Apostila de QuÃ-mica Geral

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Autora: Marilza Sampaio Aguilar, D.C. 
APOSTILA DE QUÍMICA 
CURSO DE ENGENHARIA 
 1
ÍNDICE 
 
Página 
Normas de segurança......................................................................................02 
Equipamentos e Aparelhagens........................................................................03 
PRÁTICAS 
1. Cálculos Químicos...................................................................................... 08 
2. Termoquímica I.............................................................................................11 
Exemplos de Reações Exotérmicas e Endotérmicas 
3. Termoquímica II...........................................................................................13 
 Determinação da Capacidade Calorífica de um Frasco Dewar 
 Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (aq) 
 4. Termoquímica III........................................................................................ 15 
 Determinação do Calor de Dissolução do NaOH (s) 
 Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (s) 
 5. Termoquímica IV.........................................................................................18 
 Verificação Experimental da Lei de Hess 
 6. Cinética I......................................................................................................21 
 7. Cinética II.....................................................................................................23 
 8. Cinética III....................................................................................................25 
 9. Transferência Eletrônica.............................................................................28 
 10. Pilhas Eletroquímicas...............................................................................31 
 11. Corrosão – Tipos de Pilhas ......................................................................34 
 12. Corrosão do Ferro.....................................................................................37 
13. Eletrólise...................................................................................................39 
 14. Leis de Faraday - Eletrodeposição..........................................................42 
 2
 
Normas de Segurança 
 
 
 As técnicas e normas de segurança no laboratório de química têm como objetivo a 
preservação e defesa da saúde individual e coletiva das pessoas, a conservação dos equipamentos 
de laboratório e de suas dependências e a criação de condições propícias para obtenção de 
resultados corretos e dignos de segurança. 
 Os princípios descritos abaixo devem ser rigorosamente observados. 
1º. O laboratório de química é um lugar para trabalho sério e ordenado. EVITE BRINCADEIRAS, 
MESMO QUE A AULA NÃO TENHA COMEÇADO. 
2º. É PROIBIDO fumar, comer ou beber no laboratório. 
3º. É OBRIGATÓRIO o uso de guarda-pó de algodão durante as aulas práticas. Óculos de 
segurança devem ser sempre utilizados no manuseio de produtos químicos voláteis, ou 
sempre que as instruções de trabalho assim o recomendarem. 
4º. Utilize somente calças compridas e sapatos fechados durante as aulas práticas. 
5º. Todos devem prender os cabelos e retirar jóias dos pulsos e das mãos. Produtos químicos 
podem cair nesses locais e causar queimaduras, ferimentos produtos e até mesmo 
problemas ósseos. 
6º. Não use lentes de contato, pois os vapores de algumas soluções podem reagir com elas e 
causar problemas sério a sua visão. 
7º. Procure familiarizar-se imediatamente com a localização e o uso de extintores de incêndio, 
chuveiros de emergência, pia para lavagem de olhos e caixa de primeiros socorros. 
8º. Realize cada prática somente após ter lido as instruções corretamente. Siga-as e respeite 
rigorosamente as precauções recomendadas. Consulte o seu professor sempre que notar 
algo anormal ou imprevisto. 
9º. Limite-se às experiências indicadas nas instruções e autorizadas pelo professor. 
10º. Leia sempre o rótulo de qualquer frasco reagente antes de servir-se deles. 
11º. Não recoloque no frasco uma solução, mesmo não usada, a menos que seja informado de 
modo contrário por seu professor. Não coloque objetos estranhos nos frascos dos 
reagentes. 
12º. Não use a mesma pipeta para medir soluções diferentes. 
13º. Não toque nos produtos químicos. Use para isso o instrumento adequado. 
14º. Não coloque o nariz diretamente sobre o recipiente para sentir o cheiro de uma substância. 
Em vez disso, com a sua mão, traga um pouco do vapor até ele. 
15º. Não aqueça bruscamente nenhum sólido ou líquido. Lembre-se de que o vidro possui 
resistência limitada, não permitindo a realização de reações com elevada liberação de 
energia. 
16º. Quando uma aparelhagem estiver em funcionamento, ela deve ser continuamente observada. 
17º. Tenha CUIDADO COM AS TORNEIRAS DE GÁS do laboratório. Quando TERMINAR de usar o 
Bico de Bunsen, verifique se elas ficaram bem FECHADAS. 
18º. Comunique a seu professor qualquer acidente que aconteça, por menor que seja, bem como 
quaisquer problemas com o material a ser utilizado na aula prática. Procure sempre verificar 
a sua vidraria de trabalho. Não utilize material rachado. 
19º. Ao terminar as atividades, todo o material deve ser criteriosamente lavado e a bancada limpa. 
20º. Lembre-se de que o seu professor é o seu orientador e deseja que você saiba manipular com 
precisão os equipamentos de um laboratório químico. 
 
 
 
 
 
 
 3
EQUIPAMENTOS E APARELHAGENS 
 
 
A seguir serão apresentados alguns equipamentos e aparelhagens que serão utilizadas durante o 
decorrer deste curso. 
 
 
 
 
 
 
 
1 – Balão Volumétrico: 
É um balão de fundo chato e gargalo 
comprido, calibrado para conter determinado 
volume de líquido, que é indicado por um 
traço de referência presente no gargalo. Ao 
ajustar o volume, a tangente inferior do 
menisco deve coincidir com o traço de 
referência. É utilizado no preparo de 
soluções. 
3 – Termômetro de Mercúrio: 
É um utilizado para medir a temperatura de 
líquidos, possuindo ampla faixa de medidas 
que pode variar de temperaturas positivas à 
negativas. 
2 – Bécher: 
Copo de vidro de tamanho variado utilizado para 
aquecer e cristalizar substâncias, recolher 
filtrados, misturar reagentes, transferência de 
líquidos, realizar reações químicas, entre outras 
aplicações. Pode ser aquecido diretamente com 
o uso de tripé e tela de amianto, em banho - 
maria ou banho de óleo 
4 – Erlenmeyer: 
Recipiente de vidro utilizado principalmente em 
titulações, devido a sua forma que facilita a 
agitação sem que ocorra perda do líquido. 
Também pode ser utilizado para a realização de 
reações químicas, mistura de reagentes, 
transferência e aquecimento de líquidos. 
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5 – Estante: 
Suporte de vários tamanhos para tubos de ensaio. 
6 – Tubos de Ensaio: 
Tubo cilíndrico utilizado, principalmente, na 
execução de reações simples. 
7 – Suporte Universal: 
Suporte metálico utilizado na montagem de 
aparelhagens mais complexas, tais como 
aparelhagens para filtração e destilação.
8 – Anel ou Garra: 
Suporte para funil, tubo em U, destiladores 
e etc. 
9 – Funil de Vidro: 
É utilizado para filtração e para 
transferência de líquidos. Na filtração 
adapta-se ao funil um papel de filtro, 
algodão ou algodão de vidro.Para aumentar 
a velocidade da filtração deve apresentar 
colo longo. 
10 – Frascos para Reagentes: 
São frasco nos quais estocam-se 
soluções. Existem em diversos 
tamanhos. Podem ser de vidro ou de 
plástico, âmbar ou incolor. 
Nos frascos âmbar são colocadas as 
soluções que são sensíveis à luz. 
 
