Apostila práticas de físico-química

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“ROTEIROS DE PRÁTICAS 
LABORATORIAIS DA DISCIPLINA 
DE FÍSICO-QUÍMICA” 
 
 
 
 
 
 
 
 
ENGENHARIA AMBIENTAL 
ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
2º. PERÍODO 
 
 
 
 
Prof. Dr. Paulo Bittencourt/ Prof
a
.MSc. Angela C. Rodrigues 
 
 
2 
SUMÁRIO 
 
Prática 1– VOLUME MOLAR DE UM GÁS ................................................................................ 1 
Prática 2 - ADSORÇÃO DE ÁCIDO OXÁLICO EM CARVÃO ATIVO ......................................... 3 
Prática 3 – DIAGRAMA DE FASES ........................................................................................... 4 
Prática 4 - CINÉTICA QUÍMICA ................................................................................................ 7 
Prática 5 - FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA ................ 9 
Prática 6 - LEI DE HESS ......................................................................................................... 12 
Prática 7 – ESTUDOS DE CORROSÃO E ELETRÓLISE ........................................................ 13 
Prática 8 – VISCOSIDADE DE LÍQUIDOS .............................................................................. 15 
PAPEL MILIMETRADO (reserva) ............................................................................................ 17 
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA .............................................................................................. 18 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 
Prática 1– VOLUME MOLAR DE UM GÁS 
 
Objetivo: 
 Determinar o volume molar de um gás (H2) nas CNTP 
 
Introdução Teórica: 
 Definição de volume molar. 
 Equações de estado (gases ideais e reais) 
 
Procedimento: (Figura1.1) 
 
1. Determine o volume correspondente à porção não graduada de uma bureta entre o 
último traço da graduação e a torneira. 
2. Pese exatamente uma quantidade de Mg em fita ou em raspa, próximo de 0,030 g 
(limpar com palha de aço). 
3. Corte uma rodela de gaze com aproximadamente 8 cm de diâmetro. 
4. Feche bem a bureta preparada e nela coloque 7 – 8 mL de solução de HCI 6,0 
moles/L. A seguir, com cuidado, acabe de encher complemente a bureta com água 
destilada. Procure não agitar a camada de ácido, no fundo da bureta. Bolhas de ar que 
tenham ficado aderidas à bureta (nas paredes) devem ser eliminadas (golpeando-a de 
leve). 
5. Faça uma gaiola de gaze e coloque o Mg no meio, feche-a com o fio de cobre. 
Introduza a gaiola na bureta cheia de água e dobre a ponta do fio de cobre para servir 
de cabo. Caso necessário, adicione água para que a bureta continue totalmente cheia. 
6. Coloque água num béquer de 600 mL de capacidade até mais ou menos 2/3 dele. 
7. Tampe com o dedo a “boca” da bureta e inverta-a rapidamente sobre o béquer com 
água. Fixe a bureta a um suporte. O ácido, ao entrar em contato com o Mg reagirá com 
ele liberando um gás. 
8. Espere até que a reação se complete mais uns 10 minutos para que o sistema adquira 
à temperatura ambiente. 
9. Tape com o dedo a boca da bureta, transfira-a para uma proveta quase cheia de água, 
à temperatura ambiente. Faça o nível do líquido dentro e fora coincidir e anote o 
volume de gás. (para a P atmosfera = P total) 
10. Anote a pressão atmosférica e a temperatura ambiente. 
 
 
CÁLCULOS: 
 
1. Encontre a pressão de vapor de H2O à temperatura ambiente (Tabela 1.1) 
2. Calcule a pressão do gás H2 na temperatura ambiente. 
PATM = PHIDROGÊNIO + PVAPOR D’AGUA 
3. Escreva a equação geral do gás ideal para uma determinada massa, considerando as 
leis de Dalton e Amagat para uso de pressão parcial e volume total. 
 
4. Calcule o volume de H2 nas CNTP (Vo de H2) usando a equação do estado de gás ideal 
(item 3) 
 
5. Calcule o volume molar de H2 nas CNTP (gás ideal). 
 
Obs.: Cálculos a partir dos resultados experimentais. 
 
