apostila fÃ_sico-quÃ_mica I

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Apostila Físico-Química Experimental I 
 
 
 
 
Prof. Fernando Afonso
AULA NO 01: A LEI DE CHARLES 
 
 
OBJETIVO: 
 
Determinar experimentalmente a relação entre o volume e a temperatura 
de uma amostra de ar à pressão constante. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
 01 Kitassato de 400,0 mL; 
 01 Termômetro de 50 a 150 oC; 
 01 Chapa aquecedora; 
 01 Mangueira de 5,0 cm; 
 01 Suporte universal com garras metálicas; 
01 Rolha de borracha com orifício central para tampar o Kitassato. 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
As primeiras medidas quantitativas do comportamento pressão-volume dos 
gases foram feitas por Robert Boyle em 1662. Seus resultados indicavam 
que o volume é inversamente proporcional à pressão: p/CV  , onde p é 
a pressão, V é o volume e C é uma constante. A figura 1 mostra V em 
função de p . A lei de Boyle pode ser escrita da seguinte forma: 
 
 
 
e se aplica apenas a uma massa na temperatura constante. 
 
 Charles posteriormente mostrou que a constante C é uma função 
da temperatura. Este é um dos modos de anunciar a Lei de Charles. 
 Gay-Lussac fez medidas do volume mantendo uma massa fixa de 
gás sobre pressão fixa e descobriu que o volume variava linearmente com 
a temperatura. Isto é expresso pela equação 
 
 
 
Onde t é a temperatura e a e b são constantes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Volume como uma função da pressão, Lei de Boyle (t = 25 oC) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
).(CpV 01
).(btaV 02
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Volume como uma função da temperatura, Lei de Charles 
 (p = 1,0 atm) 
Um gráfico do volume em função da temperatura está indicado na figura 2. 
O coeficiente linear é oVa  , isto é, o volume a 0
 oC. O coeficiente angular 
da curva é a derivada p)t/V(b  (Usam-se derivadas parciais em vez 
de derivadas comuns, pois o volume depende da pressão; a e b são 
constantes somente se a pressão for constante. A derivada parcial 
p)t/V(  é o coeficiente angular da reta, nas condições experiência, e dá 
variação do volume com a temperatura e pressão constante). Portanto, a 
equação acima pode ser escrita numa forma mais equivalente: 
 
 
 
 As experiências de Charles mostraram que, para uma massa fixa 
de gás sob pressão constante, o aumento relativo do volume por grau de 
aumento de temperatura era o mesmo para todos os gases nos quais ele 
fez medidas. A uma pressão fixa, o aumento de volume por grau é 
p)t/V(  ; portanto, o aumento relativo em volume por grau, a 0 
oC, é: 
p)t/V/()V/( 01 . Esta quantidade é o coeficiente de dilatação térmica a 
0 oC, para qual se usa o símbolo oα . 
 
 
 
Dessa forma, podemos substituir o valor de oα na equação do volume da 
seguinte maneira: 
 
 
 
Substituindo 00Vα na equação 3.0, obtendo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O que nos leva a seguinte equação: 
 
 
 
 
A equação 5.0 é conveniente porque expressa o volume do gás em termos 
do volume a zero grau e uma constante, oα , que é a mesma para todos os 
gases, e, como se conclui, é praticamente independente da pressão na qual 
as medidas são feitas. Se medirmos o a várias pressões, vamos encontrar 
que para todos os gases oα tende ao mesmo valor limite, para 0p . A 
forma da equação 5.0 sugere uma transformação de coordenadas que deve 
ser útil, isto é, define uma nova temperatura T em termos da temperatura 
usada até aqui através da equação: 
 
 
A equação 6.0 define uma nova escala de temperatura, chamada escala 
gasosa, ou mais, exatamente, escala do gás ideal. A importância dessa 
escala reside no fato de que oα e, conseqüentemente, oα/1 , têm o mesmo 
valor para todos os gases. Por outro, oα depende da escala de temperatura 
usada originalmente para t . Se t for em graus Celsius (símbolo: 0C), então 
152731 ,α/ o 
oC e a escala T resultante é numericamente idêntica à escala 
).(
t
V
V
α
p
04
1
0
0 








pt
V
Vα 







00
 tαVV
tVαVV
t
t
V
VV
p
00
000
0
1










).(t
α
αVV 05
1
0
00 








).(t
t
V
VV
p
030 








de temperatura termodinâmica. A unidade SI de temperatura termodinâmica 
é o kelvin (símbolo K). As temperaturas na escala termodinâmica são 
freqüentemente chamadas de temperaturas absolutas ou de temperatura 
kelvin. De acordo com a equação 6.0, teremos: 
 
 
Dessa forma, podemos combinar as equações 5.0 e 6.0 para termos: 
 
 
A equação 8.0 estabelece que o volume de um gás sob pressão fixa é 
diretamente proporcional à temperatura termodinâmica. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
PARTE A: MONTAGEM DO EQUIPAMENTO: 
 
01) Insira o termômetro no orifício central da rolha (maior) posicionando-o 
verticalmente, na boca do Kitasato. Certifique que a rolha ficou bem 
encaixada e que leituras de temperaturas possam ser feitas. 
02) Retire o êmbulo da seringa. Remova, com auxílio de um pedaço de 
papel higiênico, o excesso de gordura do êmbulo e da seringa. 
03) Conecte a mangueira de 5,0 cm na saída/entrada de ar lateral do 
Kitasato. 
04) Posicione a seringa horizontalmente com o auxílio das garras metálicas 
e do suporte universal, conforme mostra a figura 3. 
05) Insira o êmbulo da seringa até que a leitura seja de zero mL, ou seja, 
com o êmbulo na posição final. 
06) Conecte a seringa na mangueira. Antes de conectar a seringa, certifique 
que a leitura na seringa seja zero mL, ou seja, que o êmbulo se encontre 
na posição final. A seringa deve estar posicionada na horizontal. Atenção 
para não variar a posição do êmbulo quando a conexão com a mangueira 
for feita. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Esquema da aparelhagem utilizada para determinar 
experimentalmente a relação entre o volume e a temperatura de uma 
amostra de ar à pressão constante. 
 