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11 – Proveta: 
É utilizada para medir volumes 
líquidos sem grande precisão. 
12 – Bico de Bunsen: 
É um bico de gás especialmente construído 
para uso em laboratório. O gás chega ao bico 
através de um tubo de borracha ligado a uma 
torneira existente na bancada do laboratório. O 
ar entra através de orifícios distribuídos em 
tornode um anel que existe na base do bico. O 
ar e o gás se misturam no tubo e a quantidade 
de ambos pode ser regulada manualmente. 
13 – Balão Volumétrico: 
É um balão de fundo chato e gargalo 
comprido, calibrado para conter um volume 
exato de líquido. Possui no gargalo um traço 
de referência que marca o volume exato do 
líquido. Ao ajustar o volume, a tangente 
inferior do menisco deve coincidir com o traço 
de referência, quando estiverem na mesma 
altura que os olhos do observador 
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14 – Pipeta Volumétrica: 
É utilizada na medição precisa de volumes de 
líquidos. Possui na parte superior uma marca 
que indica até onde devemos preencher a 
pipeta para obter o volume exato. 
15 – Pipeta Graduada: 
ë um tubo de vidro alongado que serve 
para efetuar medições de volumes 
líquidos. 
16 – Frasco Lavador ou Pissete: 
Este dispositivo pode ser utilizado para 
completar o volume exato de líquido em um 
balão volumétrico, para lavagem de 
precipitados e para carrear precipitados. De 
uma forma geral contém água destilada, mas 
pode conter álcool etílico, acetona, solução de 
bicarbonato de sódio e etc. 
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17 – Vidro de Relógio: 
É utilizado na pesagem direta de 
reagentes. 
18 – Tripé: 
É o suporte da tela de amianto. 
19 – Tela de Amianto: 
Tem a propriedade de moderar o 
aquecimento evitando a quebra de 
frascos de vidro que não suportam o 
aquecimento direto. Também pode ser 
utilizada simplesmente como suporte 
para vidrarias. 
 
20 – Balança Analítica: 
É um instrumento de pesagem capaz 
de pesar uma massa com uma 
precisão de 0,0001 mg. 
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1. CÁLCULOS QUÍMICOS 
 
DETERMINAÇÃO DA ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO DO SULFATO CÚPRICO 
 
OBJETIVOS: 
Determinar experimentalmente o número de moléculas de água na molécula de 
CuSO4.nH2O. 
 
TEORIA: 
Muitas substâncias unem-se com a água para formar compostos cristalinos secos. Estes 
compostos denominam-se hidratos e possuem composição definida. 
Cada um destes compostos contém um número constante de moles de água combinados 
com 1 mol de substância anidra. 
Nesta experiência, será determinado o número de moléculas que hidratam o sulfato de 
cobre II. Obtém-se os dados experimentais pela desidratação de uma amostra do sal hidratado, 
retirando a água e pesando depois o sal anidro. 
 
 X .(H2O)Y → X + YH2O 
 sal hidratado sal anidro 
 
O aquecimento é efetuado em banho de areia, cuja temperatura não deve ultrapassar os 230oC , 
pois à temperatura mais elevada pode ocorrer uma reação secundária indesejável, ou seja, o 
aparecimento de um sal cinzento: Cu2(OH)2SO4. 
 
Com a evaporação da água o sal muda de cor azul para branca. Isso indica a eliminação da 
água, e consequentemente, o fim do aquecimento. 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
- Sulfato de cobre pentahidratado (1,0 – 1,2g) 
- cápsula de porcelana 
- cadinho 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
1- Pesar um cadinho de porcelana limpo. 
 m1 = ____________________ g 
 
2- Colocar no cadinho 1,0 - 1,2g de CuSO4.nH2O finamente pulverizado em um grau. Pesar 
novamente. 
 m2 = ____________________ g 
 
A diferença entre as duas pesagens nos fornecerá a massa do sal hidratado. 
 
m3 = m2 - m1 = _______________ - ______________ = ___________________ g 
 
3- Colocar o cadinho com a substância no banho de areia de modo que a areia cubra o cadinho 
até 3/4 de sua altura. 
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4- Mergulhar o termômetro no banho de areia, de modo que o bulbo do termômetro esteja na 
altura do fundo do cadinho (ver figura). 
5- Aquecer o banho de areia até 230oC e manter o aquecimento até que a substância se torne 
branca. 
Observação: Controlar o aquecimento para que a temperatura não ultrapasse os 230oC. 
6- Transferir o cadinho, com a pinça metálica cuja a ponta tenha sido previamente aquecida na 
chama do bico de Bunsen, para o dessecador. 
7-Deixar esfriar até a temperatura ambiente e pesar novamente. 
 m4 = ____________________ g 
 
Cálculos: 
Massa de CuSO4.nH2O = m3 (g) 
Massa de CuSO4 (anidro) = m5(g) = m4 - m1 
 
m5 = ______________ - ______________ = ____________________ g 
 
Massa de água = m6 = m3 - m5 
 
m6 = ______________ - ______________ = ____________________ g 
 
 Número de mols de CuSO4 = n1 
n1 = m5/M1 
 
M1 = massa molecular do CuSO4 
 
n1 = ______________ / ______________ = ____________________ mol 
 
n2 = m6/M2 
 
M2 = massa molecular da água 
 
n2 = ______________ / ______________ = ____________________ mol 
 
Número de mols de água em 1 mol de sulfato de cobre II = x 
 
n2 n1 
 
X 1 mol 
 
 
X = n2/n1 = ________ = ________ mols 
 
 
 
 
 
 
 
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QUESTÕES: 
1. Por que o aquecimento do cadinho com o sulfato de cobre II não pode ser feito 
diretamente com a chama do bico de Bunsen? 
2. Por que o bulbo do termômetro deve ficar na mesma altura do fundo do cadinho, no 
banho de areia? 
3. O que aconteceria com a substância se a temperatura do aquecimento fosse superior a 
230oC? 
4. Qual a mudança de cor apresentada pela substância durante o aquecimento? 
5. Por que devemos aquecer a ponta da pinça metálica, ao usá-la para transferir o cadinho 
para o dessecador? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. TERMOQUÍMICA I 
 
Exemplos de Reações Exotérmicas e Endotérmicas 
 
 
OBJETIVO: 
 Analisar qualitativamente o calor liberado e absorvido nas transformações 
químicas. 
 
TEORIA: 
A termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a liberação e absorção de 
calor, durante uma transformação química. 
O objetivo desta prática é realizar experimentalmente reações exotérmicas (reações 
que liberam calor) e reações endotérmicas ( reações que absorvem calor) 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
2 Tubos de ensaio, 2 bécheres de 50 mL, pinça de madeira, vidro de relógio e pissete com 
água. 
 
REAGENTES: 
H2SO4 concentrado, I2 (s), Zn (s), NaHCO3 (s), solução de HCl 1:1, Ba(OH)2 (s) e 
solução de NH4Cl (cloreto de amônio) 1:1. 
 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
 
1ª EXPERIÊNCIA: Reação Exotérmica 
 
Colocar em um tubo de ensaio 10,0mL de água. Adicionar, cuidadosamente, gotas 
de solução de H2SO4 concentrado. Sinta com as pontas dos dedos o aquecimento do tubo 
de ensaio. 
A ionização do H2SO4 é fortemente exotérmica: 
 
 H2SO4 (l)+ 2 H2O 2 H2O+ + SO4
– 
 + Q (calor) 
 
2ª EXPERIÊNCIA: Reação Exotérmica 
 
Colocar em um tubo de ensaio alguns cristais de iodo sólido e uma pequena 
quantidade de zinco em pó. Adicionar, cuidadosamente com a pipeta, 5 gotas de H2O. 
Sinta com as pontas dos dedos o aquecimento do tubo de ensaio. 
 
