Apostila Fisico-Química Experimental 1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PELOTAS 
CENTRO DE CIÊNCIAS QUÍMICAS, FARMACÊUTICAS E DE ALIMENTOS - CCQFA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila de Físico-Química 
Experimental 1 
 
 
 
 
 
Professores: Dr. André Ricardo Fajardo 
 Dra. Gracélie A. S. Schulz 
 Dr. Robson da Silva Oliboni 
 
 
 
 
Revisada em Fevereiro/2018
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Índice 
 
Aula 1 – Medidas e tratamentos de dados ............................................................................ 3 
 
Aula 2 – Propriedades intensivas e extensivas: Relação massa x volume ......................... 6 
 
Aula 3 – Propriedades intensivas e extensivas: Densidade ............................................... 10 
Experimento 1 – Determinação da densidade pelo método do picnômetro ................ 11 
Experimento 2 – Determinação da densidade utilizando aparelhagem volumétrica 
 alternativa ............................................................................................ 15 
Experimento 3 – Outros métodos de determinação de densidade ............................... 16 
 
Aula 4 – Determinação da massa molar de um vapor ....................................................... 19 
 
Aula 5 – Determinação experimental da massa molar do Mg .......................................... 23 
 
Aula 6 – Dilatação térmica dos líquidos .............................................................................. 27 
 
Aula 7 – Equilíbrio químico: Hexaaquocobalto (II) e tetracobalto (II) ........................... 31 
 
Aula 8 – Determinação da pressão de vapor e entalpia de vaporização .......................... 34 
 
Aula 9 – Calorímetria: Capacidade térmica de metais ..................................................... 36 
 
Aula 10 – Calorímetria: Calor de dissolução ..................................................................... 40 
 
Aula 11 – Calorímetria: Lei de Hess ................................................................................... 42 
 
Aula 12 – Propriedades coligativas: Crioscopia ................................................................ 45 
 
Aula 13 – Determinação do volume molar parcial da água em uma mistura binária 
 água-etanol ............................................................................................................ 47 
 
Aula 14 - Determinação do volume parcial molar utilizando um picnômetro .............. 49 
 
 
 
 
 
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Aula 1 - Medidas e tratamento de dados 
 
1. Limitações dos Métodos Analíticos 
A função do analista é obter um resultado tão próximo quanto possível pela aplicação 
correta do processo analítico utilizado. O nível de confiança que o analista pode ter em seus 
resultados será muito pequeno a não ser que ele conheça a precisão e a exatidão do método 
usado, bem como esteja ciente das fontes de erros possíveis. 
 
2. Erro de uma Medida 
Todas as medidas possuem um determinado erro, e o erro de uma medida muitas vezes 
é limitado pelo equipamento (falta de exatidão, defeitos gerados pela exposição de vidrarias 
volumétricas ao calor) que é utilizado. 
O erro de uma análise é geralmente expresso em termos de erro absoluto e relativo, 
sendo calculado através das relações: 
a) Erro absoluto (Ea) 
Ea = X – Xv onde: Ea = Erro absoluto 
X = Valor medido 
 Xv = Valor verdadeiro 
 
b) Erro relativo (Er): 
 
Er = X – Xv x 100 
 Xv 
 
O erro relativo pode ser expresso em porcentagem ou em partes por mil. 
 
Exemplo: O teor verdadeiro de cloro num dado material é de 33 %, mas o resultado 
encontrado por um analista foi de 32,90 %. Calcular o erro absoluto e o erro relativo. 
 
Ea = 32,90 – 33,30 = 0,40 % (absoluto) 
 
Er = 32,90 – 33,30 x100 = - 1,2 % (relativo) 
 33,30 
 
 
 
 
3. Exatidão 
Refere-se à quão próximo uma medida concorda com o valor correto (ou mais 
correto). 
 
4. Precisão 
Refere-se à quão próximo diversos 
 
a) Exato e impreciso 
 
 
 
 
c) Inexato e impreciso 
 
O ideal é que as medidas sejam exatas e preci
serem exatas devido a algum erro sistemático que é incrementado a cada medida. Exemplo de 
erro sistemático: medir 4 vezes 25 mL em um béquer com erro absoluto (Ea) de 1mL, no final 
haverá 4 mL de erro, isto é, o volume
média de várias determinações é geralmente considerada o melhor valor para uma medida do 
que uma única determinação, por isso deve
amostras do mesmo lote devem ser
 
5. Algarismos Significativos
A importância dos algarismos significativos aparece quando é necessário expressar o 
valor de uma dada grandeza determinada experimental
medida de volume; indiretamente 
significativos de um número refere
de modo que apenas o último algarismo seja duvidoso. O número de alg
expressa, a precisão de uma medida. 
 
Considerações a respeito do uso de algarismos significativos
• O número de algarismos significativos não depende do número de casas decimais. 
Assim, quando se quer expressar a massa de 15,1321 g em mg, deve
por 15132,1 mg. No primeiro caso, têm
uma. Entretanto, nos dois casos têm
• Os zeros são significativos quando fazem parte do número e não são significativos 
quando são usados somente para indicar a ordem de grandeza. Por exemplo, como o 
que ocorre na conversão de unidades, 11 mg e 0,011 g tem dois algarismos 
significativos. 
próximo uma medida concorda com o valor correto (ou mais 
próximo diversos valores de uma medida estão entre si. 
e impreciso b) Exato e preciso 
) Inexato e impreciso d) Inexato e preciso 
O ideal é que as medidas sejam exatas e precisas. Medidas podem ser precisas e não 
serem exatas devido a algum erro sistemático que é incrementado a cada medida. Exemplo de 
erro sistemático: medir 4 vezes 25 mL em um béquer com erro absoluto (Ea) de 1mL, no final 
haverá 4 mL de erro, isto é, o volume final será de 104 mL e não 100 mL como desejado. A 
de várias determinações é geralmente considerada o melhor valor para uma medida do 
que uma única determinação, por isso deve-se medir várias vezes a mesma amostra ou 
amostras do mesmo lote devem ser analisadas em duplicata ou triplicata. 
Algarismos Significativos 
A importância dos algarismos significativos aparece quando é necessário expressar o 
valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente (diretamente 
tamente → medida de concentração). Quando se fala em algarismos 
significativos de um número refere-se aos dígitos que representam um resultado experimental, 
de modo que apenas o último algarismo seja duvidoso. O número de algarismos significativos 
a precisão de uma medida. 
Considerações a respeito do uso de algarismos significativos: 
O número de algarismos significativos não depende do número de casas decimais. 
Assim, quando se quer expressar a massa de 15,1321 g em mg, deve-se representá
r 15132,1 mg. No primeiro caso, têm-se quatro casas decimais e no segundo, apenas 
uma. Entretanto, nos dois casos têm-se seis algarismos significativos. 
Os zeros são significativos quando fazem parte do número e não são significativos 
mente para indicar a ordem de grandeza. Por exemplo, como o 
que ocorre na conversão de unidades, 11 mg e 0,011 g tem dois algarismospróximo uma medida concorda com o valor correto (ou mais 
 
b) Exato e preciso 
d) Inexato e preciso 
sas. Medidas podem ser precisas e não 
serem exatas devido a algum erro sistemático que é incrementado a cada medida. Exemplo de 
erro sistemático: medir 4 vezes 25 mL em um béquer com erro absoluto (Ea) de 1mL, no final 
final será de 104 mL e não 100 mL como desejado. A 
de várias determinações é geralmente considerada o melhor valor para uma medida do 
se medir várias vezes a mesma amostra ou 
A importância dos algarismos significativos aparece quando é necessário expressar o 
(diretamente → pesagem, 
Quando se fala em algarismos 
se aos dígitos que representam um resultado experimental, 
arismos significativos 
O número de algarismos significativos não depende do número de casas decimais. 
se representá-la 
se quatro casas decimais e no segundo, apenas 
Os zeros são significativos quando fazem parte do número e não são significativos 
mente para indicar a ordem de grandeza. Por exemplo, como o 
que ocorre na conversão de unidades, 11 mg e 0,011 g tem dois algarismos 
 5
• Os zeros colocados à direita de outros dígitos somente são significativos se forem 
resultado de uma medida. Não são significativos se apenas indicam a ordem de 
grandeza de um número. Se a massa de um corpo (duas gramas) é medida com uma 
balança que fornece precisão de ± 0,1 g, deve-se representá-la por 2,0 g. Neste caso o 
zero é significativo, pois é resultado de uma medida. Se for necessário expressar esta 
massa em miligramas ou em micro gramas, escreve-se 2000 mg ou 2000000 µg. Nos 
dois casos apenas o primeiro zero, após o digito 2, é significativo (aqui também é 
conveniente o uso da notação exponencial 2,0 x 103 mg ou 2,0 x 106 µg). 
 
Operações com algarismos significativos 
Na multiplicação ou divisão mantenha o número de algarismos significativos da 
medida que tiver MENOR. 
 
Exemplo (3 algarismos significativos): 25,2 cm x 3.192 cm = 80.438,4 = 8,04 x 104 
cm² 
 
Na adição ou subtração o resultado não poderá ser mais exato do que cada valor 
individual. Então, ao somar ou subtrair vamos manter o menor número de casas após a 
vírgula. 
Exemplo: 2,2 + 0,1145 = 2,3145; o resultado a ser tomado deve ser 2,3 g (1 casa após 
a vírgula) 
 
6. Média Aritmética e Desvio Padrão das medidas 
O melhor valor para representar uma medida é a média aritmética dos valores 
medidos, por exemplo: 
20,46 mg 
20,42 mg 
20,45 mg 
20,48 mg 
20,48 mg 
 Média 20,46 mg 
 
O desvio de cada medida será: 
[20,46 – 20,46] = 0,00 
[20,42 – 20,46] = 0,04 
[20,45 – 20,46] = 0,01 
[20,48 – 20,46] = 0,02 
[20,48 – 20,46] = 0,02 
 Média dos Desvios = 0,02 
Portanto, o desvio médio é de 0,02 e o valor da medida é: 20,46 ± 0,02 mg. 
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Aula 2 - Propriedades intensivas e extensivas: Relação 
massa x volume 
 
1. Objetivo: 
 Determinar a relação gráfica e matemática entre as grandezas massa e volume de uma 
substância. 
 
2. Introdução: 
 As propriedades físicas da matéria agrupam-se em duas categorias principais: 
intensivas e extensivas. Existem propriedades que independem de quanto se tem de matéria. 
Por exemplo, a temperatura de uma amostra de matéria não depende do seu tamanho e sim, do 
meio onde se encontra; já a massa depende. Assim, a volume é uma propriedade extensiva 
(outros exemplos: energia e entropia). É interessante ressaltar que a razão entre duas 
propriedades extensivas é uma intensiva. Exemplos disso são a densidade e a concentração. 
ρ = m/V 
 
Massa 
 A massa é uma propriedade fundamental e intrínseca de qualquer amostra de matéria. 
Ela é uma medida direta de quanta matéria há na amostra. 
 As balanças são instrumentos usados para determinação de massa. Vários são os tipos 
das balanças, desde as que pesam quantidades mínimas até as que pesam toneladas (exemplo: 
nos postos rodoviários). 
 Nos laboratórios existem balanças que permitem determinar massas inferiores ao 
miligrama. 
 As unidades de massa mais importantes para o nosso estudo são: 
• quilograma (kg) 
• grama (g) 
• miligrama (mg) 
 
1 kg = 1.000 g = 1.000.000 mg 
1 kg = 103 g = 106 mg 
 
 As balanças são aparelhos delicados e caros que devem ser usados com muito cuidado 
e técnica. As condições de funcionamento, o tempo de vida útil, assim como a sua precisão 
dependem do bom uso. Baseado nesta informação deve-se observar algumas regras para 
realizar pesagens. 
 
