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PONTIFÍCIA UNIVERSIDADE CATÓLICA DE MINAS 
GERAIS 
 
DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA 
 
Química Experimental 
 
ENGENHARIAS 
 
 
Prof. Aírton Rímulo 
Profa. Cláudia V. Schayer Sabino 
Profa. Heloísa Helena Vieira Machado 
 
Revisão / Atualização: Prof. Carlos Roberto de Araújo 
Profa. Heloísa Helena Vieira Machado 
 
Julho – 2008
 
 1 
SUMÁRIO 
 
ÍNDICE DE EXPERIMENTOS DE LABORATÓRIO PÁG. 
 
Experimento 01: Informações gerais 02 
Experimento 02: Medidas e erros 24 
Experimento 03: Propriedades físicas dos materiais 44 
Experimento 04: Reações eletroquímicas 56 
Experimento 05: Pilhas galvânicas 65 
Experimento 06: Células eletrolíticas (Eletrólise) 85 
Experimento 07: Cinética Química I 99 
Experimento 08: Cinética Química II 109 
Experimento 09: Corrosão I - Corrosão química e atmosférica 120 
Experimento 10: Corrosão II - Corrosão galvânica e aeração diferencial 130 
Experimento 11: Corrosão III - Corrosão seletiva 143 
Experimento 12: Corrosão IV - Corrosão eletrolítica e sob tensão 149 
Experimento 13: Proteção catódica 160 
Experimento 14: Preparo de soluções 169 
Experimento 15: Volumetria de neutralização 177 
Experimento 16: Propriedades das substâncias iônicas e moleculares 184 
Experimento 17: Periodicidade química 192 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 200 
APÊNDICES 203 
 
 2 
EXPERIMENTO 01 
INFORMAÇÕES GERAIS 
 
1.1 Introdução 
 
As atividades propostas para a parte experimental da disciplina Química Experimental 
visam proporcionar ao aluno a oportunidade para trabalhar com autonomia e segurança 
em um laboratório. Procurar-se-á, para isto, não apenas desenvolver a habilidade no 
manuseio de reagentes e aparelhagens, mas também criar condições para uma avaliação 
crítica dos experimentos realizados. 
 
1.2 Dinâmica das aulas práticas 
 
 Leitura com antecedência, pelos alunos, do assunto a ser abordado na aula; 
 Discussão inicial, com o professor, de aspectos teóricos e práticos relevantes; 
 Execução pelos alunos dos experimentos utilizando a apostila; 
 Interpretação e discussão dos resultados juntamente com o professor; 
 Apresentação dos resultados de cada experimento. 
 
O aproveitamento de uma aula prática depende de maneira geral do cumprimento destas 
etapas. Como trabalho complementar, os alunos são estimulados a responder aos 
questionários referentes a cada um dos assuntos estudados, visando uma revisão dos 
conhecimentos adquiridos e preparação para os testes programados para o curso. 
 
1.3 Recomendações aos alunos 
 
 O uso da apostila é imprescindível a partir da primeira aula. 
 O aluno deverá tomar conhecimento, a partir da primeira aula, das 
instalações do laboratório, bem como de suas normas de funcionamento. 
 
 3 
 É recomendável, por razões de segurança, o uso de avental durante as aulas. 
Não é permitido o uso de short, mini-saia, mini-blusa, camiseta tipo regata e 
sandálias tipo havaiana. 
 O material do laboratório deve ser usado sempre de maneira adequada e 
somente aqueles reagentes e soluções especificadas. 
 
 
 
Almofariz e Pistilo 
 
Erlenmeyer 
 
Balão de fundo chato 
 
Balão de fundo redondo 
 
Balão volumétrico 
 
Béquer 
 
Tubo de ensaio 
 
Condensador para destilação 
 
 
Funil 
 
 4 
 
Vidro de relógio 
 
Pipeta volumétrica 
 
Pipeta graduada 
 
Funil de decantação ou 
de separação 
 
Kitassato 
 
Cilindro graduado ou proveta 
 
Tubo de Thielle 
 
Dessecador 
 
Funil de Büchner 
 
 5 
50
40
30
20
10
0
 
Bureta 
 
Espátulas 
 
Condensadores 
 
Cadinho 
 
Manta aquecedora 
Bico de Bunsen 
 
Pinça de madeira 
 
 
Tela de amianto 
 
Garra metálica 
 
 6 
 
Piceta 
 
Estante para tubos de ensaio 
Tripé 
 
Balança analítica digital 
 
Pinça metálica 
 
Suporte universal 
 
 Não é permitido fumar, comer ou beber (Figura 1.1) nos laboratórios. 
 
 
Figura 1.1 
 
http://bp0.blogger.com/_DSpTPq3Uwgw/RfMI8XvOKoI/AAAAAAAAAHQ/4R9TdP7EMAQ/s320/2.JPG
http://bp0.blogger.com/_DSpTPq3Uwgw/RfMI8XvOKoI/AAAAAAAAAHQ/4R9TdP7EMAQ/s320/2.JPG
 
 7 
 Todo material usado deve ser lavado ao final de cada aula e organizado no 
local apropriado (mesas, bancadas). 
 A bancada de trabalho deve ser limpa. 
 Após o uso, deixar os reagentes nos devidos lugares. 
 O laboratório não é local para brincadeiras e conversas em voz alta, 
principalmente sobre assuntos alheios à aula. 
 As normas de segurança relacionadas no texto segurança no laboratório 
devem ser lidas atentamente. 
 
1.4 Segurança no laboratório 
 
É muito importante que todas as pessoas que lidam num laboratório tenham uma noção 
bastante clara dos riscos existentes e de como diminuí-los. Nunca é demais repetir que o 
melhor combate aos acidentes é a sua prevenção. O descuido de uma única pessoa pode 
por em risco todos os demais no laboratório (Figura 1.2). 
 
 
Figura 1.2 
 
Por esta razão, as normas de segurança descritas abaixo terão seu cumprimento exigido. 
Acima disto, porém, espera-se que todos tomem consciência de se trabalhar em 
segurança, do que só resultarão benefícios para todos. 
 
http://bp2.blogger.com/_DSpTPq3Uwgw/RfMIU3vOKkI/AAAAAAAAAGw/JBQcNeD17mc/s320/6.JPG
 
 8 
 Será recomendado a todos os estudantes e professores o uso de avental ou 
guarda-pó no laboratório. A falta do guarda-pó pode gerar roupas furadas por 
agentes corrosivos, queimaduras, etc. 
 
 Os alunos não devem tentar nenhuma reação não especificada pelo professor 
(Figura 1.3). Reações desconhecidas podem causar resultados desagradáveis. 
 
 
Figura 1.3 
 
 É terminantemente proibido fumar em qualquer laboratório. 
 
 É proibido trazer comida ou bebida para o laboratório, por razões óbvias. Da 
mesma forma, não se deve provar qualquer substância do laboratório, mesmo 
que inofensiva. 
 
 Não se deve cheirar um reagente diretamente. Os vapores devem ser abanados 
em direção ao nariz, enquanto se segura o frasco com a outra mão, conforme 
Figura 1.4. 
 
http://bp2.blogger.com/_DSpTPq3Uwgw/RfMIx3vOKnI/AAAAAAAAAHI/wBEt61lCRkg/s320/3.JPG
 
 9 
 
 
Figura 1.4 
 
Observações e alertas! 
 
 
1 - Para iniciar os trabalhos! 
 
Ao realizar cada experiência leia antes as instruções 
correspondentes. Consulte seu professor cada vez que ficar 
em dúvida sobre uma atividade proposta. 
 
 10 
 
2 - O laboratório não é lugar para brincadeiras! 
O laboratório é sempre um lugar para se trabalhar com 
responsabilidade. As brincadeiras devem ficar para outro 
lugar adequado. 
 
3 - Cuidado com as substâncias desconhecidas. 
 
Nunca se deve trabalhar com substâncias químicas das quais 
não se conheça as propriedades. Faça apenas as experiências 
indicadas pelo seu professor. 
 
4 - Nossa pele e produtos químicos, não combinam! 
 
Não toque com os dedos nos produtos químicos. Caso 
alguma substância cair na sua pele, lave imediatamente com 
bastante água e avise seu professor. 
 
5 - Seja observador! 
 
É muito importante que você anote todas as observações e 
conclusões durante a realização de uma atividade 
experimental. 
 
6 - Substâncias inflamáveis 
 
As substâncias inflamáveis não devem ser aquecidas em fogo 
direto. Pode-se fazer um aquecimento indireto com banho-
maria. 
 
 
 
 11 
 
7 - Mantenha limpo sua bancada de trabalho. 
 
Conserve sempre limpo seu material e sua bancada de 
trabalho. Evite derramarem líquidos ou deixar caírem sólidos 
no chão ou na mesa, caso isto aconteça, lave imediatamente o 
local com bastante água. 
 
8 - Ao final do trabalho 
 
Ao sair do laboratório, lave as mãos, verifique se os 
aparelhos estão desligados (ventiladores, aparelhos elétricos.) 
e se não há torneiras de (água ou gás) abertas. 
 
9 - A sua segurança em primeiro lugar 
 
Quando você trabalhar com substâncias corrosivas, use 
sempre máscaras e luvas de borracha. Para tocar nestas 
substâncias deve-se usar bastão de vidro ou pinças.10 - Use sempre Guarda-pó 
 
Use sempre guarda-pó nas aulas experimentais, e tenha 
cuidado com os olhos e o rosto. 
 
11 - Cada coisa no seu lugar! 
 
Sobre sua bancada no laboratório deixe apenas o material em 
uso, pastas e livros devem ficar em outro local apropriado. 
 
 12 
 
12 - Refeição não combina com laboratório 
 
As refeições devem ser feitas na lanchonete. Nunca fume, 
coma ou beba no laboratório, pois pode ocorrer algum tipo de 
contaminação, por substâncias tóxicas. 
 
13 - Mistura-se A + B ou B + A? 
 
Sempre que for necessário juntar ou misturar substâncias que 
reajam violentamente, deve-se fazê-lo com cuidado, 
verificando se é necessário fazer-se uma refrigeração e, o 
mais importante, em que ordem essas substâncias devem ser 
juntadas ou misturadas. Deve-se juntar ácido à água, nunca 
água ao ácido. 
 
14 - Não vá se intoxicar! 
 
As substâncias tóxicas (perigosas) devem ser manipuladas na 
capela ou próxima de uma janela e, se as mesmas forem 
voláteis (que se evaporam), deve-se usar máscara adequada. 
 
15 - Cuidado com material inflamável! 
 
Toda vez que for necessário empregar fósforo, bico de 
bunsen ou lamparina, deve-se verificar se nas proximidades 
há algum frasco que contenha líquido inflamável. Se houver, 
deve ser afastado o máximo possível. Pequenos incêndios 
podem ser abafados com uma toalha. 
 
16 - Cada frasco com sua tampa. 
 
Para não contaminar os reagentes, você não deve trocar as 
tampas dos recipientes. Nunca devolva ao frasco original um 
reagente que de lá foi retirado ou utilizado numa reação. 
 