I2 (s) + Zn (s) → ZnI2 (s) + Q (calor) 
 
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3ª EXPERIÊNCIA: Reação Endotérmica 
 
Colocar num Bécher de 50mL seco, 1,000g de NaHCO3 (bicarbonato de sódio) e 
adicionar gotas de solução de HCl 1:1. 
Notar que o Backer esfria bastante, a ponto de haver condensação de vapor d’água. 
 
HCl (aq) + NaHCO3 (s) + Q (calor) NaCl (aq) + H2O + CO2 (g) 
 
4ª EXPERIÊNCIA: Reação Endotérmica 
 
Colocar num Bécher de 50mL seco, 1,000g de Ba(OH)2 (hidróxido de bário) e 
adicionar 1g de NH4Cl (cloreto de amônio) e gotas de H2O. 
Notar que o Bécher esfria bastante, a ponto de haver condensação de vapor d’água. 
 
Ba(OH)2 (s) + 2 NH4Cl (aq) + Q (calor) BaCl2 (aq) + 2 NH4OH (aq) 
 
 
QUESTÕES: 
1. Por que o aquecimento do cadinho com o sulfato de cobre não pode ser feito 
diretamente com a chama do bico de bunsen? 
2. O que aconteceria com a substância se a temperatura do aquecimento fosse 
superior a 230° C? 
3. Qual a mudança de cor apresentada pela substância durante o aquecimento? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 133. TERMOQUÍMICA II 
 
Determinação da Capacidade Calorífica de um Frasco Dewar 
Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (aq) 
 
OBJETIVO: 
 Analisar quantitativamente o calor liberado em uma transformações químicas. 
 
TEORIA: 
Calor de neutralização é a quantidade de calor liberada na formação de um mol de 
água ao se fazer a reação de um ácido forte com uma base forte, em quantidades 
estequiométricas, em solução aquosa, nas condições padrão. 
A reação de neutralização é sempre exotérmica, e o calor liberado é sempre 
constante para ácidos e bases fortes, pois a reação iônica não se altera em função das 
substâncias, podendo ser representadas pela equação: 
 
 H+ + OH
– H2O ΔH = – 13,7 Kcal 
Quando o ácido ou a base não estão totalmente dissociados, o calor de 
neutralização corresponde à combinação dos íons H+ e OH– menos a energia necessária 
para dissociar as moléculas do ácido e/ou da base. Exemplo: o ácido acético em solução 
está parcialmente dissociado. Pela neutralização com uma base forte, teremos: 
 
 HC2H3O2 + OH
–
 C2H3O
–
2 + H2O 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
Garrafa térmica, bastão de vidro, proveta, termômetros com divisões de 0,1ºC e Becker. 
 
REAGENTES: 
 Solução 1 mol/L de NaOH e solução 1 mol/L de HCl. 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
 
1ª Parte: Determinação do equivalente em água (ou capacidade calorífica C) da garrafa 
térmica. 
a) Colocar, por meio de proveta, 100,0 mL de água destilada na garrafa térmica e anotar a 
temperatura exata, t1. 
b) Colocar, por meio de proveta, 100mL de água destilada em um Bécher e aquecer a 
cerca de 60°C. Anotar a temperatura exata, t2. 
c) Verter a água aquecida, rapidamente, na garrafa térmica, homogeneizar com um bastão 
de vidro e anotar a temperatura mais alta observada, t3. 
d) O calor cedido pela água mais quente deve ser igual ao recebido pela água mais fria e 
pela garrafa térmica, sendo calculado pela fórmula: 
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 Q cedido = Q recebido 
 Como Q = m.c.Δt 
 Considerando c H2O = 1 cal /g°C e a massa da garrafa desprezível: 
 
100 (t2 – t3) = C (t3 – t1) + 100 (t3 – t1) 
 
 
2ª Parte: Determinação do calor de neutralização: 
 
a) Colocar na garrafa térmica, por meio de proveta, 100,0 mL de solução 1 mol/L de 
NaOH. Anotar essa temperatura (t4). 
b) Medir na proveta 100,0 mL de solução 1 mol/L de HCl. 
c) Verter, de uma só vez, a solução de HCl sobre a do NaOH, agitar e anotar a 
temperatura mais alta observada (t5). 
e) Considerando a massa das soluções igual a 200g, a capacidade calorífica calculada no 
item anterior e o calor específico da água igual a 1 cal/g°C, teremos que a reação 
forneceu a seguinte quantidade de calor: 
 
 Q(cal) = 200 (t5 – t4) + C (t5 – t4) 
 
 
QUESTÕES : 
1. Quais os erros possíveis neste experimento? 
2. Essse experimento poderia ser usado em uma reação endotérmica? Comente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4. TERMOQUÍMICA III 
 
Determinação do Calor de Dissolução do NaOH (s) 
Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (s) 
OBJETIVOS: 
Comprovação experimental da Lei de Hess. 
 
TEORIA: 
A lei de Hess é utilizada para prever a transferência de entalpia de uma reação ΔHr, 
quando a reação é lenta, incompleta, explosiva ou quando ocorrem outras reações 
simultaneamente. 
A troca de entalpia de uma reação química que transforma os reagentes em produtos é 
independente do caminho escolhido para a reação. Isto é chamado função de estado. Em outras 
palavras, a troca de entalpia que vão desde os reagentes aos intermediários A e posteriormente 
aos produtos finais são as é a mesma que a troca quando se vai dos mesmo reagentes aos 
componentes intermediários B e posteriormente aos mesmos produtos finais, e assim pode–se 
considerar que as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações 
matemáticas (equações algébricas). 
O estado padrão corresponde à substância pura em seu estado (físico, alotrópico) mais 
comum e estável a 25°C e 100 kPa. 
Pode ser escrita como: 
A variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e 
final, não importando o caminho da reação. 
A soma de equações químicas pode levar a mesma equação resultante. Se a energia se 
inclui para cada equação e é somada, o resultado será a energia para a equação resultante. 
Em outras palavras o ΔH de uma reação é igual a soma dos ΔH das etapas em que a 
reação pode ser desmembrada, mesmo que esse desmembramento seja apenas teórico. 
A lei de Hess diz que as trocas de entalpia são aditivas. ΔHneta = ΣΔHr. 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
Becher, Erlenmeyer, tela de amianto, termômetro, cilindro graduado de 200mL, balança 
de precisão. 
 
 
REAGENTES: 
Ácido clorídrico 0,50M, hidróxido de sódio sólido, hidróxido de sódio 0,5M. 
 
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PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
 
A – Determinação do calor de dissolução. 
 