 Regras para o uso da balança: 
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• Todo o material que cair no prato deve ser removido rapidamente, pois poderá corroer 
o prato; 
• Sempre após cada pesagem deixar a balança travada/fechada; 
• Verificar se a balança está zerada para iniciar a pesagem. 
 
Volume 
 O volume de uma amostra é o seu tamanho ou extensão tridimensional. Isto é, o 
volume de uma amostra de matéria nada mais é do que o quanto de espaço a amostra ocupa. 
A determinação do volume de uma amostra de matéria nem sempre é simples. Se a amostra 
for sólida e possuir uma geometria bem definida, basta conhecer os parâmetros necessários 
para o cálculo do volume; por exemplo, no caso de uma amostra cúbica o valor de seu volume 
pode ser obtido determinando-se o comprimento “a” de um de seus lados, pois o volume é 
igual a este comprimento elevado ao cubo, isto é: 
V = a3 = a x a x a 
 
 
 
 No entanto, raros são os casos em que a amostra sólida apresenta uma geometria 
perfeitamente definida e isto nem sempre ocorre com amostras líquidas ou gasosas. Mas é 
comum os químicos se depararem com a necessidade de medir, por exemplo, o volume de um 
líquido ou, mais raramente, de um gás. A determinação do volume de amostras líquidas pode 
ser feita através de diferentes equipamentos volumétricos, cada um deles adequado a uma 
determinada necessidade. 
 A unidade de medida da grandeza comprimento, dentro do Sistema Internacional de 
Unidades, é o metro; consequentemente, de acordo como exposto acima, a unidade de medida 
da grandeza volume é o metro cúbico (m3). Entretanto, o metro cúbico é uma unidade muito 
grande para as magnitudes de volume usuais no trabalho de laboratório; assim, utilizam-se 
seus múltiplos: o decímetro cúbico (dm3) ou o centímetro cúbico (cm3). Tradicionalmente, 
tem-se utilizado o litro (L), que é igual ao decímetro cúbico, como volume de unidade. Na 
realidade, a maioria da vidraria de laboratório é calibrada em litros e mililitros (1000 mL = 
1L). Como 1 dm3 = 1000 cm3, um mililitro é equivalente a um centímetro cúbico. 
 1 L = 1 dm3 1 mL = 1 cm3 
 
 O volume de uma amostra, ao contrário da sua massa, varia com a temperatura. A 
maioria das medidas volumétricas é feita à temperatura ambiente; assim, a maioria dos 
equipamentos volumétricos é calibrada para a temperatura de 20ºC. Portanto, sempre que se 
utiliza um equipamento volumétrico deve-se observar se o valor da temperatura ambiente for 
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diferente da qual o equipamento foi calibrado, caso não foi igual, haverá um erro adicional no 
volume medido. 
 A densidade, como já foi visto, é uma propriedade intensiva da matéria, isto é, seu 
valor independe de quanta matéria há na amostra. Mas o que é densidade? Para entender o que 
é densidade, inicialmente cabe lembrar que, ao mesmo tempo, toda amostra de matéria tem 
massa e ocupa lugar no espaço (tem volume). Isto significa que, numa dada condição, se 
porções de matéria de um mesmo tipo têm volumes diferentes, necessariamente ela tem 
massas diferentes. Além disso, estas massas são diretamente proporcionais ao volume e vice-
versa. Logo, quanto maior o volume (V) de uma dada porção de matéria, maior será sua 
massa (m), pois sãodiretamente proporcionais, ou seja: 
 
m α V (massa é proporcional ao volume) 
 
 Agora, cabe perguntar: é possível saber a massa de uma dada porção de matéria 
medindo apenas seu volume? A resposta é sim, mas desde que se conheça a constante de 
proporcionalidade entre estas duas grandezas (massa e volume). Esta constante de 
proporcionalidade, por convenção, é denominada densidade e tem como símbolo a letra ρ (lê-
se: rô). Densidade, portanto, nada mais é que uma grandeza que expressa quanto há de massa 
por unidade de volume de uma dada porção de matéria. Portanto: 
m = ρ x V 
 
3. Materiais por Equipe: 
• Água destilada; 
• Alumínio em bastão; 
• Balança analítica; 
• Chumbo em Pedaços; 
• Cobre em Lâminas; 
• Magnésio em Fitas; 
• Papel de pesagem; 
• Pinça de metal; 
• Proveta de 5 e 10 mL; 
• Termômetro. 
 
4. Procedimento Experimental: 
1) Construa uma tabela para anotar os valores de massa e de volume medidos para cada 
peça de cobre. 
2) Anote a temperatura ambiente. 
3) Em uma proveta com água destilada, mergulhe, individualmente, cada amostra para 
identificar seu volume com o deslocamento do volume de água. Insira os dados na 
tabela. 
4) Construa um gráfico de massa x volume 
5) Calcule a densidade do metal utilizando o método gráfico e o método matemático. 
Compare com o valor teórico, explicando o porquê da diferença (se houver). 
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5. Responda: 
1) Existe relação entre as diferentes massas e os correspondentes volumes de várias 
porções da mesma substância? 
2) Caso haja diferença, identifique as origens dos erros introduzidos nas leituras 
efetuadas. 
3) A massa, volume e densidade são propriedades intensivas ou extensivas? Por quê? 
4) Qual é a expressão matemática da função densidade? 
 
6. Referências: 
1) Atkins, P. W. Físico-química, vol. 1, 2008. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 3 - Propriedades intensivas e extensivas: Densidade 
 
1. Objetivo: 
 Abordar o conceito geral de densidade. Determinar a densidade de líquidos através de 
um método tradicional. Conhecer métodos alternativos para a determinação de densidade e 
sugestão de trabalhos com o tema. 
 
2. Introdução: 
 Os estados da matéria podem, de forma simplificada, ser agrupados em sólido, líquido 
e gasoso. Uma das propriedades macroscópicas que geralmente distingue esses três estados da 
matéria é a densidade específica (massa/volume), pois na maioria das vezes a densidade dos 
gases é menor que a dos líquidos, e a dos líquidos menor que a dos sólidos. A densidade é 
uma grandeza intensiva, isto é, não depende da quantidade de matéria. Assim, a densidade da 
água pura contida em um litro ou em uma colher de 5 mL é a mesma. De forma geral, se a 
substância é homogênea, então a sua densidade é a mesma em todos os pontos do volume que 
ocupa. A densidade depende do tipo de substância, mas é em geral influenciada pela 
temperatura e pela pressão. No Sistema Internacional de Unidades, utiliza-se o Kg/m3. 
 
Densidade absoluta ou massa específica de uma substância qualquer de massa m e 
volume V é definida por ρ = m / V, ou seja, é a razão entre a massa de um corpo pelo volume 
que ocupa. 
 
Densidade relativa é definida pela razão entre as densidades absolutas de duas 
substâncias (ρ1,2 = ρ1/ ρ2), onde ρ2 é geralmente escolhida como padrão. É comum considerar 
a água como tal padrão, pois além da conveniência de sua abundância, sua densidade absoluta 
ρágua ≈ 1,00 g/cm3 para temperatura ambiente (25 oC). 
 
Picnômetro trata-se de um pequeno frasco de vidro construído cuidadosamente de 
forma que o volume do fluido que o contenha seja invariável. Ele possui uma abertura 
suficientemente larga e tampo muito bem esmerilhada perfurada na forma de um fino tubo 
longitudinal. Além da utilização para a obtenção da densidade absoluta, o picnômetro também 
pode ser utilizado na obtenção da densidade relativa (em relação à água, por exemplo) de um 
líquido. 
 
Figura 1. Picnômetro 
 
 
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Usando o picnômetro para se medir a densidade de líquidos: 
 
Seja: 
• m1 a massa do picnômetro vazio; 
• m2 a massa do picnômetro cheio com um líquido (etanol) cuja densidade relativa 
deseja-se determinar; 
• m3 a massa do picnômetro cheio de água pura (na prática, água destilada). 
 
A densidade relativa do líquido em questão é obtida a partir da equação: 
ρetanol, H2O = metanol / mH2O 
 
onde: metanol = m2 – m1 , massa do líquido em questão (etanol) que ocupa o volume V do 
picnômetro, e mH2O = m3 – m1, massa da água pura que ocupa o mesmo volume V. Este 
resultado pode ser demonstrado facilmente, por meio da aplicação do conceito de densidade e 
pela definição de densidade relativa. 
 
3. Materiais por equipe 
Experimento 1: 
• 1 picnômetro 
• 2 béqueres de 250 mL 
• 1 pisseta 
• 1 termômetro 
• Papel Toalha 
• Balança analítica 
• Água destilada 
• Etanol 
 
 
 
Experimento 2: 
• 1 picnômetro 
• 2 béqueres de 250 mL 
• 1 pisseta 
• 1 pinça metálica 
• 1 termômetro 
• Papel Toalha 
• Balança analítica 
• Cobre em laminas 
• Alumínio em bastão 
• Zinco em pedaços 
• Chumbo em pedaços 
 
Experimento 3: 
• 1 picnômetro 
• 2 béqueres de 250 mL 
• 1 pisseta 
• 1 termômetro 
• 1 pinça metálica 
• Papel toalha 
• Balança analítica 
• 200 g de CaCl2 
(aprox.)
 