6. Calcule o erro percentual. 
 
 
 
2 
Obs: Para medir o volume do gás 
nivele o volume interno e externo da água do líquido. 
Tabela 1.1 – Pressão de vapor de água 
 
Temperatura 
O
C 
Pressão 
mmHg 
Temperatura 
O
C 
Pressão 
mm Hg 
0. 4,6 23 21,1 
1. 4,9 24 22,4 
2. 5,3 25 23,8 
3. 5,7 26 25,2 
4. 6,1 27 26,7 
5. 6,5 28 28,3 
6. 7,0 29 30,0 
7. 7,5 30 18, 
8. 8,0 35 42,2 
9. 8,6 40 55,3 
10. 9,2 45 71,9 
11. 9,8 50 92,5 
12. 10,5 55 118,0 
13. 11,2 60 149,4 
14. 12,0 65 187,5 
15. 12,8 70 239,7 
16. 13,6 75 289,7 
17. 14,5 80 355,1 
18. 15,5 85 433,6 
19. 16,5 90 525,8 
20. 17,5 95 633,9 
21. 18,7 100 760,0 
22. 19,0 105 906,1 
 
 
 
3 
Prática 2 - ADSORÇÃO DE ÁCIDO OXÁLICO EM CARVÃO ATIVO 
 
Objetivos: 
 
1. Determinar que relação existe entre a quantidade de ácido oxálico adsorvido pelo 
carvão vegetal e a concentração de equilíbrio do ácido na fase aquosa. 
 
 
Introdução Teórica: 
 
 .... Físico-Química de superfície; 
 .... Adsorção: conceito e termos empregados; 
 .... Adsorção física e química; 
 .... Parâmetros importantes que afetam a adsorção; 
 .... Tipos de adsorventes; 
 .... Isotermas; 
 .... Isoterma de Freundlich (log x = 1/n log c + log K ou x = K c 
1/n
) 
 .... Isotermas de Langmuir: Equações c/x = (1/N) c + 1/NK e conceitos. 
Representação gráfica e análise dos resultados. 
 
Procedimento: 
 
1- Colocar 4,0 g de carvão ativo em um erlenmeyer de 250 mL; 
2- Adicionar 100,0 mL de solução de ácido oxálico na seguinte concentração, 
preparadas num balão volumétrico de 100 mL como mostrado na Tabela x.1 
 
Tabela 10.1 – Volume de ácido oxálico de concentração 0,25 mol/L Vac e volume 
de água destilada (Vágua) a fim de completar 100 mL de solução. 
1
a
. 50,0 50,0 
 
3 – Tampa-se os erlenmeyer com rolha e agita-se freqüentemente durante mais ou menos uma 
hora e em seguida deixa-se em repouso durante a noite para obter-se o equilíbrio. 
Obs.: As etapas 1 e 2 já foram preparadas pelo Técnico. 
 
4 – Filtra-se a solução (molhando o papel de filtro com os primeiros 5 ml de filtrado, que devem 
ser desprezados, pois parte do ácido oxálico fica retido no papel. Titula-se com NaOH 0,1 
mol/L (na bureta) utilizando fenolftaleína como indicador, cada uma das soluções. 
 
Obs.: Deve-se titular o NaOH com o H2C2O4 0,25 mol/L (0,50 normal). 
 
Tabela 10.2 Valores obtidos na adsorção de ácido oxálico em solução aquosa de molaridade 
inicial (Mi) e final (Mf) e a seus números de mols no início (ni) e final (nf) em 100 mL de solução. 
Valores de números de mols de ácido oxálico adsorvido (na) e adsorvido por grama de carvão 
ativo (x). 
 
Mi/mol L
-1
 Mf/mol L
-1
 Ni/mol Nf/mol Na/mol X/mol/g 
 
 
Cálculos: 
 
1. Calcular a concentração C do ácido oxálico em equilíbrio com o carvão (ácido não 
adsorvido) em mol/L (para cada solução preparada): Na Va = Nb Vb; 
2. Calcular a quantidade de matéria de ácido oxálico adsorvido por grama de adsorvente 
(X) em cada caso; 
3. Calcular a área de carvão (em metros quadrados por grama), sabendo que a área da 
seção transversal de molécula de ácido oxálico é 21,0 A
2
; 
 
 
 
 
4 
Prática 3 – DIAGRAMA DE FASES 
Introdução Teórica: 
 
 Conceito de fase 
 Regra das Fases 
 Sistema Binário 
o Sistemas gerais de dois componetes 
o Miscibilidade de dois líquidos. Dependência coma temperatura. Temperatura 
consoluta superior e inferior. Regra da Alavanca. 
o Aplicação da regra das fases. 
 Sistema ternário 
o Miscibilidade de três líquidos 
o Representação de Gibbs e Roozeboom. 
o Descrição das Regiões. 
 Toxicidade, Características e manuseio adequado do fenol e tolueno. 
 