 
 
PARTE B: COLETANDO OS DADOS EXPERIMENTAIS: 
 
01) Meça a temperatura do gás no interior do Kitassato, a qual é a 
temperatura ambiente. 
02) Coloque cuidadosamente o sistema (Kitassato, seringa etc.) na chapa 
aquecedora. 
03) Ligue a chapa elétrica e a mantenha no mínimo (aproximadamente 250 
oC). 
).(t,T 0715273 
).(TVαV 0800
Kitassato
Seringa
Chapa de aquecimento
Suporte universal
Termômetro
Mangueira
04) Faça anotações, na Tabela 1, da temperatura e do volume 
correspondente. 
05) Repita as anotações para as várias temperaturas e volumes. 
06) retire o sistema da chapa aquecedora e deixe-o resfriar até a 
temperatura ambiente. 
07) Repita o procedimento do item 3 até o 5. 
 
 
Temp. 
(oC) 
 
Volume 
(mL) 
0 4 08 12 16 20 24 28 32 36 40 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
01) Representar os valores médios obtidos em papel milimetrado (ou fazer 
gráfico no origin ou excel). 
02) Faça uma regressão linear e obtenha a equação que melhor descrevem 
os seus resultados. Faça um a comparação com a Lei de Charles. 
03) Através do gráfico obtido na questão 01, obtenha a quantidade de 
matéria (número de mol) do gás. 
04) Quais são as possíveis fontes de erro ou limitação neste experimento? 
Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos 
experimentos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA NO 02: A LEI DE BOYLE 
 
 
OBJETIVO: 
 
Determinar experimentalmente a relação entre a pressão e o volume de 
uma amostra de ar à temperatura constante. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
 01 manômetro aberto; 
 01 seringa de vidro de 50,0 mL; 
 01 Béquer de 100,0 mL; 
 01 Mangueira de silicone; 
 01 Suporte universal com garras metálicas. 
 
Reagentes: 
 Água destilada; 
 Solução aquosa de Azul de metileno. 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
As primeiras medidas quantitativas do comportamento da pressão dos 
gases em função da variação do volume foram feitas por Robert Boyle em 
1662 e por E. Mariotte em 1676. Seus resultados indicavam que o volume 
é inversamente proporcional à pressão: p/CV  , onde p é a pressão, V 
é o volume e C é uma constante. A figura 1 mostra V em função de p . A 
lei de Boyle podeser escrita na forma: 
 
 
e se aplica apenas a uma massa na temperatura constante. 
 Para gases, cujo comportamento se aproxima da idealidade é 
válida a equação a seguir, conhecida como lei de Boyle. 
 
 
 
 Considere o sistema apresentado na figura 2. A pressão no interior 
de um gás no interior de um recipiente é medida com um manômetro. Na 
sua versão mais simples, um manômetro é um tubo em U cheio com um 
líquido pouco volátil. Se uma boca do tubo for aberta, a pressão, p , da 
amostra gasosa equilibra com a soma das pressões exercidas pela coluna 
do líquido, que é igual a ghρ , mais a pressão externa, extp . 
 
 
onde ρ é a densidade do líquido, g a aceleração da gravidade e h é a 
altura do líquido no tubo em U. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Volume como uma função da pressão, Lei de Boyle (t 
constante = 25 oC) 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
CpV 
ghρpp ext 
KVpVp  2211
 
PARTE A: MONTAGEM DO EQUIPAMENTO: 
 
01) Posicione a seringa (e êmbulo) horizontalmente com auxílio das garras 
metálicas e do suporte universal, conforme indicado na figura 2. 
02) Conecte a seringa na mangueira. Antes de conectar a seringa, certifique 
que a leitura na seringa seja de 50,0 mL, ou seja, o êmbulo se encontra na 
posição inicial. Atenção para não variar a posição do êmbulo quando a 
conexão com a mangueira for feita. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Representação esquemática do aparelho utilizado para 
verificação experimental da lei de Boyle – manômetro aberto. 
 
PARTE B: COLETANDO OS DADOS EXPERIMENTAIS: 
 
01) Faça a leitura do nível da água nas duas pipetas do manômetro. Faça 
a marca de referência com caneta de ponta porosa em uma das pipetas. 
Assim, 50,0 mL corresponde a 1,0 atm. 
02) Gentilmente, empurre o êmbulo para dentro da seringa até completar a 
variação de 5,0 mL (V). Anote o valor da leitura, feita na seringa, na tabela 
I. 
03) Faça a leitura do desnivelamento, h, do líquido nas pipetas, conforme 
mostra a Figura 3. Anote este valor na tabela correspondente ao valor da 
leitura feita na seringa. 
04) Repita os itens 2 e 3 e faça as anotações correspondentes até o êmbulo 
completar todo o percurso, ou seja, leitura de zero mL. 
05) Para cada valor de h (desnível do líquido) calcule o valor da pressão 
manométrica utilizando a equação 1. Considere pext = 1,00 atm. 
 