4. Procedimento Experimental 
Experimento 1: Determinação da densidade pelo método do picnômetro. 
Etapa 1 - Calibração do picnômetro 
** Não toque o picnômetro com a mão, utilize papel absorvente. 
** Quando em uso, caso houver a formação de bolhas de ar, eliminar cuidadosamente essas 
bolhas que tendem a permanecer aderidas à superfície do sólido e do picnômetro (através do 
uso de vácuo ou imersão em água quente). 
** Enxugar cuidadosamente o picnômetro, antes de sua pesagem, caso esteja externamente 
molhado. 
 
 12
1) Em um béquer de 250 mL coloque aproximadamente 150 mL de água destilada. 
Aguarde algum tempo (até atingir o equilíbrio térmico à temperatura ambiente) e, 
com o auxílio de um termômetro de mercúrio, meça a temperatura da água. 
2) Pese cuidadosamente o picnômetro vazio e seco. Anote sua massa. Utilize um 
pedaço de papel para manusear o picnômetro. 
3) Complete o picnômetro com a água destilada do béquer. Tampe o picnômetro de 
maneira que o excesso de água escorra pelo capilar. Verifique se bolhas de ar não 
ficaram aprisionadas no interior do picnômetro. Se isso ocorreu, remova-as e 
preencha-o novamente. 
4) Coloque primeiro o picnômetro preenchido dentro do béquer contendo o restante de 
água destilada, evitando que o nível da água atinja a tampa do picnômetro. Aguarde 
15 minutos para que se atinja o equilíbrio térmico. Verifique novamente e anote a 
temperatura da água do béquer. Através da tabela 1, determine a densidade da água 
nessa temperatura. 
5) Com um pano ou papel poroso, enxugue o líquido presente na parte externa do 
picnômetro. 
6) Pese o picnômetro com água. Anote a massa. 
7) Repita a pesagem mais duas vezes retirando o picnômetro da balança a cada 
pesagem. Realize esta operação com muito cuidado e delicadeza, para evitar que o 
líquido mude de temperatura com relação à do ambiente. 
8) A diferença entre a massa do picnômetro cheio e vazio, permite determinar a massa 
de água contida no picnômetro. 
9) Complete a tabela 2 com os dados obtidos e determine a capacidade (volume) do 
picnômetro. 
 
Tabela 1. Densidade absoluta da água. 
T (ºC) d (g/cm3) T (ºC) d (g/cm3) 
10 0,999700 20 0,998203 
11 0,999605 21 0,997992 
12 0,999498 22 0,997770 
13 0,999377 23 0,997538 
14 0,999244 24 0,997296 
15 0,999099 25 0,997044 
16 0,998943 26 0,996783 
17 0,998774 27 0,99651218 0,998595 28 0,996232 
19 0,998405 29 0,995944 
 
 
 
 
 
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Tabela 2. Resultados referentes à calibração. 
Grandeza Representação Resultado 
Massa do picnômetro vazio mPV 
Massa do picnômetro com água mPA 
Massa da água mH2O = (mPA) – (mPV) 
Temperatura da água T 
Densidade da água dH2O 
Volume calibrado do picnômetro V 
 
Etapa 2 - Medida da densidade de líquidos 
1) Determine a massa do picnômetro vazio e calibre-o, de acordo com a explicação 
anterior. 
2) Lave três vezes o picnômetro com um volume do líquido cuja densidade será 
determinada (álcool comercial) para remover os resíduos de água do seu interior. 
3) Adicione o álcool e coloque a tampa de maneira que o excesso de líquido escorra 
pelo capilar. Com um pano ou papel poroso, enxugue o líquido presente na parte 
externa do picnômetro. 
4) Pese o picnômetro (contendo o líquido) e anote a sua massa. Repita a pesagem mais 
duas vezes retirando o picnômetro da balança a cada pesagem. Utilize um pedaço de 
papel para manusear o picnômetro. 
5) Meça a temperatura do líquido. Complete a tabela 3. A diferença entre a massa do 
picnômetro com álcool e a massa dele vazio permitirá o cálculo da massa do álcool. 
Como o volume do álcool corresponde ao volume do picnômetro determinado 
durante a calibração, a densidade do álcool poderá ser facilmente determinada. 
 
Tabela 3. Resultados referentes ao álcool comercial. 
Grandeza Representação Resultado 
Massa do picnômetro vazio mPV 
Massa do picnômetro com álcool mPA 
Massa do álcool Màlcool = (mPA) – (mPV) 
Temperatura do álcool T 
Densidade do álcool detanol 
Volume calibrado do picnômetro V 
 
Etapa 3 - Determinação da densidade da amostras sólidas utilizando o picnômetro 
1) Determina a massa do picnômetro vazio e calibre-o conforme instruções anteriores. 
2) Adicione o sólido metálico, com cuidado, inclinando o picnômetro para diminuir o 
impacto do metal no fundo do picnômetro; peso e picnômetro com o metal. Coloque 
água destilada até aproximadamente metade do volume do picnômetro e remova as 
bolhas de ar que ficaram na superfície do sólido. 
 14
3) Mergulhe o picnômetro em um béquer contendo água à temperatura ambiente 
durante 10 minutos para que o sistema picnômetro+metal+água adquira a 
temperatura ambiente. Troque a água do béquer algumas vezes durante este período. 
4) Retire o picnômetro do béquer, preencha-o com água destilada. É importante tomar 
cuidado ao encher o picnômetro com água, para não ocorrer a formação de bolhas. 
Isso acarretaria erros nos resultados. 
5) Coloque a tampa de maneira que o excesso de água escorra pelo capilar. Com um 
pano ou papel poroso enxugue o líquido presente na parte externa do picnômetro. 
6) Pese novamente o picnômetro contendo amostra + água destilada e anote sua massa. 
Pese mais duas vezes retirando o picnômetro da balança a cada pesagem. Utilize um 
pedaço de papel para carregar o picnômetro. 
7) Faça esta operação para 3 amostras metálicas diferentes (pedaços de alumínio, cobre, 
chumbo e zinco). 
8) Preencha os dados nas Tabelas 4, 5 e 6 para 3 amostras metálicas diferentes e calcule 
os valores de suas densidades. 
 
Tabela 4. Resultados referentes ao _______________ 
Grandeza Representação Resultado 
Massa do picnômetro vazio mPV 
Massa do picnômetro + amostra mPS 
Massa da água + amostra + picnômetro mPAS 
Massa da amostra mS = (mPS) – (mPV) 
Massa da água mA = (mPAS) – (mPS) 
Temperatura da água + amostra T 
Volume da água VA = mA/ dH2O 
Volume calibrado do picnômetro VP 
Volume da amostra VS = (VP) – (VA) 
Densidade da amostra ρS = mS/VS 
 
Tabela 5. Resultados referentes ao ________________ 
Grandeza Representação Resultado 
Massa do picnômetro vazio mPV 
Massa do picnômetro + amostra mPS 
Massa da água + amostra + picnômetro mPAS 
Massa da amostra mS = (mPS) – (mPV) 
Massa da água mA = (mPAS) – (mPS) 
Temperatura da água + amostra T 
Volume da água VA = mA/ dH2O 
Volume calibrado do picnômetro VP 
Volume da amostra VS = (VP) – (VA) 
Densidade da amostra ρS = mS/VS 
 15
Tabela 6. Resultados referentes ao ________________ 
Grandeza Representação Resultado 
Massa do picnômetro vazio mPV 
Massa do picnômetro + amostra mPS 
Massa da água + amostra + picnômetro mPAS 
Massa da amostra mS = (mPS) – (mPV) 
Massa da água mA = (mPAS) – (mPS) 
Temperatura da água + amostra T 
Volume da água VA = mA/ dH2O 
Volume calibrado do picnômetro VP 
Volume da amostra VS = (VP) – (VA) 
Densidade da amostra ρS = mS/VS 
 
 
Experimento 2 - Determinação da densidade utilizando aparelhagem 
volumétrica alternativa 
Etapa 1 - Medindo a densidade com um picnômetro improvisado 
1) Pese um vidro de remédio vazio 
2) Encha este vidro com água e marque o volume atingido cm uma caneta de marcar 
vidro. 
3) Pese o vidro mais a água. Determine a massa da água e a partir dos dados de 
densidade da água em determinada temperatura, calcule o volume de água contido no 
frasco de vidro. 
4) Encha o frasco até a marca, com o líquido que se deseja determinar a densidade. 
5) Pese e calcule a densidade do líquido desejado. 
Não se esqueça de fazer as considerações sobre a influência da temperatura na densidade 
da substância. 
 
Etapa 2 - Determinação da densidade de pregos utilizando a proveta 
1) Pese aproximadamente 5,000 g de prego(s) a anote a massa. Como o auxílio de uma 
pisseta, coloque água destilada na proveta até aproximadamente metade da sua 
capacidade total. Ajuste o menisco e anote o volume. 
2) Introduza o(s) prego(s) na proveta (sugestão: incline a proveta em um ângulo de 
aproximadamente 30º ao introduzir a amostra, para evitar o impacto entre a amostra 
e o fundo da proveta e para impedir parte da água destilada seja jogada para fora). 
3) Anote o novo volume. Sugestão: anote-o após bater levemente na lateral da proveta 
algumas vezes, para eliminar bolhas de ar que eventualmente tenham ficado retidas 
na superfície da amostra. 
4) Calcule a diferença entre o volume inicial e o final, esta medida fornecerá o volume 
da amostra. 
5) Com os resultados obtidos acima calcule a densidade da amostra. 
6) Compare a densidade calculada com os valores da Tabela 7. 
 
