- 1 Cronômetro 
- 2 Béqueres de 25 mL 
- 1 Pipeta de 10 mL 
- 2 balões de 50 mL 
 
4. PROCEDIMENTO 
a) Em um balão de 50 mL, diluir 10 mL da solução estoque de cristal violeta 
com água destlidada. Paralelamente, em outro balão (também de 50 
mL) diluir 4,0 mL de solução 0,1 mol/L de NaOH. 
b) Transfira a solução de NaOH preparada para um frasco de erlenmeyer e 
a solução de cristal violeta para uma proveta de 50 mL. 
c) Adicione a solução contida na proveta (cristal violeta) à solução de 
NaOH, acionando-se o cronômetro. Agitar a mistura reacional para que 
seja homogeneizada (isso pode ser feito manualmente) e transferi-la 
rapidamente (e com cuidado) para a cubeta do espectrofotômetro. 
d) Colocar a cubeta no espectrofotômetro e efetuar a primeira leitura em 30 
s. Note que o tempo necessário para a realização do item c, após o 
acionamento do cronômetro, deve ser inferior à 30 s. Realizar as leituras 
a cada 30 s durante um tempo total de 15 min. Lembre-se que antes de 
fazer a leitura no espectrofotômetro, uma amostra de água destilada 
(branco) deverá ser medida no aparelho com o comprimento de onda de 
580 nm previamente selecionado. 
e) Repetir todo o procedimento, dobrando-se a concentração inicial de 
NaOH. 
f) Lave todas as vidrarias utilizadas. Para limpar as vidrarias contendo o 
cristal violeta use um pouco de água sanitária. 
g) Determine a cinética da reação com relação à diminuição da 
concentração do cristal violeta pelo método integral. 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
• Ver referências gerais na última página da apostila. 
 
 
 
PRÁTICA 3. DETERMINAÇÃO DO MECANISMO DE REAÇÃO DE 
HIDRÓLISE ALCALINA DO ÁCIDO ACETILSALICÍLICO A PARTIR DE 
DADOS CINÉTICOS 
 
1. INTRODUÇÃO 
 O ácido acetil salicílico (AAS), também conhecido como aspirina, é, sem 
dúvida alguma, oremédio (analgésico) mais consumido em todo mundo. Muito 
antes da descoberta da aspirina (1763) curavam-se dores de cabeças, e 
abaixavam-se febres com chá de casca de uma árvore (Salix sp), o salgueiro 
ou com um chá das flores de um arbusto (Spiria sp). Mais tarde, isolou-se da 
casca de Salix, o glicosídio do ácido salicílico, que é a substância responsável 
pela ação antipirética do chá. Possui fórmula molecular C9H8O4, massa molar 
180,16 g/mol e temperatura de fusão de 135 oC. Apresenta-se como um pó 
cristalino branco, é inodoro e estável ao ar, mas na presença de umidade 
hidrolisa-se formando ácido salicílico e ácido acético. É ligeiramente solúvel em 
água (1g em 300 mL à 25 oC) e altamente solúvel em etanol (1 g / 5 mL). 
O AAS é um éster fenílico substituído e pode sofrer hidrólise alcalina 
originando ácido salicílico (AS) e o íon acetato Ac-, de acordo com a equação 
global abaixo: 
AAS + OH-  AS + Ac- 
 A equação de velocidade dessa reação pode ser escrita como: 
- d[AAS] / dt = k [AAS]n [OH-]m 
Onde n e m são as ordens da reação com relação à aspirina e o iíon hidroxila, 
respectivamente. Entretanto, a rota pela qual esta reação de hidrólise ocorre 
pode ser proposta via 2 mecanismos alternativos, SN1 ou SN2: 
1. Mecanismo SN1 (Substituição nucleofílica unimolecular): 
 
 AAS Salic+ + Ac- (Eq. 1) 
 Salic+ + OH- AS 
 
2. Mecanismo SN2 (Substituição nucleofílica bimolecular): 
 
 
Para o primeiro mecanismo envolvendo a rota SN1, a reação deve 
ocorrer em duas etapas, sendo que a primeira delas é a etapa determinante da 
velocidade da reação, ou seja, a mais lenta. Esta etapa (Eq. 1) refere-se à 
saída do grupo abandonador e formação do carbocátion. Portanto, para um 
mecanismo do tipo SN1 a ordem da reação será dependente da concentração 
de AAS e independente da concentração do NaOH (será de ordem zero em 
relação ao NaOH). Por outro lado, para um mecanismo do tipo SN2, a reação 
ocorrerá em uma única etapa, ou seja, tanto a adição do NaOH (nucleófilo) 
como a eliminação do Ac- (grupo abandonador) ocorrerão simultaneamente. 
Neste caso, a reação será dependente tanto da concentração do AAS como do 
NaOH. Cabe ressaltar que quando a substituição ocorre no grupo carbonila 
(como é o caso para a hidrólise em questão), o grupo acila (R-CO-) sofre o que 
se conhece como uma sustituição nucleofília acílica. De qualquer forma, para 
ambos os mecanismos, a ordem global da reação será a mesma da etapa 
determinante da velocidade da reação, ou seja, da etapa mais lenta. 
 
lenta 
lenta 
2. OBJETIVO 
 O objetivo deste experimento é estudar e verificar o tipo de mecanismo 
envolvido na reação de hidrólise do ácido acetilsalicílico com hidróxido de sódio 
a partir de dados cinéticos a partir do monitoramento do produto formado, ou 
seja, do ácido salicílico. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Material necessário 
- Ácido acetilsalicílico 
- Soluções de NaOH 0,10 mol/L e 0,15 mol/L 
- 2 Erlenmeyers de 125 mL 
- Colorímetro 
- 2 Provetas de 50 mL 
- 2 Cubetas de vidro 
- 1 Cronômetro 
- 2 Béqueres de 25 mL 
- 1 Pipeta de 10 mL 
- 2 balões de 50 mL 
 