Tabela I. Altura, volume e pressão. 
Volume, 
V (mL) 
0 4 08 12 16 20 24 28 32 36 40 
Altura, h 
(m) 
 
Pressão, 
p (atm) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Manômetro diferencial aberto. 
mangueira
seringa
êmbulo
suporte universal
manômetro
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
01) Representar em papel milimetrado (ou fazer gráfico no Origin ou Excel) 
os valores médios obtidos na Tabela I, gráfico V, versus p. 
02) Representar em papel milimetrado (ou fazer gráfico no Origin ou Excel) 
os valores médios obtidos na Tabela I, gráfico V, versus 1/p. Que tipo de 
curva foi obtido? 
03) Representar em papel milimetrado (ou fazer gráfico no Origin ou Excel) 
os valores médios obtidos na Tabela I, gráfico pV, versus p. 
04) Faça uma regressão polinomial para o gráfico do item 2 e obtenha a 
equação que melhor descreve os seus resultados. Faça um a comparação 
com a Lei de Boyle. 
05) Quais são as possíveis fontes de erro ou limitação neste experimento? 
Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos 
experimentos. 
06) Como o objetivo da prática é verificar se o produto pV é constante, é 
interessante verificar o quanto às medidas experimentais se distanciam de 
um valor médio. Isso é feito através da determinação do desvio padrão das 
medidas e do desvio padrão relativo, além do cálculo de propagação do 
erro. Para isso aconselha-se que seja preenchida a tabela a seguir. 
 O cálculo do desvio padrão da média dos valores pV e o desvio 
padrão relativo é dado por: 












1
)( 2
n
pVpV
s 
onde n = número de medidas realizadas. 
 
100..


pV
s
srel 
 
 
 
 
 
 
Obtidos os valores da pressão p, e do volume V, preencham a tabela abaixo: 
 
p (mm Hg) V (cm3) pV pVpV (pVpV)2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA NO 03: MASSA MOLECULAR DE UM GÁS – PRINCÍPIO DE 
AVOGADRO E A LEI DOS GASES PERFEITOS 
 
OBJETIVO: 
 
Determinar experimentalmente a relação geral entre o volume, a massa, a 
temperatura e a pressão de uma amostra de gás. 
Determinar a massa molecular de um gás, no caso o butano, utilizando a 
equação dos gases perfeitos. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
 01 Balança analítica; 
 01 Proveta de 250,0 mL; 
 01 Termômetro; 
01 Recipiente para conter água; 
01 Barômetro; 
01 Tubo de gás butano; 
01 Cuba de vidro; 
01 Mangueira. 
 
Reagentes: 
Água destilada; 
Butano; 
Água de torneira. 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
A Lei de Gay-Lussac ou Charles (massa fixa, pressão constante) 
estabelece que o volume de um gás sob pressão fixar é diretamente 
proporcional à temperatura termodinâmica. Essa equação pode ser escrita 
da seguinte forma: 
 
 
Onde, V é o volume do gás, oα é o coeficiente de expansão térmica do gás, 
oV é o volume inicial do gás e T é a temperatura termodinâmica, que é 
igual a t,T  15273 . 
A Lei de Boyle (massa fixa, temperatura constante), indica que a o volume 
é inversalmente proporcional à pressão. Essa equação pode ser escrita da 
seguinte forma: 
 
 
Onde p é a pressão, V é o volume e C é uma constante. 
Essas duas equações podem ser combinadas numa equação geral 
observando que oV é o volume a 0 
oC e, portanto, está relacionado com a 
pressão pela lei de Boyle, 
p
C
V oo  , onde oC é o valor da constante a 
.t 0 Dessa forma a equação de Charles torna-se: 
 
 
 
 A restrição de massa fixa é removida imaginando-se que, se a 
temperatura e a pressão forem mantidas constantes e a massa do gás for 
duplicada, o volume duplicará. Isso significa que a constante oC é 
proporcional à massa do gás; portanto, escrevemos BwCo  , onde B é 
uma constante e w é a massa. Introduzindo esse resultado na equação 
anterior obtemos: 
 
 
Esta é uma relação geral entre as quatro variáveis V , w , T e p . A 
constante B tem um valor diferente para cada gás. 
 Para a equação acima ser útil, deveríamos ter a mão uma tabela 
com os valores de B para cada gás. Seja M a massa molar de um gás em 
um recipiente sob um conjunto de condições padrões oT , op , e oV . Se 
gases diferentes forem mantidos num volume padrão oV , sob pressão e 
TVαV 00
CpV 
)fixamassa(
p
TαC
V oo
.
p
wTαB
V o
.
T
Vp
αB
M
o
oo
o

















1
temperatura padrão op e oT , então, pela equação acima, teremos para 
cada gás: 
 
 
 
Já que as condições padrões são escolhidas para atender às 
conveniências, a relação ooo TVpR  tem um valor numérico fixo para 
qualquer escolha particular e tem, claro, o mesmo valor para todos os gases 
( R é chamada constante dos gases perfeitos). Assim, a equação acima 
pode, então, ser escrita da seguinte forma: 
 
 
 
Seja Mwn  a quantidade de matéria característica do gás contido na 
massa w . Então, pnRTV  , ou mais comumente conhecida como: 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1) Determine a massa do tubo de gás butano (m1); 
 
2) Conecte uma mangueira flexível na saída do tubo de gás contendo 
butano. Verifique se a mangueira está bem conectada, ou seja, se não está 
ocorrendo vazamento de gás através desta conexão; 
 
3) Adicione água a um proveta de 250,0 mL até a extremidade superior. 
Com uma das mãos sobre essa extremidade, inverta a proveta imergindo-
a num volume de água contido em um outro recipiente, de maneira que a 
proveta permaneça com água e na posição vertical; 
 
4) Direcione a outra extremidade da mangueira, conectada ao tubo de gás, 
para o interior da proveta; 
 
5) Seguindo as etapas anteriores, você deve ter um conjunto de 
equipamentos semelhante à Figura 1; 
 
6) Determinea temperatura da água contida no recipiente; 
 
7) Aperte a válvula (devagar para evitar que o gás se congele próximo à 
válvula) transferindo o gás para o interior da proveta, deslocando a água, 
conforme mostra a Figura 2; 
 
8) Quando o nível do gás coincidir com o nível da água no recipiente, cerca 
de 200,0 mL, interrompa a transferência de gás para do tubo para o interior 
da proveta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Esquema da aparelhagem utilizada para determinar a relação 
geral entre o volume, a massa, a temperatura e a pressão de uma 
amostra de gás. 
 
