Química Geral

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CENTRO UNIVERSITÁRIO DE LINS 
2011 
LABORATÓRIO 
DE QUÍMICA 
GERAL 
Cássio Luís F. de Oliveira e 
Moisés T. Messi 
 
Av. Nicolau Zarvos, 1925 – Jd. Aeroporto – CEP 16401-371 – Lins - SP 
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Índice 
 
1. PRINCIPAIS EQUIPAMENTOS DE UM LABORATÓRIO DE QUÍMICA ....... 2 
2. PROPRIEDADES GERAIS DA MATÉRIA ............................................................ 7 
3. MEDIÇÃO DE MASSA – USO DE BALANÇAS ................................................... 11 
4. MEDICÃO DE VOLUME E RECIPIENTES VOLUMETRICOS ........................ 15 
5. DENSIDADE .............................................................................................................. 21 
6. DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE SÓLIDOS ........................................... 23 
7. DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS ......................................... 28 
8. DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE GASES ................................................ 31 
9. FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS .................................................................. 33 
10. PROPRIEDADES FÍSICAS DA ÁGUA PURA E DA ÁGUA SALGADA – 
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE E PONTO DE EBULIÇÃO ..................... 36 
11. ELETRÓLISE DA ÁGUA ......................................................................................... 39 
12. A INDÚSTRIA SODA-CLORO – ELETRÓLISE DA SOLUÇÃO AQUOSA DE 
CLORETO DE SÓDIO .............................................................................................. 41 
13. DETERMINAÇÃO DE CALORES DE REAÇÃO E APLICAÇÃO DA LEI DE 
HESS ............................................................................................................................ 44 
14. CINÉTICA QUÍMICA – INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO E 
TEMPERATURA ...................................................................................................... 51 
 
 
 
 
2 
 
PRINCIPAIS EQUIPAMENTOS DE UM LABORATÓRIO 
DE QUÍMICA 
 
1. Introdução 
 As atividades de laboratório exigem do aluno não apenas o conhecimento 
das peças e aparelhos utilizados, mas também o correto emprego de cada um deles. 
 Nesta aula serão apresentados alguns equipamentos e vidrarias mais 
comuns de um laboratório de química. Não pense que são somente estes, porque 
existem necessidades específicas que exigem equipamentos específicos não 
mostrados nesta aula. 
 
1) Balão de fundo chato. Nele são aquecidos líquidos e realizadas reações com 
liberação de gases. Para aquecê-lo, use o tripé com a proteção da tela de 
amianto. 
2) Frasco de Erlenmeyer, ou simplesmente erlenmeyer. Utilizado em titulação, 
aquecimento de líquidos, dissolução de substâncias e realização de reações. 
Quando aquecê-lo, empregue o tripé com a proteção da tela de amianto. 
3) Copo de Becher, ou apenas béquer. Apropriado para reações, dissolução de 
substâncias, precipitações e aquecimento de líquidos. Para levá-lo ao fogo, use 
tripé com a proteção da tela de amianto. 
4) Funil (a) e funil analítico (b). 0 funil é utilizado para filtração. Para filtrações 
mais delicadas (geralmente, em análises quantitativas), emprega-se o funil 
analítico, que tem diâmetro pequeno e haste maior. Às vezes, o analítico 
apresenta internamente estrias no cone e na haste. 
5) Tubo de ensaio. Empregado para reações em pequena escala, principalmente 
testes de reação. Com cuidado, pode ser aquecido diretamente na chama do 
bico de Bunsen. 
6) Condensador. Dispositivo para liquefazer vapores. É utilizado na destilação. 
7) Bastão de vidro, baqueta ou bagueta. Haste maciça de vidro com que se 
agitam misturas, facilitando reações. 
8) Proveta ou cilindro graduado. Mede e transfere volumes de líquido. Não 
oferece grande precisão. Nunca deve ser aquecida. 
9) Pipeta graduada (a) e pipeta volumétrica (b). São utilizadas para medir com 
exatidão e transferir pequenos volumes de líquido. 
10) Bico de Bunsen ou simplesmente Bunsen. É a fonte de aquecimento mais 
empregada em laboratório. 
11) Cadinho. Geralmente é feito de porcelana. Serve para calcinação (aquecimento 
a seco e muito intenso) de substâncias. Pode ser colocado em contato direto 
com a chama do bico de Bunsen. 
12) Suporte universal. É empregado em varias operações, para sustentação de 
peças. 
3 
 
13) Vareta de vidro. Cilindro oco, feito de vidro de baixo ponto de fusão. Interliga 
peças como balões, condensadores, erlenmeyers, etc. 
14) Tripé de ferro. Sustentáculo utilizado com a tela de amianto para 
aquecimento de várias peças. 
15) Tela de amianto. Protege peças submetidas a aquecimento. 0 amianto 
distribui uniformemente o calor. 
16) Anel, ou argola. Preso à haste do suporte universal, sustenta o funil na 
filtração. 
17) Pinça simples. Espécie de braçadeira para prender certas peças ao suporte 
universal. 
18) Garra de condensador. Espécie de braçadeira que prende o condensador (ou 
outras peças, como balões, erlenmeyers etc.) à haste do suporte universal. 
19) Estante de tubos de ensaio. Serve para alojar tubos de ensaio. 
20) Pinça de madeira. Utilizada para segurar tubos de ensaio em aquecimento, 
evitando queimaduras nos dedos. 
21) Cápsula de porcelana. Recipiente para evaporar líquido. 
22) Vidro de relógio. Peça côncava para evaporação em análises de líquidos. Para 
aquecê-lo, use tripé com a tela de amianto. 
23) Bureta. Serve para medir volumes, principalmente em análises. 
24) Triângulo de porcelana. Suporte para cadinhos de porcelana colocados em 
contato direto com a chama do bico de Bunsen. 
25) Almofariz e pistilo. Empregados para triturar e pulverizar sólidos. 
26) Frasco de Kitassato. Compõe a aparelhagem das filtrações a vácuo. Sua saída 
lateral se conecta a uma trompa de vácuo. 
27) Funil de Büchner. Adapta-se ao frasco de Kitassato nas filtrações a vácuo. 
28) Funil de decantação. Utilizado na separação de misturas de líquidos 
imiscíveis. 
29) Dessecador. Nele se guardam substâncias sólidas para secagem. Sua 
atmosfera interna deve conter baixo teor de umidade. 
30) Pinça de Mohr (a) e pinça de Hofmann (b). Servem para reduzir ou obstruir 
a passagem de gases ou líquidos em tubos flexíveis. 
31) Pinça metálica ou tenaz. Com ela se manipulam objetos aquecidos. 
32) Pisseta. Frasco para lavagem de materiais e recipientes por meio de jatos de 
água, álcool e outros solventes. 
33) Furadores de rolhas. Jogo de furadores utilizado para produzir orifícios de 
diferentes diâmetros em rolhas de cortiça ou de borracha. 
34) Espalhador de chama. Adaptado ao bico de Bunsen, produz chama larga, 
apropriada para dobrar varetas de vidro. 
35) Bomba de vácuo. Equipamento que faz sucção nas filtrações a vácuo. 
Antigamente usava-se uma trompa de vácuo, como na fig. 35, que era 
adaptada a uma torneira. 
 
4 
 
 
 
5 
 
 
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7 
 
PROPRIEDADES GERAIS DA MATÉRIA 
 
1. Introdução 
 As pessoas, as ruas, os veículos e tudo mais que se pode ver é constituído 
de matéria. Mas a matéria também pode não ser vista e apenas percebida por 
nossos sentidos, como o ar que nos rodeia e podemos perceber na pele e cabelos. 
 Enfim: 
MATÉRIA É TUDO QUE EXISTE E OCUPA LUGAR 
NO ESPAÇO 
 Há matéria em toda parte, mesmo no espaço sideral, e o vácuo não é a 
ausência total de matéria, mas onde há pouca matéria. 
 A matéria pode aparecer no Universo sob diversos modos, em grandes ou 
pequenas quantidades, podendo ou não ser utilizada pelos seres humanos. 
 Assim, a matéria está dividida em: 
a) Corpo: é uma porção limitada da matéria, isto é, uma quantidade limitada da 
matéria. Uma pepita de ouro, um tronco ou um pedaço de granito são exemplos 
de corpos. 
b) Objeto: é um corpo trabalhado e que tem utilidade para o ser humano. Com o 
ouro, pode se fazer uma jóia; com o tronco, um móvel; com o granito, um 
objeto de arte. 
Cada matéria diferente tem uma composição diferente, que é devida às 
substâncias que formam a matéria. 
 É importantíssimo descrever as características de uma matéria para se 
poder estudá-la e a classificar. A matéria apresenta propriedades gerais, específicase funcionais (que serão estudadas para cada tipo de substância). 
 
2) Propriedades gerais da matéria 
 São as propriedades que toda matéria possui. 
a) Massa: é a quantidade de matéria de um corpo. Ex.: 1 Kg de gesso, 250 g de 
queijo, etc. A massa pode ser medida numa balança. 
b) Indestrutibilidade: é a própria essência do estudo da Química, que só se tornou 
ciência quando Lavoisier descobriu que a matéria não pode ser criada, nem 
destruída, apenas transformada. Assim: 
 
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.” 
 
Antoine Lavoisier 
 
c) Inércia: é a propriedade que a matéria tem de não modificar a situação em que 
se encontra, seja ela de repouso ou de movimento. Simplificadamente: a matéria 
8 
 
tende a ficar parada se estiver parada ou a continuar em movimento se estiver em 
movimento. É a inércia que explica a tendência de um corpo ir para trás quando um 
carro começa a se locomover ou ir para frente quando o carro para. 
d) Divisibilidade: é a propriedade que a matéria tem de se reduzir em partículas 
extremamente pequenas. 
e) Extensão: é a propriedade da matéria em ocupar lugar no espaço. Corresponde 
ao volume ocupado pelo corpo. 
f) Impenetrabilidade: dois corpos não ocupam o mesmo lugar no espaço ao 
mesmo tempo. 
g) Porosidade: a matéria não é contínua e possui espaços, chamados poros, em seu 
interior. 
h) Compressibilidade: é a propriedade que um corpo tem de diminuir de tamanho 
quando submetido a uma certa pressão, passando a ocupar os espaços que existem 
em seu interior. 
i) Elasticidade: o corpo tem a propriedade de voltar a sua forma inicial quando 
cessa a compressão a que estava sendo submetido. 
 
3) Propriedades funcionais 
 São propriedades comuns a determinados grupos de matéria, 
identificados pela função que desempenham. Serão estudados mais tarde. Ex.: 
ácidos, bases, sais, óxidos, álcoois, aldeídos, cetonas. 
 