 13 
 
17 - Olha a higiene. Resíduos no lixo. 
 
Você não deve jogar nas pias ou no chão restos de reagentes, 
fósforos ou pedaços de papel sujos. No laboratório existem 
frascos ou cestos de lixo destinados a receberem estes 
resíduos. 
 
18 - Você é afobado? 
 
Quando você aquecer material de vidro ou porcelana, 
conserve o rosto afastado, a fim de evitar que, pela quebra 
acidental, venha a ocorrer um grave acidente, principalmente 
com os olhos. Lembre-se de que um vidro quente tem a 
mesma aparência do vidro quando frio. 
 
19 - Reagentes químicos são perigosos. 
 
Nenhum reagente químico deve ser provado ou ingerido, a 
fim de testar seu gosto, pois pode tratar-se de um veneno. 
 
20 - Gases, o que fazer? 
 
Nunca se deve aspirar gases ou vapores diretamente de um 
recipiente, pois pode tratar-se de substância tóxica. Em vez 
disso, com a mão traga um pouco do vapor ou gás até você. 
 
Finalmente, lembrar que a atenção adequada ao trabalho evita a grande maioria dos 
acidentes. É muito importante ter a certeza de que se sabe perfeitamente bem o que se 
está fazendo. 
 
 
 
 
 14 
1.5. Riscos em um laboratório de química 
 
Um laboratório químico apresenta vários riscos aos seus usuários, tais como: máquinas, 
manuseio de material de vidro, uso da eletricidade, incêndio, explosão e exposição a 
substâncias químicas nocivas ao organismo humano. 
 
Todo laboratório deve possuir uma capela, para operações que liberem vapores 
prejudiciais à saúde, bem como chuveiro de emergência e lava-olhos para o caso de um 
acidente. O laboratório deve ser mantido em perfeita ordem, tendo todos seus frascos 
rotulados. Outro aspecto que deve ser de conhecimento dos usuários são os efeitos das 
substâncias sobre o organismo, a forma correta de manuseio, e inclusive as medidas de 
primeiro socorro. 
 
A identificação dos produtos químicos comerciais é feita por meio de um rótulo, onde 
são indicados, para além da marca do fabricante ou do vendedor, o nome químico, 
símbolos e fases de aviso sobre as suas propriedades perigosas, o grau de pureza, a 
fórmula molecular e outras especificações, como a densidade, o ponto de fusão, o ponto 
de ebulição, listagem da percentagem de impurezas. 
 
Todos aqueles cuja temperatura de inflamação, "flash point", é 
inferior à temperatura ambiente. (acetona, ácido acético, 
álcool etílico). Deve evitar-se o uso de recipientes de vidro 
para guardá-los e devem ser colocados em armários metálicos 
resistentes ao fogo e à explosão. 
 
Todos os que oferecem elevados riscos de envenenamento, e 
morte, por ingestão, inalação e/ou absorção cutânea. 
(benzeno, mercúrio, tetracloreto de carbono). Devem ser 
separados dos reagentes inflamáveis, ácidos e quaisquer 
compostos em contacto com os quais formem substâncias 
tóxicas. Reagentes que formem compostos tóxicos em 
contacto com a humidade devem ser protegidos desta. 
 
 
 15 
Todos os que, devido ao choque, impacto ou à exposição ao 
calor, faísca ou chama, podem explodir. (perclorato de 
magnésio, dicromato de amônio, peróxidos). O 
armazenamento destes reagentes deve ser feito em local 
isolado. 
 
Todos os que, por ingestão, inalação e/ou absorção cutânea, 
podem causar a morte, afecções agudas ou crônicas. 
 Irritante 
Todos os que podem iniciar uma reação de combustão. 
(óxidos, peróxidos, nitratos, cloratos, percloratos, 
cromatos, dicromatos, permanganatos). Não devem ser 
armazenados junto de reagentes combustíveis. 
 
Todos os que destroem os tecidos vivos. (a maior parte dos 
ácidos, hidróxido de sódio, hidróxido de potássio). Devem 
ser armazenados em local fresco. 
 
Todos os que, por ingestão, inalação e/ou absorção cutânea, 
podem produzir defeitos genéticos hereditários, ou aumentar a 
sua freqüência, bem como provocar o cancro, ou aumentar a 
sua incidência. 
 
 
A seguir, como exemplos, estão apresentados os riscos associados a alguns produtos 
químicos regularmente utilizados em laboratórios. Outros exemplos são encontrados em 
literatura especializada. 
 
 
 16 
1.5.1. Ácido clorídrico(HCl) 
 
O risco especial do ácido clorídrico é a sua alta ação corrosiva sobre a pele e mucosa, 
podendo produzir queimaduras cuja gravidade dependerá da concentração da solução. 
 
O contato do ácido com os olhos poderá provocar redução ou perda total da visão, se o 
ácido não for removido imediatamente, através de irrigação de água. Os vapores do 
ácido produzem efeito irritante sobre as vias respiratórias. 
 
O ácido clorídrico, em si, não é um produto inflamável, mas quando em contato com 
certos metais libera hidrogênio, formando uma mistura inflamável com o ar. 
 
Este ácido não deve ser armazenado próximo de substâncias inflamáveis ou oxidantes, 
como por exemplo, ácido nítrico ou cloretos, e nem próximo de metais. 
 
As pessoas que lidam com o HCl devem lavar-se antes das refeições. Quando houver 
contaminação ocular, devem-se irrigar os olhos com grande quantidade de água. Nos 
casos de contaminação cutânea, deve-se lavar a área afetada com um pedaço de pano e 
água abundante, tratando-se posteriormente com solução de trietanolamina a 5%. 
 
1.5.2. Ácido sulfúrico (H2SO4) 
 
O ácido sulfúrico é classificado como um irritante primário, têm ação corrosiva sobre a 
pele, produz severa inflamação das mucosas dos olhos e das vias respiratórias 
superiores e causa danos aos dentes. Produz também rápida destruição dos tecidos e 
severas queimaduras, quando em contato com a pele. Repetidos contatos com soluções 
diluídas podem ocasionar dermatites. O ácido em si não é inflamável, mas quando em 
altas concentrações, pode causar ignição por contato com sólidos ou líquidos 
combustíveis. Quando aquecido, emite fumos altamente tóxicos. 
 
 
 
 
 17 
1.5.3. Álcool etílico absoluto (CH3CH2OH) 
 
O álcool etílico, se comparado com o álcool metílico, é uma substância não tóxica. É 
rapidamente oxidado no corpo para CO2 e H2O, e ao contrário do álcool metílico, não 
produz efeitos cumulativos. 
 
Exposição a concentrações acima de 1000ppm pode causar irritação dos olhos e 
mucosas das vias respiratória superiores e, se as exposições forem repetidas, 
ocasionarão lassidão, perda de apetite e falta de concentração. Concentrações ao redor 
de 1000ppm, normalmente, não produzem sinais de intoxicação.O álcool etílico tem risco de incêndio, quando em contato com calor ou faísca, podendo 
reagir violentamente com materiais oxidantes. 
 
1.5.4. Chumbo e seus compostos 
 
O chumbo ocasiona uma das doenças profissionais mais comuns. Ele pode penetrar no 
corpo: por inalação de poeiras, fumos neblinas; por ingestão traiçoeira pela via 
respiratória superior, introduzido na boca através de comida, cigarro, dedos ou outros 
objetos; através da pele (compostos inorgânicos praticamente não têm esta penetração). 
 
Quando o chumbo é ingerido, a parte não absorvida é eliminada pelas fezes. Grande 
porção de chumbo absorvido é eliminada pela bílis. Por isso, são necessárias grandes 
quantidades para causar intoxicação e um grande período é necessário, para que os 
sintomas apareçam. Tem ação cumulativa. 
 
O chumbo produz uma fragilidade das células vermelhas do sangue, e devido a isso 
estas células são destruídas mais rapidamente do que o normal, produzindo uma suave 
anemia. 
 
O chumbo metálico é menos tóxico que o carbonato, monóxido e sulfeto de chumbo. 
 
 
 18 
Todos têm moderado risco de incêndio e explosão, na forma de poeiras, quando 
expostos ao calor ou faísca. 
 
Quando aquecido, o chumbo emite fumos altamente tóxicos. Pode reagir violentamente 
com materiais oxidantes. 
 
1.5.5. Cobre metálico e sais de cobre 
 
Poeiras finas de cobre metálico ou sais de cobre inflamam espontaneamente. A inalação 
do fumo, poeira ou neblina contendo sais de cobre causa irritação da via respiratória 
superior, provoca náusea e possível pigmentação da pele e cabelo. Febre pode advir da 
exposição ao fumo. 
 
Inalação prolongada dos sais de cobre pode causar perfuração do septo nasal. O sulfato 
de cobre, bem como o cloreto de cobre, é classificado como irritante da pele e 
conjuntiva e podem ser alergênicos. O óxido de cobre é irritante para os lhos e vias 
respiratórias. 
 
A ingestão de 27 gamas de sulfato de cobre pode ser fatal ao indivíduo. Quando 
ingeridos, os sais agem como irritantes, produzindo salivação, náusea, vômito, diarréia e 
gastrite hemorrágica. 
 
Prevenção e controle: ventilação adequada. Quando a concentração for superior ao 
limite de tolerância, é necessário o uso de respirador com filtro mecânico. 
 
1.5.6. Ferricianeto de potássio (K3Fe(CN)6) 
 
Não é uma substância tóxica poderosa, como são os cianetos simples. Quando aquecido 
ou em contato com ácidos ou fumos ácidos, emite fumos de cianeto, que são altamente 
tóxicos. A toxicidade do cianeto está descrita nos cianetos de potássio e sódio. 
 
 
 19 
1.5.7. Manganês e seus compostos: (permanganato de potássio, sulfato de manganês e 
dióxido de manganês) A inalação de fumos ou poeiras contendo manganês pode causar 
enfermidades profissionais, sendo o sistema nervoso central o local mais afetado. 
 
Os sintomas iniciais da intoxicação crônica por Mn são languidez e sonolência, 
seguidos de fraqueza nas pernas, voz lenta e ocasionalmente câimbra noturna nas 
pernas. 
 
O KMnO4 é um irritante muito forte, devido às suas propriedades oxidantes. 
 
Prevenção e controle: ventilação adequada para conter a poeira, emprego de processos 
úmidos sempre que possível respirador filtro mecânico, quando a concentração 
ambiental for elevada, ao final da exposição, deve-se tomar banho completo, exame 
médico semestral do pessoal exposto continuamente com atenção especial para as 
alterações neurológicas, excluir da exposição repetida indivíduos com alterações 
neurológicas e psicológicas. 
 
1.5.8. Soda cáustica (NaOH) 
 
Este material, tanto no estado sólido como em solução, tem uma ação corrosiva 
marcante sobre todos os tecidos do corpo. Esta ação corrosiva pode causar queimaduras 
e ulcerações profundas. Contatos prolongados com soluções diluídas têm efeito 
destrutivo sobre os tecidos. 
 