 
.
p
RT
M
w
V 






.nRTpV 
tubo 
de gás
cuba de vidro
proveta
mangueira
água
água
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Esquema da aparelhagem utilizada para determinar a relação 
geral entre o volume, a massa, a temperatura e a pressão de uma 
amostra de gás, após a liberação do gás contido no tubo. 
 
 
 Nestas condições, a pressão interna total é igual à pressão externa, 
ou seja, a pressão do butano é igual à pressão total, pressão atmosférica, 
menos a pressão de vapor da água. 
 
 
 
A pressão de vapor da água depende da temperatura. Para determinar a 
pressão do gás butano através da equação acima, é necessário conhecer 
o valor da pressão de vapor da água na temperatura de trabalho. A tabela 
abaixo mostra as pressões de vapor da água em cada temperatura. 
 
 
 
 
 
 
Tabela I. Relação entre a pressão de vapor da água em relação à 
temperatura. 
Temperatura 
(oC) 
Pressão 
(atm) 
Temperatura 
(oC) 
Pressão 
(atm) 
15 0,0168 23 0,0278 
16 0,0179 24 0,0295 
17 0,0191 25 0,0313 
18 0,2040 26 0,0332 
19 0,0220 27 0,0351 
20 0,0230 28 0,0374 
21 0,0245 29 0,0395 
22 0,0261 30 0,0418 
 
 Leia o volume de gás coletado na proveta. 
 Retire a mangueira do interior da proveta e determine a massa do 
tubo de gás (m2), por diferença, determine a massa de gás transferida para 
o interior da proveta. 
 
 
 Considerando que o butano é um gás ideal, determine a sua massa 
molecular. 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
01) Explique por que a relação ooo TVpR  tem um valor numérico fixo 
para qualquer escolha particular e tem, é claro, o mesmo valor para todos 
os gases. 
02) Quais são as possíveis fontes de erro ou limitação neste experimento? 
Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos 
experimentos. 
03) Os resultados práticos são iguais aos esperados? Se não são, como a 
massa molecular do gás butano pode ser calculada, determine qual é o erro 
experimental. 
04) Faça uma transformação na equação e calcule a densidade 
experimental do gás butano. 
 
gás butano
água
água
tubo de gás
mangueira
proveta
cuba de vidro
águadevaportotalotanbu ppp 
21 mmmgás 
AULA NO 04: DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS E VARIAÇÃO DA 
DENSIDADE DE LÍQUIDOS EM FUNÇÃO DA TEMPERATURA 
 
 
OBJETIVOS: 
 
01) Determinar e comparar massa específica () e densidade () de líquidos 
e sólidos. 
02) Verificar a influência da temperatura sobre a densidade dos líquidos e 
a influência do tamanho da cadeia carbônica de ésteres orgânicos sobre a 
densidade dessas substâncias. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
Balança analítica; 
Banho-maria termostatizado; 
Densímetro; 
Espátula; 
Picnômetro; 
Proveta; 
Termômetro. 
 
Reagentes: 
Acetato de etila; 
Acetato de metila; 
Acetato de n-butila; 
Água destilada; 
Cloreto de sódio; 
Estanho metálico; 
Etanol (álcool etílico). 
 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
Define-se massa específica como sendo a razão entre a massa do corpo e 
seu volume. No sistema CGS sua unidade é gramas por centímetros 
cúbicos (g/cm3). Usa-se também a expressão densidade absoluta para 
indicar tal grandeza. 
 
 
 
 onde: 
 = massa específica do corpo; 
m = massa do corpo; 
V = volume do corpo. 
 
Por outro lado, define-se densidade relativa como sendo a razão entre duas 
massas específicas em que o denominador é a massa específica de uma 
substância tomada como padrão ou referência. Usa-se o símbolo () para 
designar a densidade. Freqüentemente é usada a expressão densidade 
para indicar a densidade relativa. Como substância padrão, usa-se a água 
na temperatura de maior valor de massa específica (3,98 oC), ou como 
referência, a água a uma temperatura fixada de acordo com as 
necessidades, comumente a temperatura ambiente. 
 
 
onde: 
A,B é a densidade de uma substância A em relação a uma substância B; 
 mA é a massa de determinado volume da substância A; 
 mB é a massa de igual volume da substância B. 
 
 A densidade dos líquidos é comumente expressa em gramas (g) por 
mililitro (mL). Como o mililitro é definido como a milésima parte do volume 
de 1 Kg de água pura na temperatura de máxima densidade (3,98 oC), a 
densidade em gramas por mililitro é numericamente igual à relação entre 
massa específica de uma substância a T oC e a massa específica da água 
a 3,98 oC e é representada freqüentemente como 
T
4 . 
B
A
B,A
m
m
ρ 
V
m
μ 
)98,3(
)(
0
0
4
Caágua
V
m
CTasubstância
V
m
T  
 
 
 
 
PRIMEIRA PARTE: 
 
Procedimentos para sólidos: 
 