4) Propriedades específicas 
 São propriedades individuais de cada tipo particular de matéria. Podem 
ser: organolépticas, químicas ou físicas. 
a)Organolépticas: são propriedades capazes de impressionar os nossos sentidos, 
como a cor, que impressiona a visão, o sabor, que impressiona o paladar, o odor que 
impressiona o nosso olfato e a fase de agregação da matéria (sólido, líquido, gasoso, 
pastoso, pó), que impressiona o tato. Ex.: água pura (incolor, insípida, inodora, 
líquida em temperatura ambiente), barra de ferro (brilho metálico, sólido). 
b)Químicas: responsáveis pelos tipos de transformação que cada matéria é capaz 
de sofrer. Relacionam-se à maneira de reagir de cada substância. Algumas destas 
propriedades são os diferentes graus de oxidação dos metais, a capacidade de 
queima de certas substâncias (combustíveis), a hidrólise, etc. Ex.: oxidação do ferro, 
combustão do etanol (álcool da cana). 
c)Físicas: são certos valores encontrados experimentalmente para o 
comportamento de cada tipo de matéria quando submetidas a determinadas 
condições. Essas condições não alteram a constituição da matéria, por mais 
diversas que sejam. As principais propriedades físicas da matéria são: 
c.1) Pontos de fusão e solidificação: são as temperaturas nas quais a matéria 
passa da fase sólida para a fase líquida e da fase líquida para a sólida 
respectivamente, sempre em relação a uma determinada pressão atmosférica. Ex.: 
água 0 °C; oxigênio -218,7 °C; fósforo branco 44,1 °C. Ponto de fusão normal: é a 
9 
 
temperatura na qual a substância passa da fase sólida para a fase líquida, sob 
pressão de 1atm. Durante a fusão propriamente dita, coexistem essas duas fases. 
Por isso, o ponto de solidificação normal de uma substância coincide com o seu 
ponto de fusão normal. 
c.2) Pontos de ebulição e condensação: são as temperaturas nas quais a matéria 
passa da fase líquida para a fase gasosa e da fase gasosa para a líquida 
respectivamente, sempre em relação a uma determinada pressão atmosférica. Ex.: 
água 100° C; oxigênio -182,8° C; fósforo branco 280° C. Ponto de ebulição normal: é 
a temperatura na qual a substância passa da fase líquida à fase gasosa, sob pressão 
de 1 atm. Durante a ebulição propriamente dita, coexistem essas duas fases. Por 
isso, o ponto de condensação normal de uma substância coincide com o seu ponto 
de ebulição normal. 
c.3) Densidade: é a relação entre a massa e o volume ocupado pela matéria. Ex.: 
água 1,00 g/mL; ferro 7,87 g/mL. 
c.4) Coeficiente de solubilidade: é a quantidade máxima de uma matéria capaz de 
se dissolver totalmente em uma porção padrão de outra matéria (100g, 1000g), 
numa temperatura determinada. 
 
SUBSTÂNCIA 
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE 
(10oC) 
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE 
(20°C) 
Nitrato de 
prata 
20,9 g em 100 g de água 31,6 g em 100 g de água 
Sulfato de 
cério 
15 g em 100 g de água 10 g em 100 g de água 
 
c.5) Dureza: é a resistência que a matéria apresenta ao ser riscada por outra. 
Quanto maior a resistência ao risco mais dura é a matéria. Entre duas espécies de 
matéria, X e Y, decidimos qual é a de maior dureza pela capacidade que uma 
apresenta de riscar a outra. A espécie de maior dureza, X, risca a de menor dureza, 
Y. Podemos observar esse fato, porque sobre a matéria X, mais dura, fica um traço 
da matéria Y, de menor dureza. 
 
 
 
10 
 
 
c.6) Tenacidade: é a resistência que a matéria apresenta ao choque mecânico, isto 
é, ao impacto. Dizemos que um material é tenaz quando ele resiste a um forte 
impacto sem se quebrar. Observe que o fato de um material ser duro não garante 
que ele seja tenaz; são duas propriedades distintas. Por exemplo: o diamante, 
considerado o material mais duro que existe, ao sofrer um forte impacto quebra-se 
totalmente. 
c.7) Brilho: é a capacidade que a matéria possui de refletir a luz que incide sobre 
ela. Quando a matéria não reflete luz, ou reflete muito pouco, dizemos que ela não 
tem brilho. Uma matéria que não possui brilho, não é necessariamente opaca e vice-
versa. Matéria opaca é simplesmente aquela que não se deixa atravessar pela luz. 
Assim, uma barra de ouro é brilhante e opaca, pois reflete a luz sem se deixar 
atravessar por ela. 
c.8) Condutibilidade: é a propriedade de certos tipos matéria que podem conduzir 
calor e eletricidade. Os metais são bons condutores de calor e eletricidade, 
enquanto que ar, madeira e borracha não conduzem bem calor e eletricidade e são 
chamados de isolantes. Nos ferros de passar roupa, há uma placa de um mineral 
metálico chamado mica, um ótimo condutor de calor. 
c.9) Magnetismo: ímãs são substâncias com a capacidade de atrair ferro, níquel, 
aço e cobalto. 
c.10) Ductibilidade: é a capacidade de uma substância ser transformada em fio. 
Vários metais são dúcteis, como o ferro, a prata, o ouro e o cobre (muito utilizado 
em fiações elétricas.). 
c.11) Calor específico: é a quantidade de calor necessária para elevar em 1oC a 
temperatura de 1 g de uma substância. Quanto maior o calor específico, a 
substância pode armazenar calor por um tempo maior. 
 
SUBSTÂNCIA CALOR ESPECÍFICO / cal.g-1.oC-1 
água 1,00 
álcool 0,60 
alumínio 0,21 
ferro 0,11 
cobre 0,09 
 
c.12) Maleabilidade: maleáveis são as substâncias que podem ser transformadas 
em lâminas. Ex.: chumbo, prata, ferro, ouro e alumínio. 
 
 
11 
 
MEDIÇÃO DE MASSA – USO DE BALANÇAS 
 
1. Introdução 
 A massa é uma quantidade limitada matéria e é também uma propriedade 
extensiva da matéria. Massa é um conceito utilizado em ciências para explicar 
vários fenômenos que ocorrem na natureza e que são úteis na ciência e no 
cotidiano. A massa também está associada ao “peso”, embora fisicamente sejam 
diferentes. 
 No Sistema Internacional (SI) a massa possui unidades de quilograma 
(kg). Embora no SI a unidade de massa seja o quilograma, em química geralmente 
usa-se submúltiplos desta unidade (gramas, miligramas ou microgramas), ou seja, 
raramente em um laboratório de química será usado quilogramas de um material e 
muito menos toneladas. 
 Para se converter a massa entre as unidades múltiplas basta seguiro 
quadro abaixo: 
 
Tonelada (t) 
 
 
Quilograma (kg) 
 
 
Grama(g) 
 
 
Miligrama (mg) 
Exemplos de Conversão 
1) Quanto corresponde 2,5 kg em g (gramas)? 
2,5 kg  
1000x
2500 g 
2) Quanto correspoden 350 mg em g (gramas)? 
350 mg  
1000
0,35 g 
 
 Em um laboratório, para se obter a massa de um determinado material 
(corpo) usam-se balanças, e que podem ser dos seguintes tipos: 
a) Balança de braço 
 Balança mecânica que permite massas de valores desconhecidos sejam 
comparadas com massas padrões de corpos conhecidos como pesos. É também 
chamada de balança granatária e muito usada, ainda hoje, em farmácias e feiras. 
 
x1000 
1000 
x1000 
x1000 1000 
1000 
12 
 
 
 
 
b) Balança de plataforma 
 A medição da massa é feita deslocando-se massas conhecidas ao longo do 
braço da balança até que se obtenha um equilíbrio entre as massas. Pode haver 
balanças de plataforma digitais. A mostrada abaixo é uma balança de plataforma 
mecânica. 
 
 
 
 
c) Balança semi-analítica e analítica. 
 É uma balança eletrônica extremamente sensível e precisa, que mede 
pequenas massas (geralmente inferiores a 200g) e largamente utilizada em 
laboratórios. Estas balanças podem ainda ser classificadas em semi-analíticas, 
quando a precisão é de 1 mg ou menor, analítica quando a precisão é de 0,1 mg ou 
maior, ou então de micro-balanças quando a precisão é de 0,001 mg. 
 
13 
 
 
Semi-analítica 
 
Analítica 
 
Microbalança 
 
 
2. Objetivos 
 Nesta prática, almeja-se um primeiro contato com balanças e a “pesagem” 
de materiais, fato rotineiro em laboratório químico. 
 
3. Materiais e métodos 
3.1) Materiais e reagentes 
 Serão usados nesta prática: balança semi-analítica ou analítica, balão 
volumétrico de 100 mL ou de 50 mL, pipeta plástica, pisseta e água destilada. 
3.2) Procedimento 
 Pegar um balão volumétrico de 50 ou 100 mL, vazio e seco. 
 Pesar em uma balança semi-analítica a sua massa e anotar. 
 Encher com água destilada até o menisco usando a pipeta plástica quando 
o nível de água estiver próximo ao menisco. 
 Pesar novamente e, por subtração, determinar a massa de água contida no 
balão. 
 Retirar um pouco de água do balão com a pipeta plástica e descartar o 
líquido. 
 Voltar a encher o balão até o menisco e voltar a pesar. 
 Repetir o procedimento mais três vezes, sempre anotando a massa do 
balão e determinando a massa de água. 
 
4. Atividades 
1) Verificar o limite de erro da balança, que corresponde a sua menor divisão, 
calculando as variações da massa dentro destes limites e os erros cometidos na 
“pesagem”. 
Ex.: Se um objeto tem 0,370g conforme medição numa balança cuja menor divisão é 
de 0,001g, a massa desse objeto é um valor entre 0,369g e 0,371g. O erro inerente a 
esta medição é de 0,27%. 
 
14 
 
)(001,0
%100370,0
erroxg
g


 
 
2) Nas várias pesagens feitas, a massa de água resultante foram iguais? Explique! 
3) Qual o valor mais provável da massa de água dentro do balão? 
4) Quais as fontes de incerteza em uma pesagem? 
5) Diferencie massa e peso. 
6) Procure o valor, em gramas e em unidades de massa atômica (u), de 
a) um próton; 
b) um nêutron; 
c) um elétron. 
7) Pesquisar o funcionamento e os cuidados que se deve ter na utilização de 
balanças eletrônicas, bem como os possíveis erros de pesagem que podem ocorrer. 
8) Sabendo que o soro fisiológico contém cloreto de sódio NaCl, na concentração de 
9 g/L, determine a massa desse sal, em miligramas, existente em 5 cm3 de “líquido 
para lentes de contato”. 
9) Faça uma pesquisa detalhada sobre o funcionamento de balanças e quais os 
cuidados relacionados com o equipamento e também sobre os procedimentos de 
medidas de massa. 
10) Converta em gramas as seguintes quantidades: 
a) 1500 kg 
b) 0,1 kg 
c) 10 mg 
d) 10 t 
e) 2500 mg 
 
15 
 
MEDICÃO DE VOLUME E RECIPIENTES 
VOLUMETRICOS 
 
1. Introdução. 
 O volume de um corpo é a quantidade de espaço por ele ocupada. Também 
é uma quantidade extensiva da matéria e no Sistema Internacional (SI) possui 
unidades de metros cúbicos (m3), mas que em um laboratório, assim como ocorria 
com a massa em quilograma, não é usual essa unidade. Geralmente usa-se a 
unidade volumétrica múltiplas do m3: litros (L), mililitros (mL), microlitros (L) ou 
então centímetros cúbicos (cm3), decímetro cúbico (dm3), etc. 
 Assim com no caso da massa, existe correlações entre as unidades 
volumétricas: 
 Unidades de volume: 
1 L = 1 dm3 
1 mL = 1 cm3 
1 m3 = 1000 L 
1 L = 1.000 cm3 = 1.000 mL 
1 L = 10-6 L = 10-3 mL 
 
Exemplo 
Converter 400 mL em litros (L). 
400mL  
1000
0,4L 
 
Converter 3 m3 em litros: 
3m3  
1000x
3000L 
 Em laboratórios de química existem equipamentos especiais para se 
coletar, medir ou então transferir volumes de um dado material, como proveta, 
bureta, pipeta e micropipeta, balão volumétrico e seringa. Cada um destes 
aparelhos possui uma característica física e forma correta de manuseio. 
 