Objetivo: 
Construção de diagramas binários e ternários e sua interpretaçãoProcedimento: 
 
1. Sistema Binário (FENOL/ÁGUA) 
 
A partir de uma solução fenólica, já preparada a 95% de água em massa (caso haja 
sólido aqueça o frasco em banho-maria), tomar os volumes indicados na tabela abaixo 
através da bureta (50 mL). Densidade da solução 1,07 g/mL. A seguir adicione volumes 
de água diretamente da bureta, totalizando em cada tubo 10,00 mL. 
 
Tubo n
o 
1 2 3 4 5 6 7 
Fenol (mL) 1,00 2,00 3,00 4,00 5,00 6,00 7,00 
 
 
Antes de colocar o termômetro e o fio de cobre 
(conforme a figura), ajuste-os por fora do tubo. Verifique se 
ao agitar o fio não existe resíduos deste ou da rolha 
contaminarem a amostra. Caso necessário limpe o fio com 
palha de aço. 
Agitando bem cada mistura, aqueça lentamente o 
banho de água até que a solução fique límpida. Ler a 
temperatura. Deixar esfriar, agitando sempre, e registrar a 
temperatura em que a mistura começa a turvar. Tirar o 
valor médio das temperaturas. Tabelar e plotar a 
temperatura contra o teor em massa de fenol. Incluir o valor 
da pressão ambiente na legenda. Considere a densidade 
da água 1,00 g/mL. 
Determinar a temperatura critica da solução. 
 
OBS. Procure manter o fenol o maior tempo 
possível na capela. 
“Como você deve saber o fenol e ALTAMENTE PERIGOSO, 
CORROSIVO E DESIDRATANTE. Não deixe este entrar em contato com a 
pele. Muito cuidado na agitação do tubo, pois este pode eventualmente 
quebrar. Cuidado para não tocar o fio de cobre. ANTIDOTO: ETANOL, retire o 
excesso de fenol e lave com muita água. A queimadura normalmente começa 
deixando manchas brancas na pele.” 
 
 
 
 
 
 
5 
2. Sistema Ternário (ETANOL/TOLUENO/ÁGUA) 
 
Encher 3 buretas de 25 mL com tolueno, etanol e água destilada. Preparar seis tubos 
de ensaio com as seguintes misturas: 
 
Tubo n
o 
1 2 3 4 5 6 
Etanol (mL) 1,25 3,75 7,5 9,0 11,5 12,0 
Tolueno (mL) 10,25 8,00 5,75 3,5 1,0 0,5 
 
A seguir, adicionar água destilada em cada um dos tubos, agitando vigorosamente 
entre as adições até começar a turvação da mistura. 
Registrar os volumes de água usado. Nas Primeiras misturas os volumes serão 
pequenos, portanto para os tubos 1, 2 e 3 faça adições, gota a gota, através de pipetas 
graduadas. 
Tabelar os resultados encontrados calculando o teor em volume dos componentes na 
turvação da mistura. 
Plotar as percentagens de composição num gráfico triangular. Medir a temperatura e a 
pressão ambiente e incluir no gráfico. 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
7 
Prática 4 - CINÉTICA QUÍMICA 
 
1 - OBJETIVO 
 
 Estudar o efeito da concentração dos reagentes na velocidade de uma 
reação químicas. 
 
2 - INTRODUÇÃO TEÓRICA 
 
 A lei da ação das massas, para uma reação genérica: 
 a A + b B + c C  m M + n N + o O 
 
Estabelece que: 
 V = K[A]
a 
[B]
b
[C]
c
 
 
Onde: 
V = velocidade da reação 
K = constante, específica para cada reação 
[ ] = molaridade = número de mols de soluto por litro de solução 
 
 A equação proposta por Guldberg e Waage mostra que um aumento na molaridade de 
qualquer um dos reagentes provoca um aumento na velocidade da reação. 
 Escolhemos a reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico porque produz 
enxofre: 
 
 H2SO4 + Na2S2O3  Na2SO4 + H2O + SO2 +  S 
 
O enxofre formado, sendo insolúvel em água, provoca uma turvação que permite ver 
quando a reação ocorre. Assim poderemos medir o tempo de duração da reação. Mantendo 
fixa a concentração de ácido e adicionando água à solução de tiossulfato de sódio, 
verificaremos como a diminuição da concentração de um dos reagentes influi no tempo da 
reação, isto é na velocidade da reação. 
 Dadas as variáveis: 
  n = número de mols que reagiram = V x M 
  t = tempo (em segundos) de duração da reação 
 Podemos calcular a velocidade da reação com a fórmula: 
 