A ingestão da soda cáustica em solução ou em forma sólida causa danos graves às 
mucosas e a outros tecidos com os quais o produto esteja em contato, podendo até 
perfurá-los. 
 
A inalação de poeira ou névoa concentrada pode lesar as vias respiratórias superiores e 
os tecidos dos pulmões. 
 
 
 20 
Dependendo da severidade da exposição, os efeitos podem variar desde pequena 
irritação até graves pneumonias. Pode causar, também, dermatite irritante. 
 
1.5.9. Cloreto de mercúrio (sublimado corrosivo, HgCl2) 
 
O mercúrio é classificado como um tóxico protoplasmático geral; após a absorção, ele 
circula no sangue e é armazenado no fígado, rins, baço e espinha. O seu principal efeito 
ocorre no sistema nervoso central, boca e gengiva. Quando aquecido, decompõe-se 
produzindo fumos de mercúrio altamente tóxicos. 
 
1.5.10. Sulfato de cobre 
 
O sulfato de cobre tem ação local, como irritante da pele e conjuntiva. A ingestão de 
grande quantidade de sulfato de cobre pode causar vômitos, vertigens, exaustão, 
anemia, convulsões, choque, coma e morte. São-lhe atribuídos também danos no 
sistema nervoso. 
 
1.5.11. Sulfato ferroso 
 
É usado como suplemento dietético alimentar. Quando ingerido ou inalado, tem efeito 
tóxico local leve. É também um irritante local leve. 
 
1.5.12. Sulfitos (bissulfito de sódio, hipossulfito de sódio, metabissulfito de sódio e 
potássio e sulfito de sódio) 
 
Grandes doses de sulfitos podem ser toleradas, já que eles são rapidamente oxidados em 
sulfatos, mas irritações no estômago podem ser causadas pela liberação do ácido 
sulfuroso. Deve-se evitar contato do sulfito de sódio com os olhos e pele, pois quando 
em estado sólido ou em solução pode causar severas queimaduras nos olhos, irritação e 
queimaduras na pele. Se ingerido, é irritante e tóxico. 
 
 
 21 
Quando aquecidos os sulfitos se decompõem, emitindo fumos de dióxidos de enxofre 
altamente tóxicos. 
 
Este gás, SO2, é perigoso para os olhos, podendo ocasionar irritação e inflamação da 
conjuntiva. Ele tem um odor sufocante e é um material corrosivo. Concentrações de 6 a 
12 ppm causam imediatamente irritação do nariz e garganta. Concentrações de 3 ppm já 
têm um odor facilmente notável. 
 
Ele afeta principalmente as vias respiratórias superiores e os brônquios. Pode causar 
edema nos pulmões ou glote e pode produzir paralisação respiratória. 
 
1.6. Modelo de Relatório 
 
Os relatórios devem ser redigidos pelos alunos considerando que outras pessoas, além 
do professor, estão interessadas em obter informações sobre os fatos observados. Estes 
leitores não conhecem a priori o resultado previsto de cada experiência e precisam ser 
convencidos da validade das conclusões tiradas. Desta forma, é importante que todas as 
etapas do experimento sejam descritas e discutida de modo claro e conciso. 
 
As anotações feitas no caderno de laboratório devem ser completas, claras e exatas. 
Você deve se habituar a relatar todo procedimento técnico e nunca confiar na memória. 
Escrever exatamente o que ocorreu e não o que deveria ocorrer. As anotações devem ser 
feitas diretamente no caderno. Todos os cálculos devem ser indicados no relatório. 
 
Um bom relatório deve ser curto, de linguagem correta e não prolixo ou ambíguo. As 
idéias devem ser expressas de maneira clara, concisa e em bom estilo de linguagem. 
 
O relatório deve conter os seguintes itens: 
 
 IDENTIFICAÇÃO DO ALUNO - Nome, turma, nome do professor e data. 
 TÍTULO DA EXPERIÊNCIA 
 
 22 
 INTRODUÇÃO - Apresentação do assunto, procurando demonstrar sua 
importância e interesse. 
 OBJETIVOS - Descrição sucinta dos objetivos da experiência. 
 PARTE EXPERIMENTAL - Reagentes e materiais - Procedimentos 
 MODIFICAÇÕES DA PARTE EXPERIMENTAL - Quando pertinentes, 
indicar as alterações de volume, massa, concentração, equipamentos, 
substâncias, etc. 
 RESULTADOS - Tratamento dos dados obtidos, construindo-se tabelas ou 
gráficos, quando necessário. Os cálculos feitos devem ser incluídos. No caso de 
sínteses de compostos, por exemplo, é preciso colocarsempre dados referentes 
aos rendimentos teóricos e práticos. As mudanças macroscópicas observadas 
(mudança de cor, evolução de gás e/ou formação de precipitado) devem ser 
relatadas. As reações químicas devem ser descritas na forma de equações 
químicas balanceadas, onde figurem os estados físicos dos reagentes e dos 
produtos. 
 DISCUSSÃO DOS RESULTADOS - Os resultados quantitativos devem ser 
analisados tanto em relação à precisão quanto à exatidão (peculiaridades do 
sistema estudado, limitações do método empregado, erros operacionais, 
qualidade dos aparelhos de medida, concordância com os valores teóricos ou 
esperados, etc.). Os resultados qualitativos devem ser explicados baseando-se 
nos conhecimentos teóricos (leis, propriedades físicas e químicas, equações 
químicas, etc.). 
 CONCLUSÕES - A conclusão deve ser uma apreciação global dos 
experimentos, avaliando se os objetivos propostos foram alcançados. 
 BIBLIOGRAFIA 
 QUESTIONÁRIO - Resoluções dos problemas propostos na Apostila ou 
formulados pelo Professor. 
 
OBSERVAÇÕES: Este modelo de relatório é apenas uma sugestão, que deve ser 
adaptada às necessidades de cada aula prática. Assim, quando o roteiro da aula descreve 
detalhadamente o procedimento e relaciona os materiais e os reagentes usados, não é 
 
 23 
necessário transcrever todos estes dados para o relatório, bastando mencionar a página 
da Apostila onde eles podem ser encontrados. 
 
Consultar o site <http://www.pucminas.br/biblioteca> para obter as normas técnicas 
aplicáveis. 
 
 
 
 24 
EXPERIMENTO 02 
MEDIDAS E ERROS 
 
2.1. Introdução 
 
O método científico é um conjunto de regras básicas para desenvolver uma experiência 
a fim de produzir novo conhecimento, bem como corrigir e integrar conhecimentos pré-
existentes. É iniciado com observações que podem ser qualitativas (pode-se observar, 
por exemplo, que a cor da oxidação do ferro é simplesmente marrom avermelhada) ou 
quantitativas (pode-se observar qual a massa obtida de um produto numa reação). 
 
A síntese do método científico pode ser resumida como mostra o diagrama abaixo: 
 
 
 
Nenhuma ciência pode progredir sem se valer de observações quantitativas; isto 
significa que devemos fazer medidas. Um processo de medida envolve, geralmente, a 
leitura de números em algum instrumento; em conseqüência, tem-se quase sempre 
alguma limitação no número de dígitos que expressam um determinado valor 
experimental. 
 
Cada medida, não importando o grau de cuidado com qual ela é feita, está sujeita a erro 
experimental. A magnitude desse erro pode ser expressa, de um modo simples, usando-
se algarismos significativos. 
 
 25 
2.2 Grandezas 
 
As grandezas físicas fundamentais são aquelas a partir das quais todas as outras 
grandezas físicas são definidas. As grandezas derivadas são combinações das grandezas 
fundamentais. O valor de qualquer medida física é expresso como a combinação de dois 
fatores: a unidade e o número dessa unidade. Tempo e comprimento são tidos como 
grandezas fundamentais. Velocidade: m/s é unidade derivada da razão entre as unidades 
fundamentais metro e segundo. 
 
Para o estabelecimento de um sistema de unidades é necessária uma terceira grandeza 
fundamental, que pode ser a massa ou força. Aqueles sistemas, que apresentam a massa 
como a terceira grandeza fundamental, são conhecidos como sistemas de unidade 
absoluta, enquanto aqueles que têm a força como unidade fundamental, são chamados 
sistemas de unidade técnicos. Existem também sistemas unitários usados na engenharia 
que consideram comprimento, tempo, massa e força como grandezas fundamentais. 
 
Tabela II.1 
Grandezas Fundamentais - Unidades Básicas do SI 
GRANDEZA NOME SÍMBOLO 
Comprimento metro m 
Massa quilograma kg 
Tempo segundo s 
Intensidade de corrente 
elétrica 
ampère A 
Temperatura kelvin K 
Quantidade de substância mol mol 
Intensidade luminosa candela cd 
 
Uma grandeza sempre pode ser considerada um produto de um valor numérico com 
uma unidade: 
 
 26 
 
Grandeza = número x unidade (2.1) 
 
Exemplos: A massa m de um corpo é m=25,3 g, o volume de um balão volumétrico é 50 
mL. Em química as principais grandezas são: 
 
Tabela II.2 – Grandezas básicas em Química 
Grandeza básica Unidade (SI) 
Comprimento m 
Massa kg 
Volume L 
Quantidade de substância Mol 
 
2.3. Algarismos significativos e suas incertezas 
 
Cada medida que realizamos envolve certo grau de incerteza ou erro. A dimensão desse 
erro dependerá da natureza e da grandeza da medida, do tipo de instrumento de medida 
e da nossa habilidade para usá-lo. 
 
Para cada medida efetuada devemos indicar o grau de incerteza associado. Esta 
informação é vital para realizar experimentos e julgar suas precisões. 
 
Indica-se a precisão de uma medida em termos de seus algarismos significativos. Para 
se conhecer quantos algarismos foram utilizados em uma determinada medida, são 
considerados os seguintes itens: 
 
 27 
 Zeros entre dígitos diferentes de zero são significativos; 
 Zeros além do ponto decimal no final de um número são significativos; 
 Zeros que precedem o 1° dígito diferente de zero não são significativos 
 
Valor medido Algarismos significativos 
8,80 3 
8,08 3 
8,008 4 
800,80 5 
0,008 1 
0,00808 3 
0,00800 3 
8 x 10
-3
 1 
8,12 x 10
-2
 3 
8,00008 x 10
5
 6 
. 
OBS 1.: Quando quantidades experimentais são adicionadas ou subtraídas, o número de 
algarismos significativos após a vírgula decimal no resultado é igual ao da 
quantidade com o menor número de algarismos significativos após a mesma. 
 
23,0 + 13,3 = 36,3 
23,0 + 13 = 36 
15,07 - 3,21 = 11,86 = 11,9 
 
OBS 2.: Quando grandezas experimentais são multiplicadas ou divididas, o total de 
algarismos significativos no resultado é igual ao da grandeza com o menor 
número de algarismos significativos. 
 