1.1. Recipientes volumétricos (identificação e caracterização) 
1.1.1. Proveta 
 Recipiente de vidro ou de 
plástico para medidas aproximadas. 
 As provetas possuem volume 
total variável, como 5, 10, 25, 50, 100, 
250, 500, 1.000 e 2.000 mL e possuem a 
forma como dada na figura ao lado 
 
16 
 
Ilustração de uma proveta 
 
1.1.2. Pipeta 
As pipetas são aparelhos para medidas 
mais precisas. Existem dois tipos de 
pipeta: as não-graduadas (volumétricas) 
e as graduadas. A volumétrica (figura a) 
tem apenas um traço de aferição na 
parte superior para indicar sua 
capacidade. Já a graduada (figura b) 
possui uma escala, que nos permite 
obter variadas medidas de volume. 
 
Ilustração de pipeta volumétrica e 
graduada 
 
1.1.3. Bureta 
 Destina-se especificamente a 
titulações. É um tubo cilíndrico, 
graduado em mL ou 0,01 mL, com uma 
torneira controladora de vazão na 
extremidade inferior. 
 Quando graduadas em 0,01 
mL, chamam-se "microburetas" e são 
utilizadas para medir volumes com 
maior precisão. Há também as buretas 
automáticas, com dispositivos que 
conduzem o líquido automaticamente 
para dentro delas; evita-se, assim, a 
contaminação do líquido pelo gás 
carbônico (CO2) do ar. 
 
Ilustração de uma bureta 
 
1.1.4. Balão volumétrico 
Recipiente de vidro, com o colo longo e 
fundo chato. Um traço de aferição no 
gargalo indica sua capacidade 
volumétrica. Há balões de 50, 100, 250, 
500, 1.000 e 2.000 mL São utilizados 
para o preparo de soluções. Ex.: 
preparar 500 mL de solução de 
dicromato de potássio 4g/L. 
Ilustração de um balão volumétrico 
17 
 
 
1.2. Erros mais comuns no manuseio de aparelhos volumétricos 
 Para se obter uma medição de volume correta no uso de cada um destes 
aparelhos, devem-se seguir alguns cuidados e procedimentos. Abaixo estão alguns 
erros comuns no uso destes aparelhos: 
a) Leitura da graduação volumétrica obtida pela parte superior do menisco. 
b) Medição de volume de soluções quentes. 
c) Uso de instrumento inadequado para medir volumes. 
d) Uso de instrumento molhado ou sujo. 
e) Formação de bolhas nos recipientes. 
f) Controle indevido da velocidade de escoamento. 
 
Menisco 
 
Forma A e C são erradas de visualização do menisco. 
A forma B é a correta. 
 
Leia sempre pela parte INFERIOR do menisco mantendo o instrumento de 
medida no seu horizonte. 
 
1.3. Técnicas de uso correto dos aparelhos 
1.3.1. Proveta 
 Deve ser usada na posição vertical e, para aferição, eleve o menisco até a 
altura dos olhos. Para esvaziar o líquido, entorne-a vagarosamente (pode-se usar 
um bastão de vidro para um escoamento melhor, evitando respingos), mantendo-a 
inclinada até o completo escoamento. 
 
1.3.2. Balão volumétrico 
 Ao trabalhar com o balão volumétrico, mantenha-o sempre na vertical. 
Para despejar um líquido dentro dele, use um funil. Essa operação se dá por etapas, 
18 
 
aos poucos, homogeneizando (agitando o balão) com freqüência a mistura que está 
sendo preparada. 
 Para aferição, coloque o balão sobre a bancada e faça a leitura, sempretomando como referência a parte inferior do menisco. Após isso, tampe e faça total 
homogeneização com movimentos giratórios lentos. 
 
1.3.3. Pipeta 
 A pipetagem de uma solução deve ser executada de modo metódico e 
cuidadoso. Os passos principais são: 
1. Segure a pipeta pela extremidade superior (use o polegar, o indicador e o dedo 
médio). Mergulhe a extremidade inferior da pipeta no líquido a ser retirado, 
tomando o cuidado de não deixá-la bater contra o fundo do recipiente. 
2. Passagem de líquido para um béquer com o uso da pipeta. 
3. Faça sucção com o pipetador na parte superior, até notar que o líquido subiu 
um pouco acima do traço de aferição. Puxe devagar, para que o líquido não 
chegue à boca do pipetador. 
4. Eleve a pipeta até que o traço de aferição fique na altura de seus olhos. 
5. Com a outra mão, segure o recipiente do qual está sendo retirado o líquido. 
Posicione o recipiente de modo que a ponta da pipeta, encoste na parede 
interna. 
6. Ao conseguir aferição, torne a fechar o orifício com o dedo indicador. 
7. Enxugue a superfície exterior da pipeta com papel poroso. 
8. Leve a pipeta até o recipiente de destino, encoste a ponta na parede interna e 
deixe o líquido escorrer. 
9. Após a vazão total do líquido, toque a parede interna do recipiente com a 
extremidade inferior da pipeta para escoar a última gota. Nunca sopre esse 
tipo de pipeta para esgotar o restinho de líquido que sempre sobrará dentro 
dela. 
10. Nas pipetas de escoamento total (aquelas cuja graduação vai até a ponta), 
sopre até esgotar-se o último mililitro. Somente esse tipo de pipeta deve ser 
soprado para que todo o líquido escoe. 
 
1.3.4. Bureta 
1. Monte a bureta no suporte universal. 
2. Feche a torneira de controle do escoamento. 
3. Com o auxílio do funil, carregue a bureta com a solução a ser utilizada. 
4. Coloque um béquer ou um erlenmeyer sob a torneira. 
5. Segure a torneira com a mão esquerda; depois, usando os dedos polegar e 
médio dessa mão, inicie o escoamento. 
6. Retire o ar contido entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. 
7. Encha a bureta e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica Na 
parte superior. 
19 
 
8. Se necessário lubrifique a torneira da bureta com vaselina, observando que o 
orifício de drenagem não fique obstruído. 
 
Ilustração da colocação de uma bureta em suporte universal e manuseio 
 
1.3.5. Pipetador de borracha, pró-pipeta ou “pêra”. 
 No passado, a operação de pipetagem envolvia o enchimento da pipeta por 
sucção com a boca. Esse procedimento, entretanto, não é mais recomendado 
porque é perigoso e anti-higiênico, podendo causar (como causou no passado) 
acidentes graves, como intoxicações ou queimaduras por soluções ácidas ou 
básicas. 
 Existem diversas formas de se evitar o uso da 
boca durante a operação de pipetagem. Todavia, a mais 
prática e versátil é a utilização de um pipetador de 
borracha (vide figura ao lado), que nada mais é que um 
bulbo de borracha no qual se pode fazer vácuo. Esse 
aparelho tem três válvulas para passagem de ar: A, S e E. 
A válvula A, ao ser pressionada, abre-se, permitindo 
retirar o ar do bulbo, isto é, fazer vácuo; uma vez 
evacuado o bulbo, ao se pressionar a válvula S, consegue-
se succionar para dentro da pipeta o volume desejado de 
liquido. Finalmente, esse volume de líquido pode ser 
transferido, isto é, a pipeta pode ser esvaziada, 
pressionando-se a válvula E. 
 
 
Para sua segurança e proteção, SEMPRE utilize um pipetador de borracha 
para realizar qualquer pipetagem de qualquer tipo de líquido. 
20 
 
2. Objetivos 
 Em laboratório, o aluno terá sempre de fazer uso de vários tipos de 
medida, sendo de grande importância a de volume. Torna-se necessário, portanto, 
que ele conheça corretamente as diversas unidades de volume e a correspondência 
entre essas unidades. Ele deve ser capaz de identificar e caracterizar os recipientes 
volumétricos. É necessário que esteja ciente dos erros que porventura possam 
ocorrer, procurando assim evitá-los. A eficiência da manipulação dos recipientes 
volumétricos, bem como de qualquer aparelho ou peça de laboratório, também 
depende, fundamentalmente, dos procedimentos de limpeza. 
 
3. Materiais e métodos 
 Nesta aula serão utilizados os seguintes aparelhos volumétricos: pipetas 
volumétricas e graduadas, bureta, proveta, balão volumétrico, béquer, água 
destilada, pipetador de borracha e solução de permaganato de potássio diluída. 
3.1 procedimento experimental 
 Faça medidas de 1, 2, 3, 5 e 10 mL de uma solução diluída de 
permanganato de potássio nos seguintes aparelhos: 
 Bureta; proveta; pipeta graduada; pipeta volumétrica. 
 
4. Atividades 
1. Desenhe uma pipeta graduada e uma pipeta volumétrica. 
2. Cite os erros mais comuns na leitura de volume. 
3. Uma solução está dentro de um recipiente a 80ºC. Como você procederia para 
medir o volume? 
4. Descreva a operação de lavagem de uma pipeta. 
5. Faça uma pesquisa sobre os cuidados sobre procedimentos de transferência de 
volumes e cuidados com equipamentos volumétricos. 
6. Converta em litros (L) as seguintes quantidades de volume: 
a) 100 mL 
b) 10 cm3. 
c) 1,32 m3. 
d) 1456,00 L 
7. Converta em mililitros (mL) as seguintes quantidades: 
a) 23 cm3. 
b) 1,2 L 
c) 0,08 m3. 
d) 124 L. 
 
 
 
21 
 
 
DENSIDADE 
 
Arquimedes e a descoberta da densidade 
 Conta-se que Arquimedes 
estava entrando numa banheira 
enquanto meditava sobre o problema 
que o rei lhe havia apresentado: como 
distinguir uma coroa de ouro puro de 
outra que contivesse prata. Ao 
observar a água que derramava à 
medida que seu corpo submergia, 
descobriu um dos princípios 
fundamentais da hidrostática: a coroa 
não conteria outro metal se, ao 
submergir, deslocasse uma quantidade 
de água equivalente a seu peso em 
ouro. Entusiasmado pela descoberta, 
correu nu para a rua aos gritos de 
heureka, expressão que significa 
"achei". 
 