4. PROCEDIMENTO 
a) Em um balão de 50 mL, prepare uma solução de ácido acetilsalicílico de 
concentração 1,5 × 10-3 mol/L. Para isso, primeiramente dissolva a 
massa de AAS em, no máximo, 5 mL de etanol e então complete o 
volume com água destilada. Paralelamente, em proveta de 50 mL, 
reserve 30 mL de solução de NaOH na concentração de 0,1 mol/L. 
b) Transfira a solução de NaOH preparada para um frasco de erlenmeyer e 
15 mL da solução de ácido acetilsalicílico para uma proveta de 50 mL. 
c) Adicione a solução de AAS contida na proveta à solução de NaOH, 
acionando-se o cronômetro. Agite a mistura reacional manualmente 
(máximo de 10 s) e transfira-a rapidamente (e com cuidado) para a 
cubeta do espectrofotômetro aparelho com o comprimento de onda de 
296 nm previamente selecionado. A leitura do branco deve ser feita 
utilizando-se a solução de AAS 1,5 × 10-3 mol/L. 
d) Colocar a cubeta no espectrofotômetro e efetuar a primeira leitura em 
30 s. Realizar as leituras a cada 30 s durante um tempo total de 6 min. 
e) Decorridos 6 min de reação continue anotando o valor da absorbância 
até que ele se mantenha constante por, pelo menos, 2 min. Anote este 
valor (Abs). O valor da Abs corresponde à concentração final do ácido 
salicílico que foi formada. 
f) Repetir todo o procedimento, agora com a concentração de NaOH 0,15 
mol/L. 
g) Determine a cinética da reação com relação à diminuição da 
concentração do AAS. 
h) Para obter o valor da concentração de AAS, basta subtrair o valor da 
Abs pelo valor da Abst. Construa gráficos para 1ª e 2ª ordens e 
verifique para qual deles a cinética da reação com relação ao AAS 
concorda. 
i) A partir da determinação gráfica dos valores de k2 e k2’ determine a 
ordem da reação com relação ao NaOH bem como da reação global. 
(Lembre-se que a concentração do NaOH é muito maior do que a do 
ácido acetilsalicílico – ver o exemplo no roteiro do Experimento 4). 
j) A partir do tratamento cinético dos dados experimentais determine qual 
o tipo de mecanismo seguido pela reação da hidrólise alcalina do ácido 
acetilsalicílico. 
 
 
 
PRÁTICA 4: EFEITO DA TEMPERATURA NA CINÉTICA DE HIDRÓLISE 
ÁCIDA DO ACETATO DE ETILA 
 
1. ASPECTOS GERAIS 
A hidrólise do acetato de etila é uma reação química muito lenta e 
quando é catalisada, por exemplo, a partir de um ácido, tem uma velocidade de 
reação que é mensurável em temperaturas em torno de 25°C. A equação 
estequiométrica é dada por: 
 
A reação é reversível e a velocidade da hidrólise em um tempo qualquer 
é determinada pela diferença entre as velocidades direta e inversa, ou seja, da 
velocidade de decomposição e de saponificação, respectivamente. Assim, sua 
lei de velocidade pode ser escrita como: 
-d[Ac. etila]/dt = k1[água] [Ac. etila] – k-1 [etanol] [Ac. acético] 
Para o caso de soluções diluídas, a concentração da água estará em 
excesso e, portanto, sua variação com o tempo pode ser desprezada com 
relação à da concentração do éster. Desta forma, a equação de velocidade 
pode ser reescrita como: 
-d[Ac. etila]/dt = k1 [Ac. etila] – k-1 [etanol] [Ac. acético] 
Como a reação é lenta, nos tempos iniciais da hidrólise as 
concentrações de etanol e de ácido acético são muito pequenas, podendo ser 
desprezadas. Assim, a lei da velocidade pode ser novamente reescrita como: 
-d[Ac. etila]/dt = k1 [Ac. etila] 
O que caracteriza uma reação de pseudo primeira ordem. 
 O monitoramento da concentração do acetato de etila com o tempo é 
mais adequado quando feito a partir do monitoramento da concentração do 
produto formado. Entretanto, cabe ressaltar que como uma mistura entre o 
acetato de etila e um ácido não caracteriza-se como uma solução ideal, haverá, 
neste caso, uma contração de volume. Assim, a uma temperatura de 25 ºC, o 
volume da solução inicialmente formada por uma mistura de, por exemplo, 
100 mL de HCl 1,0 mol/L com 5,0 mL de acetato de etila será diferente de 
105 mL. Neste caso, este volume pode ser designado por Vs e será igual a 
104,6 mL. 
Outro ponto que deve ser levado em conta é que quando a cinética da 
hidrólise ácida do acetato de etila é monitorada em função da quantidade de 
ácido acético que é formada (ver Eq. 1), o procedimento requer uma titulação 
com uma base, por exemplo o NaOH. No entanto, é preciso lembrar ainda que 
nestas alíquotas estão presentes, não somente ácido acético, mas também, o 
catalisador HCl. Assim, considera-seVx como sendo o volume do NaOH 
0,25 mol/L necessário para neutralizar uma alíquota de 5 mL de HCl 1,0 mol/L. 
Portanto, desde que o volume total da mistura da reação pemaneça constante 
durante a hidrólise, o volume de NaOH necessário para neutralizar somente o 
HCl presente na alíquota da reação é dado por (Vx 100/Vs) mL, onde o termo 
100/Vs corresponde o teor de HCl presente na mistura, ou seja, 100 mL de HCl 
em 104,6 mL (ou Vs) da mistura. 
A massa de 5 mL de acetato de etila é dada por 5 2, onde 2 é a 
densidade do acetato de etila (0,92454 g/mL a 25 ºC) e o número de mols em 
5 mL da amostra é dado por 52/M2, onde M2 é a massa molar do acetato de 
etila. Assim, a quantidade de matéria (em número de mols) de acetato de etila 
inicialmente presente numa alíquota de 5 mL da mistura em reação é dada por: 
sVM 2
255
 
Desde que (1mol × 1000/Y) mL de NaOH de concentração Y mol/L 
sejam necessários para titular o ácido acético produzido na hidrólise de 1 mol 
de acetato de etila, um volume correspondente a [(1000/Y) × 5 × 52/M2Vs] mL 
são necessários para titular o ácido acético produzido na hidrólise completa do 
acetato de etila inicialmente contido na alíquota de 5 mL da mistura em reação. 
Portanto, o volume total de NaOH (V) necessário para titular uma 
alíquota contendo 5 mL da mistura reacional (HCl + ácido acético produzido) na 
hidrólise completa do acetato de etila é dado por: 
ss
x
VMYV
VV
2
2251000100 
 
 
 
 
 Outra maneira de se determinar V seria esperar pelo término da 
reação, o que pode levar dias para acontecer, dependendo das concentrações 
e da temperatura da reação de hidrólise. 
 
Por ser uma reação muito lenta, a hidrólise do acetato de etila é uma 
reação química que pode ser catalisada, não apenas, a partir de um ácido, mas 
também pelo aumento da temperatura da reação. Isso porque a velocidade da 
maioria das reações químicas aumenta à medida que a temperatura também 
aumenta. Svante Arrhenius foi o primeiro cientista a reconhecer a dependência 
da constante de velocidade com a temperatura, através da expressão 
matemática: 
k = A e
-Ea/RT (Eq.1) 
onde, k é a constante de velocidade, A é conhecido como constante de 
Arrhenius ou fator pré-exponencial, Ea corresponde à energia de ativação, R é 
a constante dos gases (8,314 J K-1 mol-1) e T é a temperatura absoluta. 
 Multiplicando-se os os 2 termos da Eq.1 por ln obtém-se: 
Volume 
necessário para 
titular todo o HAc 
Volume 
necessário para 
titular todo o HCl 
ln(k) = ln(A) – Ea/RT 
Portanto, a construção do gráfico referente à expressão de Arrhenius 
fornece uma dependência linear e decrescente de ln(k) com o inverso da 
temperatura, tal como: 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Representação esquemática do perfil de um gráfico de Arrhenius. 
 