7) Repita a operação para as demais amostras (aparas de alumínio e chumbo, fios de 
cobre), anotando os valores encontrado
 
Tabela 7. Densidades aproximadas de algumas substâncias
Substâncias d (g/cm3) 
Álcool 0,79 
Alumínio 2,7 
Latão 8,4 
Cobre 8,9 
Vidro 2,6 
 
Experimento 3: Outros método
1) Método da Balança de Westphal
 O princípio de funcionamento é baseado na variação de forças a que fica sujeito um 
corpo-padrão, quando imerso em líquidos difer
um corpo está num líquido, fica sujeito a uma força que pode ser imaginada como se opondo 
à imersão do mesmo no líquido. Determinou
massa do volume de líquido desl
Sendo a massa específica expressa por:
Onde m é a massa do corpo e V o volume. E ainda,
 
Onde F é a força para manter o peso do corpo no líquido e g á a aceleração da gravida
 Em líquidos diferentes, pode
 As forças F1 e F2 serão dadas pelos números obtidos na balança, os quais poderão ou 
não indicar a massa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Esquema de uma balança de Westphal
Repita a operação para as demais amostras (aparas de alumínio e chumbo, fios de 
, anotando os valores encontrados para cada uma delas. 
roximadas de algumas substâncias. 
Substâncias d (g/cm3) Substâncias 
Ouro 19,3 Porcelana 
Ferro 7,9 Prata 
Mercúrio 13,6 Aço Inoxidável
Níquel 8,9 Água 
Platina 21,4 Estanho 
: Outros métodos de determinação de densidade 
odo da Balança de Westphal-Mohr 
O princípio de funcionamento é baseado na variação de forças a que fica sujeito um 
padrão, quando imerso em líquidos diferentes. Pelo princípio deArquimedes, quando 
um corpo está num líquido, fica sujeito a uma força que pode ser imaginada como se opondo 
à imersão do mesmo no líquido. Determinou-se ainda que esta força é de intensidade igual à 
massa do volume de líquido deslocado e de sentido oposto ao da aceleração gravitacional. 
Sendo a massa específica expressa por: 
ρ = m / V 
 
Onde m é a massa do corpo e V o volume. E ainda, 
F1 = m1 x g 
 
Onde F é a força para manter o peso do corpo no líquido e g á a aceleração da gravida
Em líquidos diferentes, pode-se estabelecer a seguinte relação: 
ρ1 / ρ2 = F1 / F2 
 
serão dadas pelos números obtidos na balança, os quais poderão ou 
. Esquema de uma balança de Westphal-Mohr. 
Repita a operação para as demais amostras (aparas de alumínio e chumbo, fios de 
 d (g/cm3) 
2,4 
10,5 
Aço Inoxidável 7,9 
1,0 
7,26 
 
O princípio de funcionamento é baseado na variação de forças a que fica sujeito um 
entes. Pelo princípio de Arquimedes, quando 
um corpo está num líquido, fica sujeito a uma força que pode ser imaginada como se opondo 
se ainda que esta força é de intensidade igual à 
ocado e de sentido oposto ao da aceleração gravitacional. 
Onde F é a força para manter o peso do corpo no líquido e g á a aceleração da gravidade. 
serão dadas pelos números obtidos na balança, os quais poderão ou 
 17
2) Densidade através de pesagem em água (similar ao método de pesagem em balança) 
 Utiliza o princípio de Arquimedes, fazendo a relação da massa do corpo em relação 
ao peso do mesmo em um líquido de densidade conhecida. 
 
3) Densidade de Gases 
 Quando se trata da medida da densidade relativa dos gases, em laboratório, pode-se 
usar algumas vidrarias como mostra a Figura 3a. A massa do gás é medida, colocando-se o 
mesmo no balão A que foi previamente pesado. Com a chave C fechada, produz-se vácuo no 
interior do sistema. Fecha-se a chave D e abre-se a C, medindo a pressão do gás no 
manômetro. O valor da densidade do gás pode ser obtido através da lei dos gases ideais (um 
valor aproximado e que pode ser corrigido): PV = nRT (P = pressão, V = volume, n = 
número de mols do gás (n = m/M), T = temperatura absoluta (K), R = constante dos gases 
ideais). 
 
4) Aerômetros 
 Existem alguns densímetros que permitem a medida direta da densidade de certos 
líquidos, são os aparelhos mais baratos para esse tipo de medida. São essencialmente 
areômetros de peso constante, muito usados na medida da densidade do leite, para 
determinar sua pureza, e na medida da densidade das soluções de baterias elétricas, Figura 
3b. 
 
 
5) Densímetros Digitais 
Existem ainda, densímetros digitais, que obedecem ao mesmo processo do 
densímetro comum. Nestes densímetros pode ser feito um controle mais apurado da 
temperatura da amostra, além de proporcionar um valor de densidade mais preciso e uma 
medida relativamente rápida com um volume menor de amostra (cerca de 1 mL). Sua maior 
desvantagem parece ser o preço (muito alto em relação ao densímetro comum, de leitura 
direta). Figura 3c. 
 
 
 
 
 
Figura 3. a) Vidraria utilizada para medida de densidade relativa de gases. b) aerômetro. c) 
Densímetro digital. 
 
 18
6) Densímetros especiais 
 Destinados a determinar a concentração ou teor alcoólico, denominam-se 
alcoômetros. Aferidos de modo a fornecerem, por leitura direta, percentagem de álcool de 
uma solução de água e álcool. São empregados na indústria de bebida e no controle de 
qualidade de álcool combustível. 
 
7) Escalas de Densidade 
 Existe ainda um outro método para sólidos, consiste em construir escalas de 
densidade e mergulhar o material nestes líquidos. Onde ele estabilizar no meio da solução, 
atribui-se o valor da densidade da solução ao material. Esta escala é para medidas rápidas e 
pouco precisas da densidade de sólidos. 
 
8) Experimental 
1) Cada grupo deve preparar 2 soluções de diferentes concentrações com CaCl2. 
Calcule a concentração mássica e a concentração molar das soluções preparadas. É 
uma reação exotérmica. 
2) Determine a densidade destas soluções utilizando o picnômetro. 
3) Utilize os valores obtidos para a construção de uma escala de densidades (gráfico da 
concentração mássica x densidade). 
(Grupo 1 – 10 g em 70 mL de água destilada e 20g em 70 mL de água destilada) 
 (Grupo 2 – 30 g em 70 mL de água destilada e 40 g em 70 mL de água destilada) 
 (Grupo 3 - 2,5 g em 70 mL de água destilada e 5 g em 70 mL de água destilada) 
 (Grupo 4 - 50 g em 70 mL de água destilada e 60 g em 70 mL de água destilada) 
 
5. Referências: 
1) BALL, D.W. Físico-química, vol.1, São Paulo: Thomson, 2005. 
2) RANGEL, R.N. Práticas de Físico-química, 3ª. Ed. São Paulo: Edgar Blücher, 2006. 
3) CASTELLAN G.W. Fundamentos de Físico-química; Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2008. 
4) ATKINS, P.W. Físico-Química, vol. 1, Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2008. 
5) MOORE, W. J. Físico-Química, Vol. 1 e 2, 1ª.ed. São Paulo: Edgar Blücher, 1976. 
 
 
 
 
 
 
 19
Aula 4 - Determinação da massa molar de um vapor 
 
1. Objetivo: 
 Determinar a massa molar de um vapor com uma precisão mínima de 80%, sendo 
dada a sua composição centesimal. 
 
2. Introdução: 
 A massa molar é a massa em gramas de um mol de entidades elementares – átomos, 
moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou outros grupos específicos de tais partículas. É 
representada pela letra "M" e expressa na unidade g/mol. 
É a massa de 1 mol (6,0 x 1023) de átomos, moléculas, íons-fórmula etc. A massa 
molar dos átomos de um elemento, por exemplo, é a massa atômica expressa em gramas. 
A massa molar corresponde à massa de um mol de partículas, sejam elas moléculas, 
átomos, entre outras. Assim sendo, a massa molar é calculada como o produto entre massa 
molecular e o número de Avogadro. Como o número de Avogadro corresponde ao número 
de partículas (neste caso moléculas) existentes em um mol, na prática, o cálculo da massa 
molar de uma substância molecular é feita da mesma forma que o cálculo da massa 
molecular. Assim sendo, o valor numérico é o mesmo, mas a unidade passa a ser gramas por 
mol (g/mol). Tomando o exemplo da água: 
 
M(H2O) = (2 × 1,00784 g/mol) + 15,9994 g/mol = 18,01508 g/mol. 
 
Um mol de água pesa então 18,01508 gramas (ou mais formalmente tem 18,01508 g 
de massa). 
A massa molar de um vapor, como do vapor de água ou de algum solvente com 
composição centesimal conhecida, pode ser determinada a partir de processos 
experimentais. 
Um destes processos utiliza um recipiente limpo (um balão de vidro), previamente 
pesado, juntamente com a tampa, e dentro dele adiciona-se uma quantidade de um líquido. 
Pesa-se o conjunto balão, tampa e líquido. Aquece-se o sistema até a completa volatização 
do líquido; o excesso de vapor será expelido do líquido, pois a pressão interna (dentro do 
frasco) permanece constante. 
Depois da volatização completa do líquido, deixa-se esfriar o balão pra que o vapor 
contido dentro do frasco condense. Pesa-se novamente o conjunto (balão, líquido e tampa). 
A massa de vapor que enchia o frasco numa temperatura elevada e à pressão atmosférica 
será correspondente ao líquido que condensou. 
A partir da equação dos gases ideais, calcula-se o número de mols contido na 
amostra e, a partir deste dado, a massa de um mol do vapor. 
 
 P.V = n. R. T 
 
P = pressão atmosférica 
V = volume 
n = número de mols do gás 
T = temperatura em Kelvin 
R = constante dos gases ideais 
 
 20
 
 Valores de R e as respectivas unidades: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O processo descrito acima apresenta uma série de erros, entre os quais o de usar o 
volume do balão na temperatura ambientecomo se fosse o mesmo da experiência. Durante o 
aquecimento o balão também expande. Quando se quer descobrir a massa molar de uma 
substância desconhecida, faz-se necessário primeiro determinar a sua composição 
centesimal e a fórmula mínima. 
Assim, quando se realiza um experimento de determinação da massa molar de uma 
substância com composição centesimal conhecida, utiliza-se este valor da massa molar 
encontrada, associado à composição centesimal para se determinar a composição do gás. 
 
 (CxHyClz)p = M 
 
Como “p” deve ser um número inteiro, basta conhecer M com aproximação para 
determinar em seguida, a fórmula molecular do gás, com valor exato. 
 