 Arquimedes nasceu na cidade-estado grega de Siracusa, na ilha da Sicília, 
em 287 a.C. Reinava então Híeron II, com quem Arquimedes era provavelmente 
aparentado. Estudou na cidade egípcia de Alexandria, grande centro cultural da 
época, e depois voltou a Siracusa, onde permaneceu até a morte. Seus engenhos de 
guerra, suas máquinas e as lendas que circulavam sobre suas invenções tornaram-
no conhecido em todo o mundo antigo. 
 Muitas das descobertas fundamentais para a mecânica foram realizadas 
por Arquimedes. Em Sobre o equilíbrio dos planos descreveu o método para 
determinar o centro de gravidade dos corpos geométricos e esboçou os princípios 
da alavanca, sobre a qual disse a famosa frase: "Dêem-me um ponto de apoio e 
moverei o mundo". Arquimedes é considerado o fundador da hidrostática, ramo da 
física que estuda os corpos líquidos em repouso, cujos princípios enunciou no livro 
Tratado dos corpos flutuantes. Nele formulou o chamado princípio de Arquimedes, 
segundo o qual um corpo imerso num líquido sofre a ação de uma força, de baixo 
para cima, igual ao peso da quantidade de líquido que desloca. 
 Os trabalhos matemáticos de Arquimedes foram os que ele mesmo 
considerou mais importante. Enunciou a relação entre área e volume dos sólidos 
geométricos; estabeleceu a relação entre o comprimento da circunferência e seu 
diâmetro (número pi); demonstrou que a área de um segmento de parábola é igual 
a 4/3 da área de um triângulo com base e altura iguais aos do segmento; e 
determinou a área da elipse e os volumes dos elipsóides e parabolóides de 
22 
 
revolução. No livro Arenário empregou um sistema de notação numérica baseado 
nos expoentes, o que evitava as desvantagens do sistema grego de numeração e 
permitia operar com grandes quantidades. 
 
Densidade absoluta 
 A densidade é uma das propriedades que caracterizam a matéria. Devido a 
sua importância e ao fato de exercitar um trabalho com unidades e dimensões 
físicas é interessante neste momento trabalharmos com esta quantidade. 
 A densidade absoluta (d) é uma propriedade intensiva damatéria e é 
dada pela relação entre duas quantidades extensivas: a massa (m) e o volume 
ocupado (V) pela substância: 
volume
massa
d  
 A densidade é geralmente expressa em unidades de massa dada em 
gramas (g) e volume dada em centímetros cúbicos (cm3) ou então em mililitros 
(mL) (lembrar que 1 mL  1 cm3). 
 A densidade (também denominada de “massa específica ou peso 
específico”) é uma propriedade específica, isto é: cada substância pura tem uma 
densidade própria, que a identifica e a diferencia das outras substâncias. 
 Como exemplos, no quadro abaixo estão algumas densidades de algumas 
substâncias a 25oC e pressão de 1 atm. 
 
Substância 
Estado 
físico 
d (g/mL) Substância 
Estado 
físico 
d (g/mL) 
Água líquido 0,997 Cloro gás 0,00290 
Etanol líquido 0,789 Sal de coz. sólido 2,16 
Mercúrio líquido 13,6 Açúcar ref. sólido 1,59 
Chumbo sólido 11,3 Ar gás 0,0012 
Alumínio sólido 2,70 Zinco sólido 7,1 
Ouro sólido 19,3 Ferro sólido 7,9 
Madeira balsa sólido 0,12 Diamante sólido 3,5 
Nitrogênio gás 0,00131 Leite int. líquido 1,03 
 
Densidade relativa 
 A densidade relativa de um material é a relação entre a densidade 
absoluta desse material e a densidade absoluta de uma substância estabelecida 
como padrão. O padrão usualmente escolhido é a densidade absoluta da água, 
medida a 4oC, que é igual a 1,000g/mL. 
 Observe que as densidades mostradas no quadro acima estão 
estabelecidas sob uma temperatura e pressão definidas. Isso é necessário porque a 
densidade é função da temperatura e da pressão, principalmente no estado gasoso. 
23 
 
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE SÓLIDOS 
 
1. Introdução 
 A densidade é uma das propriedades que caracterizam a matéria. Ela é 
obtida pela razão entre a massa de um corpo, que é uma propriedade extensiva da 
matéria e o volume que este corpo ocupa, que também é uma propriedade 
extensiva. No entanto a densidade é uma propriedade intensiva da matéria, ou seja 
independe do tamanho do corpo ou do objeto, sempre terá o mesmo valor. 
Exemplo, um litro de água possui volume e massa diferente de dez litros de água, no 
entanto terão a mesma densidade. Daí a importância desta quantidade. Além do 
mais os corpos possuem diferentes densidades, sendo então esta quantidade útil na 
identificação de um material. 
 
2. Objetivos 
 Esta aula tem como objetivo específico a determinação da densidade de 
sólidos geométricos pelo uso de balança e paquímetro para determinação do 
volume. Como objetivo geral esta aula possui o trabalho com balança e paquímetro 
e os fundamentos físicos que norteiam o uso desta quantidade física importante 
que é a densidade. 
 
3. Materiais e métodos 
 Para atingir os objetivos, será necessário o uso de paquímetro para 
determinação de dimensões de sólidos geométricos, balança semi-analítica e vários 
sólidos geométricos. 
 Para obter a densidade de um sólido precisamos da sua massa, que será 
obtida pela pesagem usando-se de uma balança, e do seu volume. O volume pode 
ser obtido calculando as dimensões do sólido (altura, lados, profundidade, raio, 
etc.) e que será obtido usando-se de um paquímetro. 
 O paquímetro é um instrumento usado para medir as dimensões lineares 
internas, externas e de profundidade de uma peça. Consiste em uma régua 
graduada, com encosto fixo, sobre a qual desliza um cursor. 
 A figura abaixo mostrada um paquímetro com as várias partes que o 
compõe. 
 
24 
 
1. orelha fixa 2. orelha móvel 3. nônio ou vernier (polegada) 4. parafuso de trava 5. 
cursor 6. escala fixa de polegadas 7. bico fixo 8. encosto fixo 9. encosto móvel 10. bico 
móvel 11. nônio ou vernier (milímetro) 12. Impulsor 13. escala fixa de milímetros 14. 
haste de profundidade 
resolução de: 0,05 mm, 0,02 mm, 1/128" ou 0,001" 
NÔNIO: O nônio é a parte do paquímetro cuja finalidade é proporcionar uma medida com uma 
resolução menor (mais precisa) do que a feita somente com a escala fixa. 
A escala do cursor é chamada de nônio ou vernier, em homenagem ao português Pedro Nunes 
e ao francês Pierre Vernier, considerados seus inventores. 
O nônio possui uma escala com n divisões para X mm da escala fixa. 
 
 
3.1. Uso de paquímetro 
 Para uso correto de paquímetro seguir o procedimento: 
1) Posicione o bico móvel de forma tal que a peça a ser medida se adapte com folga 
entre os bicos fixo e móvel (medida externa) ou entre as orelhas (medida interna) 
ou entre a haste de profundidade e a escala fixa (medida de profundidade) 
2) Mova as partes móveis com o polegar atuando no impulsor até que a parte móvel 
(bico, orelha ou haste) encoste suavemente na peça. 
3) Leia na escala fixa o número de milímetros inteiros (à esquerda do zero do 
nônio). 
4) Leia a parte fracionária da medida observando qual traço do nônio coincide com 
algum traço da escala fixa e calcule o valor da fração multiplicando o número desse 
traço pela resolução. 
 
3.2. Determinação do volume do sólido 
 Dependendo do sólido que se deseja determinar o volume tem que ser 
usada uma fórmula diferente, tudo depende da forma do sólido. Isso quer dizer que 
alguns sólidos não possuem fórmulas para o cálculo do seu volume uma vez que são 
disformes. Por exemplo, não dá para determinar exatamente o volume do corpo de 
um humano simplesmente medindo a sua altura e a largura do seu ombro ou 
circunferência da cintura e aplicando em uma fórmula, então deve-se recorrer a 
outras formas para se determinar exatamente o volume do corpo humano. 
 O objetivo desta aula é determinar o volume de sólidos regulares e que, 
mediante uso de paquímetro, possa ser calculado do seu volume aplicando-se 
alguma fórmula. 
 No quadro abaixo estão alguns sólidos e as fórmulas para o cálculo de seus 
volumes. 
 
25 
 
 
 
 
 
 
3.3. Determinando a massa dos sólidos 
Numa balança analítica, meça a massa dos objetos que foi passado ao grupo e anote: 
 Objeto 
Constituição 
(metal, plástico, 
madeira, etc) 
Massa (g) 
Volume 
(cm3) 
Densidade 
(g/cm3) 
1 Cubo 
2 Cilindro 
3 
4 
5 
6 
 
26 
 
 Pesquisar a densidade teórica dos materiais dos objetos e determinar o 
erro percentual da medida de cada um deles. Se, pela pesquisa, não for possível 
determinar a densidade teórica não calcular. 
 
 
 
 
 
4. Atividades 
1) Descreva um processo que possibilite determinar a densidade do cobre. 
2) Porque algumas madeiras flutuam na água e outras não? 
3) A temperatura influi na densidade? Em qual das duas quantidades a temperatura 
afeta: a massa ou o volume? Justifique! 
4) A água quente é mais densa ou menos densa que a água fria? Por quê? 
5) Certo material sólido tem densidade a 1,200 g/mL. Esse material deve flutuar ou 
afundar na água? Por quê? 
6) Se 1,00 x 102 g de mercúrio ocupam um volume de 7,64 cm3, qual será a sua 
densidade? 
7) Qual a massa em gramas de um cubo de ouro (densidade = 19,32 g/cm3) de 
arestas iguais a 2 cm? 
8) Calcule a densidade de 374,5 g de cobre considerando que o seu volume é de 
41,8 cm2. 
9) Qual a massa em gramas de 25,0 mL de mercúrio (d = 13,6 g/cm3). 
10) A 25oC, um cubo de ósmio metálico de 1,500 cm de aresta tem massa de 76,31 
g. Calcule a densidade do ósmio nesta temperatura. 
11) A densidade do titânio metálico é 4,51 g/cm3 a 25oC. Qual massa de titânio 
metálico que desloca 65,8 mL de água a 25oC? 
12) Um bastão cilíndrico feito de silício tem 16,8 cm de comprimento e massa de 
2,17 kg. A densidade o silício é 2,33 g/cm3. Qual o diâmetro do cilindro? 
13) O ouro é misturado à outros metais para aumentar a sua dureza e fabricar jóias. 
A) Considerando que uma jóia de ouro pesando 9.85 g tenha um volume de 0,675 
cm3 e que a jóia possua somente ouro e prata, cujas densidades são de 19,3 g/cm3 e 
10,5 g/cm3, respectivamente. Supondo ainda que o volume total da jóia seja a soma 
dos volumes de ouro e prata que ela contém, calcule a percentagem (em massa) de 
ouro e prata nesta jóia. B) A quantidade relativade ouro em uma liga é geralmente 
expressa em unidades de quilates. O ouro puro tem 24 quilates, e a percentagem de 
ouro na liga é dada como uma percentagem desse valor. Exemplo: uma liga com 
50% de ouro tem 12 quilates. Dê a pureza em quilates desta jóia? 
14) Usando as explicações sobre unidades de quilates do exercício anterior, 
responda. Qual é a percentagem de ouro em uma jóia de: 
a) 18 quilates, e b) 16 quilates. 
15) Uma esfera de metal teve o seu diâmetro medido usando-se um paquímetro. Na 
figura abaixo é mostrado o paquímetro travado após a medida. A esfera teve a sua 
massa determinada por uso de uma balança, e que resultou em 6,354 g. 
Qual a densidade do metal? 
27 
 