V =  n 
  t 
 
3 - METODOLOGIA 
3.1 - MATERIAL 
 3 Bureta de 25 mL (3)  Suporte universal (3) 
 Cronômetro  Béquer de 100 mL (3) 
 Etiquetas  Estante para tubo de ensaio 
 Tubos de ensaio (10) 
 
3.2 - REAGENTES 
 Solução 0,3 M de ácido sulfúrico, H2SO4 
 Solução 0,3 M de tiossulfato de sódio, Na2S2O3 
 
3.3 - PROCEDIMENTO 
1) Rotule três buretas e três béqueres de 100 mL: água, ácido sulfúrico e tiossulfato de sódio. 
2) Carregue corretamente cada bureta com o respectivo líquido e deixe sob cada uma o béquer 
identificado. 
3) Pegue quatro tubos de ensaio e, utilizando a bureta, coloque, em cada um, 4 mL da solução 
0,3 M de ácido sulfúrico. 
4) Numere outros quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. 
 
 
8 
5) Utilizando as buretas, coloque nos tubos numerados a solução 0,3 M de Na2S2O3 e H2O 
segundo a tabela seguinte. 
 
Tabela 1: 
 
Tubo 
Volume em mL [M] da mistura 
M1.V1 = M2.V2 
 n = número de 
mols de Na2S2O3 
que reagiram 
 v 
, 
m
,
 
Tempo de 
reação 
(s) 
Velocidade 
V =  n 
  t 
mol/s 
Na2S2O3 
0,3 M 
H2O Total 
1 6 mL 0 mL 6 mL 6 x 0,3 = 6 M2
 
M2= 0,30 
n = 0,006 x 0,30 
n = 18 x 10
-4 
 
2 4 mL 2 mL 6 mL 4 x 0,3 = 6 M2
 
M2 = 0,20 
n = 0,006 x 0,20 
 n = 12 x 10
-4 
 
3 3 mL 3 mL 6 mL 3 x 0,3 = 6 M2
 
M2= 0,15 
n = 0,006 x 0,15 
n = 9 x 10
-4 
 
4 2 mL 4 mL 6 mL 2 x 0,3 = 6 M2 
M2 = 0,10 
n = 0,006 x 0,10 
n = 6 x 10
-4 
 
6) Pegue o tubo de ensaio 1 e um dos tubos contendo 4 mL de H2SO4, do passo 3. Pegue 
também um cronômetro ou um relógio que marque segundos. 
7) Adicione os 4 mL de ácido ao tubo 1 e acione o cronômetro imediatamente. 
8) Observe atentamente o tubo 1 e, assim que começar a aparecer uma turvação, pare o 
cronômetro. Lance na tabela o tempo (em segundos) que demorou para aparecer a turvação. 
9) Jogue fora o conteúdo do tubo 1 e lave-o em seguida. Essa operação deve ser feita 
imediatamente, para evitar que o tubo fique manchado. 
10) Repita os passos 6, 7, 8 e 9 para os tubos 2, 3 e 4, anotando na tabela 1 o tempo gasto em 
cada reação. 
11) Se houver dúvida com relação a alguma medida, refaça essa medição. 
12) Calcule agora a velocidade de cada reação, dividindo cada valor de  n pelo tempo da 
reação correspondente. 
 
4 - DISCUSSÃO 
1) Confeccionar um gráfico em papel milimetrado, utilizando os dados de concentração e 
velocidade da reação e unir os pontos por uma curva (evite uma linha quebrada). Se achar 
conveniente, você pode multiplicar por 10 ou 100 todas as velocidades e expressar seus 
valores nos resultados encontrados. 
 
 
 
9 
Prática 5 - FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
QUÍMICA 
 
1 – OBJETIVOS 
 Determinar os fatores que afetam a velocidade de uma reação química. 
 
2 – FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
 
Nesta unidade serao analisados fatores que alteram a velocidade da reacao do ion 
permanganate (MnO4
-
) em meio ácido com o íon oxalato (C2O4
-2
). 
 
5C2O4
-2
(aq) + 2 MnO4
-
(aq) + 16H
+
(aq)  10CO2(g) + 2Mn
2+
(aq) + *H2O(l) 
 
Das espécies envolvidas na reação apenas a solução de íons permanganato apresenta 
coloração violeta, que lhe é característica, as demais soluções são incolores. Desta maneira, a 
velocidade da reação pode ser observada em função do tempo necessário para que se de o 
tempo de descoloração do permanganato. 
 