1) Determinação da massa específica () do estanho metálico: 
Para se determinar a massa específica () de estanho metálico, 
utiliza-se uma proveta para verificar o volume (V) de líquido (água) 
deslocado pela massa (m) de estanho. 
2) Determinação da densidade () do estanho metálico: Para se 
determinar a densidade () do estanho pelo método do picnômetro, 
procede-se da seguinte maneira: 
a. pesa-se o picnômetro completamente cheio com água e anota-se a 
massa m1; 
b. pesa-se o picnômetro completamente cheio com água mais o 
estanho fora dele e anota-se a massa m2; 
c. pesa-se o picnômetro completamente cheio com água mais o 
estanho dentro dele e anota-se a massa m3. 
A densidade (), pelo método do picnômetro é dada pela seguinte equação: 
32
12
mm
mm


 
onde: m2  m1 é massa do estanho; 
m2  m3 é a massa do volume de água à temperatura ambiente (anote o 
valor) 
 
Procedimentos para líquidos: 
 
1) Determinação da massa específica (e) do etanol (álcool 
etílico): Determina-se a massa específica (e) do etanol do 
seguinte modo: 
a. anota-se o volume do picnômetro, Vp; 
b. pesa-se o picnômetro vazio, mp; 
c. pesa-se o picnômetro com o etanol, mp+e. 
 
A massa específica do etanol (e) pelo método do picnômetro é dada pela 
seguinte equação: 
p
pep
e
V
mm 

 )(
 
 
2) Determinação da densidade () de um líquido (etanol ou álcool 
etílico): Procede-se da seguinte maneira para determinar a 
densidade de um líquido (etanol) pelo método do picnômetro: 
a. pesa-se o picnômetro vazio, m1; 
b. pesa-se o picnômetro com o líquido que deseja medir a densidade 
(etanol), m2. 
c. pesa-se o picnômetro com água, m3; 
A densidade do etanol () pelo método do picnômetro é dada pela seguinte 
equação: 
 
 
 
Compare o valor obtido com o anterior. 
 
 
 
SEGUNDA PARTE: 
 
1) Você vai receber dois sólidos. Elabore e escreva um procedimento 
para determinar a massa específica () desses sólidos. Você pode 
dispor de balança, de provetas e de líquidos como água e etanol 
(álcool etílico). Utilizando o procedimento que você propôs, 
determine a densidade dos sólidos. 
13
12
mm
mm
ρ oltane



 
Densímetros são aparelhos que permitem a determinação da densidade de 
líquidos onde são mergulhados, com a leitura direta numa escala, sem 
necessidade de cálculo ou de balanças. São aparelhos de peso constante 
e constam, em geral, de cilindros fechados, contendo na parte inferior, um 
lastro de chumbo ou mercúrio. 
Os densímetros servem para determinar a densidade ou as concentrações 
de soluções. O alcoômetro de Gay Lussac é um densímetro especialmente 
concebido para determinar a concentração do etanol (álcool etílico) numa 
solução de água. 
 
2) Prepare uma solução utilizando exatamente 200,0 mL de água 
destilada e a massa de sal que você irá receber. Anote o volume 
da solução e usando o densímetro determine a massa específica 
da solução (g/cm3). Usando essesdados, calcule a massa de 
cloreto de sódio usada na preparação da solução. 
 
TERCEIRA PARTE: 
 
A turma será dividida em grupos de no máximo 04 pessoas. Cada grupo 
trabalhará com a água e um dos acetatos. 
 
Procedimentos: 
 
01. Pesa-se 2 picnômetros vazios previamente secos com suas 
respectivas tampas. Anotam-se os pesos de cada um fazendo-se 
neles um sinal para identificação. Um deles deve ser cheio com 
água destilada e o outro, com um dos acetatos a temperatura 
ambiente. Fazem-se as pesagens e determinam-se as massas 
específicas. 
 
02. Os picnômetros completamente cheios devem ser levados a um 
banho-maria termostatizado a 40 oC durante 20 minutos (a 
temperatura do banho deve ser conferida com um termômetro e 
anotado o valor exato). Os alunos devem observar que à medida 
que a temperatura dos líquidos, nos picnômetros, vai aumentando 
os volumes dos mesmos aumentam, devido à dilatação térmica. 
Após 20 min. Devem-se fechar os capilares dos picnômetros, com 
a ajuda de plástico ou papel alumínio, retirá-los do banho-maria 
termostatizado e levá-los a um banho de água a temperatura 
ambiente. Novamente o aluno deverá observar o que ocorre com 
os volumes do líquido ao retornarem a temperatura ambiente. O 
aluno deve tocar os picnômetros com a mão para avaliar a 
velocidade com que os líquidos retornam a temperatura ambiente. 
 
Os volumes que as substâncias estavam ocupando a 40 oC são conhecidos, 
pois são os volumes dos picnômetros, já que estavam completamente 
cheios. As massas das substâncias a 40 oC serão obtidas pesando-se os 
picnômetros, após atingirem a temperatura ambiente, uma vez que não 
houve variação de massa das substâncias aos esfriarem; houve sim, 
variação de volume. 
 