 
 
 
 
 
28 
 
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS 
 
1. Introdução 
 Como já foi discutido anteriormente, uma das propriedades fundamentais 
da matéria é a sua densidade, a qual é determinada pela relação da sua massa por 
unidade de volume. A densidade dos líquidos, gases e dos sólidos varia com a 
variação da temperatura, em geral, nos sólidos e líquidos diminui lentamente com o 
aumento da temperatura, e aumenta ligeiramente com o aumento da pressão sob 
condições determinadas. Qualquer variação na densidade de uma determinada 
amostra resulta da variação do seu volume, pois a massa da amostra não é uma 
função da temperatura ou da pressão. 
 Existem várias formas de se determinar a densidade de líquidos. Em uma 
delas pode-se usar um densímetro ou então equipamentos eletrônicos sofisticados. 
No entanto, para atingir os objetivos desta aula, faremos uso de um aparelho 
volumétrico bastante comum em laboratório que é o balão volumétrico e que é 
capaz de recepcionar quantidade exatas de líquidos, e de balança analítica ou então 
semi-analítica. 
 
2. Objetivos 
 O objetivo específico desta aula prática é a determinação da densidade de 
alguns líquidos como água e álcool. Como objetivo geral está o uso de aparelhos 
volumétricos existentes em laboratório de química além do uso de balança 
analítica. 
 
3. Materiais e métodos 
 Na sua bancada deve conter de dois a três balões volumétricos secos, água 
destilada, três pipetas plásticas, três béqueres, termômetro. De uso geral deve ser 
fornecido uma balança analítica ou semi-analítica. 
 Como será determinada a densidade de dois ou três líquidos diferentes, o 
primeiro procedimento deve ser repetido para o(s) outro(s). 
 O primeiro passo da prática é pesar um dos balões volumétricos vazio e 
seco e anotar no quadro abaixo a sua massa e o volume do balão. 
 Em seguida, com água, enche-se o balão volumétrico usando diretamente 
a pisseta até que o nível de água fique abaixo do menisco do balão. Então deve-se 
colocar um pouco de água em um béquer limpo e então, com a pipeta plástica 
acabar de completar o nível do líquido até o menisco do balão. 
 Se for necessário, enxugar o balão volumétrico com papel absorvente de 
tal forma que não fique gotas de água para fora do balão. 
 Se o balão volumétrico foi pesado com a tampa, tampe-o e pese-o 
novamente, e anote a massa do balão cheio no quadro abaixo. 
 Calcule a massa de água dentro do balão fazendo a subtração da massa do 
balão cheio a massa do balão vazio. 
29 
 
 Meça a temperatura do líquido no balão e anote no quadro. 
 Repetir o procedimento com os outros líquidos fornecidos usando novos 
balões, béquer e pipetas plásticas. 
 
4. Atividades 
1) Calcular as densidades dos líquidos preenchendo a tabela abaixo. 
Líquido 
Volume 
do balão 
(mL) 
Massa 
balão 
vazio 
(g) 
Massa 
do 
balão 
cheio 
(g) 
Massa 
de 
líquido 
(g) 
Densidade 
(g/mL) 
T 
(oC) 
Água 
 
Álcool 
 
 
 
2) A adição de sal à água pura faz com que a sua densidade se altere? 
3) A densidade do óleo de soja é aproximadamente 0,8 g/mL. O que ocorre se 
adicionarmos óleo à água e óleo ao álcool? 
4) Por meio de mistura de água e álcool pode ser ter uma solução com densidade 
0,8 g/mL? 
5) Se for possível obter esta mistura e a ela for adicionada óleo, o que ocorre com a 
mistura? 
6) Supondo que a adição de um certo volume de água (V1) a um certo volume de 
álcool (V2) se obtenha uma solução de volume final (Vf) que é dado por V1 + V2, qual 
deve ser a quantidade de álcool que deve ser adicionado a 1 litro de água para se 
obter uma solução de densidade 0,8 g/mL? 
7) Supondo o mesmo que no exercício anterior, determine uma expressão geral 
para determinar a densidade de uma mistura (dmistura) de dois componentes (A e B) 
levando-se em conta a suas densidades quando puros, dA e dB, e seus volumes de 
mistura VA e VB. 
8) Se misturarmos 50 mL de água com 50 mL de álcool, supondo que o volume da 
mistura seja a soma dos volumes dos líquidos puros, qual seria a densidade da 
solução? 
9) Se em 100 mL de água pura adicionamos 20 g de sal de cozinha,supondo que o 
volume não tenha se alterado, qual a densidade que esta solução terá? 
10) É sabido que a densidade da água pura varia com a temperatura. Pesquise de 
que forma a densidade da água pura varia em função da temperatura e faça uma 
representação gráfica da densidade em função da temperatura (variação da 
temperatura de 0oC a, pelo menos, 30oC). 
11) Pelas suas observações do gráfico obtido na atividade anterior. A água quente 
possui maior ou menor densidade que a água fria? 
30 
 
12) Ainda com respeito ao gráfico. Qual a temperatura que a densidade da água é 
maior? 
13) Dê um benefício tecnológico e ambiental do fato da água quente possuir 
densidade diferente da água fria. 
14) A densidade do gelo (água sólida) é maior ou menor que a densidade da água 
líquida? Por que? 
15) Um tubo cilíndrico de vidro com 15,0 cm de comprimento, fechado de um lado, 
é abastecido com etanol. A massa de etanol necessária para encher o tubo é de 
11,86 g. A densidade do etanol é 0,789 g/mL. Calcule o diâmetro interno do tubo em 
centímetros. 
 
31 
 
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE GASES 
 
1. Introdução 
 Ao contrário dos sólidos e dos líquidos, a determinação da densidade dos 
gases é um pouco mais complicada porque os gases não possuem forma e nem 
volumes definidos. 
 Para calcular a densidade precisamos da massa do gás e do volume que ele 
ocupa. Para calcular o volume basta aprisioná-lo dentro de um recipiente onde é 
sabido o volume, no entanto, determinar a massa usando balança analítica é 
impossível. O que pode ser feito é calcular a massa do gás usando alguma 
correlação física conhecida ou então, por meio de uma reação química, saber 
quanto de gás foi gerado para se encher o recipiente onde houve o aprisionamento. 
 Nesta prática um gás será liberado por meio de uma reação química e será 
aprisionado dentro de uma proveta. Sabendo-se a estequiometria da reação pode-
se saber a massa de gás gerado por ela e, aprisionando em equipamento 
volumétrico, pode-se determinar o seu volume. Possibilitando assim a 
determinação da densidade do gás. 
 Também poderia ser calculado da densidade do gás usando-se do 
conhecimento do comportamento físico que a pressão (p), volume (V), quantidade 
de matéria (n) e temperatura (T em Kelvin) de um gás possui e que é dado pela 
equação geral dos gases: 
 
onde R é uma constante chamada de constante universal dos gases ideais, cujo valor 
no SI é 8,314 J/K.mol. Se assumir que a pressão (p) é a pressão atmosférica e que n 
é dada pela relação: 
 
 
 
 
onde, mgás é a massa do gás em gramas e MMgás é a massa molar do gás em 
gramas/mol, então pode-se calcular a relação 
 
 
 e assim determinar a densidade 
do gás (dgás) naquela temperatura. Mas, devido ao fato de que dentro da bureta 
pode ter também água, este cálculo pode conter alguns erros. 
 
2. Objetivos 
 Determinação da densidade do gás carbônico aprisionado em proveta é o 
objetivo específico desta aula. O uso de estequiometria, correlações físicas e o 
comportamento dos gases fazem parte do objetivo geral da aula. 
 
3. Materiais e métodos 
 Neta aula serão usados: proveta de 100 mL, erlenmeyer de 125 mL, rolhas 
para o erlenmeyercom furo, tubo de vidro e mangueira, balança semi-analítica, 
32 
 
cuba plástica, água destilada, termômetro e comprimidos antiácido efervescente 
(tipo Sonrisal). 
3.1. Montagem do aparato 
 Em uma cuba de plástico encher de água até 2/3 da mesma. Dentro da 
cuba, encher uma proveta de 100 mL de água e virá-la dentro da cuba de tal forma 
que a “boca” da proveta fique para baixo, cheia de água e sem ar. Prender com garra 
e suporte universal. 
 Pegar um erlenmeyer de 125 mL, adicionar aproximadamente 100 mL de 
água e pesá-lo, anotar a massa (m1). 
 Cortar ¼ de um comprimido de Sonrisal, pesar e anotar a massa (m2). 
 A soma de m1 com m2 resulta em mtotal. 
 Na rolha furada com tubo de vidro, colocar uma mangueira de borracha e 
introduzir a extremidade final (oposta à rolha) dentro da proveta (não deixar 
entrar ar). 
 Posicionar o erlenmeyer próximo á rolha, adicionar todo pedaço de 
Sonrisal pesado dentro do erlenmeyer e imediatamente arrolhar o erlenmeyer 
 Esperar que toda reação de desprendimento de CO2 ocorra e que todo gás 
tenha sido aprisionado na proveta. 
 Cuidadosamente, retirar a rolha do erlenmeyer, e pesar o conjunto: água, 
erlenmeyer e o que restou da reação de decomposição. Anotar a massa (m3). 
 A diferença entre a massa mtotal e m3 resulta na massa de gás carbônico 
liberada, e a divisão desta massa pelo volume de gás aprisionado na proveta resulta 
na densidade do gás carbônico. 
 
4. Atividades 
1) Calcular a densidade do gás carbônico em g/mL e compará-la com aquelas dos 
sólidos e líquidos. 
2) Calcular a densidade do gás carbônico usando a equação dada na introdução e 
comparar com a determinada experimentalmente. 
3) Qual é a reação de decomposição para gerar gás carbônico? 
4) Leia atentamente o rótulo do Sonrisal e dê as quantidades dos compostos 
presentes nele. 
5) Qual a massa total de um comprimido de Sonrisal? Qual problema ocorreria se 
fosse usado todo o comprimido de Sonrisal? 
6) Dentro da proveta, após o gás ter sido aprisionado contém somente CO2? Se não, 
qual outro gás poderia estar dentro da proveta? 
7) A pressão dentro da proveta é igual à pressão atmosférica. Se este experimento 
fosse feito ao nível do mar, mas na mesma temperatura, o volume coletado seria 
maior ou menor que o coletado neste experimento? Explique! 
8) Estime qual a densidade que o gás teria se a temperatura fosse elevada até 60oC. 
 