1. Objetivo 
Verificar a influencia da concentração dos reagentes, temperatura e catalisador na 
velocidade das reações químicas. 
METODOLOGIA 
 
Materiais: 
 H2SO4 2,5 mol/L  3 Erlenmeyers de 100 mL 
 Ácido oxálico 0,20 mol/L  1 Proveta de 50 mL e de 10 mL 
 KMnO4 0,04 mol/L  1 pipetas de 5 mL e 10 mL 
 Solução de MnSO4 0,05 mol/L  Cronometro 
 Água destilada  Fósforos 
 Buretas2. Procedimento 
2.1. Influencia da concentração dos reagentes: 
a. Adicionar em um erlenmeyer de 250,0 mL limpo e seco 2,00 mL de solução 
0,04 mol/L de KMnO4, com pipeta graduada. 
b. Adicionar a outro erlenmeyer de 250,0 mL, com uma proveta, 5,0 mL de 
solução de ácido sulfúrico 2,5 mol/L e 2,50 mL de solução 0,20 mol/L de 
ácido oxálico com uma pipeta graduada. 
c. Transferir o volume de solução de erlenmeyer que contem a mistura dos 
ácidos sulfúrico e oxálico para o erlenemeyer que contem a solução de 
permanganato, agitar e deixar em repouso. Começar a marcar o tempo 
 
 
10 
imediatamente após a mistura das soluções até o instante que a mistura se 
tornar incolor. 
d. Anotar o tempo de descoloração na tabela a seguir. 
e. Repetir os procedimentos acima para os erlenmeyers 2, 3 e 4, adicionando 
água ao erlenmeyer que contem permanganato antes da mistura. 
f. Guardar o resultado do erlenmeyer 4 para utilizar no item 2.3. 
g. Traçar um gráfico de [MnO4
-
] versus tempo de descoloração. 
h. Calcular a velocidade média e um dado intervalo de tempo. 
i. Calcular a velocidade instantânea num instante determinado pelo 
professor. 
Erlenmeyer H2SO4 H2C2O4 H2O KMnO4 t(s) [MnO4
-
] Velocidade 
1 5,0 mL 2,5 mL -- 2,00 mL 
2 5,0 mL 2,5 mL 5,0 mL 2,00 mL 
3 5,0 mL 2,5 mL 10,0 mL 2,00 mL 
4 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL 
 
2.2. Influencia da temperatura 
a. Anotar na tabela abaixo, o resultado do tempo de descoloração da solução 
do erlenmeyer 4, realizado na experiência 2.1. 
b. Adicionar a outro erlenmeyer 5,0 mL de solução 2,5 mol/L de ácido 
sulfúrico e 2,50 mL de solução de ácido oxálico. Determinar a temperatura 
da mistura. 
c. Aquecer o erlenmeyer contendo a mistura 20 ºC acima da temperatura do 
ambiente. 
d. Misturar as soluções dos ácidos com a de permanganato, agitar e deixar 
em repouso. Marcar o tempo de descoramento da solução imediatamente 
após a mistura. 
e. Repetir o procedimento para o erlenmeyer 3, aquecendo a mistura dos 
acido 30 ºC acima da temperatura do ambiente. 
f. Anotar os resultados obtidos na tabela abaixo. 
 
Erlenmeyer H2SO4 H2C2O4 H2O KMnO4 T (ºC) t(s) [MnO4
-
] Velocidade 
1 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL Ambiente 
2 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL + 20 ºC 
3 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL + 30 ºC 
 
2.3. Efeito do Catalisador 
a. Anotar na tabela abaixo o resultado do tempo de descoramento da solução 
do erlenmeyer 4 realizado na experiência 2.1. 
b. Adicionar em um erlenmeyer 2,00 mL de solução 0,04 mol/L de 
permanganato de potássio e 15 mL de água destilada. 
c. Adicionar em outro erlenmeyer de 250 mL, 5,0 mL de solução 2,5 mol/L de 
ácido sulfúrico 2,5 mol/L e 2,50 mL de solução de ácido oxálico 0,20 mol/L. 
Acrescente a esse mesmo erlmemeyer 5 gotas de solução de sulfato de 
manganês (MnSO4). 
d. Transferir a solução ácida resultante para o erlenmeyer que contem a 
solução de permanganato de potássio. Marcar o tempo de descoramento 
imediatamente após a mistura. 
e. Anotar os resultados na tabela a seguir e calcular a velocidade de ração 
para os sistemas. 
Erlenmeyer H2SO4 H2C2O4 H2O KMnO4 MnSO4 t(s) [MnO4
-
] Velocidade 
1 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL --- 
2 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL 5 gotas 
 
 
 
 
11 
 
 
 
12 
Prática 6 - LEI DE HESS 
 
Objetivo: Comprovação da Lei de Hess 
 
Procedimentos: 
A) Entalpia de dissolução do NaOH em água. 
 