03. Repete-se o procedimento realizado no item 02, usando um banho-
maria termostatizado a 50 oC. 
 
04. Cada grupo deverá pegar com os outros grupos os resultados 
obtidos com os outros dois acetatos. 
 
05. Fazer um gráfico de densidade versus temperatura (três pontos) 
para água e para os acetatos. 
 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
01) O procedimento que você propôs é adequado para determinar a 
massa específica dos dois sólidos que você recebeu? 
02) O que é densidade aparente? 
03) O que é uma densidade absoluta ou esqueletal? 
04) Sabemos que a densidade de uma substância é a razão entre a 
massa de determinado volume da substância e a massa de igual 
volume de água a 3,98 oC. Como a água usada na nossa 
experiência estava à temperatura ambiente, qual a precisão dos 
valores obtidos por nós? Se quiséssemos um valore mais preciso 
como deveríamos proceder? 
05) A densidade é uma propriedade macroscópica que é característica 
de uma substância pura, em uma dada temperatura. Dessa forma, 
responda quais são as características microscópicas da matéria, 
que a densidade reflete? 
06) Fazer um gráfico da variação da densidade da água em função da 
temperatura no intervalo de 0 a 40 oC e comentar o comportamento 
da curva em termos da estrutura da água nos estados sólido e 
líquido. 
07) Explique porque as densidades das substâncias diminuem com o 
aumento da temperatura? 
08) Fazer um gráfico de densidade dos acetatos (a uma mesma 
temperatura) versus número de átomos de carbono dos acetatos 
(tamanho da cadeia). 
09) Responder: pelas observações visuais e sensoriais que foram feitas 
durante a experiência, qual dos líquidos tem maior coeficiente de 
expansão térmica, a água ou o acetato? Por quê a água esfria mais 
lentamente do que o acetato? 
10) Explique porque as densidades dos acetatos diminuem, com o 
tamanho da cadeia? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA NO 05: DETERMINAÇÃO DA TENSÃO SUPERFICIAL PELO 
MÉTODO DA GOTA 
 
 
OBJETIVOS: 
 
01) Medir a tensão superficial relativa de líquidos puros e de soluções. 
02) Verificar o efeito de algumas substâncias sobre a tensão superficial da 
água. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
Balança analítica; 
Densímetro; 
Espátulas; 
Picnômetro; 
Bureta; 
Termômetro. 
Reagentes: 
Lauril sulfato de sódio; 
Cloreto de sódio; 
Água destilada. 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
As moléculas que se encontram na superfície de um líquido são objetos de 
intensa atração das moléculas interiores. Uma força resultante, cuja direção 
acha-se em um plano tangente à superfície em um ponto particular, atua 
para fazer com que a superfície do líquido seja a menor possível. A 
magnitude desta força atuando perpendicular a longitude de uma linha na 
superfície se chama tensão superficial, γ . A superfície, ou interface, onde 
existe a tensão, encontra-se entre o líquido e seu vapor saturado no ar, 
ordinariamente a pressão atmosférica. Também pode existir uma tensão na 
interface entre líquidos imiscíveis; ordinariamente a esta, denominada de 
tensão interfacial. As dimensões da tensão superficial são força por unidade 
de comprimento e comumente expressa no sistema CGS como dinas por 
centímetro (dyn/cm). Diversos métodos podem ser utilizados para a 
determinação da tensão superficial, dependendo do grau de precisão que 
se deseja. Nessa prática será utilizado somente o método da gota. 
 Quando uma gota se forma na ponta de um tubo (figura 1), têm-se 
as seguintes forças atuando: força peso ( P ) e a força capilar ( CF ) 
 Em se tratando de líquidos: ρ.Vm g , onde gV é o volume da gota 
e ρ é a densidade do líquido. Portanto, g.V.ρP g . 
A força capilar é proporcional à tensão superficial γ e à L , linha de contato 
entre a gota e o tubo (perímetro do tubo). Da definição de tensão superficial 
tem-se que L/Fγ C . Como rπL 2 , então pode-se escrever: 
 
rπ
F
γ C
2
 
 
 Para que a gota se destaque do tubo e caia, é necessário que as 
duas forças, P e CF se igualem: 
 
 
 
 r = raio da ponta do tubo 
 A força peso será mgP  . 
 Onde m é a massa da gota e g é a 
gravidade 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Forças que atuam sobre a gota de um líquido 
 
PFC  
gVρrπγ g2 
rπ
gVρ
γ
g
2
 
 Na presente prática, para contornar o problema da determinação do 
raio do tubo, será utilizado um método comparativo para determinação de 
γ . Este método está baseado no conhecimento prévio do valor da tensão 
superficial de um líquido, no caso da água. 
 Primeiramente é feita a medida do número de gotas, an , que é 
formado por um volume V , fixo de água, quando esta cai do tubo utilizado. 
 O volume de cada gota de água, aV , será: 
 
a
a
n
V
V  
Essa medida é repetida utilizando um outro líquido ( l ), medindo o número 
de gotas, ln , que um volume lV forma nas mesmas condições das feitas 
para a água. Tem-se então que: 
 
l
l
n
V
V  
 
Para os dois líquidos em questão, podemos escrever: 
 
rπ
gVρ
γe
rπ
gVρ
γ lll
aa
a
22
 
 
 
Substituindo os valores de aV e de lV , tem-se: 
 
 
 
 
Dividindo-se aγ por lγ , tem-se: 
 
 
 
 
Dessa forma, conhecendo-se o valor da tensão superficial da água e as 
densidades da água e do líquido ( l ), determina-se o valor da tensão 
superficial do líquido ( l ) 
 
Dados: 
 
aγ a 20 
oC = 72,75 dyn/cm 
aγ a 25 
oC = 71,97 dyn/cm 
aγ a 30 
oC = 71,18 dyn/cm 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 Prender uma bureta pequena em um suporte. Encher a bureta com 
água destilada e determinar o número de gotas que se formam para cada 
mililitro. Repetir a medida pelo menos três vezes e tirar a média. 
 Repetir o procedimento anterior utilizando álcool, uma solução de 
detergente (lauril sulfato de sódio) e uma solução de NaCl. 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
al
la
l
a
nρ
nρ
γ
γ

l
l
l
a
a
a
rnπ
Vgρ
γe
rnπ
Vgρ
γ
22

01) Explique a origem da tensão superficial. 
02) Discuta os resultados das medidas que você realizou em termos das 
estruturas e das propriedades das moléculas. 
03) Explique o efeito da NaCl e do lauril sulfato de sódio na tensão 
superficial da água.AULA PRÁTICA NO 06: PRINCÍPIO ZERO DA TERMODINÂMICA: 
DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE CALORÍFICA DE SUBSTÂNCIAS 
PURAS NO ESTADO SÓLIDO 
 
 
OBJETIVO: 
 
Determinar a capacidade calorífica de substâncias simples que se 
encontram no estado sólido. 
 