2,00 x 3,00 = 6,00 
2,00 x 3,0 = 6,0 
6,000 / 2,00 = 3,00 
 
 
 28 
Os números podem ser exatos ou aproximados. Números exatos são aqueles com 
nenhuma incerteza (são as constantes físicas ou químicas), já os números aproximados 
são mais comuns, resultam de medidas diretas ou indiretas e apresentam algum grau de 
incerteza. Dois são os termos que descrevem a confiança de uma medida numérica: a 
exatidão e a precisão. 
 
 
É preciso e exato 
 
É preciso mas não é exato 
 
Não é preciso mas é exato 
 
Não é preciso e não é exato 
 
A exatidão é relativa ao verdadeiro valor da quantidade medida; e a precisão é relativa à 
reprodutibilidade do número medido, isto é tem um desvio médio absoluto pequeno. 
 
2.4 Formas de Medição 
 
Os instrumentos comuns de medida de volume de líquido são de dois tipos: os que 
medem volumes variáveis (e para tanto possuem uma escala graduada) e os que medem 
volumes definidos (e para tanto possuem apenas um risco ou marca). 
 
 29 
Tabela II.3 – Exemplos de instrumentos 
Instrumento 
Capacidade 
volumétrica 
(mL) 
Carga 
máxima (g) 
Precisão 
(menor 
divisão) 
Desvio 
avaliado 
Bureta 50 mL Não definida 0,1 0,05 
Pipeta graduada 5 mL Não definida 0,1 0,05 
Proveta graduada (1) 10 mL Não definida 0,1 0,05 
Proveta graduada (2) 50 mL Não definida 0,5 0,25 
Proveta graduada (3) 100 mL Não definida 1,0 0,5 
Balão volumétrico 50 mL Não definida Definida Definida 
Pipeta volumétrica 5 mL Não definida Definida Definida 
Béquer 100 mL Não definida - - 
Balança (MARTE) - 1610g 0,1 0,05 
 
Desvio avaliado = 
Precisão (menor divisão)
2
 (2.2) 
 
Tabela II.4- Exemplos de instrumentos 
Balões Volumétricos Pipetas Volumétricas 
Capacidade 
(ml) 
Limite de Erro Capacidade (ml) Limite de Erro 
25 0,05 2 0,006 
50 0,10 5 0,01 
100 0,15 10 0,02 
200 0,20 25 0,03 
300 0,25 50 0,05 
500 0,30 100 0,08 
1000 0,50 200 0,10 
2000 1,00 
 
 
 30 
A medida de volumes de líquidos, em qualquer um dos instrumentos mencionados, 
implica numa comparação da alturado líquido com uma divisão da escala graduada ou 
com a marca. 
 
A altura do líquido é definida por um menisco, que geralmente é côncavo. E a leitura do 
volume deve ser feita colocando-se o olho perpendicular ao menisco inferior na coluna 
de líquido, como mostra a Figura 2.1. 
 
 
Figura 2.1: Técnica de leitura de volume 
 
A parte inferior do menisco deve ser usada como referência nas medidas de volume 
(para soluções transparentes). 
 
O regime de escoamento para qualquer dos instrumentos mencionados para medidas de 
volume não é total, sobrando sempre líquido na ponta ou em suas laterais. Para obter 
medições mais precisas, o que fica do volume nos instrumentos, não deve ser 
transferido, pois essa quantidade já é levada em conta pelo fabricante. 
 
No caso de pipetas, existem dois tipos disponíveis no mercado: 
 
 Pipeta de um traço - é necessário soprar o volume residual; 
 Pipeta de dois traços - não é necessário soprar o volume residual. 
 
É de responsabilidade de o técnico conferir o tipo de pipeta que está sendo utilizado. 
 
 
 31 
Quando medimos a massa, medimos a quantidade de matéria que a amostra contém. 
Uma vez que a aceleração da gravidade é constante para um local determinado da 
superfície terrestre, o peso é proporcional à massa   P = m g 
 
 . 
 
 
Figura 2.2: Instrumentos de medida de volume: (a) pipeta volumétrica, (b) pipeta 
graduada, (c) balão volumétrico, (d) bureta e (e) proveta ou cilindro 
graduado 
 
 
Figura 2.3: Balança analítica de braço para laboratório 
 
 
 32 
2.5 Erros 
 
Erro é a diferença entre o valor encontrado em uma medida e o valor real desta medida. 
 
Erro = Medida real – Medida experimental 
 
O valor verdadeiro, entretanto nem sempre é conhecido. Existem alguns tipos de erros: 
 
2.5.1. Erro grosseiro: 
 
É aquele cometido por um engano grosseiro, como, por exemplo, ler 154 e registrar 
145. 
 
2.5.2. Erro sistemático: 
 
É o tipo de erro devido a uma causa sistemática, como erro da calibração do 
equipamento, ou erro do operador. Este erro é repetitivo e difícil de ser detectado. Uma 
forma de encontrá-lo é medir uma amostra de valor conhecido e certificado, 
denominada: material de referência ou padrão. 
 
2.5.3. Erro aleatório: 
 
São os erros que interferem na precisão de um experimento e fazem com que o 
resultado flutue em torno da média (), conforme mostra a curva de distribuição de 
Gauss (que reflete esta variação) da Figura 2.4. 
 
 33 
 
Figura 2.4: Distribuição de probabilidade de Gauss (“curva na forma de sino”) 
 
A expressão erro é comumente empregada como desvio, mas rigorosamente, considera-
se como erro a diferença entre o valor verdadeiro da medida de uma grandeza e a 
medida obtida por medições. Para expressar os erros ou desvios, usamos de algumas 
ferramentas estatísticas para determiná-los. 
 
 Média Aritmética ou valor mais provável da medida de uma grandeza (M) – 
Chamando de m1, m2, m3, ... , mn, as n medidas de uma grandeza, dignas de mesma 
confiança. 
n
mmmm
M n


....321 (2.3) 
 
 Desvio Absoluto (DA) – Em relação a média, cada uma das medidas possui um 
desvio, (positivo, negativo ou nulo) chamado desvio absoluto(DA). O DA de cada 
medida é dado por: 
 
MmedidaDA  (2.4) 
 
 
 34 
 Desvio Relativo (DR) – O desvio relativo de cada medida é o seu desvio absoluto 
dividido pela média: 
 
M
DA
DR  (2.5) 
 
 Desvio Percentual (DP) – A medida mais precisa é aquela que possui menor desvio 
percentual 
 
%100DRDP  (2.6) 
 
 Desvio Médio Absoluto (DMA) – A média aritmética dos valores dos desvios 
absolutos é chamado desvio médio absoluto (DMA). Devem-se considerar todos os 
desvios, inclusive os nulos, e dividir pelo número de medições realizadas. 
 
DA
DADADA
DMA n21



 (2.7) 
 
 Desvio padrão (DP) – É uma medida da dispersão dos “n” resultados em relação ao 
valor médio. 
 
 
)1(
22



 
nn
mmn
DP
ii
 n ≥ 50 (2.8) 
DP = 
n . n - n
(n -1)
i
2
i = 1
n
i
i = 1
n
 






2
 n < 50 (2.9) 
 
 Expressão Correta (EC) – A maneira correta de expressarmos a medida é dada 
por: 
 
DPkMEC  (2.10) 
 
 
 35 
onde k é um parâmetro relacionado à confiabilidade do resultado. 
 
Anotações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 36 
2.6 Parte Experimental 
 
“... Assim, uma moeda de prata, uma taça de prata e um eletrodo de prata diferem 
somente em tamanho, forma, utilidade e sobre aspecto estético, mas sob o ponto de 
vista da química são essencialmente o mesmo, por serem feitos do mesmo metal, a 
prata. (Química General Moderna – Uma introducción ..., 1964)” 
 
Materiais: 
 
Provetas de 100 ml, 50 ml e 10 ml 
Pipeta volumétrica de 5ml 
Pipeta graduada de 5ml 
Béquer de 100ml 
Balão volumétrico de 50ml 
Bureta de 50ml 
Balança MARTE/ modelo 1001 
 
1ª EXPERIÊNCIA: Comparação de volumes medidos com a proveta e com o balão 
volumétrico 
 
Meça cinquenta mililitros de água destilada em uma proveta adequada e transfira para 
um balão volumétrico de cinquenta mililitros de capacidade. Anotar as medidas e 
analisar a equivalência de volumes entre os dois instrumentos, no quadro II.1. Justificar 
se houve ou não coincidência nas medidas: 
 
(a) (b) 
Figura 2.5: Técnica experimental – (a) Proveta, (b) Balão volumétrico 
 
 37 
Quadro II.1 
Volumes (mL) Justificativa 
Proveta: ______________________ 
 
Balão Volumétrico: _____________ 
 
 
2ª EXPERIÊNCIA: Comparação de volumes medidos com a proveta e com a bureta 
 
Recolha cinqüenta mililitros de água de uma bureta adequada, transporte para uma 
proveta de 100 ml de capacidade e depois, para um béquer de 100 mL de capacidade. 
Ver figura abaixo: 
 
 
 (a) (b) (c) 
Figura 2.6: Técnica experimental – (a) Bureta sobre a proveta, (b) Posição da mão 
e dos dedos ao abrir a bureta e (c) proveta 
 
Anote corretamente os valores medidos, no quadro II.2, justificando se houve ou não 
coincidência entre eles. 
 
 38 
Quadro II.2 
Volumes (mL) Justificativa 
 
Bureta: ____________________ 
Proveta: ___________________ 
Béquer: ___________________ 
 
 
 
3ª EXPERIÊNCIA: Adição de volumes medidos em instrumentos diferentes 
 
Em uma proveta de cinquenta mililitros de capacidade, adicione: 
 
 Cinco mililitros de água medidos em uma pipeta volumétrica, 
 Cinco mililitros de água medidos em uma pipeta graduada, 
 Cinco mililitros de água medidos em uma bureta, 
 Dez mililitros de água medidos em uma proveta. 
 
Anotar corretamente o volume de água existente na proveta onde foram coletados os 
líquidos, no quadro II.3. 
Quadro II.3 
Instrumento Medida (mL) 
 Pipeta volumétrica 
 Pipeta graduada 
 Bureta 
 Proveta 
Total 
 
 
 
 39 
Calcular e expressar o valor resultante da soma dos valores adicionados, considerando a 
precisão de cada instrumento. Comparar o valor calculado com o valor observado no 
quadro II.4. 
Quadro II.4 
Valor observado: ____________________________________ 
Valor calculado: ____________________________________ 
 
Justificativa: 
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________ 
 
4ª EXPERIÊNCIA: Treino de pesagem 
 
Pese um béquer de cem mililitros de capacidade e determine a sua massa em gramas. 
Adicione a este béquer cinquenta mililitros de água medidos em uma proveta e 
determine a massa deste conjunto (Quadro II.5). 
 