 NaOH(s) + água ⇒ NaOH(aq) + Q1 
 
1. Pesar o Erlenmeyer limpo e seco. 
massa do Erlenmeyer = ............... 
2. Colocar o Erlenmeyer sobre a tela de amianto para isola-lo termicamente da mesa de 
trabalho. Colocar no Erlenmeyer 100mL de água destilada. Medir a temperatura da 
água(T1) e pesar o Erlenmeyer. 
T1 = 
massa da água = 
3. Pesar em um vidro de relógio 2,00g de hidróxido de sódio, com aproximação de 
0,01g. 
massa do hidróxido de sódio = .................g 
4. Colocar o hidróxido de sódio pesado na água contida no Erlenmeyer. Agitar 
lentamente, a solução com o termômetro até a dissolução do hidróxido de sódio. 
Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida(T2). 
5. Calcular a quantidade de calor, em calorias, libertada na reação. 
 
Q1 = (m H2O + m NaOH) . C H2O . (T2-T1) + ( m Erlenmeyer) . C vidro . (T2-T1) 
Considere: C H2O = 1 cal/g °C e C vidro = 0,2 cal/g °C 
 
B – Determinação do calor de neutralização 
 
 NaOH(s) + HCl(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O + Q2 
 
1. Pesar o Erlenmeyer limpo e seco. 
Massa do Erlenmeyer = ............... 
2. Colocar o Erlenmeyer sobre a tela de amianto. Colocar no Erlenmeyer 100,0mL de 
ácido 
clorídrico (HCl) 0,50M. Medir com o termômetro a temperatura do ácido 
clorídrico(T3). Pesar o Erlenmeyer. 
T3 = 
Massa do HCl = 
 
3. Pesar em um vidro de relógio 2g de hidróxido de sódio sólido, com aproximação de 
0,01g. 
Massa do hidróxido de sódio = ...............g 
 
 
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4. Colocar o hidróxido de sódio pesado no ácido clorídrico contido no Erlenmeyer. 
Agitar, lentamente, a solução com o termômetro até a dissolução do hidróxido de 
sódio. Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida. 
T4 = .................................. 
5. Calcular a quantidade de calor, em calorias, libertada na reação. 
 
Q2 = (m HCl + m NaOH) . C HCl . (T4 -T3) + ( m Erlenmeyer) . C vidro . (T4 -T3) 
Considere C HCl = C H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. TERMOQUÍMICA IV 
 
OBJETIVO: 
Verificação experimental da Lei de Hess. 
TEORIA: 
Comprovação da Lei de Hess (continuação). 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
A lei de Hess é utilizada para prever a transferência de entalpia de uma reação ΔHr, quando a 
reação é lenta, incompleta, explosiva ou quando ocorrem outras reações simultaneamente. 
A troca de entalpia de uma reação química que transforma os reagentes em produtos é 
independente do caminho escolhido para a reação. Isto é chamado função de estado. Em outras 
palavras, a troca de entalpia que vão desde os reagentes aos intermediários A e posteriormente 
aos produtos finais são as é a mesma que a troca quando se vai dos mesmo reagentes aos 
componentes intermediários B e posteriormente aos mesmos produtos finais, e assim pode–se 
considerar que as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações 
matemáticas (equações algébricas). 
O estado padrão corresponde à substância pura em seu estado (físico, alotrópico) mais comum 
e estável a 25°C e 100 kPa. 
Pode ser escrita como: 
A variação de entalpiade uma reação química depende apenas dos estados inicial e final, não 
importando o caminho da reação. 
A soma de equações químicas pode levar a mesma equação resultante. Se a energia se inclui 
para cada equação e é somada, o resultado será a energia para a equação resultante. 
Em outras palavras o ΔH de uma reação é igual a soma dos ΔH das etapas em que a reação 
pode ser desmembrada, mesmo que esse desmembramento seja apenas teórico. 
A lei de Hess diz que as trocas de entalpia são aditivas. ΔHneta = ΣΔHr. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
 
A – Determinação do calor de neutralização 
 
 NaOH(aq) + HCl(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O + Q3 
 
1. Pesar o Erlenmeyer limpo e seco 
massa do Erlenmeyer = ............... 
2. Colocar o Erlenmeyer sobre a tela de amianto. Colocar no Erlenmeyer 100,0 mL de 
ácido clorídrico 0,50M. Medir com o termômetro a temperatura do ácido 
clorídrico(T1). 
T1 = ............... 
Colocar no Becher 100,0 mL de solução de hidróxido de sódio 0,50M. 
3. Despejar cuidadosamente no ácido clorídrico no Erlenmeyer a solução de hidróxido de 
sódio contida no Becher. Agitar, lentamente, a solução com o termômetro. 
Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida(T2). 
4. Calcular a quantidade de calor, Q3, em calorias, libertada na reação. 
Q3 =200. C H2O . (T2-T1) + ( m Erlenmeyer) . C vidro . (T2-T1) 
 
 
Somando-se a equação termoquímica da dissolução do hidróxido de sódio em água 
e a equação da neutralização do hidróxido de sódio e ácido clorídrico, obtém-se a equação 
termoquímica da reação entre hidróxido de sódio sólido e ácido clorídrico: 
 
NaOH(s) + H2O ⇒ NaOH(aq) + Q1 
NaOH(aq) + HCl(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O + Q3 
 
NaOH(s) + HCl(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O + Q 
 
 
 
Como se tinha anteriormente: 
 
NaOH(s) + HCl(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O + Q2 
 
Conclui-se que Q2 = Q1 + Q3. Somar os valores de Q1 e Q3. Verificar se o valor 
da soma é igual ao valor de Q2. 
 
 
 
 
 20
 
 
QUESTÕES: 
1. Comente a Lei de Hess aplicada às práticas Termoquímica III e Termoquímica 
IV. 
2. O que é calor de neutralização? 
3. O calor de neutralização é sempre igual à aproximadamente 13,7 Kcal por mol de 
água formada. Por que? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6. CINÉTICA QUÍMICA I 
 
FATORES QUE INFLUEM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
OBJETIVOS: 
Verificar experimentalmente fatores que influenciam a velocidade das reações. 
 
TEORIA: 
 A velocidade de uma reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é 
consumido ou um produto é formado. 
 Muitos fatores influem na velocidade de uma determinada reação: a temperatura, a 
concentração dos reagentes, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de contato 
entre os reagentes. 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
12 tubos de ensaio, 8 pregos, estante para tubo de ensaio, banho-maria, pinça de madeira, 
solução de permanganato de potássio 0,05 mol/L, ácido sulfúrico 1 mol/L, água oxigenada 
comercial, cristais de óxido de manganês, grânulos de zinco, cristais de nitrato de sódio, ácido 
clorídrico 6 mol/L e ferro em pó. 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
 
1. Efeito da temperatura: 
 Em três tubos de ensaio colocar cerca de 5 mL de solução de permanganato de 
potássio (KMnO4) 0,05 mol/L, 10 gotas de H2SO4 1,0 mol/L e adicionar um prego pequeno 
novo. 
a) 1o tubo: deixar á temperatura ambiente. 
b) 2o tubo: aquecer à 40-50oC, em banho-maria. 
c) 3o tubo: aquecer diretamente na chama (CUIDADO!!! Peca orientação ao seu 
professor!!!). 
Anotar as observações. Explique o que ocorreu. 
 
2. Efeito da concentração: 
 Em dois tubos de ensaio colocar 5,0 mL de solução 0,5M de tiossulfato de sódio 
(Na2S2O3). A um dos tubos adicionar 1,0 mL de HCl 6,0 mol/L e ao outro tubo adicionar 1,0 
ml de HCl 0,6 mol/L. 
O que ocorre? 
 