 Neste gráfico, ambos parâmetros cinéticos de Arrhenius A e Ea podem 
ser obtidos experimentalmente a partir dos coeficientes linear e angular da reta, 
respectivamente. 
2. OBJETIVO 
Determinar a ordem e a constante de velocidade da hidrólise de um 
éster catalisada por ácido em uma dada temperatura. 
Verificar a dependência da velocidade da reação de hidrólise do acetato 
de etila com a temperatura e determinar os parâmetros de Arrhenius da 
hidrólise de um éster catalisada por ácido em diferentes temperaturas. 
 
1. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Material necessário 
- 2 balões volumétricos de 100 mL 
- 2 buretas de 25 mL 
- 2 pipetas graduadas de 5 mL 
- 2 erlenmeyers de 125 mL 
- 2 provetas de 10 mL 
 lnA 
ln k 
1/T (K-1) 
Inclinação = -Ea/R 
- 2 recipientes para banho de gelo 
- Gelo 
- NaCl (comercial) 
- Cronômetro 
- Solução de NaOH 0,25 mol/L padronizada 
- Solução de HCl 1,0 mol/L 
- Acetato de etila 
- Solução de fenolftaleína 
- Termômetro 
- 2 agitadores e 2 barras de agitação 
 
3.1 PROCEDIMENTO 
a) Colocar em um erlenmeyer contendo água destlilada uma alíquota de 
5 mL da solução de HCl 1,0 mol/L e titular com NaOH 0,25 mol/L, 
usando fenolftaleína como indicador. Repetir mais uma vez e tirar a 
média dos resultados. 
b) Colocar em um erlenmeyer 100 mL de HCl 1 mol/L (que deverá estar a 
temperatura ambiente, 35 °C ou 45 °C) e em outro erlenmeyer, 6 mL de 
acetato de etila. Deixe ambos os frascos em um banho com água 
à temperatura ambiente, até alcançarem o equilíbrio térmico (anote a 
temperatura) tal como esquematizado abaixo: 
 
 
 
 
 
c) Em seguida adicione 5,0 mL de acetato de etila no erlenmeyer contendo 
HCl 1,0 mol/L sob agitação. Quando a pipeta com acetato de etila 
estiver pela metade, acione o cronômetro e mantenha a mistura 
reacional sob forte agitação. 
Água 
Acetato de etila HCl 
Agitador magnético 
Termômetro 
d) Retire alíquotas de 5 mL do meio reacional após 5, 15, 30, 45 e 60 min. 
Cada alíquota deve ser colocada imediatamente em um erlenmeyer já 
contendo 20 mL de água destilada e fenolftaleína (previamente deixado 
num banho de gelo picado com um pouco de NaCl), tal como 
esquematizado na Figura 1. Considera-se que ao adicionar a alíquota 
no sistema frio a reação de hidrólise praticamente cessa. Aguarde cerca 
de 20 s para homogeneizar a alíquota e então, titule rapidamente (e 
com atenção!) com o NaOH 0,25 mol/L. O gelo deverá permanecer até 
o fim da titulação. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Representação esquemática para a titulação das alíquotas. 
e) Calcule V e faça um gráfico de ln (V - Vt) em função do tempo. 
f) Determine a ordem de reação obtida. 
g) Tampe o erlenmeyer contendo a mistura reacional e deixe-o em 
repouso por 2 dias. Em horário disponível, titule novamente uma 
alíquota e compare o valor calculado de V com o valor experimental. 
h) Repetir o procedimento descrito para as temperaturas de 35 °C e 45 °C. 
i) Para isso, mantenha a água do banho na temperatura de trabalho 
renovando-a constantemente com água quente (70 °C). 
j) Faça um gráfico de ln (V - Vt) em função do tempo para cada 
temperatura em um mesmo papel de gráfico. 
k) Calcular a constante de velocidade para cada temperatura. 
l) Faça um gráfico de ln k em função do inverso da temperatura e calcule 
os parâmetros de Arrhenius para a hidrólise do acetato de etila. 
Banho com água, 
gelo e NaCl 
NaOH 0,25 mol/L 
Água destilada, 
fenolftaleína e 
alíquota 
 
 
PRÁTICA 5. CATÁLISE I (HOMOGÊNEA): DECOMPOSIÇÃO CATALÍTICA 
DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO 
 
1. ASPECTOS GERAIS 
Muitas reações químicas, por serem muito lentas, necessitam da adição 
de uma substância que, sem ser consumida durante a reação, aumente a sua 
velocidade. A essa substância dá-se o nome de catalisador. 
Embora à primeira vista este fenômeno possa parecer impossível, de 
fato, pode ocorrer, pois o catalisador é uma substância a qual é usada em uma 
etapa do mecanismo da reação e é regenerada na etapa posterior. Por 
exemplo, considerando-se o seguinte processo elementar: 
 
A + B → Produtos (lento) 
Admitindo-se que este processo apresente uma energia de ativação 
elevada, a partir da adição de um catalisador C à mistura reagente, um novo 
mecanismo irá predominar e será constituído de duas etapas: 
 
 Etapa 1: A + C → AC (rápida) 
 Etapa 2: AC + B → Produtos + C (mais rápida) 
 
A etapa determinante da velocidade será a Etapa 1, ou seja, a mais 
lenta (neste caso pode ser melhor definida como a menos rápida) e possuirá 
uma energia de ativação menor do que a reação não-catalisada. Portanto, 
ambas as energias de ativação sãobaixas e cada reação é mais rápida do que 
a reação original, não-catalisada. A reação global permanecerá inalterada, pois 
o catalisador C, usado na Etapa 1, é regenerado na Etapa 2. A equação de 
velocidade da reação não-catalisada é: 
v = k [A] [B] 
E, para a reação catalisada: 
v = k’ [A] [C] 
Portanto, um catalisador atua em uma reação química tornando possível 
um novo mecanismo de reação, mas com uma energia de ativação menor. 
Como a energia de ativação da reação catalisada será menor do que a 
da não-catalisada, em uma dada temperatura, um maior número de moléculas 
reagentes possuirá a energia de ativação necessária para a reação catalisada. 
Assim, o mecanismo catalisado irá predominar, possibilitando, desta maneira, 
um novo mecanismo mais rápido. 
 