 
 
3. Materiais por Equipe: 
• Folha de papel alumínio 
• 1 balão 100 mL 
• Suporte universal, garra e mufa 
• 1 proveta de 5 mL ou menor 
• 1 pipeta graduada de 1 mL 
• 1 pipeta graduada de 50 mL 
• 1 pipeta de Pasteur com tetina 
• 1 pera 
• 1 proveta de 100 mL 
• 2 agitadores com aquecimento 
• 2 béqueres 
• 2 termômetros e duas garras que os fixem ao suporte universal 
• 1 alfinete ou uma agulha 
• Dois solventes com baixo ponto de ebulição e com composição centesimal conhecida. 
 21
 
4. Procedimento Experimental: 
1) Com uma folha de alumínio quadrada de cerca de 4 cm de lado, confeccione uma 
tampa para o balão. Com um alfinete, faça um furo tão pequeno quanto possível no 
centro da folha. 
2) Determine na balança analítica, a massa do balão seco e limpo, com a tampa de 
alumínio. 
3) Coloque no balão volumétrico cerca de 3 mL do líquido desconhecido, e sobre a 
boca do balão a tampa de alumínio. Pressione as laterais da tampa para tentar fixá-la 
sobre o balão. Pese o conjunto balão, tampa e líquido. 
4) Coloque água da torneira dentro do béquer, preenchendo aproximadamente metade 
do seu volume. Dentro do béquer coloque o balão e prenda-o no suporte universal. 
Aqueça o sistema. Trabalhe no interior da capela de exaustão. 
5) Enquanto a água do banho aquece, observe o líquido do balão. No instante em que 
todo o líquido evaporar, anote a temperatura da água do banho e remova 
imediatamente o balão do aquecimento, deixando-o preso à garra, no entanto longe 
do aquecimento. Depois de frio examine cuidadosamente a tampa para ter certeza de 
que não há gotas nas paredes da mesma. Caso ocorram gotas, seque-as. 
6) Pese o conjunto balão, tampa de alumínio e líquido condensado. 
7) Encha o balão com água até a marca do balão e, com a pipeta graduada leve o nível 
de água até a borda superior. Anote o volume total. Depois despeje todo o líquido do 
balão numa proveta e compare os volumes. 
8) Leia a pressão barométrica. 
 
Dados e Resultados: 
 
Massa do balão com a tampa 
Massa do balão com a tampa e o líquido (antes da evaporação) 
Massa do balão com a tampa e o resíduo (após a evaporação) 
Pressão barométrica 
Volume total do balão 
Composição Centesimal da substância 
Massa do resíduo 
Número de mols correspondente ao resíduo 
Massa molar experimental 
Massa molar exata da substância 
Erro Absoluto 
Erro Relativo 
 
 
5. Questionário: 
1) Durante o procedimento prático o balão com o líquido foi pesado, no entanto isto é 
desnecessário. Por quê? 
 22
2) Por que é necessário um orifício na tampa? 
3) Por que é conveniente aquecer o balão em banho-maria? 
4) Cite duas causas de erro no experimento realizado. 
5) Escreva sobre os cuidados com a manipulação e sobre a toxicidade da substância 
analisada. 
 
 
6. Referências: 
 
1 CASTELLAN G.W. Fundamentos de Físico-química; Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2008. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 23
Aula 5 - Determinação experimental da massa molar do Mg 
 
1. Objetivo: 
 Determinar a massa molar do magnésio a partir de propriedades físico-químicas do 
gás H2 gerado durante uma reação química entre ácido clorídrico e magnésio. 
 
2. Introdução: 
 Cada elemento presente na natureza apresenta-se em diversas formas de isótopos que 
possuem massas atômicas diferentes. Como essa variedade de massas corresponde a um tipo 
de elemento, torna-se necessário realizar uma escolha sobre qual isótopo estará presente na 
tabela periódica. Para tal, são realizados cálculos que relacionam o tipo de isótopo presente 
com a sua abundância na natureza e o resultado obtido torna-se elemento referência na 
tabela periódica. 
 No caso do Magnésio, por exemplo, a composição de uma amostra é 78,99% de 
magnésio – 24 g, 10,00% de magnésio – 25 g e 11,01 % de magnésio – 26 g. A massa molar 
presente na tabela periódica é de 24,31, pois calculando a massa média de magnésio em uma 
amostra natural, esse será o valor encontrado. Experimentalmente, obtém-se um valor 
próximo a este, pois deve-se considerar os possíveis erros em um laboratório. 
 A determinação da massa molar do magnésio também pode ser feita a partir de uma 
reação química, onde se tenha conhecimento da quantidade de algum dos elementos 
envolvidos na reação, ou se souber a que condições foi submetida a reação. No experimento 
a seguir, por exemplo, foi realizada uma reação química entre uma fita de magnésio e ácido 
clorídrico; a partir de dados coletados no laboratório sobre pressão ambiente, pressão de 
vapor, entre outros, pôde-se obter uma massa molar muito próxima a massa molar presente 
na tabela periódica, sendo que estas calculadas por métodos diferentes 
 O volume molar do hidrogênio pode ser facilmente determinado mediante uma 
reação química clássica entre um ácido e um metal redutor mais forte que o hidrogênio. 
Reagindo-se completamente uma massa conhecida do metal em excesso de ácido, pode–se 
relacionar a quantidade de metal utilizado com o volume de gás hidrogênio produzido pela 
estequiometria da reação: 
M(s) + H+(aq) → 1/2 H2(g) + M+(aq) 
 A experiência utiliza a reação de um metal (magnésio) capaz de deslocar o 
hidrogênio de um ácido (ácido clorídrico) produzindo gás H2 que é coletado num recipiente 
com água. O volume de gás coletado (VH2), nas condições do experimento (temperatura e 
pressão ambiente), permite determinar o volume molar e obedecendo-se a estequiometria de 
reação no caso particular. 
 As condições CNTP (condições normais de temperatura e pressão) correspondem a 
uma pressão de 1 atmosfera (760 mmHg) e a uma temperatura de 0 ºC (273K). 
Experimentalmente, é possível chegar ao valor de 22,4L, volume ocupado por 1 mol de gás 
ideal, através do gás hidrogênio coletado em certas condições de temperatura e pressão, 
transformando-o depois no volume que corresponderia às CNTP: 
 
 
����������
�����
=	�
���
���
��
		 
 24
Onde: 
PCNTP = Pressão (1 atm = 760 mmHg) 
VCNTP = Volume ocupado por 1 mol de gás ideal nas CNTP (22,4 L) 
TCNTP = Temperatura (0 ºC = 273 K) 
Pexp = Pressão experimental exercida pelo gás 
Vexp = Volume ocupado pelo gás 
Texp = Temperatura experimental 
 
 A temperatura do gás é obtida com um termômetro, o volume do gás é medido em 
uma bureta e a sua pressão obtida pela Lei de Dalton das Pressões Parciais (Pgases totais = PH2 + 
PH2O, pois o gás H2 coletado está misturado com o vapor da água). 
 A pressão ambiente pode ser determinada através de um barômetro, e a pressão do 
vapor de água é obtida na Tabela 1. 
 
 
3. Materiais por Equipe 
• 1 proveta de 10 mL e uma bureta de 50 mL 
• 1 béquer de 100 mL 
• 1 béquer de 1000 mL 
• 1 pipeta de 10 mL 
• 1 pera de borracha 
• 1 garra e 1 suporte universal 
• 1 pisseta com água destilada 
• 1 bastão de vidro 
• 1 termômetro 
• 1 pedaço de magnésio metálico (fita de aprox. 2 a 3 cm, +/- 0,03 g) 
• 1 fio de cobre de aproximadamente 15 cm 
• Soluçã0 HCl 6,0 mol/L 
• Papel de pesagem4. Procedimento Experimental: 
1) Montar a aparelhagem seguindo as explicações dos itens posteriores, utilizando: um 
béquer de 1000 mL com água, uma bureta, garra, suporte universal e um pedaço de 
Mgo. 
2) Determine o volume correspondente à porção não graduada de uma bureta entre o 
último traço da graduação e a torneira (volume morto). 
3) Anote a massa da fita de Mg. Se necessário, antes de pesar, limpar a superfície 
oxidada com palha de aço. Amarre um fio de linha (ou cobre) de aproximadamente 
15 cm na fita (dobre a fita ao meio para facilitar). 
4) Coloque água em um béquer de 1000 mL até preencher cerca de 2/3 da sua 
capacidade. 
 25
5) Feche bem a bureta, adicione 8 mL de solução de HCl 6,0 mol/L. Adicione água 
destilada, lentamente e sem agitar até preencher totalmente a bureta, evitando a 
formação de bolhas. 
6) Introduza a fita de magnésio no interior do béquer e sobre ela, inverta a bureta até o 
fundo do béquer, evitando a entrada de ar no interior da bureta e, também evitando 
que a água e HCl da bureta passe para o interior do béquer. Prenda a bureta com a 
garra no suporte universal; a bureta deve encostar bem no fundo do béquer. 
7) Espere até a completa reação do magnésio com a solução ácida, isto é, até que o 
sistema entre em equilíbrio térmico (aprox. 15 minutos). Após o término da reação, 
marque o volume de gás na bureta. 
 
Conversão: 1 atm = 101 325 Pa 
 mmHg = 133,322 Pa 
 
Tabela 1. Pressão do vapor de água 
Temperatura Pressão de vapor Densidade 
(ºC) mm Hg kg/cm2 Pa g/mL 
15 12,7 0,0174 1705,2 0,999 
20 17,4 0,0238 2332,4 0,998 
25 23,6 0,0322 3155,6 0,997 
30 31,5 0,0429 4204,2 0,996 
35 41,87 0,0572 5605,6 0,994 
40 54,9 0,075 7350 0,992 
45 71,4 0,0974 9545,2 0,99 
50 92 0,1255 12299 0,988 
55 117,5 0,1602 15699,6 0,986 
60 148,8 0,2028 19874,4 0,983 
65 186,9 0,2547 24960,6 0,981 
70 233,1 0,3175 31115 0,978 
75 288,5 0,3929 38504,2 0,975 
80 354,6 0,4828 47314,4 0,972 
85 433 0,5894 57761,2 0,969 
90 525,4 0,7149 70060,2 0,965 
95 633,7 0,862 84476 0,962 
100 760 1,0333 101263,4 0,958 
105 906 1,232 120736 0,955 
110 1075 1,4609 143168,2 0,951 
115 1269 1,726 169148 0,947 
120 1491 2,027 198646 0,943 
 
 26
Pressão de vapor de água (mm de Hg)
Temperatura (ºC)
Pr
es
sã
o
 
de
 
v
ap
o
r
-200
0
200
400
600
800
1000
1200
1400
1600
15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 65 70 75 80 85 90 95 10
0
10
5
11
0
11
5
12
0
 
 
densidade da água em função da temperatura
Temperatura (ºC)
de
n
si
da
de
 
(-)
 0.935
 0.945
 0.955
 0.965
 0.975
 0.985
 0.995
 1.005
15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 65 70 75 80 85 90 95 10
0
10
5
11
0
11
5
12
0
 
 
5. Cálculos: 
1) Calcular a pressão parcial de H2 contido na bureta. 
2) Qual a quantidade de H2 formado em número de mols? Qual é o volume molar do 
gás H2 nas condições do experimento? 
3) A partir dos dados experimentais, calcule o volume de H2 como se o experimento 
fosse realizado nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP). 
4) Determine a massa molar do magnésio metálico a partir da relação estequiométrica, 
relacionando a equação acima e os valores experimentais obtidos. 
 