 
 
 
 
 
 
 22
Equação química da reação: 
 
Na2S2O3 (aq) + 2HCl (aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
 
 
3. Efeito do catalisador: 
a) Em um tubo de ensaio coloque cerca de 5 mL de água oxigenada comercial. Em seguida, 
adicione pequenos cristais de MnO2. O que ocorre? Tente equacionar a reação química 
em questão. 
b) Em dois tubos de ensaio colocar um grânulo de zinco (ou alguns mg de zinco em pó) e 1,0 
mL de H2SO4 1,0 mol/L. Logo que se iniciar a liberação de gás hidrogênio (H2), juntar 2 
gotas de KMnO4 0,05 mol/L a cada um deles. A um dos tubos adicionar um pequeno 
cristal de nitrato de sódio (NaNO3). 
Observar o que sucede. Junto ao seu professor, questione como funciona o mecanismo dessa 
CATÁLISE. 
Equações químicas: 
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g) 
 
2KMnO4(aq) + 5 H2(g) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l) 
 
3. Superfície de contato: 
Prepare dois tubos de ensaio, cada um contendo 5 mL de solução HCl 6,0 mol/L. A um dos 
tubos adicionar 0,5 g de ferro em pó e ao outro um prego pequeno novo. Agitar os tubos de 
ensaio e comparar os tempos de reação. 
 
Fe(s) + HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) 
 
 
QUESTÕES: 
1. Por que o aquecimento acelera as reações químicas? 
2. Qual o composto químico responsável pela coloração amarelada, notada no 
procedimento 2? 
3. Sem adição de catalisadores as reações se processam? 
4. Qual a relação que existe entre o tamanho das partículas e a superfície de contato dos 
materiais reagentes? 
5. Cite exemplos envolvendo química de alimentos e de fármacos, no nosso cotidiano, 
onde a velocidade das reações químicas pode ser alterada. 
 
 
 
 23
 
7. CINÉTICA QUÍMICA II 
 
FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
OBJETIVOS: 
Verificar experimentalmente fatores que influenciam a velocidade das reações. 
 
TEORIA: 
 A velocidade de uma reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é 
consumido ou um produto é formado. 
 Muitos fatores influem na velocidade de uma determinada reação: a temperatura, a 
concentração dos reagentes, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de contato 
entre os reagentes. 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
5 béchers, 1 vidro de relógio, 6 comprimidos efervescentes. 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
 
EXPERIÊNCIA 1 
1. Em três béqueres adicionar 100 ml de água em cada um sendo que: 
 
a) no béquer 1 – adicionar água gelada 
b) no béquer 2 – adicionar água à temperatura ambiente 
c) no béquer 3 – adicionar água aquecida (40oC) 
 
2. Adicionar em cada béquer, um de cada vez, 1 comprimido efervescente e anotar o tempo 
gasto até a dissolução completa. 
 
1. Anotar o tempo de reação de cada béquer: 
 
 béquer 1 – tempo de reação=__________________s 
 
 béquer 2 – tempo de reação=__________________s 
 
 béquer 3 – tempo de reação=__________________s 
 
 
 
 
 
 
 24
EXPERIÊNCIA 2 
1. Colocar no vidro de relógio 1 comprimido efervescente 
2. Adicionar 1 gota de água no centro do comprimido e aguardar até o final da reação 
3. Anote o que você observou 
 
 
EXPERIÊNCIA 3 
1. Em dois béqueres adicionar, em cada um, 40 ml de água à temperatura ambiente. 
 
2. No béquer 1 adicionar um comprimido efervescente inteiro e marcar com o cronômetro o 
tempo gasto até a dissolução completa 
 
3. No béquer 2 adicionar um comprimido efervescente triturado e marcar com o cronômetro o 
tempo gasto até a dissolução completa 
 
4. Comparar os tempos das reações 
 
 
Questões: 
1. Na experiência 1, qual comprimido se dissolveu mais rápido, porque? 
2. Na experiência 3, qual comprimido se dissolveu mais rápido, porque? 
 25
 
8. CINÉTICA QUÍMICA III 
 
"RELÓGIO QUÍMICO" 
 
OBJETIVO: 
Estudar, experimentalmente, a variação da velocidade de uma reação química em 
função da variação da concentração de um dos reagentes. 
 
TEORIA: 
Dada uma reação química genérica: 
 
A + B → C + D 
 
Podemos determinar a velocidade de umareação em função da quantidade de cada um 
dos reagentes que foi consumida ou da quantidade de um dos produtos formados num certo 
intervalo de tempo. 
Supondo-se que num intervalo de tempo (Δt) segundos, são consumidos (Δn) mols do 
reagente A, a velocidade média dessa reação será dada pela expressão: 
 
Vm = Δn/ Δt mols de A/s 
 
Vários fatores podem influenciar a velocidade de uma reação tais como: concentração 
dos reagentes, temperatura, ação de catalisadores, etc. 
Para estudar a velocidade de uma reação, é necessário determinar a rapidez com que se 
forma um dos produtos ou a rapidez com que se consome um dos reagentes. 
 
Nessa experiência, será estudado o efeito da concentração de um dos reagentes na 
reação entre uma solução A, contendo íons iodato (IO3-) e uma solução B, contendo íons 
bissulfito (HSO3-) e amido como indicador. 
O início da reação pode ser representado da seguinte forma: 
 
IO3- + 3HSO3- → I- + 6SO4-2 + 3H+ 
 
Esta é a etapa lenta. 
Quando os íons HSO3- tiverem sido consumidos, os íons I- reagirão com os restantes 
dos íons IO3- para produzir I2. 
 
5 I- + 6H+ + IO3- → 3I2 + 3H2O Reação rápida 
 
 
O iodo molecular (I2) forma com o amido presente na solução, uma substância azul 
que indica que a reação se processou até esse ponto. 
Para estudar o efeito da variação da concentração de um dos reagentes sobre o tempo 
da reação, é preciso que se façam diluições da solução A para variar a concentração do íon 
iodato. Em cada caso, a concentração do íon bissulfito é mantida constante, assim como a 
temperatura. 
 
 26
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
Tubos de ensaio 
Estante para tubos de ensaio 
Béqueres de 50 ou 100mL 
Bastão de vidro 
Cronômetro 
Solução A (4g/L de KIO3) 
Solução B (0,85g/L de NaHSO3 e aproximadamente 2g de amido) 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
 
1. Colocar num tubo de ensaio, 1 mL de solução A . 
2. Adicionar 9mL de água destilada. 
3. Determinar a concentração (g/L) da solução do tubo. 
 