 
Figura 2.7: Técnica experimental – Diagrama esquemático da pesagem do béquer 
 
Precisão da balança = 
0,1 g
2
 = 0,05 g ( m 0,05 ) g  
 
 
 40 
Quadro II.5 
Peso do béquer 
Peso do béquer com água 
Peso de água 
Volume estimado deágua 
 
Comparar o valor do volume de água medido com o valor calculado (Quadro II.6). 
Justificar se houve coincidência destes valores e as possíveis causas de erro (considerar 
dH20 = 1,000 g/cm
3
) 
 
Quadro II.6 
Valor de água medido (cm
3
): ____________________________________ 
Valor de água calculado (cm
3
): ____________________________________ 
 
Justificativa: 
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________ 
 
 
 41 
Questionário 
 
1) Complete a tabela 
 
Número (m) 
Número de 
significativos 
Notação científica 
Arredondamento 
(2 significativos) 
26,31 
20,000 
0,206 
0,00206 
0,00000007320 
134 mil 
606 
393,68 
0,0000000007 
 
2) Faça as operações aritméticas indicadas considerando que cada número é resultado de 
uma medida experimental: 
 
a) 351+2,982 
b) 25,128-0,0042 
c) 13,51+1,00754+0,214 
d) 4,6254-10,1 
e) 14,021+14 
f) 126 x 2,51 
g) 3,658 x 9,2 
h) 68,1/38 
i) (3,8 x 108) x (2,65 x 105) 
j) (8,1 x 10-4)/(2,4587 x 10-5) 
 
 
 42 
3) Converter as seguintes massas para gramas: 
 
a) 3,89 x 10-6 kg 
b) 1,8 x 104 mg 
c) 6 g 
d) 12 ng 
e) 8 pg 
f) 3,24 t 
 
4) Converter 0,005 g/cm
3
 em: 
 
a) g/mL 
b) g/L 
c) kg/mL 
d) kg/L 
e) kg/m3 
f) g/m3 
g) Considerando que é a concentração de uma substância diluída em água converter 
em %. 
 
5) De que depende a variabilidade dos resultados de uma medida? 
 
6) (a) O que é sensibilidade de um aparelho? Que é desvio avaliado? 
(b) Qual é a sensibilidade e o desvio avaliado de uma régua cuja menor divisão é 0,1 
cm? 
 
 
Diagrama esquemático (parcial) de uma régua plástica – Comprimento 5 cm 
 
 
 43 
7) Dentre as seguintes medidas, qual é a mais precisa e a mais imprecisa? 
 
a) (1,0 + ou – 0,1) ml 
b) (2,00 + ou – 0,01 ) ml 
c) (9,8 + ou – 0,5 ) ml 
 
8) Quais aparelhos que você conheceu nesta prática que poderiam servir para medir: 
 
a) 25,0 ml 
b) 50,0 ml 
c) 10,00 ml 
d) 8,50 ml 
 
9) Qual a diferença entre precisão e exatidão de uma medida? 
 
 
 44 
EXPERIMENTO 03 
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS MATERIAIS 
 
3.1 Introdução 
 
Definem-se como propriedades físicas de uma substância aquelas que podem ser 
medidas sem provocar mudanças em sua composição química. Em uma mudança física 
a identidade de uma substância é preservada, mesmo que mudem seu estado físico, 
tamanho ou forma. 
 
As propriedades químicas permitem a classificação e a identificação de substâncias do 
mundo da matéria. Substâncias simples e compostas são identificadas pelas 
propriedades físicas, tais como: cor, odor, solubilidade, ponto de fusão, ponto de 
ebulição, densidade, condutividade elétrica, viscosidade, maleabilidade, ductibilidade, 
propriedades magnéticas, etc. 
 
Tais propriedades fornecem a base para a separação de misturas. As misturas podem ser 
homogêneas e heterogêneas. 
 
Mistura homogênea é completamente uniforme no nível das partículas e consiste de 
uma ou mais substâncias na mesma fase. Tais misturas são freqüentemente chamadas de 
soluções. São exemplos: a mistura da água com álcool, o ar (composto de gases, 
principalmente, O2 e N2), as ligas metálicas (latão, liga de cobre e zinco), onde torna-se 
impossível distinguir uma substância da outra. 
 
Uma mistura é dita heterogênea quando é possível distinguir visualmente os elementos 
que a compõem, ou seja, apresenta duas ou mais fases. Esta mistura é caracterizada por 
componentes que estão misturados, porém não dissolvidos. Exemplos: água + óleo + 
areia (3 fases) ou água + areia (2 fases). 
 
 
 45 
Alguns processos de separação e as propriedades físicas que os caracterizam são 
descritos na Tabela III.1. 
 
Tabela III.1 – Processos de separação 
PROCESSOS 
PROPRIEDADES 
FÍSICAS 
EXEMPLO 
Decantação 
Densidade 
Areia e água 
Centrifugação Componentes do sangue 
Sedimentação Tratamento de água 
Ventilação Arroz e suas cascas 
Levigação Areia e pepitas de ouro 
Destilação 
Ponto de Ebulição 
Componentes do petróleo 
Vaporização Produção do açúcar 
Separação Magnética Magnetismo 
Concentração de minério de 
ferro 
Extração por Solvente Solubilidade 
Obtenção de óleos vegetais 
(soja, mamona, girassol, 
etc.) 
Fusão Fracionada Ponto de Fusão 
Separação do ouro de suas 
ligas 
Cristalização Fracionada 
Solubilidade, vaporização 
ou evaporação 
NaNO3 e NaCl dissolvidos 
em água 
 
3.2 Cor 
 
Algumas substâncias podem ser identificadas pelo método de tentativas, com base em 
suas colorações. As colorações de gases e líquidos devem-se à absorção da luz visível, 
onde a luz, dentro de certa faixa de comprimento de onda, está associada a uma 
determinada cor. 
 
 
 46 
Tabela III.2 - Cores das substâncias que absorvem luz na região visível 
Faixa de comprimento de onda () Cor absorvida Cor transmitida 
 400 nm Ultravioleta Incolor 
400- 450 Violeta 
Vermelho, laranja e 
amarelo 
450-490 Azul 
490- 550 Verde 
Roxa 
550- 580 Amarelo 
580- 650 Laranja 
Azul e verde 
650- 700 Vermelho 
 700 nm Infravermelho Incolor 
 
Por exemplo, o dióxido de nitrogênio gasoso possui cor castanha, o vapor de bromo é 
vermelho e o vapor de iodo é violeta. Uma solução aquosa de sulfato de cobre é azul, 
uma solução de permanganato de potássio é roxa e com base na cor transmitida 
podemos identificar a faixa de comprimento de onda e, conseqüentemente, o elemento 
ou substância química que caracteriza a absorção de cores no espectro visível de luz. 
 
3.3 Odor 
 
O estado de gases e vapores de uma substância, sem haver mudança de suas 
propriedades químicas, tem uma característica própria para cada substância. Esta 
característica está intrinsecamente ligada ao fator odoro ou inodoro. 
 
Além disto, os gases e vapores podem ser classificados segundo a ação sobre o 
organismo vivo como: irritante, anestésico ou asfixiante. 
 
3.4 Solubilidade e Miscibilidade 
 
Em sólidos iônicos, os íons com cargas positivas e negativas são mantidos juntos por 
atração eletrostática. Em sólidos e líquidos moleculares, as forças entre as moléculas, 
 
 47 
chamadas forças intermoleculares, são baseadas em várias atrações eletrostáticas que 
são mais fracas do que as forças entre íons com cargas opostas. 
 
As forças intermoleculares influenciam a química de muitas formas. Elas são 
diretamente relacionadas às propriedades físicas, como ponto de fusão e de ebulição, e 
importantes na determinação da solubilidade de gases, líquidos e sólidos em vários 
solventes. 
 
Dizemos que uma substância é solúvel em outra quando misturadas, formam um 
sistema homogêneo. Quando se trata de líquidos eles se dizem miscíveis. 
 
A solubilidade é uma propriedade específica de uma substância e depende do solvente 
ao qual é misturada. Assim, uma substância pode ser muito solúvel em álcool e não o 
ser em água. Da mesma forma não podemos afirmar que um determinado líquido é 
miscível em outro líquido. 
 
A solubilidade e a miscibilidade estão relacionadas com algumas propriedades das 
substâncias que, por sua vez dependem da natureza da ligação entre os átomos. A forma 
com que os átomos estão ligados fornece às substâncias certa geometria que determina 
um grau de polaridade às moléculas. 
 
Enquanto todos os gases são perfeitamente miscíveis entre si, esse não é o caso dos 
líquidos. Considerando combinações entre dois líquidos (sistemas binários), os 
componentes podem ser totalmente miscíveis, parcialmente miscíveis ou imiscíveis. 
Exemplos bem conhecidos desse comportamento diferenciado são os sistemas 
água/álcool (perfeitamente miscíveis) e água/óleo (imiscíveis). 
 
A miscibilidade ou compatibilidade entre dois líquidos baseia-se na semelhança da 
constituiçãodas respectivas moléculas e, conseqüentemente, na semelhança dos tipos de 
interações intermoleculares em cada substância. Assim o álcool etílico é miscível com 
água em qualquer proporção, pois os componentes são constituídos por moléculas 
pequenas caracterizadas por funções – OH (água: HOH, etanol: C2H5OH). À medida 
 
 48 
que aumentamos a cadeia hidrocarbônica do álcool, a molécula perde gradualmente sua 
semelhança estreita com a água. Assim o butanol (C4H9OH) é apenas parcialmente 
miscível com água e o octanol (C8H17OH) é praticamente imiscível com água. 
 
Os líquidos mais utilizados como solventes, no laboratório ou na indústria, podem ser 
classificados de acordo com suas polaridades, conforme valores dos momentos de 
dipolo moleculares ou das constantes dielétricas dos líquidos. 
 
(A) Solventes de polaridade elevada (água, etilenoglicol, etc.). 
(B) Solventes de polaridade média (metanol, etanol, acetona). 
(C) Solventes de polaridade baixa (hidrocarbonetos tais como hexano, ciclohexano, 
benzeno, tolueno, etc.; tetracloreto de carbono, clorofórmio, diclorometano, éter 
etílico etc.). 
 
Os solventes de um mesmo grupo são sempre miscíveis entre si. De um modo geral, os 
do grupo (B) são miscíveis tanto com os do grupo (A) quanto com aqueles do grupo 
(C). Os líquidos do grupo (A) não são miscíveis com aqueles do grupo (C). 
 
A miscibilidade de um líquido com outro pode ser prevista qualitativamente, portanto, 
pelo exame estrutural das moléculas que compõem as substâncias. Todavia, 
quantitativamente, propriedades como o momento de dipolo e a constante dielétrica 
podem ser levados em consideração. 
 