1.2 CATÁLISE HOMOGÊNEA 
 Em uma catálise homogênea o catalisador e os reagentes estarão 
presentes em uma mesma fase. Neste experimento será estudada a cinética 
de decomposição do peróxido de hidrogênio em meio aquoso: 
H2O2(aq) → H2O(l) 1/2O2(g) 
A cinética de catálise homogênea desta reação será investigada na 
presença e na ausência de um catalisador, o FeCl3 - cloreto de ferro (III) e a 
concentração de H2O2 será monitorada a partir de sua reação com 
permanganato de potássio em meio ácido: 
2MnO4-(aq) + 5H2O2(aq) + 6 H+(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) 5O2(g) 
Caso a concentração de permanganato seja conhecida, fica possível 
monitorar a concentração de peróxido de hidrogênio com o tempo a partir da 
estequiometria da reação balanceada. 
 
 
2. OBJETIVO 
O objetivo deste experimento é investigar a influência de um catalisador 
homogêneo na velocidade de decomposição do peróxido de hidrogênio em 
solução. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Material necessário 
- 1 erlenmeyer de 125 mL 
- 1 balão volumétricos de 100 mL 
- 1 bureta de 25 mL 
- 1 pipeta graduada de 20 mL 
- 6 béqueres de 50 mL 
- 1 Cronômetro 
- 1 agitador e barra magnética 
- Solução de KMnO4 
- H2O2 
- H2SO4 
- FeCl3 
 
3.1. PROCEDIMENTO 
a) Colocar em cada um dos 6 béqueres um volume de 5 mL de solução de 
H2SO4 25% (v/v). 
b) Em um erlenmeyer de 125 mL transferir 100 mL de uma solução 
aquosa de H2O2 0,025 mol/L (densidade do H2O2 puro = 1,4 g/mL) e em 
seguida 10 mL de solução de FeCl3 6% (m/v) mantendo o sistema 
reacional sob agitação. Acionar o cronômetro quando 5 mL da solução 
de FeCl3 tiverem sido adicionados. 
c) Retirar alíquotas de 15 mL do erlenmeyer nos tempos de 0 min, 5 min, 
10 min, 20 min, 30 min e 40 min e tranferir cada uma destas alíquotas 
para os béqueres citados no item (a). Atente para o fato de que a 
alíquota do tempo zero (t = 0 min) deve ser retirada antes da adição do 
catalisador. 
d) Titular cada uma destas alíquotas com solução de KMnO4 8,0 × 10-3 
mol/L e anotar o volume gasto. 
e) Repetir os procedimentos descritos nos itens (a), (b), (c) e (d) na 
ausência do catalisador. 
f) Determine as concentrações de H2O2 em cada alíquota e faça os 
gráficos da cinética da reação adequados para determinar a ordem da 
reação de decomposição do peróxido de hidrogênio. 
g) Calcule as constantes de velocidade na presença e na ausência do 
catalisador. 
 
 
4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
• Ver referências gerais na última página da apostila. 
 
 
 
PRÁTICA 6. CATÁLISE II (HETEROGÊNEA): DECOMPOSIÇÃO 
CATALÍTICA DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO (PARTE I) 
 
1. ASPECTOS GERAIS 
O peróxido de hidrogênio decompõe-se produzindo água (no estado 
líquido) e oxigênio (no estado gasoso), liberando calor, de acordo com a 
seguinte equação química: 
H2O2(aq)  H2O(l) + 1/2O2(g) 
É muito comum encontrar a concentração de H2O2 expressa em termos 
de uma certa quantidade de volumes. Esta quantidade refere-se ao volume de 
O2 que é gerado considerando sua decomposição completa, de acordo com a 
equação acima. Por exemplo, a decomposição completa de 1 mL de uma 
solução de H2O2 nominalmente referida como 10 volumes (ou 3% m/v), 
produzirá 10 mL de O2(g). Da mesma forma que 1 mL de uma solução de H2O2 
nominalmente referida como 20 volumes (ou 6% m/v), produzirá 20 mL de O2(g). 
A velocidade de decomposição do H2O2 depende de vários fatores tais 
como temperatura, concentração do peróxido, presença de luz, pH e também 
da presença de catalisadores ou estabilizantes. Como geralmente o processo é 
muito lento (da ordem de 0,05% por ano), estudos cinéticos envolvendo sua 
decomposição necessitam, fundamentalmente, do uso de catalisadores para 
tornarem-se possíveis. Estes catalisadores podem ser de natureza homogênea 
ou heterogênea. Tal como foi estudado em experimento anterior (Experimento 
8 da apostila) em uma catálise homogênea o catalisador e os reagentes estão 
presentes na mesma fase. Por outro lado, em uma catálise heterogênea 
catalisador e reagentes estarão presentes em fases diferentes. 
Um catalisador heterogêneo fornece uma superfície sobre a qual as 
moléculas podem reagir mais facilmente. A catálise heterogênea inicia-se com 
a adsorção de uma molécula reagente sobre a superfície do catalisador. A 
reação torna-se mais rápida, pois a adsorção de moléculas reagentes sobre a 
superfície de um catalisador enfraquece suas ligações (das moléculas), 
diminuindo, portanto, a energia de ativação para o processo. Esta adsorção 
poderá ser química (quimissorção) ou física (fisissorção). 
Uma adsorção química difere-se de uma adsorção física pela força com 
que as moléculas reagentes estão adsorvidas sobre a superfície do catalisador. 
Enquanto, para uma adsorção química as moléculas estão mais fortemente 
adsorvidas, para uma adsorção física as forças que predominam são mais 
fracas e do tipo van der Waals. Tal evidência é comprovada considerando-se 
que durante a quimissorção a quantidade de calor desprendida é 
consideravelmente maior do que a fisissorção. 
Neste experimento, a velocidade de decomposição de H2O2 será 
monitorada por meio do volume de oxigênio formado com o tempo. Por tratar-
se de uma reação onde a espécie a ser monitorada é o volume de um gás, a 
reação deverá ser realizada à temperatura e pressão constantes. O sistema 
experimental a ser utilizado nesta prática está esquematizado na figura abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Representação esquemática do sistema experimental. 
 
Septo 
Seringa com 
1,0 mL de H2O2 
Mangueira 
Catalisador 
 Nivelador 
Bureta 
Água 
Mangueira 
disperso em H2O 
 Sempre que o líquido presente na bureta estiver nivelado com o frasco 
nivelador (representado como um funil de separação na Figura 1), a pressão do 
gás, dentro da bureta será a atmosférica. Como a pressão parcial da H2O à 
temperatura constante é constante, a pressão parcial do O2 também será 
constante nessas condições experimentais. Desta forma, o volume de gás 
desprendido será medido à pressão constante a partir da variação de altura do 
líquido na bureta. 
 