6. Referências: 
1 ATKINS, P.W. JONES L. Princípios de Química, Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2006. 
2 CASTELLAN G.W. Fundamentos de Físico-química; Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2008. 
 
 
 
Aula 6 - Dilatação térmica de líquidos
 
1. Objetivos: 
 Observar que o aquecimento de um líquido provoca
calcular experimentalmente o coeficiente de dilatação térmica de líquidos.
 
2. Introdução: 
 Dilatação térmica é o nome que se dá ao aumento do vo
ocasionado pelo aumento de sua temperatura, o que causa o aumento 
suas moléculas e consequente aumento na distância média entre as mesmas. A dilatação 
ocorre de forma mais significativa nos gases, de forma intermediária nos líquidos e de forma 
menos explícita nos sólidos, podendo
líquidos > Dilatação nos sólidos.
 
 
 
Ocorre em 1D (uma dimensão).
Lo = comprimento inicial do corpo
α = coeficiente de dilatação linear (depende do material);
∆T = variação da temperatura ( T
 
 
 
Ocorre em 2D (duas dimensões)
So = área inicial do corpo; 
β = coeficiente de dilatação superficial (depende do material);
∆T = variação da temperatura (T
 
 
 
Dilatação térmica de líquidos 
Observar que o aquecimento de um líquido provoca um aumento no seu volume; 
calcular experimentalmente o coeficiente de dilatação térmica de líquidos. 
é o nome que se dá ao aumento do volume de um corpo 
aumento de sua temperatura, o que causa o aumento no grau de agitação de 
suas moléculas e consequente aumento na distância média entre as mesmas. A dilatação 
ocorre de forma mais significativa nos gases, de forma intermediária nos líquidos e de forma 
menos explícita nos sólidos, podendo-se afirmar que: Dilatação nos gases > Dilatação nos 
líquidos > Dilatação nos sólidos. 
 
 
 
. 
= comprimento inicial do corpo; 
ão linear (depende do material); 
T = variação da temperatura ( Tf – To ). 
 
 
 
 
e em 2D (duas dimensões). 
perficial (depende do material); 
Tf – To). 
um aumento no seu volume; 
lume de um corpo 
no grau de agitação de 
suas moléculas e consequente aumento na distância média entre as mesmas. A dilatação 
ocorre de forma mais significativa nos gases, de forma intermediária nos líquidos e de forma 
latação nos gases > Dilatação nos 
 
Ocorre em 3D (três dimensões)
V = Vo (1+γT); 
Vo = volume inicial do corpo; 
γ = coeficiente de dilatação volum
∆T = variação da temperatura (T
 
A dependência entre o volume e a temperatura, de um sólido ou líquido, a pressão 
constante pode ser expressa pela equação 1:
Onde T é a temperatura em graus Celsius (
0 oC, e α é o coeficiente de dilatação térmica. Qualquer substância particular tem diferentes 
valores de α no estado sólido e no líquido. O valor de 
de temperatura. Para que os cálculos sejam descritos com precisão em um intervalo grande 
de temperatura, é necessário usar uma equação com maiores potências de T:
 =
Onde a e b são constantes. Para gases e sólidos, 
para líquidos α é usualmente positivo. Existem alguns poucos líquidos para os quais 
negativo, num pequeno intervalo de temperatura.
Com a equação 1, pode-
A expansão de líquidos com o aumento da temperatura é cerca de 10 vezes maior que 
o de sólidos. 
 
Tabela 1. Coeficientes de dilatação volumétrica (ºC
Substância Coeficiente de dilatação volumétrica
álcool 
gases 
gasolina 
mercúrio 
água 
 
 
 
corre em 3D (três dimensões). 
 
= coeficiente de dilatação volumétrica (depende do material); 
T = variação da temperatura (Tf – To). 
A dependência entre o volume e a temperatura, de um sólido ou líquido, a pressão 
constante pode ser expressa pela equação 1: 
 = 
����∝ �� 
Onde T é a temperatura em graus Celsius (oC), V0 é o volume do sólido ou líquido a 
é o coeficiente de dilatação térmica. Qualquer substância particular tem diferentes 
no estado sólido e no líquido. O valor de α é constante em intervalos limitados 
de temperatura. Para que os cálculos sejam descritos com precisão em um intervalo grande 
de temperatura, é necessário usar uma equação com maiores potências de T: 
= 
��� � �� � ��� �⋯� 
Onde a e b são constantes. Para gases e sólidos, α é sempre positivo, enquanto que 
é usualmente positivo. Existem alguns poucos líquidos para os quais 
alo de temperatura. 
-se expressar α como coeficiente de expansão térmica:
∝= 
�����
 ��⁄ �� 
A expansão de líquidos com o aumentoda temperatura é cerca de 10 vezes maior que 
Coeficientes de dilatação volumétrica (ºC-1). 
Coeficiente de dilatação volumétrica (γ) em ºC-1 
110 x 10-5 
3,66 x 10-3 
11 x 10-4 
18,2 x 10-5 
30 x 10-5 
A dependência entre o volume e a temperatura, de um sólido ou líquido, a pressão 
 (Equação 1) 
 
é o volume do sólido ou líquido a 
é o coeficiente de dilatação térmica. Qualquer substância particular tem diferentes 
é constante em intervalos limitados 
de temperatura. Para que os cálculos sejam descritos com precisão em um intervalo grande 
(Equação 2) 
 
é sempre positivo, enquanto que 
é usualmente positivo. Existem alguns poucos líquidos para os quais α é 
como coeficiente de expansão térmica: 
 (Equação 3) 
A expansão de líquidos com o aumento da temperatura é cerca de 10 vezes maior que 
 29
3. Materiais por Equipe: 
• 1 seringa de 3 mL, com agulha e sem êmbolo 
• 2 recipientes grandes ou béqueres de 1L para banho-maria (uso geral) 
• 1 termômetro 
• 1 proveta de 50 mL 
• 1 proveta de 10 mL 
• Suporte universal 
• 1 garra e 1 mufa por grupo, capaz de segurar o frasco de vidro ou tubo de ensaio 
dentro do banho 
• 1 tubo de ensaio de tamanho médio com rolha de borracha possível se ser penetrada 
pela agulha e que vede bem o tudo ou frasco. 
• 1 pisseta 
• 2 chapas de aquecimento (uso geral) 
• Água destilada 
• Álccol 
• Glicerina 
• Papel toalha 
 
 
4. Procedimento Experimental: 
1) Encha o recipiente de vidro até a borda. Despeje o líquido em uma proveta e meça o 
volume da água: Vo 
2) Introduza a agulha da seringa através de uma rolha que tenha um tamanho adequado 
para fechar o recipiente de vidro, conforme a figura abaixo. 
3) Encha novamente o recipiente de vidro com água até a borda. Cuidado para não 
deixar bolhas de ar no interior do recipiente de vidro. 
4) Feche o recipiente com a rolha e cuide para não deixar bolhas de ar. 
5) Coloque o sistema montado em banho-maria sobre uma chapa de aquecimento. A 
água do béquer deve coincidir com a borda do recipiente de vidro, sem cobrir a 
rolha. 
 
 
 
6) Mergulhe o termômetro na água do béquer e anote a temperatura. 
7) Aqueça o conjunto até 50 ºC, anotando o volume do líquido marcado na escala da 
seringa, a cada 5 ºC. 
 30
8) Repita o procedimento (2 a 6), utilizando o álcool e em seguida a glicerina. No caso 
da glicerina, o aquecimento deve ser feito até 70 ºC. 
9) Organize os dados obtidos como sugerido na Tabela 2. 
 
Tabela 2. Volume dos líquidos analisados em função do aumento da temperatura. 
 
Temperatura (ºC) Volume da água (mL) Volume do álcool (mL) Volume da glicerina (mL) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ** Com os dados obtidos, construa um gráfico do volume de cada líquido em função 
da temperatura. Para a obtenção do coeficiente de dilatação térmica do líquido através 
desses gráficos, é preciso calcular seus coeficientes angulares. 
 *** Analise os gráficos abaixo e escreva sobre o comportamento anômalo da água 
entre 0 – 4 ºC, relacionando volume e densidade 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. Referências: 
1 ATKINS, P.W. JONES L. Princípios de Química, Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2006. 
2 CASTELLAN G.W. Fundamentos de Físico-química; Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2008. 
 
 
 
 
 31
Aula 7- Equilíbrio químico: Hexaaquocobalto (II) e 
tetraclorocobalto (II) 
 
 
1. Objetivos: 
 Verificar a influência da temperatura e a concentração no deslocamento de 
equilíbrio. 
 
2. Introdução: 
 As reações estudadas em química não resultam de uma conversão completa de 
reagentes em produtos, pois todas elas tendem a alcançar um equilíbrio, mesmo que isto 
nem sempre seja evidente. No estado de equilíbrio a razão entre a concentração de reagentes 
e produtos é constante. O que significa dizer que a velocidade da reação direta, é igual à 
velocidade da reação inversa, e por isso, não observam-se mais modificações macroscópicas 
do sistema em estudo. Diz-se que o equilíbrio químico é dinâmico, pois as reações direta e 
inversa, continuam ocorrendo, com velocidades iguais, porém opostas. 
 As concentrações das substâncias em equilíbrio, numa determinada temperatura, 
guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de 
equilíbrio químico, K. 
 
aA(aq) + bB(aq) ↔ cC(aq) + dD(aq) 
 
 
K = [C]c [D]d / [A]a [B]b 
 
 
 A relação da concentração no equilíbrio químico, ou seja, a posição do equilíbrio é 
independente da forma como este equilíbrio foi alcançado. Entretanto, esta posição é 
alterada pela aplicação de forças externas, que podem ser mudanças de temperatura, de 
pressão (se houver reagentes ou produtos gasosos) de volume ou na concentração total de 
um reagente ou produto. 
 O Princípio de Le Châtelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na 
direção que contrabalanceie ou minimize a ação de uma força externa aplicada ao sistema. 
Isto significa que se houver aumento da temperatura de um sistema reacional, provoca-se a 
reação química que contribui para resfriar o sistema (consumindo energia térmica). Ou 
ainda, se houver o aumento proposital de um dado reagente ou produto, o equilíbrio 
favorecerá a reação de consumo desta substância em excesso até que seja retomado um novo 
estado de equilíbrio. Entretanto, ressalta-se que o excesso de reagente ou produto adicionado 
ao sistema, nunca é completamente consumido, para que a constante de equilíbrio (K) 
permaneça constante, desde que a temperatura não mude. Da mesma forma, quando um 
componente é removido do sistema em equilíbrio, ocorrerá um deslocamento para repor este 
componente, sendo que esta reposição nunca é total para que K permaneça constante. 
 