A polaridade de uma molécula depende da presença de um momento de dipolo elétrico 
(

 ) permanente em sua estrutura, o qual se verifica quando o centro de carga (q) 
positiva da molécula não coincide com o centro de carga (q’) negativa e estão, portanto, 
separados de uma distância (r). Assim definimos 

 rq , uma grandeza vetorial que é 
descrita tanto por seu módulo como pela sua direção, em unidades de Debye (D). 
Moléculas que possuem 0

 são ditas “polares” e as que possuem 0

 , “não 
polares” ou “apolares”, como mostrado nos exemplos seguintes: 
 
 
 49 
 
 
 
 
A constante dielétrica de um meio uniforme () é definida pela equação: 
 
F = 
q q'
 r 2

 (3.1) 
 
Onde F é a força de atração entre duas cargas q e q’ separadas por uma distância r. 
Quanto maior  do meio, menor a força de atração entre as cargas, o que em outras 
palavras significa que, um líquido com alta constante dielétrica é capaz de solvatar bem 
íons, mantendo-os dissociados em solução. À água é um dos líquidos com maior 
constante dielétrica (  78), enquanto os líquidos orgânicos mais comuns apresentam 
constantes dielétricas entre 2 e 40, como mostra a tabela de momento e constantes 
dielétricas no apêndice 03. 
 
 
 50 
Uma observação qualitativa em solubilidade é que “semelhante dissolve semelhante”. 
Isto significa que moléculas polares provavelmente dissolvem-se em solventes polares, 
e moléculas apolares provavelmente dissolvem-se em solventes apolares. 
 
Para que uma substância (soluto) se dissolva em outra substância (solvente) é necessário 
que ocorra interação entre as moléculas soluto-solvente. Por exemplo, soluto formado 
por moléculas apolares é facilmente dissolvido em solvente apolar, pois as forças de 
interação entre as moléculas do soluto e do solvente apresentam intensidades próximas, 
o que facilita a interação entre elas. Soluto apolar não é dissolvido em solvente formado 
por moléculas que apresentam ligações de hidrogênio, pois entre as moléculas, soluto-
solvente não existe interação, e a tendência é que as moléculas do solvente fiquem 
agrupadas formando uma fase de mistura. 
 
A formação de sistema homogêneo evidencia a solubilidade e a miscibilidade. Um 
sistema resultante turvo mostra uma solubilidade parcial e um sistema heterogêneo 
identifica uma substância insolúvel ou imiscível no solvente em estudo. 
 
3.5 Ponto de fusão e ebulição 
 
O ponto de fusão de uma substância é a temperatura na qual a fase líquida e sólida 
coexiste em equilíbrio, a uma determinada pressão. O ponto de ebulição, analogamente, 
é a temperatura na qual a fase líquida e vapor coexistem em equilíbrio, a uma 
determinada pressão. 
 
Os pontos de fusão e de ebulição medidos em laboratório dependerão das variações na 
pressão atmosférica. 
 
3.6 Densidade 
 
A densidade é uma propriedade física que pode ser usada para identificar uma 
substância, uma vez que, raramente, diferentes substâncias têm a mesma densidade. 
 
 
 51 
A densidade é uma grandeza física que relaciona a quantidade de massa de uma 
substância em um dado volume: 
 
Volume
Massa
Densidade 
 (3.2) 
 
Em química se expressa a densidade de sólidos e líquidos em gramas por centímetro 
cúbico (g/cm
3
) ou gramas por mL (g/mL). 
 
No apêndice 03 encontra-se a tabela de propriedades físicas de algumas substâncias. 
 
Anotações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 52 
3.7 Parte Experimental 
 
“ a primeira finalidade da química é averiguar como os materiais podem ser 
identificados ou distintos entre si ... (Química General Moderna – Uma Introducción ..., 
1964)” 
 
Materiais: Reagentes: 
Béquer de 100 ml Álcool etílico 
Bureta de 50 ml Tetracloreto de carbono 
Balança MARTE Modelo 1001 Acetona 
Proveta de 100 ml Benzeno 
Proveta de 50 ml NaCl sólido 
Tarugo de alumínio e cobre Parafina sólida 
Borracha 
 
1ª EXPERIÊNCIA: Análise da solubilidade e miscibilidade 
 
Preencha o quadro III.1 que se segue utilizando para estes testes pequenas quantidades 
das substâncias em tubos de ensaio e simbologia abaixo: 
 
S- Solúvel I- Insolúvel 
M- Miscível NM- Não Miscível 
 
Quadro III.1 
 
 Benzeno 
Água 
 NaCl(S) 
 Parafina(S) 
 Álcool 
 Tetracloreto de 
carbono 
 
 Acetona 
 
 53 
2ª EXPERIÊNCIA: Determinação da densidade de um material pelo deslocamento 
 
a) Determine a massa de cada um dos materiais colocados na bancada. 
 
b) Adicione cada um dos materiais a uma proveta graduada contendo uma quantidade 
definida de água. Anote os volumes inicial e final da água, quando cada material é 
colocado na proveta: 
 
inicialfinalMaterial VVV  (3.3) 
 
c) Complete o quadro III.2. 
 
Quadro III.2 
Objeto Material 1 Material 2 Material 3 
Massa (g) 
Volume Inicial (cm
3
) 
Volume Final (cm
3
) 
Volume do Material (cm
3
) 
Densidade (g/cm
3
) 
 
3ª EXPERIÊNCIA: Determinação da densidade da água 
 
a) Pese um béquer de capacidade de 100 ml; 
 
 
 
b) Usando uma bureta, adicione exatamente vinte cinco mililitros de água destilada no 
béquer (Sistema A). Anote a massa total do sistema ( OHbéquer 2mm  ); 
 
Massa do béquer: 
 
 54 
c) Ao sistema A, adicione mais vinte cinco mililitros de água, anotando a massa total, 
bem como o volume total de água (Sistema B); 
 
d) Ao sistema B, adicione mais vinte cinco mililitros de água anotando a massa total e 
o volume total de água (Sistema C). 
 
Preencha o quadro III.3 a seguir, determinando as densidades dos sistemas, A, B e C e 
os seus respectivos desvios. 
 
Quadro III.3 
 
Sistemas 
Massa 
total do 
béquer c/ 
água 
Massa 
total de 
água (g) 
Vol. 
Total de 
água (ml) 
d 
(g/ml) 
Desvio 
Absoluto 
Desvio 
relativoDesvio 
Percentual 
(%) 
A 
B 
C 
 
 
 
4ª EXPERIÊNCIA: Determinação da densidade da água por outras vidrarias. 
 
a) Transcreva os dados do Sistema A, do quadro III.3, para o quadro III.4 abaixo: 
 
Quadro III.4 
 
Sistemas 
Massa Total 
do Béquer com 
Água (g) 
Massa Total de 
Água (g) 
Volume Total de 
H2O (mL) 
Densidade (g/mL) 
A 
D 
E 
 
Densidade da água (Valor médio): 
 
 55 
b) Seque o béquer da experiência anterior. Meça vinte cinco mililitros de água em uma 
proveta de 100 ml de capacidade e transfira o líquido para o béquer seco e determine 
a massa total (Sistema D). 
 
c) Seque o béquer da experiência anterior. Meça vinte cinco mililitros de água no 
próprio béquer seco e determine a massa total (Sistema E). 
 
d) Complete o quadro III.4. 
 
Questionário 
 
1) Explique se a sublimação e a cristalização são fenômenos físicos ou químicos. 
 
2) Explique se a carbonização do açúcar e a dissolução do NaCl(s) são fenômenos físicos 
ou químicos. 
 
3) Cite outras propriedades físicas além das mencionadas na introdução da prática. 
 
4) Explique porque as densidades da maioria dos líquidos diminuem com o aumento da 
temperatura. 
 
5) Um pedaço de prata metálica tem uma massa de 2,365 gramas. Calcule o volume da 
prata sabendo-se que a densidade da prata é de 10,5 g/cm
3
. 
 
6) A 25 ºC a densidade da água é 0,997 g/cm
3
, enquanto a densidade do gelo a -10 ºC é 
0,917 g/cm
3
. 
 
a) Se uma lata de refrigerante (volume = 250,0 mL) é totalmente cheia com água 
pura e então resfriada até –10 ºC. Calcule o volume que o sólido ocupará. 
b) Explique se o gelo pode estar contido dentro da lata. 
 
 
 56 
EXPERIMENTO 04 
REAÇÕES ELETROQUÍMICAS 
 
4.1 Introdução 
 
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, onde uma 
substância, o soluto está dissolvido em um meio considerado solvente. 
 
Eletrólitos são substâncias (compostos iônicos) que se dissolvem (em solventes) 
fornecendo íons à solução; processo no qual recebe o nome de dissociação química. 
Não eletrólitos são substâncias que não liberam íons na solução à medida que se 
dissolvem. 
 
A dissolução de um sólido iônico implica na separação de cada íon dos íons de cargas 
opostas que o rodeiam nos estado sólido. A água é um bom solvente para compostos 
iônicos, porque cada molécula de água tem uma extremidade positivamente carregada e 
outra negativamente carregada. Portanto, uma molécula de água pode atrair um íon 
positivo (cátion) à sua extremidade negativa, ou pode atrair um íon negativo (ânion) à 
sua extremidade positiva, como mostrado na Figura 4.1. 
 
 
Figura 4.1: Dissolução iônica do NaCl em água 
 
 57 
Os eletrólitos podem ser classificados como fortes ou fracos, dependendo do grau em 
que estão dissociados. Um eletrólito forte (completamente dissociado) pode ser uma 
substância iônica ou molecular. Um exemplo que se pode citar é o NaCl(aq), este ao se 
dissociar forma íons Na
+
(aq.) e Cl
-
(aq.) 
 
NaCl(aq) Na
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
 
O HCl(aq) é um exemplo de eletrólito forte molecular. A molécula de HCl(aq) é bastante 
polar e como conseqüência dipolos de H2O são tão fortemente atraídos em cada 
extremidade que ela se quebra, isto é, dissocia-se em H
+
(aq.) e Cl
-
(aq.) . 
 
HCl(aq) H
+
(aq.) + Cl
-
(aq.) 
 
Os eletrólitos fracos incluem os ácidos fracos como ácido acético (HC2H3O2) e o ácido 
carbônico (H2CO3), as bases fracas como, por exemplo, hidróxido de amônio (NH4OH) 
e o hidróxido taloso (TlOH) e certos sais como, cloreto de mercúrio (HgCl2) e sulfato de 
cádmio (CdSO4) que não se dissociam totalmente em solução aquosa. 
 
Na solução dessas substâncias há um equilíbrio entre as espécies não dissociadas e seus 
íons correspondentes. 
 
Os íons na solução estão envolvidos por moléculas de solvente. Quando o solvente é a 
água, o fenômeno é conhecido como hidratação. 
 
O processo da dissociação tem papel significativo nas propriedades das substâncias; em 
soluções aquosas de eletrólito fortes apresentam, por exemplo, alta condutividade 
elétrica. 
 
OBS.: A dissociação pode ocorrer em muitos solventes, mas a água é o solvente mais 
importante. 
 