33 
 
FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS 
 
1. Introdução 
 Fenômeno é qualquer fato que ocorra na natureza. 
 Todo o Universo é composto de matéria e de energia. Então, tudo é 
químico e físico simultaneamente. A divisão entre estas ocorrências é meramente 
didática. 
 Ambos os fenômenos são reversíveis, embora seja mais difícil reverter um 
fenômeno químico. 
 Então, para efeito de estudo, podemos citar as seguintes diferenças entre 
fenômenos físicos e químicos: 
 
Fenômenos Químicos Fenômenos Físicos 
Envolvem transformação da matéria; 
Mudam a fórmula das substâncias; 
Ex.: queima ou combustão; oxidação ou 
corrosão; processos bioquímicos 
(digestão, respiração celular, 
fotossíntese). 
Envolvem transformação da energia; 
Não alteram a fórmula das substâncias; 
Ex.: mudanças de estado físico (fusão, 
condensação, etc.); som; calor; magnetismo; 
raios-X; dissolução de substâncias; 
separação de misturas (filtração, destilação, 
etc.). 
 
2. Objetivos 
O objetivo específico é verificar, através da prática, as diferenças entre 
os fenômenos físicos e os fenômenos químicos. Aprofundar os conhecimentos sobre 
as transformações químicas. 
 
3. Materiais e métodos 
 Serão usados nesta prática: fio de platina, fita de magnésio, açúcar, 
dicromato de amônio, iodo sublimado, carbonato de magnésio. Soluções de: acido 
clorídrico (6 mol/L), hidróxido de sódio (6 mol/L), bicarbonato de sódio ( 1 mol/L), 
nitrato de cobre (1 mol/L), nitrato de chumbo (1 mol/L) e nitrato de ferro III (1 
mol/L), ácido sulfúrico P.A.. Pinça metálica, cápsula de porcelana, vidro de relógio, 
tubos de ensaio, béquer de 100 mL. 
3.1. Procedimento experimental 
3.1.1- Aquecimento da platina: 
Aquecer o fio de platina no bico de Bunsen por 30s, usando uma pinça 
para segurar o fio. Deixar o fio esfriar e anotar as observações possíveis (se alterou 
algo ou não). 
3.1.2 - Aquecimento do magnésio: 
Pegar um pedaço de fita de magnésio com uma pinça metálica e aquecer 
no bico de Bunsen até emissão de luz. Anotar o observado. 
3.1.3 - Carbonização do açúcar: (capela) 
34 
 
 Colocar uma porção de açúcar cristal numa cápsula de porcelana e, na 
capela, adicionar 5mL de ácido sulfúrico. Não inalar os gases liberados! 
3.1.4 - Decomposição do dicromato de amônio: (capela) 
 Colocar uma ponta de espátula de dicromato de amônio em um tubo de 
ensaio e aquecer no bico de Bunsen. Verificar o ocorrido. 
Reação: (NH4)2Cr2O7 2O3 + N2 + 4H2O 
3.1.5 - Sublimação do iodo: (capela) 
 Colocar alguns cristais de iodo num béquer de 100mL e o cobrir com um 
vidro de relógio. Despejar água no vidro de relógio até 2/3 do volume. Aquecer o 
béquer até a emissão de vapores. Deixar esfriar e retirar o vidro de relógio, quando 
não se notar mais o vapor observando-o na sua face côncava. 
3.1.6 - Decomposição do carbonato de magnésio: (capela) 
 Colocar cerca de 5g de carbonato de magnésio num tubo de ensaio e 
fechar o tubo de ensaio com uma rolha adaptada a uma vareta dobrada em L. 
Introduzir a vareta num segundo tubo de modo que sua ponta fique imersa numa 
solução de água de cal. 
 Aquecer o tubo com carbonato de magnésio até ocorrer uma turvação no 
outro tubo. 
3.1.7 - Dadas as soluções: 
 solução A: ácido clorídrico 6M 
 solução B: hidróxido de sódio 6M 
 solução C: bicarbonato da sódio 1M 
 solução D: nitrato de cobre 1M 
 solução E: nitrato de chumbo 1M 
 solução F: nitrato de ferro III 1 M 
 Examine cuidadosamente as soluções quanto ao estado de agregação, 
coloração e temperatura (quente, frio ou ambiente). 
 Coloque 3 mL da solução A em um tubo de ensaio e 3 mL da solução B em 
outro tubo de ensaio. 
 Transfira lentamente a solução A para o tubo de ensaio da solução B e 
agite a mistura. Observe na mistura, o estado de agregação, coloração e 
temperatura . Anote todas essas observações no quadro abaixo e complete-o. 
 Repita o mesmo procedimento fazendo as seguintes misturas de soluções: 
A+B (feita anteriormente) 
A+C 
A+D 
A+E 
F+B 
 
 
 
 
 
35 
 
 
4. Atividades 
1) Definir fenômeno físico e fenômeno químico. 
2) Classificar cada experiência como fenômeno físico ou com fenômeno químico. 
3) Identificar as reações ocorridas naqueles fenômenos químicos. 
4) Esquematizar as aparelhagens utilizadas nas experiências n° 5 e n° 6. 
5) Quanto ao iodo indicar: 
 a) Seu estado físico à temperatura ambiente; 
 b) a coloração do iodo em cada estado físico; 
 c) sua fórmula; 
 d) o fenômeno ocorrido. 
6) Classifique os seguintes fenômenos, justificando suas respostas. 
 - formação de ferrugem; 
 - queima da gasolina; 
 - digestão dos alimentos; 
 - filtração da água; 
 - fotossíntese. 
 
Estado Inicial Estado Final Modificações 
Fenômeno Físico ou 
Químico? 
A B A+B 
 
 
 
 
A C A+C 
 
 
 
 
A D A+D 
 
 
 
 
A E A+E 
 
 
 
 
 
 
F B F+B 
 
 
 
 
 
 
36 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS DA ÁGUA PURA E DA ÁGUA 
SALGADA – DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE E 
PONTO DE EBULIÇÃO 
 
1. Introdução 
 A determinação de algumas propriedades físicas como a densidade e o 
ponto de ebulição podem ser feitos de forma bastante simples, usando-se 
termômetros, béquer, balão volumétrico e balança, o que não quer dizer que não 
sejam importantes. 
 O ponto de ebulição de uma substância pode ser entendido como sendo a 
temperatura onde a pressão de vapor da substância se iguala à pressão externa. Se 
o recipiente em que se aquece a substância estiver aberto, a pressão externa é a 
própria pressão atmosférica. 
 Isso leva a uma importante conclusão: dependendo da pressão 
atmosférica (pressão externa) podemos ter diferentes pontos de ebulição para uma 
mesma substância. 
 Outro fator que alterao ponto de ebulição de um dado líquido é a 
presença de outros materiais misturados a ele. Por exemplo, a água pura ao nível do 
mar ferve a 100oC, no entanto, se a ela for adicionado sal de cozinha ela passa a 
ferver numa temperatura maior. 
 A variação do ponto (temperatura) de ebulição com a pressão, a elevação 
do ponto de ebulição e a diminuição do ponto de congelamento pela adição de sal e 
a osmose são denominadas de propriedades coligativas da matéria. 
 Assim como o ponto de ebulição e o ponto de congelamento variam com a 
adição de sal, a densidade também varia. Como conseqüência, um corpo flutua mais 
facilmente em água salgada do que na água doce. 
 
2. Objetivos 
 O objetivo específico da aula é a determinação da densidade e do ponto de 
ebulição da água pura e da água salgada. Como objetivo geral está o estudo das 
propriedades coligativas da matéria: elevação do ponto de ebulição (ebulioscopia), 
diminuição do ponto de congelamento (crioscopia), osmose e variação do ponto de 
ebulição com a pressão (tonoscopia). 
 
3. Materiais e métodos 
 Nesta aula serão usados: água destilada, solução aquosa de cloreto de 
sódio, tubos de ensaio pequenos, Tubo de Thiele com óleo mineral, termômetro, 
capilar de vidro, bico de Bunsen, balão volumétrico de 50 mL (ou de 100 mL), 
balança semi-analítica. 
3.1. Determinação da densidade da água pura e da solução aquosa de cloreto 
de sódio. 
37 
 
 Pesar um balão volumétrico de 50 mL vazio e seco. Anotar a massa. 
 Encher com água destilada até o menisco. 
 Pesar novamente e determinar a massa de água dentro do balão. 
 Calcular a densidade. 
 Repetir o procedimento pelo menos três vezes e determinar a densidade 
média, calcular o desvio padrão e o intervalo de confiança como sendo três vezes o 
desvio padrão da média. 
 Repetir o procedimento usando outro balão limpo e seco, usando a 
solução aquosa de cloreto de sódio. 
3.1. Determinação do ponto de ebulição da água pura e da solução aquosa de 
cloreto de sódio. 
 Fechar uma das extremidades de um capilar usando a chama do Bico de 
Bunsen. 
 Usando anel de borracha ou elástico, fixar um pequeno tubo de ensaio a 
um termômetro de tal forma que o fundo do tubo fique no mesmo nível do bulbo do 
termômetro. 
 Colocar um pouco do líquido (água pura) que deseja determinar o ponto 
de ebulição dentro do tubo de ensaio e coloque o capilar com a extremidade aberta 
para baixo dentro do tubo de ensaio (figura 1). 
 Usando um tubo de Thiele contendo óleo mineral ou glicerina posicionar o 
termômetro com o tubo de ensaio de tal forma que o bulbo do termômetro fique no 
nível da parte superior da alça do tubo de Thiele (figura 2). 
 Aquecer lentamente a alça do tubo de Thiele usando bico de Bunsen.
 Continuar a aquecer a alça do tubo de Thiele até que um rosário de bolhas 
se forme da extremidade aberta do capilar. 
 Parar o aquecimento e anotar a temperatura quando o rosário cessar e o 
líquido entrar no capilar. Esta é a temperatura de ebulição. Repetir caso seja 
necessário. 
 Repetir com a solução aquosa de cloreto de sódio. 
 
Figura 1 - Tubo de ensaio com líquido e 
capilar preso ao termômetro. 
 