C = _________ g/L 
 
4. Em outro tubo de ensaio, colocar 10mL de solução B. 
5. Verter o conteúdo dos dois tubos em um béquer e rapidamente, disparar o cronômetro. 
6. Agitar constantemente o sistema até que haja o primeiro sinal de alteração de cor. 
Anotar o tempo. 
Tempo gasto = ________ segundos. 
7. Proceder analogamente com oito tubos de ensaio, aumentando a quantidade de solução 
A e diminuindo a quantidade de água destilada. Conforme a tabela: 
 
 
Solução A 
mL 
H2O destil.
mL 
C (g/L) Solução B 
mL 
Tempo 
(s) 
1 9 10 
2 8 10 
3 7 10 
4 6 10 
5 5 10 
6 4 10 
7 3 10 
8 2 10 
9 1 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 27
QUESTÕES: 
1. Por que nos processos que se passam com duas ou mais reações químicas, somente 
a reação mais lenta influencia no calculo da velocidade dessa reação? 
2. Qual é a influencia da concentração dos reagentes nas velocidades de reação? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 28
9. TRANSFERÊNCIA ELETRÔNICA 
 
 
OBJETIVOS: 
Verificar experimentalmente a oxidação e redução dos materiais. 
 
TEORIA: 
 A transferência eletrônica baseia-se no princípio de OXI-REDUÇÃO, onde 
OXIDAÇÃO é a perda de elétrons por um átomo e REDUÇÃO é o ganho de elétrons por 
um átomo. 
 Para átomos metálicos a perda e ganho de elétrons é medida pelo potencial elétrico 
“E°” que é medido em Volts. Todo o átomo que perde e ganha elétrons tem seu “E°”. 
Chama-se Transferência Eletrônica ao fenômeno que ocorre quando colocamos em 
contato, pelo menos dois metais diferentes, em que se observa que o metal de maior E° 
transfere elétrons para o metal (íon metálico) de menor E°. Em resumo: 
 
Só pode ocorrer Transferência Eletrônica do metal de maior E° para o metal de menor E° 
 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
Bécher 150mL (3) e bombril. 
 
REAGENTES: 
FeSO4 1mol/L, ZnSO4 1mol/L, CuSO4 1mol/L, Pb(NO3)2 1mol/L, AgNO3 0,1N, placas 
metálicas: Zn, Cu, Fe, Pb. 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
1. Separe lâminas de cobre (Cu), zinco (Zn), chumbo (Pb) e ferro (Fe). 
2. Limpe as lâminas com um bombril para retirar a camada já oxidada existente. 
3. Em três Bécheres coloque (metade do Becher) solução de sulfato de zinco (ZnSO4), 
sulfato de cobre (CuSO4) e nitrato de chumbo (Pb(NO3)2), respectivamente. 
4. Mergulhe as lâminas nos Bécheres conforme indicado nas figuras da próxima página. 
Aguarde 2 a 3 minutos a reação ocorrer. 
 
 
ATENÇÃO: Ao passar a lâmina de um Becher para o outro, lave muito bem a mesma. 
 
 
 
 
 
 
 29
OBSERVE CADA SISTEMA E VERIFIQUE 
SE HOUVE DEPOSIÇÃO DE ÍON METÁLICO NA LÂMINA. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 30
 
Agora coloque um pouco de solução de nitrato de prata (AgNO3) em Becher 
e mergulhe cada lâmina durante um minuto. Observe. 
 
 
 
 
 
 
QUESTÕES: 
1. Defina oxidação e redução. 
2. Ao se mergulhar lâmina de cobre em solução de AgNO3, qual a reação ocorrida? 
Comente em função dos potenciais de redução do cobre e da prata. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 31
 
 
10. PILHAS ELETROQUÍMICAS 
 
 
OBJETIVO: 
Comparar os valores prático e teórico dos E° de algumas pilhas eletroquímicas 
montadas em laboratório. 
 
TEORIA: 
 Pilhas são dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, mergulhados em 
um meio adequado à passagem de cargas elétricas. 
 Na pilha o eletrodo (metal) de maior Eo cede elétrons para o de menor Eo. 
 Intercalando um voltímetro entre os dois eletrodos, podemos determinar a 
variação da corrente (d.d.p.) em volts. 
 Para que a pilha se mantenha funcionando é necessário colocarmos uma PONTE 
SALINA, que tem a(s) função(ões) de fechar o circuito (manter o equilíbrio iônico). 
 As pilhas são formadas por dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, 
mergulhados em um meio adequado à passagem de cargas elétricas. 
 Na pilha, o eletrodo (metal) de maior E° cede elétrons para o de menor E°. Para 
que a pilha se mantenha funcionando é necessário colocarmos uma Ponte Salina, que 
tem as funções de fechar o circuito e manter o equilíbrio iônico do sistema. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 32
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
Tubo em “U”, Becher de 150mL (3), multímetro (ou um voltímetro), algodão, bombril. 
 
REAGENTES: 
KCl 3%, ZnSO4 1 mol/L, CuSO4 1 mol/L, Pb(NO3)2 1 mol/L, placas metálicas: Zn, Pb, 
Cu. 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
1. Faça uma Ponte Salina, colocando NaCl no interior do vidro apropriado com algodão. 
(Obs.: Não deixe formar bolhas pois estas interrompem o movimento de cargas.) 
2. Limpe as lâminas a serem usadas com bombril. 
3. Monte a pilha abaixo, colocando o voltímetro na escala de 3V (leitura direta). 
 
 
 
 
 
Procure colocar os metais certos no 
Ânodo e Cátodo do voltímetro, caso 
contrário o ponteiro irá deslocar-se para a 
ESQUERDA. 
 
 
 
 
 
Valor Teórico: ΔE° = + 0,76 V – (–0,34 V) = + 1,10V E° Zn = + 0,76 
Valor Prático: _______________________________ E° Cu = – 0,34 
 
 
4. Retire a Ponte Salina, limpe as extremidades e monte as demais pilhas conforme a 
anterior: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 33
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OBSERVAÇÕES: 
a) Sempre ao passar de uma pilha para outra, lave a Ponte Salina. 
b) Procure experimentar o que ocorre usando duas Pontes Salinas. 
 
 
 
 
QUESTÕES: 
1. Dados os potenciais do Mg e do Cu, calcule o potencial da pilha padrão formada 
por esses dois elementos. 
a. Dados: Mg+2 + 2e → Mg E0= -2,37V 
i. Cu+2 + 2e → Cu E0= +0,34V 
2. Como funciona a ponte salina na pilha Zinco/Cobre? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 34
 
11. CORROSÃO – TIPOS DE PILHAS 
 
 
OBJETIVOS: 
Observar alguns exemplos de pilhas de eletrodos metálicos diferentes e pilhas de 
concentração. 
 
TEORIA: 
 Nos processos de corrosão, são destacados os principais tipos de pilhas 
eletroquímicas a seguir, nas quais se verifica que as reações em ação criam 
espontaneamente uma força eletromotriz: 
 
 – Pilha de eletrodos metálicos diferentes. 
 – Pilha de concentração.– Pilha de temperaturas diferentes. 
 
 No caso de processo não espontâneo devem ser destacadas as pilhas eletrolíticas. 
Nesta atividade observaremos alguns exemplos de Pilhas de Eletrodos Metálicos 
Diferentes e Pilhas de Concentração. 
 
 
Pilha de Eletrodos Metálicos Diferentes: 
 É o tipo de Pilha de Corrosão que ocorre quando dois metais diferentes estão em 
contato e imersos num mesmo eletrólito; também chamada de Pilha Galvânica. São 
exemplos de Pilha de Eletrodos Metálicos Diferentes: Pilha Ativa-Passiva, Pilha de Ação 
Local. 
 