2. OBJETIVO 
Este experimento tem como objetivo verificar experimentalmente a 
influência da adição diferentes catalisadores heterogêneos na velocidade de 
decomposição do peróxido de hidrogênio em solução bem como selecionar o 
catalisador que for mais eficiente segundo critérios pertinentes. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Material necessário 
- 1 kitassato de 125 mL 
- 1 bureta de 25 mL 
- 1 funil de separação 
- 1 béquer de 10 mL 
- 1 Cronômetro 
- 1 agitador e barra magnética 
- H2O2 (3% m/v, ou 10 volumes) e H2O destilada 
- MnO2 e PbO2 (em pó) 
 
3.1. PROCEDIMENTO 
a) Coloque em um kitassato 15 mL de H2O destilada e 0,05 g de MnO2 
(catalisador). Deixe agitando por 5 min embanho à temperatura 
ambiente. 
 
 
b) Tampe o kitassato com um septo de borracha, conecte a mangueira de 
silicone em sua saída e deixe-o fixado no suporte universal tal como 
mostrado na Figura 1. O restante do sistema já estará montado. 
c) Acerte o nível de água e conecte a mangueira de silicone à entrada 
superior da bureta. 
d) Com auxílio de uma seringa, transfira 1,0 mL da solução de H2O2 3% 
m/v (10 volumes) para o frasco reacional (kitassato) e acione o 
cronômetro. Para isso, fure o septo com a agulha da seringa e, então, 
adicione a solução de peróxido pressionando o êmbolo da seringa. 
e) Faça leituras de volumes a cada 30 s por um tempo total de 10 min ou 
até quando não se verifique mais variação de volume na bureta. Anote 
o valor deste volume pois este é o V. Durante a reação, o gás O2 
formado pela decomposição do H2O2 entrará na bureta e diminuirá o 
nível do líquido. É importante salientar que, para que a pressão na 
reação se mantenha constante, é necessário que o frasco nivelador 
seja continuamente ajustado ao mesmo nível do líquido na bureta. 
f) Repita todo o procedimento para verificação da reprodutibilidade das 
medidas. 
g) Para facilitar o acompanhamento da leitura do volume de gás 
desprendido, antes de iniciar o experimento, ou seja, antes da adiçaõ 
de 1,0 mL de H2O2, acerte o nível de água para 1 mL a menos da marca 
0 mL da bureta. Isso porque, o início do experimento se dará quando 
1,0 mL da solução de peróxido for injetado para dentro do kitassato. 
Esta injeção por si só deslocará o volume do líquido na bureta em 1,0 
mL fazendo com que a reação se inicie na marcação de 0 mL da bureta. 
h) Repita todo o procedimento utilizando 0,05 g de PbO2 como catalisador. 
i) Faça os gráficos da cinética da reação adequados, calcule as 
constantes de velocidade para cada catalisador e escolha o melhor 
catalisador para a realização do próximo experimento. 
 
 
 
 
PRÁTICA 7. CATÁLISE II (HETEROGÊNEA): DECOMPOSIÇÃO 
CATALÍTICA DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO (PARTE II) 
 
1. ASPECTOS GERAIS 
Para um catalisador, quanto maior for a superfície disponível para a 
adsorção de reagentes maior será a sua conversão em produtos (caso 
fenômenos difusivos não estejam envolvidos). Entretanto, um catalisador não 
possui sua superfície energeticamente homogênea, ou seja, com todos os seus 
sítios de adsorção equivalentes e com a mesma quantidade de energia para 
interagir com as moléculas do reagente. Se fosse completamente homogênea, 
sua área específica seria diretamente proporcional a sua atividade como 
catalisador, o que nem sempre acontece. 
Neste experimento, a variação de massa do catalisador empregado na 
reação de decomposição do peróxido de hidrogênio será investigada. Como o 
catalisador empregado está na forma de um pó fino, é teoricamente plausível 
que sua massa esteja diretamente relacionada com sua área ativa, ou seja, 
com sua superfície de contato. O catalisador a ser utilizado neste experimento 
será escolhido pelo próprio grupo, sendo a escolha baseada nos resultados 
obtidos em experimento anterior (Prática 6), onde foram avaliados os 
catalisadores PbO2 e MnO2. 
 
2. OBJETIVO 
 Este experimento tem como objetivo verificar experimentalmente a 
influência da adição diferentes massas de catalisador heterogêneo (diferentes 
áreas superficiais) na velocidade de decomposição do peróxido de hidrogênio 
em solução. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Material necessário 
- 1 kitassato de 125 mL 
- 1 bureta de 25 mL 
- 1 funil de separação 
- 1 béquer de 10 mL 
- 1 Cronômetro 
- 1 agitador e barra magnética 
- H2O2 (3% m/v, ou 10 volumes) e H2O destilada 
- MnO2 ou PbO2 (em pó) 
 
3.1 PROCEDIMENTO 
 
a) Coloque em um kitassato 15 mL de H2O destilada e 0,05 g de MnO2 ou 
PbO2 (catalisador). Deixe agitando por 5 min em banho à temperatura 
ambiente. 
b) Tampe o kitassato com um septo de borracha, conecte a mangueira de 
silicone em sua saída e deixe-o fixado no suporte universal tal como mostrado 
na Figura 1 da Prática 6. O restante do sistema já estará montado. 
c) Acerte o nível de água e conecte a mangueira de silicone à entrada superior 
da bureta. 
d) Com auxílio de uma seringa, transfira 1,0 mL da solução de H2O2 3% m/v 
(10 volumes) para o frasco reacional (kitassato) e acione o cronômetro. Para 
isso, fure o septo com a agulha da seringa e, então, adicione a solução de 
peróxido pressionando o êmbolo da seringa. 
e) Faça leituras de volumes a cada 30 s por um tempo total de 10 min ou até 
quando não se verifique mais variação de volume na bureta. Anote o valor 
deste volume, pois este é o V. Durante a reação, o gás O2 formado pela 
decomposição do H2O2 entrará na bureta e diminuirá o nível do líquido. É 
importante salientar que, para que a pressão na reação se mantenha 
constante, é necessário que o frasco nivelador seja continuamente ajustado ao 
mesmo nível do líquido na bureta. 
g) Para facilitar o acompanhamento da leitura do volume de gás desprendido, 
antes de iniciar o experimento, ou seja, antes da adição de 1,0 mL de H2O2, 
acerte o nível de água para 1 mL a menos da marca 0 mL da bureta. Isso 
porque, o início do experimento se dará quando 1,0 mL da solução de peróxido 
for injetado para dentro do kitassato. Esta injeção por si só deslocará o volume 
do líquido na bureta em 1,0 mL fazendo com que a reação se inicie na 
marcação de 0 mL da bureta. 
h) Repita todo o procedimento utilizando 0,025 g e 0,075 g de catalisador. 
i) Faça os gráficos da cinética da reação adequados, calcule as constantes de 
velocidade de cada reação bem como os tempos de meia vida. 
 