Figura 2 – Termômetro com tubo de ensaio 
posicionado no Tubo de Thiele. 
38 
 
 Após medir a temperatura (Tm) corrigir a temperatura de ebulição para a 
correta (Tc) levando-se em conta a pressão atmosférica (P) em mmHg usando a 
equação: 
 
Onde T é dado por: 
 
 
4. Atividades 
1) Calcular a densidade da água pura e a solução de cloreto de sódio usando a 
média da densidade e calcule o intervalo de confiança pelo desvio padrão. 
2) Determine correlação entre a densidade e a concentração de cloreto de sódio 
supondo que, em um dado volume de água pura, ao se adicionar cloreto de sódio o 
volume continua sendo dado pela água pura. 
3) Porque a água pura apresenta ponto de ebulição diferente da água salgada? 
4) Pesquise qual a concentração média se sais da água dos oceanos Atlântico e 
Pacífico e do Mar Morto. 
5) Através do quanto eleva-se o ponto de ebulição de um solvente quando a ele é 
adicionado um soluto não volátil, pode-se determinar o quanto concentrado está 
uma solução. Este cálculo é feito pela equação ebulioscópica que é dada por 
 , onde Te é a elevação do ponto de ebulição, dada por: Tf -Ti, onde Tf 
é o ponto de ebulição do solvente na solução e Ti é o ponto de ebulição do solvente 
puro. Ke é uma constante denominada de constante ebulioscópica que só depende 
da natureza do solvente (para a água é 0,51oC.kg/mol), e Ml é a concentração em 
molalidade (molal) da solução. A molalidade é dada por: 
 
 
 
 
onde msoluto é a massa em gramas do soluto, MMsoluto é a massa molar (massa 
molecular) do soluto, msolvente,kg é a massa em quilograma de solvente usado para 
fazer a solução. 
 Sabendo disso, determine qual será o ponto de ebulição de uma solução 
feita pela mistura de 500 g de água com 100 g de glicose, cuja massa molar é de 180 
g/mol (Ke=0,51 oC.kg/mol 
7) Usando a equação dada acima, calcule a massa molar (MM) de um composto 
desconhecido, mas que, após 5 g deste ter sido misturado a 100 g de água pura, a 
ebulição da mistura mostrou ser de 100,5oC ao nível do mar. 
8) A equação da crioscopia é parecida com a da ebulioscopia: , onde 
Kc é denominada de constante crioscópica. Sabendo disso, se são dissolvidos 20g de 
uréia (CON2H4) em 400g de água. Sabendo que a constante crioscópica da água é de 
1,86O C.kg/mol, calcule a temperatura de congelamento dessa solução. 
9) Na determinação do ponto de ebulição é necessário corrigir estes valores para a 
pressão atmosférica do local onde se mediu a temperatura. Por que? 
 
39 
 
ELETRÓLISE DA ÁGUA 
 
1. Introdução 
 A eletrólise é usada na química como método que, por meio de aplicação 
de uma corrente contínua em um meio líquido, conduz uma reação química não 
espontânea. A eletrólise é usada comercialmente para muitos fins, como por 
exemplo, na produção de alumínio a partir de seus minérios, produção de cloro e 
hidrogênio pela eletrólise da salmoura, refinamento do cobre, entre outras. 
 Na eletrólise uma fonte de energia elétrica está ligada a dois eletrodos, ou 
duas placas (geralmente feita de algum metal inerte, como platina, ouro ou aço 
inoxidável) que são colocados na água. Ao ser aplicada corrente contínua entre os 
dois eletrodos, o hidrogênio irá aparecer no cátodo (o eletrodo de carga negativa) e 
oxigênio irá aparecer no ânodo (o eletrodo de carga positiva). Assumindo a 
eficiência faradáica ideal, a quantidade de hidrogênio gerado é o dobro do número 
de mols de oxigênio, e ambos são proporcionais ao total de carga elétrica conduzida 
pela solução. No entanto, em muitas células reações colaterais concorrentes 
dominam, resultando em produtos diferentes e menor eficiência que aquela ideal. 
 A eletrólise da água pura requer o excesso de energia na forma de 
sobrepotencial para superar as barreiras de ativação. Sem o excesso de energia a 
eletrólise da água pura ocorre muito lentamente ou então nem ocorre. Esta é, em 
parte devido à limitada auto-ionização da água. A água pura tem uma condutividade 
elétrica cerca de um milionésimo de que a água do mar. A eficácia da eletrólise é 
aumentada através da adição de um eletrólito (como um sal, um ácido ou uma base) 
ou uso de eletrocatalisadores. 
 No caso da solução de ácido sulfúrico a eletrólise ocorre da seguinte 
forma: 
 Ao se colocar ácido sulfúrico em água a ionização ocorre: 
 
 
 
 Com a aplicação de corrente elétrica contínua, nos eletrodos (cátodo e 
ânodo) ocorre o seguinte: 
Cátodo: 
 (evolução de H2) 
 
Ânodo: 
 (que é instável e se decompõe) 
 (decomposição do SO4 e evolução de O2 ) 
 (regeneração do H2SO4) 
 Observe que não há consumo de ácido sulfúrico, mas sim da água. O ácido 
é somente o meio eletrolítico da solução. 
 Atualmente,o processo eletrolítico para a produção de hidrogênio é 
raramente usado em aplicações industriais já que o hidrogênio pode ser produzido 
atualmente mais acessível a partir de combustíveis fósseis. 
 
 
40 
 
2. Objetivos 
 Como objetivo específico esta prática tem o estudo quantitativo das Leis 
da Eletrólise de uma solução de ácido sulfúrico. Como objetivo geral está o 
conhecimento das leis da eletrólise e aplicação em vários casos como, 
eletrodeposição e produção de substâncias pela decomposição eletrolítica. 
 
3. Materiais e métodos 
 Serão necessários para esta prática: uma fonte de corrente contínua com 
os respectivos cabos, cronômetro, cuba plástica com eletrodos de platina ou de 
ouro, duas provetas de 100 mL, garras e suporte universal, água destilada e solução 
de ácido sulfúrico o,1 mol/L e termômetro. 
3.1. Procedimento experimental. 
 Colocar metade da solução de ácido sulfúrico na cuba plástica. Prender os 
eletrodos aos cabos da fonte de corrente contínua. 
 Encher as provetas com a solução de ácido sulfúrico e emborcá-las sobre 
os eletrodos de tal forma a não permitir a entrada de ar. Prender as provetas com 
garras ao suporte universal. 
 Com a fonte de corrente ajustada para atuar como galvanostato (corrente) 
ligá-la e imediatamente girar o seletor de corrente para atingir 0,5 Ampère. 
Simultaneamente, iniciar a marcação do tempo por meio de cronômetro. 
 Após 10 minutos desligar a fonte de corrente, anotar a temperatura, o 
tempo real da eletrólise e os volumes de gás que foi gerado na eletrólise (com o 
máximo de precisão possível). 
 Retirar a proveta com maior volume de gás gerado cuidadosamente 
mantendo a boca da proveta para baixo. 
 Acender um fósforo e proceder ao reconhecimento do hidrogênio pela 
inversão da proveta e a combustão do. 
 Ao retirar a outra proveta, inverter rapidamente a proveta, pois o oxigênio 
é mais denso que o ar. 
 Acender um fósforo a colocá-lo aceso dentro da proveta e observar o 
ocorrido. 
 
4. Atividades 
1) Fazer um esquema por meio de desenho do experimento realizado. 
2) Quais os produtos da reação de eletrólise? 
3) Por que em um eletrodo o gás gerado foi maior? 
4) Determine a quantidade de gás gerado utilizando a lei da eletrólise. 
5) Qual a função da fonte de corrente contínua neste experimento? 
6) Explique o fundamento da confirmação da presença de hidrogênio e oxigênio em 
cada uma das provetas. 
7) Determine usando a equação geral dos gases ideais (p.V = n.R.T) a quantidade em 
mols e gramas dos gases gerados na eletrólise e compare com aquela esperada pela 
Lei de Faraday. 
41 
 
A INDÚSTRIA SODA-CLORO – ELETRÓLISE DA 
SOLUÇÃO AQUOSA DE CLORETO DE SÓDIO 
 
1. Introdução 
 A indústria de cloro e álcalis compreende a fabricação de três produtos 
químicos de base: hidróxido de sódio (NaOH, também denominado de soda 
cáustica), o gás cloro (Cl2) e o carbonato de sódio (Na2CO3, também denominado 
simplesmente de “soda”). Todos são obtidos a partir do cloreto de sódio. 
 Tanto o NaOH como do Cl2 são obtidos simultaneamente a partir da 
eletrólise de uma solução aquosa de NaCl. O NaOH é álcali mais importante usado 
na indústria e o Cl2 é um gás de muita importância na desinfecção e produção de 
compostos plásticos como por exemplo o PVC. O Na2CO3 é importante, pois pode 
substituir o NaOH em muitas aplicações ou então ser convertido em NaOH. 
 A descoberta do Cl2 se deu em 1774 por C. W. Scheele através da oxidação 
do ácido clorídrico com dióxido de manganês, mas esta não é a forma industrial de 
obtenção do Cl2. A obtenção do Cl2 se dá pela eletrólise da salmoura. 
 A eletrólise é um processo que separa os elementos químicos de um 
composto através do uso da eletricidade. A eletrólise é feita em uma célula 
eletrolítica pela aplicação de corrente elétrica (ou potencial elétrico) onde uma 
reação de oxidação ocorre no ânodo e uma de redução ocorre no cátodo. Em muitos 
casos, dependendo da substância a ser eletrolisada e do meio em que ela ocorre, 
além de formar elementos ocorre também a formação de novos compostos. 
 No caso da eletrólise de uma solução de cloreto de sódio (NaCl), quando se 
faz a solução o cloreto de sódio dissolvido na água sofre dissociação: 
 
 
 
 
 
 No caso da eletrólise da salmoura há a produção de Cl2 no ânodo e de 
NaOH no cátodo segundo as reações abaixo: 
Ânodo: 
 (evolução de Cl2) 
Cátodo: 
 (redução do Na+ a sódio metal, Na0)) 
 (oxidação do Na0 e oxidação e redução 
do H da água com evolução de H2) 
 Se os produtos se misturarem na solução de salmoura a seguinte reação 
pode ocorrer: 
 
ou 
 
 
 
 
2. Objetivos 
 Esta aula prática tem como objetivo específico a produção de gás cloro e 
hidróxido de sódio por meio de eletrólise de solução aquosa de NaCl e como 
42 
 
objetivo geral o estudo das reações inorgânicas envolvendo elementos do grupo 1 
(IA) e os halogênios (grupo 17 ou VIIA). 
 
3. Materiais e métodos 
 As atividades de laboratório estão separadas em preparo de soluções, 
montagem da célula eletrolítica e eletrólise da solução aquosa de NaCl. 
 Para esta prática serão usados: fonte de corrente com dois cabos, uma 
cuba plástica com eletrodo de platina (ouro ou grafite), duas provetas de 100 mL, 
solução aquosa de cloreto de sódio 0,15 g/mL, solução de fenolftaleína, duas garras 
de condensador e dois suportes universais. 
 
3.1) Preparo da solução. 
 Preparar 2 litros (2 L) de uma solução de cloreto de sódio com 
concentração de 0,15 g/mL. 
 