 
Materiais: 
Balança analítica; 
Calorímetro; 
Densímetro; 
Picnômetro; 
Pinça metálica; 
Proveta; 
Termômetro. 
 
Reagentes: 
Água destilada; 
Barra de alumínio; 
Barra de chumbo; 
Barra de estanho; 
Barra de ferro. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
O princípio do equilíbrio térmico, o princípio zero da Termodinâmica, é um 
outro resultado importante. A sua importância para o conceito de 
temperatura não foi completamente compreendida até que outras partes da 
Termodinâmica alcançassem um estado avançado de desenvolvimento; daí 
o nome pouco usual, princípio zero. 
Para ilustrar o princípio zero consideremos duas amostras de gás. Uma 
amostra é confinada num volume 1V e outra num volume 2V . As pressões 
são 1p e 2p , respectivamente. No início, os dois sistemas são isolados um 
do outro e estão em completo equilíbrio. O volume de cada recipiente é fixo 
e imaginemos que cada um possui um manômetro como está indicado na 
Figura 1(a). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. (a) Sistemas isolados. (b) Sistemas em contato térmico 
 
Os dois sistemas são postos em contato através de uma parede. Existem 
duas possibilidades: ou a parede permite que os sistemas se influenciem 
ou não. Se os sistemas não se influenciam, a parede é isolante ou 
adiabática; é claro que, nesta situação, a pressão nos dois sistemas 
permanece inalterada após colocar os sistemas em contato. Se os sistemas 
se influenciam, depois de serem colocados em contato, observaremos que 
as leituras dos manômetros variam com o tempo, atingindo finalmente dois 
novos valores p’1 e p’2 que não variam mais com o tempo, Figura 1(b). 
Nessa situação a parede é condutora e os sistemas estão em contato 
térmico. Depois que as propriedades dos dois sistemas em contato térmico 
não variam mais com o tempo, os dois sistemas estão em equilíbrio térmico. 
Esses dois sistemas têm, então, uma propriedade em comum, a 
propriedade de estarem em equilíbrio térmico um com o outro. 
Consideremos três sistemas A, B e C dispostos como na Figura 2(a). Os 
sistemas A e B estão em contato térmico e os sistemas B e C também. Esse 
sistema é mantido assim por um tempo suficiente para que atinja o equilíbrio 
térmico. Então A está em equilíbrio térmico com B, e C está em equilíbrio 
térmico com B. Agora removemos A e C dos seus contatos com B e 
colocamos os dois em contato térmico, Figura 2(b). Observamos então que 
não há variação nas propriedades de A e C com o correr do tempo. Portanto 
A e C estão em equilíbrio térmico. Essa experiência é resumida no princípio 
zero da Termodinâmica: dois sistemas que estão em equilíbrio térmico com 
um terceiro, estão em equilíbrio térmico entre si. 
O conceito de temperatura pode tornar-se preciso pelas afirmações: (1) 
Sistemas em equilíbrio térmico têm a mesma temperatura. (2) Sistemas que 
não estão em equilíbrio térmico têm temperaturas diferentes. O princípio 
zero, portanto, nos dá uma definição operacional de temperatura que não 
depende da sensação fisiológica de “quente” ou “frio”. Esta definição está 
de acordo com a fisiológica já que os dois corpos em equilíbrio térmico 
fornecem a mesma sensação do que se entende por quente. O princípio 
zero está baseado na experiência de que sistemas em contato térmico não 
estão em equilíbrio completo um com o outro até que tenham atingido o 
mesmo grau de quentura, isto é, a mesma temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. O princípio zero da Termodinâmica 
 
Para uma dada mudança no estado de um sistema, que apresenta uma 
variação de temperatura dT a ela associada, o calor extraído das 
vizinhanças pode ter diferentes valores, pois depende do caminho da 
mudança de estado. Portanto, não é surpreendente que o sistema tenha 
mais de um valor para a capacidade calorífica. De fato, a capacidade 
calorífica de um sistema pode ter qualquer valor de menos infinito até mais 
infinito. Entretanto, apenas dois valores, pC e vC , têm maior importância. 
Como não são iguais, é importante encontrar a relação entre eles. 
Esse problema pode ser resolvido através da equação para o cálculo do 
calor extraído a pressão constante: 
 
 
 
 
Onde vC é a capacidade calorífica a volume constante. 
 
 
Para uma variação a pressão constante, com PPop  , a equação torna-se: 
 
 
 
 
 
Como dT/dQC pp  , dividimos tudo por dT e obtemos: 
 
 
 
que é a relação desejada entre Cp e Cv. Esta é usualmente escrita na forma 
 
 
 
 
Essa equação representa uma relação geral entre pC e vC . Como a 
quantidade no segundo membro sempre será positiva, temos que pC será 
sempre maior que vC para qualquer substância. O excesso de pC 
relativamente a vC é constituído da soma dos dois termos. O primeiro termo 
dVPdV
V
U
dTCdQ op
T
v 








dV
V
U
pdTCdQ
T
vp 














PT
vp
T
V
.
V
U
pCC 






















PT
vp
T
V
.
V
U
pCC 






















,
T
V
p
P








 
 
 
é o trabalho produzido, pdV , por unidade de aumento de temperatura no 
processo a pressão constante. O segundo termo 
 
 
 