 58 
Tabela IV.1 - Classificação de Solutos (soluções diluídas) 
 Não eletrólitos Eletrólitos Fracos 
Eletrólitos 
Fortes 
Partículas de soluto Moléculas Moléculas + íons Íons 
Equilíbrio entre 
partículas? 
Não Sim 
Não 
(essencialmente) 
Percentagem de 
dissociação 
0 
Entre 0 e 100, mas 
freqüentemente 
pequena. 
~100 
Exemplo (para 
soluções aquosas) 
Etanol (C2H5OH) 
Fluoreto de 
Hidrogênio (HF) 
Cloreto de 
Hidrogênio 
(HCl) 
Sacarose (C12H22O11) 
Ácido acético 
(HC2H3O2) 
Cloreto de Sódio 
(NaCl) 
Acetona [(CH3)2CO] 
Hidróxido Taloso 
(TlOH) 
Hidróxido de 
Sódio (NaOH) 
Oxigênio (O2) 
Cloreto de Mercúrio 
(HgCl2) 
Fluoreto de 
Potássio (KF) 
 
4.2 Oxidação e Redução 
 
Numa reação de redox (oxidação e redução) uma substância ou espécie perde elétrons, 
sofre oxidação; enquanto outra substância ou espécie ganha elétrons, sofre redução. 
 
 Oxidação: é uma perda de elétrons 
 Redução: é um ganho de elétrons 
 
Exemplos: 
 
 a) Na(s) Na
+
(aq) + e
- 
 
Oxidação 
 
b) 2Cl
-
(aq) Cl2(g) + 2 e
- 
 
 
 59 
c) Ca
2+
(aq)
 
 + 2 e
-
 Ca(s) 
 Redução 
d) 2 H
+
(aq) + 2 e
-
 H2(g) 
 
Em uma reação redox, a substância ou espécie que ganha elétrons é chamada agente 
oxidante e aquela que perde elétrons é chamada de agente redutor. 
 
 Exemplo: Fe(S) + 2 H
+
(aq) Fe
2+
(aq) + H2(g) 
 0 +1 +2 0 
 
 Fe: aumenta o número de oxidação (de 0 para +2) 
 Perde elétrons (dois por átomo) 
 É oxidado pelo H
+
 
 É o agente redutor (reduz H
+ 
a H2 ) 
 
 H
+
: diminui o número de oxidação (de +1 para 0) 
 Ganha elétrons (um por íon) 
 É reduzido pelo Fe 
 É o agente oxidante (oxida Fe em Fe
2+
) 
 
A oxidação pode ser definida como um aumento no número de oxidação e a redução 
como uma diminuição no número de oxidação. 
 
Oxidação 
 
....... - 4 -3 - 2 -1 0 +1 +2 +3 +4 ....... 
 
Redução 
 
A espécie que perde elétrons sofre oxidação. A outra espécie que ganha elétrons sofre 
redução. 
 
 
 60 
No processo abaixo: 
 
Fe(s) + CuSO4(aq) FeSO4 (aq) + Cu(s) (4.1) 
 
A substância ferro (Fe) perde elétrons, e teremos a seguinte meia - reação de oxidação: 
 
Fe(s) Fe
2+
(aq.) + 2 e
-
 (4.1.a) 
 
Ou seja: a concentração de Fe
2+
 cresce na solução. 
 
A espécie ionizada, íons cúpricos (Cu
2+
), ganham elétrons; a meia reação de redução 
será: 
 
Cu
2+
(aq.) + 2 e
-
 Cu(s) (4.1.b) 
 
A concentração de íons Cu
2+
 decresce na solução sendo depositada na placa de ferro sob 
a forma reduzida de Cu(s) . 
 
OBS. 1: A oxidação e a redução ocorrem ao mesmo tempo, na mesma reação; não se 
pode ter uma sem a outra. 
 
O número de elétrons permanece inalterado numa reação REDOX. Isto é, os elétrons 
liberados na meia reação de oxidação são captados por outra espécie na meia reação de 
redução. 
 
O Fe(s) está em contato com a solução de CuSO4(aq); neste caso, os elétrons são 
transferidos diretamente do agente redutor para o agente oxidante. 
 
Numa reação REDOX, temos pelo menos dois reagentes: um deles é o agente oxidante; 
o outro, o agente redutor. 
 
 
 61 
OBS. 2: O agente oxidante é o responsável pela oxidação da outra espécie. Para que isto 
ocorra, ele deve aceitar elétrons desta espécie. Portanto, o agente oxidante, ele 
próprio, é reduzido na reação. Na semi-equação 4.1.(b), temos o Cu
2+
(aq) como 
agente oxidante. 
 
OBS. 3: O agente redutor é o responsável pela redução da outraespécie. Para que isto 
ocorra, ele deve doar elétrons a esta espécie. Portanto, o agente redutor é ele 
próprio, oxidado na reação. Na semi-equação 4.1.(a), temos o Fe(s) como 
agente redutor. 
 
OBS.4: A tabela de potencial padrão de redução dos eletrodos encontra-se no apêndice 
04. 
 
Todo processo eletroquímico deve envolver tanto a oxidação quanto a redução. Em 
algumas reações de oxidação - redução os agentes oxidantes e os redutores podem estar 
em contato direto um com o outro. Nessas reações os elétrons são transferidos 
diretamente do agente redutor para o agente oxidante: reações eletroquímicas. 
 
 
 62 
4.3 Parte Experimental 
 
“A tabela de potenciais nos dá a possibilidade de uma reação processar-se, mas não 
diz nada quanto à velocidade da reação. Algumas reações, possíveis pelos valores de 
potenciais, não se realizam na prática. Esta contradição aparente deve estar 
relacionada com o fato de a reação ser tão lenta que não é observada em pequeno 
espaço de tempo.” (Vicente Gentil – Corrosão) 
 
 
Materiais: Reagentes: 
Béquers Solução aquosa de CuSO4 0,5 mol/L 
Lâminas de: Cobre (Cu) Solução aquosa de FeSO4 0,5 mol/L 
 Ferro ( Fe ) Solução aquosa de ZnSO4 0,5 mol/L 
 Zinco (Zn) Solução aquosa de AgNO3 0,5 mol/L 
 Chumbo (Pb) Solução aquosa de Pb(NO3)2 0,5 mol/L 
Lixas 
 
1ª EXPERIÊNCIA: Construir uma pequena série eletroquímica para os metais: 
cobre, chumbo, ferro, zinco e prata e comparar com a tabela de 
potenciais de redução 
 
a) Identifique e lixe as placas metálicas que estão em sua bancada. 
 
OBS.: A PLACA DE ZINCO NÃO DEVE SER LIXADA. 
 
b) Sobre uma folha de papel toalha, coloque as lâminas na seguinte ordem: 
 
 
 63 
c) Na superfície de cada placa metálica adicione gotas das soluções aquosas conforme a 
ordem do quadro acima. 
 
d) Após alguns minutos, lavar com água de torneira, observe os resultados e escreva as 
equações representativas das reações que ocorreram. 
 
e) Preencha o quadro IV.1 abaixo com os resultados observados e construa a série 
eletroquímica. 
 
Quadro IV.1 
 
Série eletroquímica: _____________________________________________ 
 
 64 
Questionário: 
 
1) Escreva as equações químicas correspondentes às reações realizadas na 1ª 
experiência e seus respectivos potenciais. 
 
2) Sobre as reações feitas experimentalmente, verifique o melhor agente oxidante e o 
melhor agente redutor, justificando. 
 
3) Verifique a espontaneidade das reações abaixo: 
 
a) Cu(s) + FeSO4(aq)  CuSO4(aq) +Fe(s) 
b) Cu(s) + 2 AgNO3 (aq)  Cu(NO3)2(aq) +2 Ag(s) 
c) Fe(s) + PbSO4(aq)  FeSO4 ( aq) +Pb(s) 
 
4) Cite aplicações práticas das reações de redox. 
 
5) Explique a afirmativa: “Certo elemento será deslocado de seus compostos por 
qualquer metal que ocupe um lugar acima dele na tabela de potenciais de redução 
(série eletroquímica)”. 
 
6) Verifique se é possível armazenar solução de CuSO4 em um recipiente (caneco) de 
alumínio, sem danificá-lo. 
 
 
 65 
EXPERIMENTO 05 
PILHAS GALVÂNICAS 
 
5.1 Introdução 
 
Numa pilha galvânica utiliza-se de uma reação espontânea de oxiredução como fonte de 
energia. Nesse caso, as reações de oxiredução ocorrem quando os agentes oxidantes e 
redutores não estão em contato direto; portanto, a pilha deve ser construída separando-
se fisicamente a reação global em duas semireações eletródicas, uma delas envolvendo a 
oxidação e a outra a redução. 
 
 
 
Os elétrons liberados no eletrodo onde há oxidação (ânodo) passam pelo circuito 
externo (fio de cobre, por exemplo) para o eletrodo onde há redução (cátodo). 
Por exemplo, a reação; 
 
Mg(s) + 2 Ag
+
(aq) Mg
2+
(aq) + 2 Ag(s) (5.1) 
 
Pode ser obtida pela adição das semireações eletródicas; 
 
Ânodo (oxidação): Mg(s) Mg
2+
(aq) + 2 e
-
 (5.1.a) 
Cátodo (redução): Ag
+
(aq) + e
-
 Ag(s) (5.1.b) 
 
 66 
No ânodo (polo negativo), átomos de magnésio se dissolvem deixando elétrons no 
metal, já que os mesmos não podem existir livres em solução e formando íons magnésio 
que vão para a solução. 
 
No cátodo (polo positivo), íons prata são removidos da solução à medida que recebem 
elétrons e aí se depositam como átomos de prata. A neutralidade elétrica das soluções é 
estabelecida pelo fluxo de íons através de uma ponte salina. O fluxo de elétrons do 
ânodo para o cátodo pode ser detectado por um voltímetro que fornece a diferença de 
potencial entre os eletrodos. 
 
A tendência que possui um elemento para perder ou ganhar elétrons varia de acordo 
com sua posição na série eletroquímica. O potencial normal de redução é uma 
quantitativa desta tendência. Como não é possível medir o potencial absoluto de um 
eletrodo, mede-se seu potencial relativo tomando como padrão o eletrodo normal de 
hidrogênio, ao qual foi atribuído, arbitrariamente, o potencial 0,00 volts. 
 
Atribui-se potenciais de redução negativos (-) aos eletrodos que perdem elétrons mais 
facilmente que o hidrogênio; aos outros são atribuídos potenciais positivos (+). A série 
eletroquímica é de grande valia para a previsão da espontaneidade das reações de 
oxiredução. 
 
As reações de oxiredução espontâneas têm sempre E positivo. A relação entre as 
grandezas G (energia livre) e E (diferença de potencial) é dada pela equação: 
 
En.F. - G  (5.2) 
 
Onde n é número de moles de elétrons transferidos entre o agente redutor e o agente 
oxidante, na reação redox equilibrada e, F, é a constante de Faraday, que vale 9,65 x 10
4
 
C. O sinal negativo na equação (5.2) mostra que todas as reações espontâneas 
(favoráveis aos produtos) de transferência de elétrons tem G negativo. 
 
 
 67 
5.2 Eletrodos nas pilhas galvânicas 
 
Os eletrodos em uma célula servem como dispositivos de remoção de elétrons do agente 
redutor no ânodo e fonte de elétrons para o agente oxidante no cátodo. Qualquer 
eletrodo pode funcionar como cátodo ou como ânodo. 
 