PRÁTICA 8. ASPECTOS QUALITATIVOS E QUANTITATIVOS DA 
CORROSÃO
1. Introdução
Para a realização bem sucedida desta experiência é importante que 
sejam revistos, entendidos e que se saiba discutir:
- a tendência termodinâmica para a ocorrência de um processo corrosivo 
(potencial de eletrodo, série eletroquímica e sua aplicação, influência do pH 
etc)
- as reações (semi-reações) envolvidas no processo de corrosão de um metal;
- fatores que provocam os diferentes tipos de corrosão;
- teoria dos inibidores para a proteção das superfícies metálicas.
PARTE A: ASPECTOS QUALITATIVOS DA CORROSÃO
Objetivos da experiência: detectar e analisar diferentes tipos de corrosão 
metálica.
Objetivo de ensino: observar reações (mudanças de cores, 
desprendimento gasoso etc) associadas ao processo de corrosão; definir quais 
são essas reações, polir e preparar superfícies metálicas; diferenciar regiões 
anódicas e catódicas de um metal sob corrosão.
2. MATERIAL NECESSÁRIO (Parte A)
- lixas d’água no 320, 400 e 600
- frascos com acetona ou etanol
- 1 pinça para manipular as amostras
- 1bastão de vidro
- amostras de ferro, zinco e cobre (placas e bstões)
- 100 mL de solução de ácido sulfúrico 1 mol L-1
- 250 mL de solução de NaCl 0,1 mol L-1
- 50mL de solução de K3Fe(CN)6 0,01 mol L
-1
- frasco conta-gotas com solução de fenolftaleína 
- fio condutor com jacarés nas extremidades
2.1. Análise 1: corrosão por aeração (oxigenação) diferencial
Lixe e limpe uma superfície de uma placa de ferro. Coloque sobre ela 
duas gotas da solução de NaCl, uma gota de fenolfetaleína e duas gotas da 
solução de ferricianeto de potássio (as gotas são postas uma sobre a outra) 
Aguarde aproximadamente 10 min e observe as cores que surgem nas regiões 
interna e externa da área molhada.
Análise: Explique qual o fator que provoca a corrosão do ferro. Indique 
quais são as regiões anódicas e catódica da área sob corrosão, dando as 
respectivas semi-reações a origem das cores observadas.
2.2. Análise2: corrosão por impurezas metálicas (ou pilh de ação local)
Adicione em um bequer de 100 mL cerca de 80 mL da solução de 
H2SO4. Mergulhe parcialmente nessa solução uma lâmina de Zn previamente 
lixada e limpa. Observe, durante 5 min, se há alguma reação perceptível. Faça 
o mesmo com um bastão de Cu, não permitindo que este toque a lâmina de 
zinco. Observe. Em seguida, toque a lâmina de Zn com o bstão de Cu, 
observando em que região ocorre desprendimento gasoso intenso.
Análise: Identifique, para cada etapa do procedimento, as regiões 
anáodicas e catádicas dando as respectivas semi-reações. O que seria a pilha 
de ação local e o que estaria funcionando como impureza.
2.3. Análise 3: corrosão por metais diferentes (corrosão galvânica)
Coloque em um bequer de 100 mL aproximadamente 80 mL da solução
de NaCl, 10 gotas de fenoftaleína e 1 mL da solução de K3Fe(CN)6, 
homogeneizando-a bem com um bastão de vidro. Ligue um bastão de Fe a 
outro de Cu, previamente lixados e limpos, através de um fio condutor. 
Submerja esses metais, ligados entre si, na solução acima e observe até o 
aparecimento de cores em torno dos respectivos metais.
Repita o procedimento acima, com uma solução nova, para bastões de 
Fe e Zn.
Análise: Indique qual dos terminais dos metais sofre corrosão 
justificando o porquê. Descreva as semi-reações que ocorrem no anodo e no 
catodo da pilha de corrosão formada em cada caso, a origem das cores 
observadas em torno de cada eletrodo bem como a razão do aparecimento do 
aparecimento de um depósito esbranquiçado em torno do Zn.
PARTE B: ASPECTOS QUANTITATIVOS DA CORROSÃO
Objetivo da experiência: determinar a taxa de corrosão do aço carbono 
em solução aquosa concentrada de ácido sulfúrico pelo método de perda de 
massa.
Objetivo de ensino: realizar um ensaio de corrosão na ausência e 
presença de inibidor. Determinar a perda de massa de massa de amostras de 
aço carbono submetidas a um ensaio de corrosão através de uma balança 
apropriada. Determinar a taxa de corrosão de amostras de aço carbono a partir 
de suas perdas de massa. Determinar a eficiência de um inibidor.
MATERIAL NECESSÁRIO (PARTE B)
- 1 frasco de Kitasato de 500 mL com tampa adaptada para segurar a amostra 
metálica (a amostra de aço deverá ficar suspensa na solução, e não no fundo 
do Kitasato)
- lixas d’água no 400 e 600
- frascos com acetona ou etanol
- 1 pinça para manipular as amostras 
- amostras de chapas de aço carbono e aço inoxidável (27 mm x 30 mm x 1 
mm)
- 1 frasco de tiouréia
- 1 frasco de ácido sulfúrico concentrado
- balança analítica (de fundo de escala 0,1 mg)
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Prepare 500 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico aproximadamente 1,5 
mol L-1
2. Lixe as amostras de aço carbono com lixa d’água de granulações 400 (mais
grossa) e 600 (mais fina) até que apresentem aspecto brilhante.
3. Lave as amostras com água em abundância e seque com papel absorvente.
4. Desengraxe as amostras com um solvente orgânico (acetona ou etanol), 
seque-as sem mais tocá-las e, então, pese-as numa balança analítica (de 
fundo de escala 0,1 mg).
5. Coloque aproximadamente 400 mL de solução de ácido sulfúrico no 
Kitasato e submerja ali uma amostra de aço, pendurnado-a no gancho de 
vidro especialmente construído para isto.
6. Observe se há ocorrência de alguma reação perceptível associada ao 
processo de corrosão. Após cerca de 20 min retire a amostra do frasco de 
Kitasato.
7. Leve a amostra com água destilada, removendo os produtos de corrosão 
com auxílio de uma escova de cerdas macias.
8. Seque bem a amostra, passe um solvente orgânico e pese-as novamente.
9. Repita o mesmo procedimento para outra amostra de aço, adicionando, 
agora, na solução de ácido uma massa de tiouréia suficiente para resultar 
uma concentração de 1% (m/m)
4. RESULTADOS 
1. Apresente os dados obtidos em uma tabela.
2. Calcule para cada amostra, as perdas de massas.
3. Calcule as taxas de corrosão das amostras em meio ácido, na ausência 
e na presença de inibidor, expressas em duas unidades: g m-2 dia-1 e 
mm dia -1. Compare e discuta os valores obtidos.
4. Explique como um inibidor atua na proteção contra a corrosão.
5. Cite e comente outros métodos usados na proteção contra corrosão.
REFERÊNCIAS ESPECÍFICAS
BASMAN, A.R.; CHORLEY, G.B ADELOJU, S.B. J.Chem. Educ. 70 (3); 258-
259, 1993.
FONTANA, M.G. Corrosion Engineering. New York, McGraw-Hill, 3ª ed. 1986.
SILVA, PAULO F. Da – Introdução a corrosão e Proteção das Superfícies 
Metálicas. Belo Horizonte, Impressa Universitária da UFMG, 1981.
GENTIL, V. Corrosão, Rio de Janeiro. Guanabara Dois, 2ª Ed. 1982.
 