 
3. Materiais por Equipe: 
• 10 Tubos de ensaio pequenos 
• Micro pipeta; 
• Ácido clorídrico concentrado; 
• Ácido sulfúrico concentrado; 
 32
• Solução 0,l mol/L de KCl; 
• Solução 0,25 mol/L de CoCl2 
• Soluções 0,l mol/L de AgNO3 
 
 
4. Procedimento Experimental: 
 
As espécies Co2+ (aq) e CoCl4 2- (aq) apresentam cores contrastantes, logo a 
intensidade das cores rosa e azul em solução são proporcionais à concentração molar de 
Co2+ e CoCl4 2-. Então, quando o sistema for submetido a uma ação externa poder-se-á 
observar o deslocamento deste equilíbrio. 
 
1) Prepare 10 tubos de ensaio limpos e numerados e colocar em todos eles 10 gotas da 
solução aquosa de cloreto de cobalto 0,25 mol/L. Adicione HCl concentrado à solução até 
obter uma cor violeta. OBSERVAÇÃO: O TUBO 1 SERÁ USADO COMO PADRÃO DE 
COR E, POR ISSO, NADA MAIS SERÁ ADICIONADO A ELE. 
2) Aqueça em banho-maria (béquer com água da torneira) a porção do TUBO 2. 
3) Colocar a porção do TUBO 3 em um banho de gelo (béquer com gelo). 
4) Inverta os procedimentos acima, isto é, resfriar o TUBO 2 e aquecer o TUBO 3. 
5) Compare as cores das soluções aquecida e resfriada com o padrão de comparação, isto é, 
com o TUBO 1, e interprete os resultados em termos de deslocamento de equilíbrio, 
registrando tudo no quadro abaixo. 
 
TUBO PADRÃO AQUECIDO RESFRIADO 
COR INICIAL 
COR FINAL 
 
6) Registre no quadro a seguir as alterações (diminuição ou aumento), que aconteceram com 
as concentrações de cada espécie envolvida no equilíbrio durante o aquecimento e o 
resfriamento. 
 
AQUECIMENTO RESFRIAMENTO 
[Co2+] 
[Cl-] 
[CoCl42-] 
 
NA PRÓXIMA ETAPA QUANDO FIZER USO DE ÁCIDOS CONCENTRADOS, 
CUIDADO: UTILIZAR A CAPELA COM EXAUSTÃO. 
 
7) Agite cuidadosamente com um bastão de vidro, após adicionar gota a gota: 
TUBO 4: 5 gotas da solução de KCl 0,1 mol/L. 
TUBO 5: 5 gotas da solução de KCl 0,1 mol/L e, posteriormente,5 gotas de H2SO4 
concentrado. 
TUBO 6: alguns cristais de KCl sólido. 
TUBO 7: alguns cristais de KCl sólido e, posteriormente, 2 gotas de H2SO4 concentrado. 
 33
TUBO 8: 5 gotas de HCl concentrado. 
TUBO 9: 2 gotas da solução de AgNO3 0,1 mol/L. 
TUBO 10: 10 gotas de água destilada. 
 
Compare as cores das soluções dos TUBOS 4 a 10 com o padrão (TUBO 1) e 
interprete os resultados em termos de deslocamento de equilíbrio, registrando tudo no 
quadro abaixo. 
 
 Cl- Cl-(aq) + H2SO4 KCl(s) KCl(s) + H2SO4 HCl AgCl(aq) H2O 
TUBO PADRÃO 4 5 6 7 8 9 10 
COR 
 
Registre no quadro abaixo o que aconteceu com a concentração (diminuição ou 
aumento) de cada espécie, quando um novo equilíbrio foi atingido. 
 
TUBO 4 5 6 7 8 9 10 
[Co2+] 
[Cl-] 
[CoCl42-] 
 
 
5. Questões: 
1) Escreva a expressão matemática para a constante do equilíbrio (Keq) estudado acima. 
2) A partir das observações feitas com o aquecimento e resfriamento dos TUBOS 2 e 3, 
demonstre o que acontece com a Keq: durante o aquecimento e durante o 
resfriamento. 
3) A reação direta deste equilíbrio é endotérmica ou exotérmica? Por quê? 
4) Diga em que sentido se deslocou o equilíbrio em cada um dos TUBOS 4 a 10, 
justificando sua resposta. 
5) Explique por que o ácido sulfúrico influencia o equilíbrio, apesar de não participar 
da reação. 
6) Por que o ácido clorídrico influi mais a posição de equilíbrio do que o KCl sólido e a 
solução do KCl 0,1 Mol/l? 
 
 
6. Referências: 
1 ATKINS, P.W. JONES L. Princípios de Química, Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2006. 
 
 
 
 
 
 34
Aula 8 - Determinação da pressão de vapor e entalpia de 
vaporização 
 
 1. Objetivo: 
 Determinação da pressão de vapor de um líquido puro em função da temperatura e o 
cálculo da entalpia de vaporização. 
 
2. Introdução: 
 Denomina-se pressão de vapor de um líquido a uma dada temperatura a pressão do 
vapor em equilíbrio com o líquido àquela temperatura. Representado graficamente a pressão 
de vapor um líquido em função da temperatura, temos a chamada curva de pressão de vapor, 
limitada pelo ponto crítico e pelo ponto triplo. Entre essas duas temperaturas é possível o 
estabelecimento do equilíbrio líquido-vapor. A temperatura de ebulição de um líquido é 
definida como sendo aquela temperatura em que a pressão de vapor do líquido se iguala à 
pressão externa. A curva de pressão de vapor pode ser interpretada como fornecendo a 
temperatura de ebulição para uma dada pressão externa. Aplicando o conceito de potencial 
químico às mudanças de fases, é possível chegar, após algumas transformações, à equação 
de Clapeyron-Clausius integrada, supondo constante a entalpia de vaporização, fornece: 
 
��� = −∆!"#� � $ 
 Em um gráfico lnP versus 1/T, se obtém uma reta, cujo coeficiente angular fornece o 
valor de ∆H/R. 
 
3. Materiais por Equipe: 
• 1 béquer de 2000 mL 
• 1 proveta 10 mL 
• 1 béquer 100 mL 
• 1 béquer 200 mL 
• Água destilada 
• Aquecedor ou tripé e tela de amianto 
• Fósforos 
• Selo 
• Bastão de vidro 
• termômetro 
• 1 bacia para gelo 
• gelo 
 
4. Procedimento Experimental: 
 
Etapa 1 - Determinação da Pressão de vapor da água em função da temperatura 
 35
 
1) Colocar água num copo de 2 L. Mergulhar na água uma proveta graduada de 10 mL 
contendo 2/3 de água com a boca para baixo. É necessário que o volume de ar 
aprisionado na proveta seja entre 4,5 e 5,5 mL. Coloque um contrapeso (um pedaço de fio 
de cobre em torno da base para manter a proveta na posição vertical). Colocar um 
termômetro no copo de modo que o seu bulbo fique próximo do ar contido na proveta. 
2) Aquecer o sistema até a temperatura de aproximadamente 75°C. Retirar o sistema do 
aquecimento e ler a temperatura dessa água e o volume da fase gasosa na proveta. OBS.: 
Esse volume inicial deve ser menor que 10 mL. Manter a água do copo sob agitação 
enquanto ocorre o resfriamento. 
3) Fazer leituras de volume a cada decréscimo de 5°C na temperatura até que a água chegue 
até 50°C. Retirar água do copo sem que o ar escape da proveta. Retirar parte da água do 
copo e ir adicionando gelo ou água gelada até a temperatura baixar até 5°C. Ler e anotar a 
temperatura da fase gasosa. 
4) Corrigir todos os volumes que foram lidos em cada etapa, subtraindo 0,2 mL em cada 
caso para compensar a inversão do menisco. 
5) Obter a pressão barométrica do dia. 
 
 
Etapa 2 - Cálculo da pressão de vapor da água 
 
1) Admitindo-se que a pressão de vapor da água a 5°C é muito pequena comparativamente à 
pressão atmosférica, pode-se calcular a quantidade de ar aprisionando na proveta nar. 
Aproximação: ar comporta-se como gás ideal: 
 
�%& = �"'� 
 
 Onde P é a pressão atmosférica em atm. 
 V é o volume em L. 
 R é 0, 082 atm. L.mol-1.K-1. 
 
2) Para cada uma das medidas de temperatura e volume, calcular a pressão parcial do ar na 
proveta graduada por intermédio da equação: 
 
�%& =
�%&#�
� 
 
3) Para cada temperatura obter a pressão de vapor da água a partir da lei de Dalton das 
pressões parciais: 
Págua = Patmosférica - Par 
 
4) Construir o gráfico a pressão de vapor em função da temperatura em K. Observar a 
tendência da curva da pressão de vapor com a temperatura. Em seguida, construir o 
gráfico ln P em função de 1/T. Calcular o ∆Hvap. 
 
 
6. Referências: 
1 ATKINS, P.W. JONES L. Princípios de Química, Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2006. 
2 CASTELLAN G.W. Fundamentos de Físico-química; Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2008. 
 36
Aula 9 – Calorimetria: Capacidade térmica dos metais 
 
1. Objetivo: 
 Determinar a capacidade térmica ou capacidade calorífica de um calorímetro e 
utilizá-lo para medir a capacidade térmica específica de metais. 
 