3.2) Montagem da célula eletrolítica e eletrólise da solução aquosa de NaCl. 
 Em uma cuba com dois eletrodos de platina (ou ouro) encher com solução 
aquosa de NaCl e dispor duas provetas de 100 mL cheias com a solução de boca 
para baixo sobre os eletrodos. 
 Conectar os dois cabos (positivo e negativo) de uma fonte de corrente (ou 
voltagem) contínua em cada um dos eletrodos. Selecionar a fonte para operar em 
corrente contínua (CC). 
 Aplicar entre os eletrodos 0,5 A (ampère) durante cinco minutos, 
recolhendo em uma dos tubos o hidrogênio (H2) e no outro o cloro (Cl2). 
 Anotar os volumes dos gases obtidos. 
 Retirar com cuidado a proveta com maior volume de gás mantendo-o de 
boca para baixo e acender um fósforo na boca da proveta. 
 Retirar a outra proveta virando-a rapidamente e procurar sentir o cheiro 
característico de cloro. 
 Colocar duas gotas de fenolftaleína na solução resultante na cuba e 
observar o resultado. 
 
4. Atividades 
1) Quais os produtos obtidos na eletrólise da salmoura? 
2) Na indústria, qual a matéria prima para a produção de álcalis e cloro? 
3) De onde vem a salmoura usada na produção de soda e cloro. 
4) Quais são os principais usos do Cl2 e NaOH?. Por que a demanda de cloro tem 
aumentado drasticamente? 
5) Qual a função da fonte de corrente usada na eletrólise? 
6) Por que a quantidade em volume obtido no ânodo é diferente daquela obtida no 
cátodo? 
7) Ao acender o fósforo na proveta com Cl2 ocorre também explosão? 
43 
 
8) A água sanitária é uma solução aquosa de hipoclorito de sódio. Como é a reação 
de liberação de cloro feito por essa solução? 
9) Por que o cloro é usado na desinfecção de água e esgoto? 
10) Após a eletrólise, quando foi colocado fenolftaleína na solução da cuba, a 
solução tornou-se rosa. Por que? 
11) Durante o experimento foi passado 0,5 A por cinco minutos. Qual a quantidade 
de eletricidade e de matéria (H2 e Cl2) produzidos? (usar a lei de Faraday). 
 
44 
 
DETERMINAÇÃO DE CALORES DE REAÇÃO E 
APLICAÇÃO DA LEI DE HESS 
 
1. Introdução 
 A termoquímica estuda a transferência de calor (q) associada às reações 
químicas ou a mudanças no estado físico. 
 A transferência de calor em uma reação química é quantificada pelo uso de 
calorímetros ou bombas calorimétricas e o calor de reação é o nome dado à 
quantidade de calor liberado ou absorvido em uma reação química que é 
classificada em endotérmica ou exotérmica. 
 Diantede uma reação química ou mudança de estado físico, podemos ter 
processos que fornecem ou liberam calor. A termoquímica é aplicada nos estudos 
das reações de combustão (combustíveis) e alimentos. 
 À pressão constante (p=constante), a variação de calor associada a uma 
transformação química é conhecida como entalpia de reação (ΔHreação) e que, por 
definição, é dada como a diferença entre a quantidade de calor do sistema após a 
transformação (ΔHfinal) e a quantidade de calor inicial (ΔHinicial). 
 
ΔHinicial e ΔHfinal são, às vezes, referenciados como entalpia dos produtos e dos 
reagentes, respectivamente. 
 Uma transformação espontânea ocorre necessariamente sempre com 
liberação de energia, que pode se manifestar sob as mais variadas formas. Quando 
esta transformação absorve energia ela é chamada de transformação endotérmica 
(ΔHreação>0); quando ela libera energia, ela é chamada transformação exotérmica 
(ΔHreação<0), esquematizado conforme figura 1 abaixo. 
 A quantidade de calor 
associada a uma transformação química 
(ΔHreação) depende apenas dos estados 
inicial (ΔHinicial) e final (ΔHfinal), não 
importando a trajetória seguida ou as 
etapas intermediárias empregadas na 
transformação (Lei de Hess). 
 A lei de Hess pode ser aplicada 
mesmo se as reações intermediárias, ou 
a reação total, não possam de fato ser 
realizadas. 
 
Figura 1 – Esquema demonstrando reação 
endotérmica e exotérmica. 
 Na Lei de Hess a entalpia total de uma reação é a soma das entalpias das 
reações intermediárias, como mostrado nas figuras 2 e 3, logo abaixo. 
 Observe que, pelo exemplo da reação de combustão do metano (CH4) a 
entalpia H1 é a soma das entalpias H2 e H3. 
 
45 
 
 Mesmo que uma dada reação tenha n etapas, pela Lei de Hess, a entalpia 
da reação é dada pela somatória das entalpias das n etapas. 
 
 
 
 
 
CH
4(g)
 + 2 O
2(g)
CO
(g)
 + 2 H
2
O
(l)
+1/2 O
2(g)
CO
2(g)
 + 2 H
2
O
(l)
início
final
intermediário
H2
H1
H3
Figura 2 – Esquema da reação de combustão 
completa do metano, passando por combustão 
parcial. H2 e H3 são as entalpias das etapas 
intermediárias. H1 é a entalpia levando-se em 
conta que a reação fosse em apenas uma etapa. 
Figura 3 – Esquema da reação de 
combustão completa do metano, 
passando por combustão parcial. 
 
2. Objetivos 
 Esta aula prática tem como objetivo específico o estudo de reações 
químicas que envolvem a liberação de calor e calcular a entalpia de reação de 
neutralização. Como objetivo geral está o estudo da termoquímica e sua associação 
com produção de energia pelos combustíveis e alimentos. 
 
3. Materiais e métodos 
 Para o desenvolvimento desta prática serão necessários calorímetros 
feitos com béquer de 250 mL isolados por isopor, termômetros, bastão de vidro, 
água destilada, proveta de 200 mL, hidróxido de sódio P.A., ácido clorídrico P.A., 
balança semi-analítica, bastão de vidro, solução de hidróxido de sódio e ácido 
clorídrico 0,5 mol/L, e solução de ácido clorídrico 0,25 mol/L. 
 
3.1) Determinação da capacidade calorífica do calorímetro 
 Usando uma proveta colocar 150 mL de água destilada dentro do béquer 
do calorímetro. Agitar com bastão, medir a temperatura de equilíbrio, 
Ti,calorímetro+água. 
 Transferir esta água para outro béquer colocá-lo em banho-maria e 
aquecer até que a temperatura seja de 40oC, agitar com bastão e anotar a 
temperatura de equilíbrio, Ti,água. 
Obs. Se a temperatura não for exatamente 40oC, anotar a temperatura de qualquer 
forma. 
46 
 
 Transferir rapidamente à água aquecida para o béquer dentro do 
calorímetro, tampar, agitar e acompanhar a temperatura até que ela se estabilize, 
anotar a temperatura de equilíbrio, Tfinal. 
 Calcular a capacidade calorífica do calorímetro, Ccalorímetro, pela equação: 
 
 
 
 
Onde mágua é a massa de água que foi aquecida (considerar d=1 g/mL), cágua é o 
calor específico da água (cágua=1 cal/g.oC), e os temais termos já foram dados no 
texto. 
 Se a massa do béquer for conhecida, pode-se calcular o seu calor 
específico, ccalorímetro, pela equação: 
 
 
 
 
3.2) Determinando o calor de reação e verificando a Lei de Hess. 
 Serão feitos três experimentos onde serão obtidos entalpias de reações de 
dissolução e neutralização. 
3.2.1. Calculando a entalpia de dissolução do NaOH. 
 Medir em proveta, 200 mL de água destilada e colocar dentro do béquer 
do calorímetro, tampar e, agitando lentamente com bastão de vidro, anotar a 
temperatura de equilíbrio, Ti. 
 Em balança analítica, pesar rapidamente aproximadamente 2,00 g de 
NaOH (hidróxido de sódio), anotar a sua massa e colocar o NaOH dentro do 
calorímetro. 
 Tampar, agitar continuamente e lentamente com o bastão de vidro e 
medir a temperatura até que ela se estabilize. Anotar a temperatura, Tf. 
 Usando a equação: 
 
Onde, T = Tf-Ti, calcular a entalpia da dissolução do NaOH. 
 Descartar a solução em béquer apropriado. 
 Lavar o béquer do calorímetro e enxugar com papel absorvente. 
3.2.2. Determinando a entalpia da reação entre hidróxido de sódio sólido e 
ácido clorídrico, HCl. 
 Repetir as mesmas operações dos itens anteriores utilizando 100 mL de 
solução de ácido clorídrico 0,25 mol/L no lugar dos 200 mL de água. 
 Anotar a temperatura máxima atingida após a adição de 2,00 g de NaOH 
sólido. 
 Calcular a entalpia da reação: 
 
3.2.3. Deerminando a entalpia da reação entre solução de NaOH e HCl. 
 Com uma proveta medir 100 mL de ácido clorídrico 0,5 mol/L, transferir 
para o calorímetro e anotar a temperatura de equilíbrio, Ti. 
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 Em outra proveta medir 100 mL de solução 0,5 mol/L de NaOH e anotar a 
temperatura (deve ser a mesma da solução do ácido clorídrico). 
 Adicionar a solução de NaOH ao calorímetro, agitar rapidamente, tampar e 
anotar a temperatura máxima atingida, Tf. 
 Calcular a entalpia da reação usando: 
 
3.2.4 – Determinando a calor de reação (entalpia de reação) do ácido acético 
com hidróxido de sódio. 
 Repetir o experimento anterior agora com 100 mL de ácido acético 0,5 
mol/L e 100 mL de NaOH 0,5 mol/L. 
 
4. Atividades 
1) O que significa a capacidade calorífica do calorímetro em termos de grandeza? 
Ou seja, um calorímetro que possui valor elevado de capacidade calorífica é melhor 
ou pior que aquele que possui capacidade calorífica menor? 
2) Uma reação exotérmica ocorrendo dentro de um béquer, se você colocar a mão 
no béquer sentirá frio ou quente? E se a reação for endotérmica? 
3) Defina entalpia e calor. 
4) 100 g de água a 100oC foi adicionado a 200 g de água a 40oC. Qual a temperatura 
final da mistura? 
5) No experimento de dissolução do NaOH foram usadas 2,00 gramas. A entalpia de 
dissolução é então proporcional a estes 2,00 g. Se a massa de NaOH fosse o dobro, 
qual a entalpia de dissolução esperada? 
6) Sabendo que a massa molar do NaOH é 40 g/mol qual a entalpia de dissolução 
molar (cal/mol ou kcal/mol). 
7) Quando se mediu 100 mL de HCl 0,25 mol/L qual a quantidade em mols de HCl 
transferido para o béquer e qual a quantidade em gramas? 
8) Quando se mediu 100 mL de NaOH 0,5 mol/L e 100 mL de HCl 0,5 mol/L, quais 
as quantidades em mols e gramas que foram transferidos para o calorímetro? 
9) Calcule as entalpias molares de cada um dos experimentos. 
10) Sabendo que 1 cal = 4,186 J converta as entalpias determinadas em calorias 
(cal) para joule (J). 
11) Constatar a Lei de Hess dado que em cada um dos experimentos as seguintes 
reações ocorreram: 
1º exp. - 
 
 
 
 
2º exp. - 
 
 
 
 
3º. exp, - 
 
 
 
 
 
 
Observe que a reação do 2º experimento (H2) é a soma das reações