1. Pesar 2 g de NaOH (0,100 mols) em um béquer de 250 mL. 
2. Acrescentar 100 mL de água destilada de temperatura conhecida ( 
Temperatura inicial = Ti). 
3. Dissolver no Béquer o NaOH nos 100 mL de H2O e anotar a temperatura final 
(Tf). 
4. Calcular o valor liberado (q1) pela dissolução dos 2,00 g de NaOH (0,05 E) 
desprezando o aquecimento do vidro (q1). 
 
Q1=m1cpT m1=100g de H2O T = Tf – Ti cp=1,00 cal/g 
o
C 
 
5. Calcular o valor de dissolução por mol de NaOH (q 
DISS
). 
6. Determinar a entalpia de dissolução do NaOH em água. 
7. Escrever a reação de dissolução do NaOH em água. 
 
B) Entalpia de neutralização de NaOH por HCI. 
 
1. Determinar a temperatura (Ti) de cada uma das soluções aquosas de 
concentração 1,00 mol/L de NaOH e de HCI deve ser a mesma). 
2. Misturar 50 mL de solução aquosa, 1,00 mol/L de HCI e 50 mL de solução 
aquosa 1,0 mol/L de NaOH. 
3. Determinar a temperatura final da mistura (Tf) do item 2. 
4. Calcular o calor liberado (q2) pela neutralização de 0,100 mol/L de ácido 
clorídrico com 0,100 do hidróxido de sódio (q2). 
 
Q2=m2cpT m2=100g T = Tf – Ti cp=1,00 cal/g 
o
C 
 
5. Calcular o valor liberado pela neutralização de 1 mol/L de NaOH e de 1 mol/L de 
HCI (q 
NEUT
). 
6. Determinar a entalpia de neutralização da reação considerando a solução 0,5 
mol/L infinitamente diluída. 
7. Escrever a reação de neutralização. 
 
C) Entalpia da dissolução e neutralização simultâneas do NaOH por HCI em 
solução aquosa (único experimento). 
 
1. Pesar 2,00 g de NaOH em um béquer de 250 mL. 
2. Acrescentar 100 mL de HCI na concentração 1,00 mol/L conhecida a 
Temperatura final (Tf). 
3. Dissolver o NaOH (item 1) nos 100 mL de HCI (item 2) e anotar a temperatura 
final (Tf). 
4. Calcular o calor liberado (q3) pela dissolução e neutralização de 0,05 
Equivalentes-grama do NaOH. 
 
Q3=m3 cpT m3=100g de H2O (considerar) T = Tf – Ti cp=1,00 cal/g 
o
C 
 
5. Calcular o calor liberado pela dissolução e neutralização simultânea de 1 
Equivalentes grama de NaOH por HCI. (q 
di+Ne
). 
6. Determinar a entalpia do processo da dissolução e neutralização simultânea do 
NaOH sólido em solução aquosa de HCI. 
7. Escrever a reação de dissolução e neutralização simultâneas do NaOH sólido 
aquosa de HCI. 
8. verificar que a soma das reações solicitadas nos itens A.7 e B.7 resulta na 
reação solicitada no item C.7. 
9. Comprove a Lei de Hess. 
 
 
13 
Prática 7 – ESTUDOS DE CORROSÃO E ELETRÓLISE 
 
1ª Parte: CORROSÃO DO FERRO EM MEIO AQUOSO 
 
Objetivo: Estudar o processo de corrosão tanto em meio aquoso a diferentes valores de pH. 
 
Procedimento: 
 
 Tomar 6 tubos de ensaio e em cada um colocar um prego limpo e polido (evite gordura 
do dedo). 
 Adicionar cerca de 2 mL das seguintes soluções (0,1 mol/L): 
o NaOH, NaCl, HCl, Na2CO3, KNO3 e H2O (torneira). 
 Determinar aproximadamente a concentração de íons hidrogênio em cada solução, 
usnado papel indicador universal, bastando notar se a solução é acida, básica ou 
neutra. 
 Após as soluções e os pregos terem permanecido em contato por uma hora, juntar 
gotas de ferricianeto de potássio (0,1 mol/L) a cada uma das soluções e observar 
mudanças. 
 Juntar uma gota de solução de ferricianeto de potássio (0,1 mol/L) a cerca de 1 mL de 
solução de sulfato ferroso. Comparar o resultado com o de cada um dos testes 
anteriores. 
 Observar e registrar qualquer transformação, descrevendo as possíveis reações. 
 