 
Pilha de Concentração: 
 Existem casos em que se tem material da mesma natureza, mas que podem 
originar uma diferença de potencial, ocasionando processos de corrosão. Isto ocorre 
quando se tem um mesmo material metálico em contato com diferentes concentrações de 
um mesmo eletrólito, ou em contato com o mesmo eletrólito, porém em locais em que os 
teores de gases dissolvidos são diferentes. Tem-se no primeiro caso a Pilha de 
Concentração Iônica e no segundo caso a Pilha de Aeração Diferencial. 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
Tubo em “U”, 1 par de “fios jacaré-jacaré”, bombril, Bécher 250mL, mufa, garra, suporte 
Universal. 
 
 
 
 
 35
REAGENTES: 
Placas de zinco comercial, zinco P.A., ferro, cobre e alumínio, sol. de NaCl 3%, sol. de 
ferricianeto de potássio (K3(FE(CN)6) 1N, HgCl2comercial (CUIDADO! É MUITO 
TÓXICO!), H2SO4, indicador fenolftaleína, ferroxil (sol. de ferricianeto de potássio e 
fenolftaleína). 
 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
 
1ª EXPERIÊNCIA: Eletrodos Metálicos Diferentes 
 
1. Monte a aparelhagem ao lado. 
2. Limpe muito bem os eletrodos com 
bombril antes de usá-los. 
3. Encha o tubo em “U” com solução de 
NaCl 3%. 
4. Mergulhe dois eletrodos metálicos, 
sendo um de cobre e outro de ferro, 
ligando-os por meio de um fio de 
cobre ou outro condutor. 
5. Goteje fenolftaleína no lado do 
eletrodo de cobre. Observe e anote. 
6. Retire os eletrodos. Mude a solução de NaCl 3% por outra nova. Limpe novamente os 
eletrodos. 
7. Desta vez mergulhe um eletrodo de ferro e outro de cobre nas extremidades do tubo em 
“U”. 
8. Goteje ferricianeto de potássio 0,1 M no lado do ferro e fenolftaleína no lado do 
cobre. 
9. Observe e anote. 
10. Foi percebida alguma mudança de coloração nos experimentos acima realizados? 
Qual? Descreva a(s) reação(ões) química(s) envolvida(s) se houverem. 
 
2ª EXPERIÊNCIA: Pilha Ativa-Passiva 
 
1. Limpe muito bem uma placa de alumínio. 
2. Coloque uma PEQUENA quantidade de HgCl2 sobre a placa (mostre esta quantidade 
ao seu professor). Adicione, aproximadamente, 3 gotas de água sobre o HgCl2. 
3. Deixe a placa com os reagentes sobre a bancada por alguns minutos. Observe e anote. 
 
 
 
 
 
 
 36
3ª EXPERIÊNCIA: Pilha de Ação Local 
 
1. Monte o esquema ao lado. 
2. Em um Bécher de 250mL adicione cerca de 
150mL de H2SO4 1M. 
3. Mergulhe, parcialmente, nesta solução uma placa 
de zinco. Observe. 
4. Retire o zinco e mergulhe uma placa de cobre 
tendo o cuidado de apenas encostá-lo ao zinco 
(vide esquema). Observe. 
 
QUESTÕES: 
1. Na pilha de corrosão Zn/Fe, como se pode provar experimentalmente que o Ferro 
funciona como catodo? 
2. Dê exemplos de aplicação de proteção catódica onde se aplica uma pilha de 
corrosão. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 37
 
12. CORROSÃO DO FERRO 
 
 
OBJETIVO: 
Observar a oxidação do ferro em diferentes situações. 
 
TEORIA: 
Corrosão significa a deterioração dos metais através de um processo eletroquímico. 
A formação de ferrugem sobre o ferro é um exemplo de corrosão. 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
Sete tubos de ensaio, dois béqueres, conta-gotas, oito pregos de ferro, dois pedaços de fio de 
cobre, dois pedaços de magnésio (ou zinco), cloreto de sódio e suco de limão 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
1. Em um béquer, misture 20mL de água e uma colher de chá de sal. Agite a mistura até a 
completa dissolução do sal. Vamos chamar essa solução de A. 
2. No outro béquer, misture 10mL de suco de limão e 10mL de água. Chamaremos essa 
solução de B. 
3. Prepare os tubos de ensaio conforme a tabela a seguir: 
 
Tubo Conteúdo 
1 3mL de água + um prego 
2 3mL de solução A + um prego 
3 3mL de solução A + um prego + um pedaço de fio de cobre (Cu) 
4 3mL de solução A + um prego + um pedaço de magnésio (Mg) 
 
5 3 mL de solução B + um prego 
6 3mL de solução B + um prego + um pedaço de fio de cobre (Cu) 
7 3mL de solução B + um prego + um pedaço de magnésio (Mg) 
 
 4. Para cada um dos tubos escreva as reações que ocorreram. 
 
 38
 
QUESTÕES: 
1. Ao se mergulhar um prego de Ferro e fio de Cobre na solução B que reações 
ocorrem? 
2. Ao se mergulhar prego de Ferro e fita de Magnésio na solução B, que reação 
ocorre? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 39
13. ELETRÓLISE 
 
 
OBJETIVO: 
 Verificar os diferentes produtos e subprodutos da eletrólise de vários compostos 
diferentes. 
 
TEORIA: 
 A Eletrólise é o processo de forçar uma reação não-espontânea a ocorrer pelo uso 
da corrente elétrica. 
 Em uma célula eletrolítica, a corrente é fornecida por uma fonte externa. A 
eletrólise exige o uso de corrente contínua. 
 Em uma cuba eletrolítica temos uma fonte de alimentação (FA) determinando a 
polaridade dos metais ligados (cátodo e ânodo) e a transformação da CA e CC. 
 
 
 
 
 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
Eletrodo de grafite (1 par), eletrodo de cobre (1 par por grupo), tubo em “U, fonte (12V), 
suporte universal, 1 par de garras, 1 par de mufas, 1 par de “jacarés”. 
 
 
 
REAGENTES: 
NaCl 3% p/p comercial, fenolftaleína, Kl 3% p/p comercial, tetracloreto de carbono, 
NH4OH concentrada. 
 
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PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
 
1ª EXPERIÊNCIA: Eletrólise da solução aquosa de NaCl 
 
1. Limpe os eletrodos de cobre e de grafite com bombril. 
2. Limpe o tubo em “U” que será utilizado. 
3. Monte o esquema abaixo usando o tubo em “U”; encha-o com solução de NaCl 3% p/p 
comercial. 
4. Coloque aproximadamente 4 gotas de fenolftaleína em um dos lados e observe. O que 
ocorreu? Justifique. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. As reações que ocorrem são as seguintes: 
 
 NaCl Na+ + Cl
– 
 H2O H+ + OH
– 
 
 ÂNODO (cobre): 2Cl
– 
 – 2e
–
 Cl2 ↑ 
 CÁTODO (grafite): 2H+ + 2e
–
 H2↑ 
 SUBPRODUTO: NaOH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 41
2ª EXPERIÊNCIA: Eletrólise do NaCl (aquoso) – ataque dos gases. 
 