Os tipos importantes de eletrodo são: 
 
 Eletrodo metal-íon metálico; 
 Eletrodo gás-íon; 
 Eletrodo metal-ânion de sal insolúvel; 
 Eletrodos de “óxido-redução” inertes; 
 
 Eletrodo metal-íon metálico – O eletrodo metal-íon metálico consiste em um 
metal em contato com seus íons presentes na solução. Um exemplo é uma peça 
de prata imersa em solução de nitrato de prata. 
 
 Eletrodo gás-íon – No eletrodo gás-íon é empregado um gás em contato com o 
seu ânion, ou cátion, em solução. O gás é borbulhado na solução e o contato 
elétrico é feito mediante um metal inerte, geralmente platina. Exemplo: H2(g) em 
H
+
(aq). 
 
 Eletrodo metal - ânion de sal insolúvel – Neste eletrodo, um metal se encontra 
em contato com um dos seus sais insolúveis e, ao mesmo tempo, com uma 
solução que contém o ânion do sal. 
 
 Eletrodos inertes – Consistem em um pedaço de fio metálico inerte em contato 
com uma solução de uma substância em dois estados de oxidação diferentes. 
Este eletrodo caracteriza-se por não participar da reação, ele nem fornece íons 
para a solução e tampouco reduz seus próprios íons. Neste eletrodo, ambos os 
reagentes e produtos se encontram em solução: como exemplo tem-se Pt(s) 
Fe
2+
(aq)/ Fe
3+
(aq). 
 
 68 
5.3 Pilhas Galvânicas 
 
Basicamente uma pilha galvânica apresenta os seguintes componentes: 
 
a) Ânodo: eletrodo em que há oxidação (corrosão) e onde a corrente elétrica na 
forma de íons metálicos positivos, entra no eletrólito; 
b) Eletrólito: condutor (usualmente um líquido) contendo íons que transportam a 
corrente elétrica do ânodo para o cátodo; 
c) Cátodo: eletrodo onde a corrente elétrica sai do eletrólito ou o eletrodo no qual as 
cargas negativas (elétrons) provocam reações de redução; 
d) Circuito metálico: ligação metálica entreo ânodo e o cátodo por onde escoam os 
elétrons, no sentido ânodo-cátodo. 
 
A corrente elétrica convencional tem sentido contrário ao de elétrons. Considerando o 
sentido convencional, o cátodo é o eletrodo negativo (-) e o ânodo positivo (+); no 
sentido real os sinais são contrários, isto é, ânodo (-) e cátodo (+). 
 
A pilha é caracterizada por uma diferença de potencial entre seus eletrodos, em circuito 
aberto – é a sua força eletromotriz. Ela é, segundo a convenção de sinais usada pela 
IUPAC, igual a: 
 
ÂnodoCátodoPilha
E-EE  (5.3) 
 
A diferença de potencial padrão (d. d. p) padrão, para uma reação numa pilha, é a d. d. p 
medida quando todos os íons e moléculas em solução estão na concentração 1 mol/L e 
todos os gases estão na pressão de 1 atm. Quando um voltímetro ou outro dispositivo de 
medida de tensão é ligado a uma pilha ele indica uma diferença de potencial elétrico 
(volts). 
 
 
 69 
5.4 Efeito da concentração sobre a d. d. p. da pilha 
 
Consideramos pilhas em que os reagentes e os produtos se encontram nos estados-
padrão. A tensão produzida por uma pilha depende das concentrações dos reagentes e 
produtos, e esta relação pode ser prevista qualitativamente pelo princípio de Le 
Chatelier. 
 
Consideremos a pilha de Daniell, 
 
       saqaqs CuCuZnZn / // /
22 
 (5.4) 
 
Nesta equação, as barras verticais simples (/) identificam a interface metal – íon 
metálico e, a dupla (//), identifica a presença de uma ponte salina (que fecha o circuito 
interno dentro da solução eletrolítica), e a ligação entre os metais, através de um 
condutor metálico, que corresponde ao circuito externo. 
 
A 25 ºC, a tensão que a célula produz é 1,10 V. Se a concentração dos íons zinco for 
reduzida abaixo de 1mol/L, poderemos supor, de acordo com o princípio de Le 
Chatelier, que uma diminuição da [Zn
2+
] acarretará um aumento da tendência de ocorrer 
a reação de oxidação e, assim, deveremos observar um aumento na tensão produzida 
pela célula. Semelhantemente, com um decréscimo da [Cu
2+
] na pilha de Daniell, 
decresce a tendência de ocorrer a reação de redução no cátodo e, igualmente, de ocorrer 
a reação da célula; portanto, a tensão observada na célula é inferior ao valor 1,10 V. 
 
A dependência da tensão da célula em relação às concentrações pode ser descrita 
quantitativamente. Para tal dependência, usa-se a equação de Nernst. Seja a reação 
redox, a 25 ºC: 
 
aA bB cC dD   (5.5) 
 
Onde A, B, C e D são espécies cujas concentrações podem ser alteradas. Então a 
equação de Nernst pode ser escrita como: 
 
 70 
E = E -
RT
nF
 ln 
[C] [D] 
[A] [B]Pilha Pilha
o
c d
a b







 (5.6) 
 
Nesta equação: 
 
 Epilha é a voltagem da pilha a uma determinada concentração; 
 Eopilha é a voltagem-padrão da pilha; 
 n é o número de elétrons transferidos na reação; 
 R é a constante da lei dos gases, 8,314 J/mol.K; 
 T é a temperatura absoluta em K; 
 F é a constante de Faraday, 96500 Coulomb/mol. 
 
Substituindo as constantes e convertendo o logaritmo neperiano para a base 10 (Ln = 
2,3026 Log), a equação de Nernst terá a seguinte forma, a 25°C: 
 
E = E -
0,0591
n
 log 
[C] [D] 
[A] [B]Pilha Pilha
o
c d
a b







 (5.7) 
 
Considerando as espécies em solução aquosa, elas serão expressas sob a forma de 
molaridade, mol/L; concentrações de gases são expressas sob a forma de pressões 
parciais, e sólidos ou líquidos puros não aparecem na equação. 
 
Para a semireação seguinte (um eletrodo isolado): 
 
M + n e M(aq)
n+ -
(s) (Cátodo) (5.8) 
 
À aplicação da equação de Nernst resulta em: 
 
E = E -
RT
nF
 ln 
 
[M ]Pilha Pilha
o
n+
1




 (5.9) 
 
 71 
Ou 
 
E = E +
RT
nF
 ln [M ]Pilha Pilha
o n+
 (5.10) 
 
Analogamente, substituindo as constantes e convertendo o logaritmo neperiano para a 
base 10 (Ln = 2,3026 Log), a equação de Nernst, para um eletrodo isolado, terá as 
seguintes formas, a 25 °C: 
E = E -
0,0591
n
 log 
 
[M ]Pilha Pilha
o
n+
1




 (5.11) 
 
Ou E = E +
0,0591
n
 log [M ]Pilha Pilha
o n+
 (5.12) 
 
5.5 Tipos de pilhas 
 
Pela equação de Nernst observa-se que aparece uma diferença de potencial entre dois 
eletrodos quando: 
 
1) Os eletrodos são constituídos de diferentes substâncias e possuem, portanto, 
diferentes potenciais; 
 
2) Os eletrodos são da mesma substância, mas as soluções contêm concentrações 
diferentes; 
 
3) Os eletrodos são da mesma substância e as soluções contêm concentrações 
iguais, mas os eletrodos estão submetidos a diferentes pressões parciais de 
substâncias gasosas; 
 
4) Os eletrodos são da mesma substância e as soluções contêm concentrações 
iguais, mas os eletrodos estão submetidos a diferentes temperaturas. 
 
 72 
As pilhas eletroquímicas citadas anteriormente podem proporcionar diferenças de 
potenciais úteis, mas estes potenciais caem rapidamente à medida que as concentrações 
dos reagentes se alteram com a operação da pilha. Na prática, se busca projetos de 
baterias e pilhas capazes de fornecerem corrente a um potencial constante. 
 
Devido às necessidades atuais do uso de computadores portáteis, telefones celulares, 
relógios digitais e de pulso, calculadoras, aparelhos para surdez e outros dispositivos 
miniaturizados, mas também sistemas de fornecimento de tensões de emergência para 
casas e prédios comerciais, redes de computadores, bancos de armazenagem de energia 
para coletores solares e geradores eólicos, e como não desapareceu a esperança de se ter 
um carro elétrico (pilhas de combustível), é cada vez mais importante que se possam ter 
baterias leves e mais duradouras. 
 
Existem três classes importantes de baterias: as baterias primárias, secundárias e pilhas 
de combustível. 
 
- Baterias primárias: são as baterias que não são facilmente recarregadas. Como 
exemplos, citam-se: pilha seca de Leclanché, pilha alcalina, pilha de mercúrio. 
 
- Baterias secundárias: são aquelas que podem ser recarregadas, também conhecidas 
como acumuladoras. Citam-se: bateria de chumbo (automóvel), bateria de níquel-
cádmio, pilhas de íon de lítio; 
 
- Pilhas de combustíveis: numa pilha de combustível os reagentes são proporcionados à 
pilha por uma fonte externa, na medida das necessidades. A mais comum é a célula de 
hidrogênio – oxigênio. 
 
O sistema, como o de uma pilha eletroquímica, além de ser fonte de energia para 
diversas aplicações industriais, é também um sistema de corrosão metálica, onde o 
metal corroído funciona como anodo, sendo deteriorado pelo meio eletrolítico. Por 
definição, corrosão é “deterioração de um material, geralmente metálico, por ação 
química ou eletroquímica do meio ambiente, aliada ou não a esforços mecânicos”. 
 
 73 
De acordo com essas observações, pode-se dizer que nos processos de corrosão devem 
ser destacados os principais tipos de pilhas eletroquímicas, nas quais se verifica que as 
reações ocorridas espontaneamente, criam uma força eletromotriz. 
 
Principais tipos de pilhas no estudo dos processos corrosivo: 
 
a) Pilha de eletrodos metálicos diferentes 
 
É o tipo de pilha que ocorre quando dois metais ou ligas metálicas diferentes estão em 
contato e imersos num mesmo eletrólito, é a chamada pilha galvânica ou corrosão 
galvânica, como mostra a Figura 5.1. Por observações práticas, sabe-se que o metal 
mais ativo (menor potencial de redução) na tabela de potencial de eletrodo (veja 
apêndice 04) é aquele que funciona como ânodo da pilha. 
 
 74 
 
(a) (b) 
 
(c) (d) 
Figura 5.1: (a) Esquema de uma pilha galvânica e (b) Corrosão galvânica em 
tubulação, (c) Lata fabricada com folha de flande (aço estanhado) e (d) Célula 
galvânica Fe/Cu 
 
Por exemplo, no caso do ferro em contato metálico com cobre e imersos em um 
eletrólito, como água salgada, ocorre uma transferência de elétrons do