2ª Parte: PILHA DE CORROSÃO/PROTEÇÃO 
 
Objetivo: Estudar o processo de corrosão tanto em meio aquoso a diferentes valores de pH 
em células galvânicas. 
 
Procedimento: 
 
o Colocar em um béquer de 250 mL, 50 mL de solução de NaCl a 3%, 2 de fenolftaleína 
e 4 gotas de ferricianeto de potássio (0,1 mol/L). Obs: prepare 4 béqueres idênticos. 
o Imergir parcialmente 2 eletrodos metálicos, sendo um de cobre e outro de ferro, ligados 
por meio de um fio de cobre, como mostra o esquema abaixo: 
 
 
 
o Em outro béquer, repita o mesmo procedimento, substituindo a placa de Cu por Zn. 
 
3ª Parte: Liga Metálica. 
 
Objetivo: Estudar o processo de formação de uma liga metálica Cobre/Zinco – Latão 
 
Procedimento: 
 
Coloque uma ponta de espátula de zinco em pó na capsula de porcelana 
o Cubra o zinco comsolução de NaOH 6 mol/L até um terço da capacidade da capsula 
de porcelana. 
o Aqueça até quase a ebulição e mergulhe a placa de cobre, previamente limpa com 
palha de aço por 4 minutos. 
o Quando a placa estiver prateada retire-a e lave com água (pissete). Seque 
cuidadosamente em papel toalha. 
 
 
14 
o Usando uma pinça metálica segure a placa na chama do bico de bunsen até notar a 
produção de uma cor dourada. 
 
O zinco em pó, colocado em meio fortemente alcalino, forma íons zincato, demonstrando o seu 
caráter anfótero: 
 
Zn
o
 + 2OH
-
  ZnO2
-2
 + H2(g) 
 
Ao se colocar a placa de cobre nesta solução ocorre a deposição de zinco metálico sobre o 
cobre 
 
Cu
o
 + ZnO2
-2
 + 2H2O  Zn
o 
+ Cu
2+
 + 4OH
- 
 
Ao aquecer a placa de zinco se difunde entre o cobre, formando a liga conhecida como latão, 
de cor dourada. 
 
 
 
15 
Prática 8 – VISCOSIDADE DE LÍQUIDOS 
1. Objetivo 
Determinar a viscosidade de óleos lubrificantes 
 
2. Introdução 
A equação de Poiseuille, usada para calcular a viscosidade de um fluido em função do 
tempo de escoamento através de um capilar. 
 
 
Onde: V = volume 
 L = comprimento do capilar 
 p = pressão do liquido 
 R = Raio do capilar 
 t = tempo de escoamento 
 
Tabela 4 = viscosidade da água em função da temperatura 
Temperatura (ºC) 
Coeficiente de viscosidade 
(em milipoise) 
Densidade (g/mL) 
10 13.03 0.99973 
15 11.39 0.99913 
20 10.02 0.99822 
25 8.904 0.99707 
30 7.975 0.99568 
35 7.194 0.99406 
40 6.529 0.9925 
50 5.468 0.98807 
60 4.665 0.98323 
 
Porém, podemos determinar a viscosidade relativa a um padrão de referência, 
com viscosidade () bem conhecida, como por exemplo, a água. 
 
Onde p = viscosidade padrão em uma dada temperatura. 
 a = viscosidade da amostra em mesma temperatura. 
 
Sabendo que a viscosidade () de um liquido é proporcional a sua densidade (); 
podemos escrever a equação para calculo da viscosidade relativa como: 
 
 
 
Como a viscosidade padrão é conhecida, pode-se calcular a viscosidade da 
amostra. 
 