2. Introdução: 
Calorímetro: é um sistema fechado que não permite trocas de calor com o ambiente 
semelhante à garrafa térmica. No calorímetro, utilizado para estes experimentos, o vaso 
interno é uma lata de alumínio de refrigerante, para eliminar a propagação do calor por 
radiação e um recipiente de isopor para eliminar a propagação do calor por condução. 
Capacidade térmica ou capacidade calorífica: fornecendo a mesma quantidade de 
calor para uma massa m de água e para outra massa três vezes maior de água, 3 m, observa-
se experimentalmente que para que tenham a mesma variação de temperatura é necessário 
fornecer uma quantidade de calor três vezes maior para a de massa 3 m que para a de massa 
m. Temos, portanto, que a quantidade de calor é diretamente proporcional à variação de 
temperatura. A constante de proporcionalidade é denominada capacidade térmica. (Notação: 
C = Capacidade térmica ou capacidade calorífica) 
 
Q = C ∆ T C = Q / ∆ T 
 
A capacidade térmica mede a quantidade de calor necessária para que haja uma 
variação unitária de temperatura e está relacionada diretamente com a massa do corpo. 
 
Unidade de Capacidade Térmica: 1 cal / oC 
Unidade de Capacidade Térmica - Sistema Internacional de Unidades: 1 J / oC 
 
Equivalente em água de uma substância: é a quantidade de água que apresenta o 
mesmo comportamento térmico de uma massa qualquer de outra substância. Numericamente 
é igual à capacidade térmica da substância. 
 
Exemplo 1: a capacidade térmica de 100 g de cobre é igual a 9,3 cal/ oC. O 
equivalente em água é 9,3 g . 
Significa que 9,3 g de água têm o mesmo comportamento térmico que 100 g de 
cobre. 
 
Capacidade calorífica específica: se fornecermos a mesma quantidade de calor para 
diferentes substâncias com massas iguais, estas apresentavam comportamento térmico 
diferentes, ou seja, uma se aquece mais rapidamente que a outra. Esta diferença de 
comportamentotérmico está associada com outra característica do material que é a 
capacidade calorífica específica. 
 Para que haja uma variação unitária de temperatura de uma massa unitária de água é 
necessário fornecer uma quantidade de calor maior que para uma massa unitária de chumbo 
sofrer a mesma variação unitária de temperatura. Esta quantidade de calor, que é 
característica do material, é denominada calor específico. (Notação: c = capacidade 
calorífica específica ou calor específico). 
 37
Introduzindo a constante de proporcionalidade c, obtém-se a equação fundamental da 
calorimetria: 
Q = m . c . ∆T c = Q/ m . ∆T 
 
Unidade de calor específico decorrente da teoria do calórico: 1 cal /gºC 
Unidade de calor específico - Sistema Internacional: 1 joule /kgºC 
 
Equilíbrio Térmico: a quantidade de energia térmica transferida da substância de 
maior temperatura para a de menor temperatura, é associada à quantidade de calor que a 
substância de menor energia irá receber. Após certo tempo, a temperatura atinge um valor 
constante, ou seja, atingiram um equilíbrio térmico, estão com a mesma energia térmica. Na 
situação de equilíbrio térmico, em um sistema isolado (adiabático), temos que pelo princípio 
da conservação da energia, a quantidade de calor perdida ou cedida por uma substância de 
maior energia é igual à quantidade de calor ganha pela substância de menor energia. De 
forma geral, temos, que: 
 
Qrecebido = Qperdido → ∆Q = 0 
 
Onde a quantidade de calor é dada pela equação fundamental da calorimetria: 
 
Q = m. c. ∆ T 
 
 
3. Materiais por Equipe: 
• Calorímetro 
• 1 termômetro 
• 1 proveta de 50 mL 
• 1 béquer de 100 mL 
• 1 pinça metálica 
• 1 tenaz 
• 1 béquer 1000 mL 
• Chapas de aquecimento 
• Papel toalha 
• Pedaços de alumínio, chumbo, ferro, cobre, zinco 
 
 
4. Procedimento Experimental: 
 Para determinar a capacidade térmica do calorímetro, C, será utilizado o método das 
misturas. Neste método, aquecendo uma quantidade de água a uma temperatura maior que a 
da água contida no calorímetro que está, por exemplo, à temperatura ambiente, quando elas 
são misturadas no calorímetro, a água que está a uma temperatura maior irá ceder calor à 
água e ao calorímetro que estão a uma temperatura menor. Pelo princípio da conservação de 
energia: Qrecebido = Qperdido 
 
Ccalorímetro(Teq - To ) + mágua fria . cágua .(Teq - To ) + mágua quente . cágua .(Teq - To) = 0 
 
 38
 A capacidade térmica ou capacidade calorífica à pressão constante (CP) pode ser 
definida como a derivada parcial da entalpia em relação à derivada parcial da temperatura à 
pressão constante. Igualmente, pode ser definida como o calor necessário para elevar a 
temperatura de uma quantidade de água em um ºC (à P constante). 
 
Q = Cp . ∆T 
 
Ao dividirmos a quantidade de calor pela massa, obtemos a capacidade térmica 
específica (cespecífico) (à P constante). 
 
cespecífico = Q / m . ∆T 
 
A capacidade térmica molar (cmolar) é obtida pela divisão da quantidade de calor pela 
quantidade de matéria (número de mols = n). 
cmolar = Q / n . ∆T 
 
Etapa 1 - Determinação da capacidade térmica do calorímetro. 
1) Retire a parte de cima do calorímetro, e deixe o mesmo ficar sob a temperatura ambiente. 
2) Colocar cerca de 25 mL de água (de massa conhecida) a temperatura ambiente dentro do 
calorímetro e anote a temperatura (Tinicial 1). 
3) Colocar cerca de 25 mL de água para ferver. Quando estiver fervendo, meça a 
temperatura e anote (Tinicial2 ) 
4) Colocar imediatamente a água dentro do calorímetro, feche a tampa e coloque o 
termômetro no orifício, de modo que fique mergulhado na água, mas sem tocar no fundo 
do calorímetro. Espere alguns minutos até a temperatura estabilizar (Teq). 
5) Depois, retire a água do calorímetro, coloque em um béquer e meça a massa desta 
quantidade de água (ma). 
6) Determine a capacidade térmica (CP) para o calorímetro. Como o calorímetro não tem 
capacidade térmica desprezível, ele troca calor com a água. Assim, partindo-se do 
princípio que o conjunto água fria + água quente +calorímetro forma um sistema 
adiabático, podemos afirmar que: 
 
Qrecebido = Qperdido = 0 QC + QA fria + QA quente = 0 
 
Ccalorímetro (Teq - Tinicial 1) + m água fria .cágua . (Teq - Tinicial 1) + mágua quente . cágua. (Teq 
- Tinicial 2) = 0 
 
Onde a capacidade calorífica específica da água (ca) = 4,18 J.g-1.ºC-1 = 1 cal.g-1.ºC-1 = 75,3 
J.g-1.mol-1. 
 39
7) Repetir o experimento e calcular o valor médio. OBS: em muitas literaturas pode-se 
referir à capacidade térmica do calorímetro em equivalente em água (sendo o calor 
específico da água ca = 1 cal.g-1.ºC-1), por exemplo, se a capacidade térmica do 
calorímetro for Cc = 11 cal.ºC-1, seu equivalente em água será 11g, o que significaria que 
o calorímetro tem capacidade térmica igual à capacidade térmica de 11 gramas de água. 
 
Conversão: Multiplique por: 
de J.Kg-1.K-1 para Kcal.Kg-1.ºC-1 2,3885 . 10-4 
de J.Kg-1.K-1 para cal.g-1.ºC-1 2,3885 . 10 
Calor específico (c) J.ºC-1.mol-1 J.Kg-1.K-1 cal.g-1.ºC-1 
cAl 24,3 880 21018,8 
cCu 24,4 390 9315,15 
cFe 25,1 450 10748,25 
cH2O 75,3 1,0 
cPb 130 3105 
cZn 388 9267,38 
 
 
Etapa 2 - Medida do calor específico de materiais 
1) Meça a temperatura (Tinicial 1) do calorímetro contendo 25 mL de água (de massa 
conhecida) a temperatura ambiente. 
2) Determine a massa de um pedaço de metal (mm) 
3) Coloque o metal para ferver junto com cerca de 50 mL de água 
4) Quando a água estiver fervente, leia a temperatura da água que será igual a temperatura 
do metal (Tinicial 2) 
5) Coloque o pedaço de metal dentro do calorímetro e espera até atingir a temperatura de 
equilíbrio (Teq) 
6) Considere que Qrecebido = Qcedido 
7) Calcular a capacidade calorífica específica e a capacidade calorífica molar do metal e 
comparar com os valores da literatura. 
 
 
Ccalorímetro.(Teq - Tincicial 1) + mágua .cágua.(Teq - Tinicial 1) = - mmetal .cmetal.(Teq Tinicial 2) 
 
 
** Todas as aproximações e problemas experimentais na determinação da capacidade 
térmica do calorímetro e capacidade térmica específica dos metais devem ser discutidos no 
relatório. 
 
 
6. Referências: 
1 ATKINS, P.W. JONES L. Princípios de Química, Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2006. 
2 CASTELLAN G.W. Fundamentos de Físico-química; Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos, 2008. 
 
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Aula 10 - Calorímetria: Calor de dissolução 
 
1. Objetivo: 
 Determinar o calor de dissolução do nitrito de potássio (KNO3) e hidróxido de 
potássio (KOH) partindo-se do pressuposto que o sistema solvente/soluto/calorímetro não 
troca calor com o ambiente (sistema adiabático). 
 
2. Introdução: 
 Calor de dissolução é a variação de entalpia ou da quantidade de energia transferida 
(liberada ou absorvida) como calor, observada na dissolução de 1 mol da substância em 
solvente suficiente para se considerar a solução como diluída. Se for adicionado mais 
solvente não vai alterar o estado térmico do sistema. 
 
3. Materiais por Equipe 
• 1 calorímetro 
• 1 termômetro 
• 1 proveta de 50 mL 
• 1 béquer de 100 mL 
• 1 pinça metálica 
• 1 bastão de vidro 
• 1 vidro de relógio 
• 1 pisseta 
• Chapa de aquecimento 
• Papel toalha 
• Espátulas 
• KOH e KNO3 
 
4. Procedimento Experimental: 
Etapa 1 – Calibração do calorímetro 
Faça a calibração do calorímetro, conforme procedimento descrito na aula anterior, e 
determine a capacidade calorífica do calorímetro. Fazer uma vez: 
Ccalorímetro (Teq - Tincicial 1) + mágua fria. cágua.(Teq - Tincicial 1) + mágua quente. cágua.(Teq -Tinicial 2) = 0 
 
Sendo a capacidade calorífica específica da água (ca) = 4,18 J.g-1.ºC-1 = 1 cal.g-1.ºC-1