 
PRÁTICA 9. TRATAMENTO DE EFLUENTE POR MÉTODO DE 
COAGULAÇÃO QUÍMICA 
 
1. ASPECTOS GERAIS 
A descontaminação da água por diferentes compostos orgânicos é um 
dos desafios mais difíceis da sociedade do século 21, principalmente porque a 
água está rapidamente se tornando um recurso escasso. Neste contexto, as 
indústrias têxteis estão em uma delicada posição devido à elevada quantidade 
de água consumida em seus processos e a consequente produção de água 
contaminada. As águas residuais de indústria têxtil são caracterizadas 
principalmente por elevadas cargas orgânicas e inorgânicas, de corantes que 
não reagiram, pH e de temperatura, e é praticamente não-biodegradável. Em 
geral, os processos de tratamento da indústria têxtil estão fundamentados na 
operação de sistemas físico-químicos de precipitação e coagulação, seguidos 
de tratamento biológico, comumente sistema de lodos ativados. 
A coagulação química consiste na desestabilização das partículas 
coloidais e suspensas realizada pela conjunção de ações físicas e reações 
químicas entre o coagulante, a água e as impurezas presentes. Esse processo 
é obtido através da redução das forças de repulsão entre as partículas com 
cargas negativas, por meio da adição de produto químico carregado 
positivamente, habitualmente com sais de ferro ou de alumínio. Em solução 
aquosa, os íons metálicos de alumínio, formam ligações com os átomos de 
oxigênio podendo coordenar até seis moléculas de água ao redor, liberando os 
átomos de hidrogênio (aumentando a concentração do íon H+) e reduzindo o 
pH da suspensão. Durante o processo de coagulação é essencial a agitação, 
pois favorece a colisão entre as partículas menores para formar agregados 
maiores ou flocos, os quais podem ser removidos por sedimentação, flotação e 
filtração. Assim, espera-se remover especialmente turbidez, matéria orgânica 
coloidal, substâncias tóxicas de origem orgânica e inorgânica. A ocorrência de 
flotação das partículas suspensas proporciona a separação das fases sólida e 
líquida, removendo a turbidez do meio líquido. 
Vários fatores podem interferir o processo de coagulação. Os principais 
fatores são o tipo de coagulante, o pH e a alcalinidade do resíduo, a natureza e 
a distribuição dos tamanhos das partículas causadoras de cor e turbidez. O 
aspecto principal para a escolha de um bom coagulante é a capacidade de 
produzir precipitados e espécies hidrolisadas em dissociação no meio aquoso, 
capazes de desestabilizar ou envolver as partículas suspensas coloidais 
presentes nas águas naturais. Outro aspecto a ser observado é a característica 
do lodo gerado no tratamento, as características químicas e físicas dos 
resíduos gerados no tratamento dos efluentes serão influenciados pela 
composição do coagulante. 
O pH assume papel importante o processo de coagulação. O hidróxido 
de alumínio apresenta-se negativamente carregado a pH superior a 8,0 e 
fortemente carregado com carga positiva a pH inferior a 6,0. Desta forma, no 
intervalo de 6,0 a 8,0 predominam asespécies hidrolisadas negativamente 
carregadas, permitindo a agregação das espécies. 
 
2. OBJETIVO 
O objetivo desta prática consiste em realizar um processo de coagulação 
química para o tratamento de efluente real de indústria de tinta e avaliar a 
toxicidade do efluente por meio de ensaios de biotoxicidade com Artemia 
salina. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1. Material necessário 
- 4 tubos de ensaio 
- 1 becker de 150 mL 
- 1 proveta de 100 mL 
- Cronômetro 
- Agitador magnético 
- Turbidímetro 
- Coagulante: solução de 50 g L-1 de Al2(SO4)3 
- Efluente de indústria de tinta 
- Solução de sal marinho 30 g L-1 
- Microscópio 
 
3.2. Procedimento 
3.2.1. Teste de coagulação 
 
1. Medir a turbidez inicial do efluente no turbidímetro e fazer a média de 6 
repetições de leitura; Atente para o fato de que o pH esteja na faixa 
de 6 a 8. 
2. Em um Becker de 150 mL, transferir 100 mL do efluente e colocar para 
agitar rigorosamente por 5 min. Acionar o cronômetro quando começar a 
agitação. 
3. A seguir, pipetar 1,5 mL do coagulante, Al2(SO4)3, e manter a agitação 
por 1 min. 
4. Desligar o agitador magnético e deixar em repouso por 30 min. 
5. Medir a turbidez inicial do efluente no turbidímetro e fazer a média de 6 
repetições de leitura. 
 
3.2.2. Ensaio de biotoxicidade 
 
1. Colocar 10 náuplios de Artemia Salina em cada tubo de ensaio contendo 
10 mL da amostra do efluente antes e após o tratamento por 
coagulação. Fazer o experimento em triplicata, e deixar um tubo 
somente com a solução de sal salino. 
2. Após 48 h de exposição dos náuplios, realizar a contagem dos vivos e 
mortos com o auxílio de um microscópio. Serão considerados náuplios 
mortos os que não apresentarem nenhum movimento durante 15 s de 
observação. (Esta parte deverá ser realizada em horário alternativo ao 
da aula). 
 
4. REFERÊNCIAS 
LIBÂNIO, M. Fundamentos de qualidade e tratamento de água. Campinas: 
Editora Átomo, 2010. p. 494. 
BERNARDO, L.D.; BERNARDO, A.D.; FILHO, P.L.C. Ensaios de tratabilidade 
de água e dos resíduos gerados em estações de tratamento de água. São 
Carlos: Rima Editora, 2002. p. 236. 
 