3. Procedimento 
 
Parte I - determinação da viscosidade da água e do óleo lubrificante. 
 
a) Fixar uma bureta de 25,00 mL com auxílio de uma garra metálica, a um suporte 
universal, encher a bureta lentamente até um pouco acima da escala zero com água 
destilada. 
b) Abrir a torneira para preencher a extremidade inferior da bureta, zerar de modo que a 
base do menisco do liquido na bureta tangencie a marca zero da escala. 
c) Colocar sob a bureta um béquer de 50 mL para receber a água. 
d) Abrir completa e rapidamente a torneira da bureta para escoar toda a água. 
e) Anotar o tempo necessário para escoar os 25,00 mL de água da bureta. Repetir por 
mais duas vezes. 
 =


 pR
4
t
8LV 


 
 p
 a
=
 ptp
 ata
 
 
 
16 
f) Determinar a temperatura da água. Com auxilio da tabela 4 anotar a densidade e a 
viscosidade da água. 
g) Secar a bureta, lavando a mesma com cerca de 5 mL de álcool ou acetona. 
h) Repetir os procedimentos a, b, c, d e e, utilizando a amostra de óleo lubrificante novo 
no lugar da água. 
i) Repetir o procedimento por mais duas vezes e calcular o valor médio. 
j) Lavar a bureta com hexano até retirar todo o óleo. Esperar secar. 
k) Repetir os procedimentos a, b, c, d e e, utilizando a amostra de óleo lubrificante usado 
no lugar da água. 
l) Repetir o procedimento duas vezes. 
m) Determinar a viscosidade de ambos os óleos. 
 
Parte II – Determinação da densidade do óleo lubrificante. 
 
a) Determinar a massa de um balão volumétrico de 5 mL vazio. 
b) Adicionar óleo lubrificante no balão volumétrico até o traço de aferição. 
c) Determinar a massa do balão volumétrico contendo a amostra de óleo lubrificante. 
d) Calcular a massa do óleo contido no balão 
e) Calcular a densidade do óleo. 
f) Repetir o procedimento, usando um balão limpo e seco para o óleo lubrificante 
usado. 
 
 
17 
PAPEL MILIMETRADO (reserva) 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
 
EXPERIÊNCIAS DE QUÍMICA GERAL - Carmen Lúcia Araújo da Costa Pagotto et al. EDUFF - 
Editora Universitária Universidade Federal Fluminense, Niteroi, RJ, 1993. 
 
EXPERIÊNCIAS DE QUÍMICA - Técnicas e Conceitos Básicos. PEQ - Projetos de Ensino de 
Química. Universidade de São Paulo, Editora Moderna Ltda. 1979. 
 
APOSTILA DE QUÍMICA GERAL – Roteiro de Aulas Práticas - Profª Márcia Regina 
Fagundes; UNIOESTE – Toledo, PR. 1998. 
 
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ALLINGER, Norman; Cava, P. Michael. Química Orgânica. 2. Ed. Rio de Janeiro: LTC, 1996, 
519p. 
 
BRADY, James E. & HUMISTON, Gerard E. Química Geral, Vol. I, Editora Livros Técnicos e 
Científicos Ltda. 
 
CASTELLAN, Gilbert. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: LTC, 1996, 519p 
 
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KOTZ & TREICHEL. Química e Reações Químicas, 3. Ed. Rio de Janeiro: LTC, 1998 vol 1 e 
vol 2. 
 
MALM, LOYD E. Manual de Laboratório para Química - Uma Ciência Experimental. 
Fundação Calouste Gulbenkian, Lisboa 2ª ed., 
 
MANO, Eloisa Biasoto. Práticas de química orgânica. 3. ed. São Paulo: Edgard Blucher, 
1987, 239p. 
 
MASTERTON, S. Princípios de Química. 6. Ed. Rio de Janeiro: LTC, 1990, 673p. 
 
MORRISON. R; R. Boyd. Química Orgânica. 13 Ed. Lisboa: Fundação Calouste Gutbenkian.. 
1996, 1398p. 
 
OLIVEIRA, E. A. Aulas Práticas de Química: Moderna, 1995. 
 
OLIVEIRA, E. A. Aulas Práticas de Química. 3 ed. São Paulo: Moderna, 1998. 480p. 
 
RUSSEL, Jhon B. Química Geral. Vol. I e II,. São Paulo: McGraw-Hill, 2ª ed., 1984 
 
RANGEL, Renato N. Práticas de físico-química. Rio de Janeiro: Edgard Blucher, 1988, 155p. 
 
SACKHEIM, George I.; Dennis D. Lehman. Química e Bioquímica para Ciências 
Biomédicas. 1 ed. São Paulo: Manole, 2001. 644p. 
 
SILVA, ROBERTO R. DA. Introdução à Química Experimental. Editora McGraw-Hill, 1990. 
 
SOLOMONS, T.W. Graham. Química Orgânica. 6 ed. Rio de Janeiro: LTC, 1996, 755p 
 
UCKO, David. Química para Ciência da Saúde. Uma Introdução à Química Geral, Orgânica 
e Biologia. 2 ed. São Paulo: Manole, 1992, 646p.