1. Monte o mesmo esquema utilizado na experiência passada, tendo o cuidado de limpar 
muito bem o tubo em “U” antes de iniciar a nova eletrólise e de usar uma outra 
solução de NaCl 1N. 
2. Use a mesma fonte mas substitua o eletrodo de grafite por um eletrodo de cobre, 
assim, nesta eletrólise, só serão usados eletrodos de cobre. 
3. Identifique onde é o ANODO E O CÁTODO. 
4. As reações que ocorrem durante a eletrólise são as seguintes: 
 
 ÂNODO (cobre): 2Cl
–
 – 2e
–
 Cl2↑ 
 CÁTODO (cobre): 2H+ + 2e
–
 H2 ↑ 
 
5. No lado do ÂNODO coloque, aproximadamente, 4 gotas de amônia (NH4OH) 
concentrada. Observe. 
6. Ocorreu alguma mudança de coloração? Se ocorrer, qual o produto formado e qual(is) 
a(s) reação(ões) química(s) correspondente(s)? 
 
3ª EXPERIÊNCIA: Eletrólise da solução aquosa de Kl. 
 
2. Ainda usando o mesmo esquema das experiências passadas, limpe o tubo em “U”, 
troque a solução de NaCl por uma solução de KI 0,1 M e substitua ambos os eletrodos 
por eletrodos de grafite. 
3. Identifique o ANODO e CÁTODO. 
4. As reações que ocorrem durante a eletrólise são: 
 
 Kl K + + l
– 
 H2O H+ + OH
– 
 
 CÁTODO (grafite): 2H+ + 2e
–
 H2 ↑ 
 ÂNODO (grafite): 2l
– 
 – 2e
–
 I2 ↓ 
 
4. No lado do ANODO pingue algumas gotas de tetracloreto de carbono. 
5. Observe. Ocorreu alguma mudança de coloração? Qual o objetivo de se acrescentar 
tetracloreto de carbono (CCl4) apenas no lado do ânodo? 
 
 
QUESTÕES: 
1. Ao se eletrolisar solução aquosa de sulfato de alumínio que espécie química se 
deposita no catodo. E se eletrolisarmos solução aquosade sulfato de cobre, que 
espécie química se deposita no catodo? 
2. Dê as reações ocorridas na eletrólise de solução aquosa de KI. 
 
 42
 
14. LEIS DE FARADAY – ELETRODEPOSIÇÃO 
 
 
OBJETIVO: 
Determinar quantitativamente as massas depositadas no catodo e anodo. 
 
TEORIA: 
 Faraday estabeleceu duas leis básicas para as cubas eletrolíticas. 
 
1ª Lei: A massa de qualquer substância depositada ou liberada num eletrodo é 
proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa o eletrólito, ou seja: m = it 
onde: 
 m = massa 
 i = intensidade de corrente (ampares) 
 t = tempo (segundos) 
 Logo, o produto de i (A) x t (s) = Q + carga elétrica em coulombs. Então: m = 
Q 
 
 
2ª Lei: As massas de diferentes substâncias, depositadas ou liberadas pela mesma 
quantidade de eletricidade são proporcionais aos seus equivalentes. 
 Então haverá um valor notável de carga que é capaz de depositar ou liberar o 
equivalente de qualquer substância. Este valor é denominado i faraday (if) = 96500 
coulombs. 
 
 Combinando as duas leis temos: 
 
 m = E Q m = E.I.T 
 — ---------- 
 F 96500 
 
A Eletrodeposição é o processo através do qual se deposita a massa de uma determinada 
substância em um eletrodo. 
 
 Para se realizar uma eletrólise devemos usar uma fonte de corrente contínua, 
porque a eletrólise exige este tipo de corrente. Outro fato é que a fonte determina a 
“polaridade” dos eletrodos. 
 
 
 
 
 
 
 43
A eletrodeposição baseia-se nas Leis de Faraday, ou seja: 
 
 m = (E.i.t) ÷ 96500 E = Atg ÷ NOX 
 1 Faraday = 96500 C 
 
onde: 
m = massa depositada 
i = corrente usada (em Ampéres) 
t = tempo (segundos) 
E = equivalente eletroquímico 
Atg = átomo grama 
NOX = número de oxidação 
 
Em uma eletrodeposição temos: 
 
 migram para 
cátions = cargas positivas cátodo (–) 
 migram para 
ânions = cargas negativas ânodo (+) 
 
 
MATERIAL EXPERIMENTAL: 
Becher 400mL, eletrodos de grafite, eletrodos de cobre, tenaz, tela de amianto, fonte, 1 
par de “jacarés”, forno de Lavoisier, balança digital, CuSO4 1 mol/L. 
 
PROCEDIMENTO PRATICO – LEIS DE FARADAY: 
 
Colocar em uma cuba solução de sulfato de cobre 0,5 M já preparado. Selecionar dois 
eletrodos, um de grafite e outro de cobre, pesar o de grafite que servirá de “catodo”. 
 Imergir os eletrodos na solução e conectá-los aos terminais de uma fonte de 
corrente contínua provida ou ligada a um amperímetro. 
 Assegurar-se que o eletrodo previamente pesado esteja ligado ao terminal negativo da 
fonte 
 Marcar o tempo e ligar à fonte de corrente contínua, iniciando a contagem de 
tempo. 
 Deixar que a eletrólise ocorra por 2 minutos, anotando o valor da intensidade de 
corrente utilizada. Desligar a fonte anotando o tempo de eletrólise. 
 Secar o catodo em estufa e pesá-lo. 
 Comparar a massa prática com a teórica e observar a causa de prováveis erros. 
 
 
 44
PROCEDIMENTO PRÁTICO – ELETRODEPOSIÇÃO : 
 
Esquema de uma cuba eletrolítica: 
 
 
 AB = SAL 
 Eletrólito = gerador de cargas elétricas. 
 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO PRÁTICO: 
2. Monte uma aparelhagem idêntica ao esquema de uma cuba eletrolítica indicada acima. 
3. Encher a cuba (ou Becher) com uma solução de sulfato de cobre 1N. 
4. Use nesta eletrólise um eletrodo de cobre e outro de grafite. 
5. Limpe muito bem ambos os eletrodos com bombril. 
6. Após estar limpo e seco o eletrodo de grafite, PESE-O. Anete o valor (m1). 
7. Ligue os eletrodos à fonte. Ligue-a e use a corrente que o professor pedir. Deixe-a 
ligada por 3 minutos. Desligue. 
8. Após os 3 minutos, retire o eletrodo de grafite, seque-o e pese-o. Anote também este valor 
(m2). 
 Obs.: A secagem do eletrodo é feita no Forno de Lavoisier e se a temperatura 
estiver muito alta, a secagem deve ser BEM RÁPIDA (aproximadamente 1 
minuto) para não haver perda do depósito. 
8. Calcule a massa de cobre depositada (m1 – m2). 
9. Compare o valor obtido no laboratório com o valor teórico, usando as Leis de 
Faraday. 
 
 Obs.: Em toda eletrodeposição a peça a ser RECOBERTA deve ser colocada 
no CÁTODO. O ÂNODO deve ser do MESMO metal que o íon metálico 
existente na solução que fará o recobrimento. 
 
 
QUESTÕES: 
1. Eletrolisou-se solução aquosa de sulfato de cobre durante 20 minutos usando-se 
corrente elétrica de 10A. Calcule a massa teórica de cobre depositada no 
catodo. 
2. Ao se eletrolisar solução de sulfato de alumínio durante 10 minutos com uma 
corrente de 10A, qual a massa da espécie química depositada no catodo?