 
 
PRÁTICA 10. DIAGRAMAS TRIANGULARES DE FASES DE UM SISTEMA 
LÍQUIDO TERNÁRIO 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
Um sistema composto por dois ou mais líquidos pode ser 
homogêneo ou não de acordo com a concentração de cada 
componente. Alguns fatores que influenciam na miscibilidade dos 
líquidos são: a natureza molecular, temperatura, pressão, presença 
de outros líquidos, entre outros. 
Uma forma de se analisar em que proporções pode-se ter uma 
mistura de três componentes homogênea é pela obtenção de 
diagramas triangulares de solubilidade. Neste experimento será 
determinado o diagrama triangular de fases de uma mistura contendo 
água, clorofórmio e ácido acético glacial. Esta mistura é 
caracterizada pelo fato de que clorofórmio e água são parcialmente 
miscíveis entre si e ambos totalmente miscíveis em ácido acético. 
Dois líquidos puros, ao serem misturados, podem formar uma 
única fase homogênea ou duas fases, cada qual com uma 
composição desses dois líquidos. Isso acontece devido ao fato de 
que a mistura busca a formação mais estável. Quando esse estado é 
atingido, diz-se que esse sistema encontra-se em equilibro líquido-
líquido. Um estado de equilíbrio termodinâmico, que é buscado por 
todos os sistemas, é aquele que apresenta um mínimo de energia 
livre de Gibbs. Quando se misturam duas substâncias, define-se dG 
como a variação da energia livre de Gibbs da solução e dos 
compostos puros. Se essa variação for menor do que zero, forma-se 
uma solução monofásica homogênea. Caso contrário, a formação de 
duas ou mais fases será mais estável. 
Na figura abaixo está representada em um diagrama ternário a 
curva de equilíbrio líquido/líquido (Curva Binodal) Os vértices do 
triângulo correspondem aos componentes puros (1, 2, 3), e os lados 
às misturas binárias. No diagrama triangular as composições são 
normalmente dadas em frações mássicas. 
 
Qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade (curva binodal) 
representa um sistema composto por duas fases, enquanto que um ponto na 
curva ou acima desta, representa um ponto em que o sistema é composto por 
apenas uma fase. À temperatura e pressão consideradas, no interior da área 
limitada pelos pontos [ACPDB] existem duas fases (líquidas) imiscíveis: o ponto 
A representa o limite de solubilidade do componente 3 no componente 2. 
Em contrapartida, o ponto B representa o limite de solubilidade do componente 
2 no componente 3. Quando o sistema contém, também, o componente 1 e a 
composição global é representada por um ponto no interior da área [ACPDB], o 
sistema desdobra-se em duas fases líquidas ternárias em equilíbrio 
termodinâmico. Por exemplo, um sistema ternário de composição global dada 
Linhas de 
amarração 
Curva binodal 
pelo ponto R apresenta-se como sendo constituído por 2 fases líquidas cujas 
composições são dadas pelos pontos C e D. 
A linha reta [CRD] une 2 fases em equilíbrio: uma (a fase com a 
composição do ponto D) mais rica no componente 3 e outra (a fase com a 
composição dada pelo ponto C) mais rica no componente 2. Ou seja, a adição 
do componente 1 aos sistemas binários de componentes 2 e 3 cuja 
composição inicial esteja compreendida entre as de A e B dá origem ao 
aumento da solubilidade mútua de 2 e 3, de modo que a zona bifásica vai 
diminuindo, até se atingir um ponto também ternário de composição dada por 
P, em que a solubilidade de 2 em 3 e a de 3 em 2 se igualam. O ponto P 
designa-se por ponto crítico. As retas tracejadas dentro da curva binodal unem 
duas fases em equilíbrio são denominadas de linhas de amarração (ou do 
inglês tie-lines). A inclinação destas linhas é determinada a partir da obtenção 
experimental da proporção entre fases orgânica e aquosa do sistema bifásico 
(regra da alavanca). A razão entre os comprimentos RD e CR do diagrama 
mostrado acima fornece a proporção entre fases orgânica e aquosa do sistema 
bifásico. 
A figura abaixo mostra um exemplo de um diagrama ternário composto 
por ácido acético, acetato de etila e água e como deve ser determinada a 
composição do ponto P no diagrama. 
 
 
2. OBJETIVO 
O objetivo deste experimento é construir um diagrama ternário composto 
por água, clorofórmio e ácido acético e traçar 2 linhas de amarra de um sistema 
bifásico composto por essas substâncias a partir da regra da alavanca. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Material necessário 
- Ácido acético glacial 
- Clorofórmio 
- Água destilada 
- 10 tubos de ensaio 
- Bureta (25 mL) 
- 2 Provetas de 10 mL 
- 2 Béqueres de 25 mL 
- 1 Pipeta de 10 mL 
- 1 pipeta de pasteur 
 
4. PROCEDIMENTO 
Prepare as misturas indicadas na Tabela 1 em tubos de ensaio e 
adicione (de forma lenta) o componente indicado como “?” na Tabela 1 com 
auxílio de uma bureta de 25 mL ao tubo de ensaio contendo a mistura até a 
visualização de turvação permanente (sinal de transição para a região de 2 
fases). Anote os valores exatos adicionados de cada componente e registre a 
temperatura antes e depois das adições. 
 
Tabela 1. Misturas a serem preparadas para construção do diagrama de fases. 
Solução Vol. Água / mL Vol. HAc / mL Vol. CHCl3 / mL 
1 12 8 ? 
2 4 6 ? 
3 2,5 7,5 ? 
4 ? 2 18 
5 ? 4 6 
6 ? 6 4 
 
Para construção do diagrama ternário use o modelo de diagrama 
fornecido no final deste roteiro. Para isso, converta os valores de volume 
obtidos na Tabela 1 em valores de frações mássicas da mistura. Para isso, 
pesquise e anote no cadernode laboratório, previamente à realização do 
experimento, as densidades de cada um dos componentes aqui 
estudados. Conferir com os valores rotulados, caso o reagente utilizado em 
aula os forneça em seu recipiente. 
Para construção das 2 linhas de amarra, prepare as 2 soluções 
indicadas na Tabela 2. Agite e aguarde até que a separação das fases tenha 
sido completada. Em seguida, retire a fase aquosa com auxílio de uma pipeta 
de Pasteur e transfira a fase aquosa para outro tubo de ensaio. As massas das 
fases aquosas e orgânica deverão ser pesadas em balança para determinação 
da razão entre elas. Portanto, antes de adicionar as soluções nos tubos de 
ensaio, pese-os antes para determinação das massas dos líquidos de cada 
fase. 
Tabela 2. Soluções para determinação das linhas de amarra. 
Solução Vol. Água / mL Vol. HAc / mL Vol. CHCl3 / mL 
1 9 2 9 
2 7 4 9 
 
 Para construção das linhas de amarra, primeiramente localize o ponto de 
cada composição das soluções contidas na Tabela 2. Em seguida, com base 
nas razões entre as massas das fases aquosa e orgânica de cada solução bem 
como da curva binodal traçada, encontre a inclinação adequada de cada linha 
de amarra que corresponda à proporção mássica entre as fases.