é a energia necessária para afastar as moléculas contra as forças 
intermoleculares atrativas. 
 Se um gás é expandido, a distância média entre as moléculas 
aumenta. Uma quantidade de energia precisa ser suprida ao gás para levar 
as moléculas a essa maior separação contra as forças atrativas; a energia 
necessária por unidade de aumento de volume é dada pela derivada 
.
V
U
T








 Num processo a volume constante, não há produção de trabalho 
e a distância média entre as moléculas permanece a mesma. Portanto, a 
capacidade calorífica é pequena; todo calor extraído vai para o movimento 
caótico e se reflete num aumento de temperatura. Num processo a pressão 
constante, o sistema expande-se contra a pressão que se opõe e produz 
trabalho nas vizinhanças; o calor extraído das vizinhanças é dividido em 
três porções. A primeira porção produz trabalho nas vizinhanças, a segunda 
provê a energia necessária para separar as moléculas a uma distância 
maior e a terceira aumenta a energia do movimento caótico. Apenas essa 
última porção reflete-se num aumento de temperatura. Para produzir um 
incremento de temperatura de um grau, mais calor precisa ser extraído num 
processo a pressão constante do que num processo a volume constante. 
Assim, pC é sempre maior que vC . 
 Outra quantidade útil é a razão entre a capacidade calorífica, γ , 
definida por: 
 
 
Do que foi dito, é claro que  será sempre maior que a unidade. 
 A diferença entre as capacidades caloríficas para o gás ideal 
adquire uma forma particularmente simples porque pela lei de Joule, 
 
 
 
 
Então a diferença entre pC e vC fica: 
 
 
 
 
Se considerarmos as capacidades caloríficas molares, o volume da 
derivada será o volume molar e como, da equação de estado, p/RTV  , 
segue-se que derivando relativamente à temperatura, mantendo-se a 
pressão constante, temos: 
 
 
 
Colocando esse valor na equação acima, ela reduz-se simplesmente a 
 
 
Embora essa equação seja precisa e correta apenas para os gases ideais, 
ela é uma aproximação útil para os gases reais. 
 A diferença entre as capacidades caloríficas para líquidos ou 
sólidos é, usualmente pequena e, exceto em trabalho de grande precisão, 
é suficiente tomar 
 
 
ainda que existam algumas notáveis exceções a essa regra. A razão física 
para haver uma igualdade aproximada entre pC e vC é óbvia. Os 
coeficientes de dilatação térmica de líquidos e sólidos são muito pequenos, 
de tal modo que a variação do volume por aumento de um grau na 
temperatura é muito pequena; correspondentemente, o trabalho produzido 
na expansão é pequeno e é necessária poucaenergia para o aumento no 
espaçamento entre as moléculas. Praticamente todo o calor extraído das 
vizinhanças vai para o aumento de energia do movimento caótico e, 
portanto, reflete-se no aumento de temperatura, que é aproximadamente 
,
T
V
V
U
PT
















.
V
U
T
0







P
vp
T
V
pCC 








p/R
T
V
P








.RCC vp 
,CC vp 
vp C/Cγ 
tão grande quanto num processo a volume constante. No entanto, se o 
sistema consiste inteiramente de um sólido ou líquido, uma dificuldade 
prática aparece. Se um líquido ou sólido é mantido em um recipiente de 
volume fixo e a temperatura é aumentada de uma pequena quantidade, a 
pressão sobe para valores enormes em virtude da pequena 
compressibilidade do líquido. Qualquer recipiente comum seria deformado 
e aumentaria de volume ou então se romperia. Do ponto de vista 
experimental, processos a volume constante são possíveis apenas para 
sistemas que são, ao menos parcialmente, gasosos. Dessa forma, não é 
fácil medir diretamente vC . Por outro lado, pC é facilmente mensurável. Os 
valores tabelados para as capacidades caloríficas de líquidos e sólidos são 
valores de pC . 
 De acordo com a primeira lei da termodinâmica temos que a energia 
é conservada em qualquer processo, ou seja, se a energia deixa um 
sistema como calor, termina nas vizinhanças, e vice-versa. Essas 
transferências de energia como calor são medidas com um calorímetro, um 
dispositivo no qual as transferências de energia são monitoradas 
observando-se as mudanças na temperatura. Dessa forma, se uma reação 
é exotérmica, a energia transferida como calor ao calorímetro resulta em 
um aumento de temperatura, TΔ . O aumento é proporcional, e a constante 
de proporcionalidade é chamada de capacidade calorífica do calorímetro, 
.calC . Então o calor liberado pelo sistema será: 
 
 
No entanto, o aumento da temperatura de uma amostra é proporcional a 
sua quantidade, isto é, para aumentar a temperatura de uma amostra 
grande de uma substância é necessário mais calor do que para aumentar a 
temperatura de uma amostra pequena da mesma substância. Assim, 
podemos dizer que a capacidade calorífica é uma propriedade extensiva, 
ou seja, quanto maior a amostra maior a capacidade calorífica. Dessa 
forma, é mais comum apresentar a capacidade calorífica específica (calor 
específico), sC . 
 
 
 
Onde m é a massa da amostra e sC é dado em J(
oC)1 ou JK1. 
A capacidade calorífica pode também ser dada em termos da capacidade 
calorífica molar, mC : 
 
 
 
 
Onde n é a quantidade de matéria ou número de mols e mC é dado em 
J(oC)1mol1 ou JK1mol1. 
Assim, a capacidade calorífica específica (calor específico) e a capacidade 
calorífica molar são propriedades intensivas. 
 
 
Para uma substância, 
 
 
 
Como: 
 
 
 
Então: 
 
 
A capacidade calorífica de uma substância pode ser medida um 
experimento simples. 
 
 
PROCEDIMENTO: 
 
Adicione uma amostra de um metal em aproximadamente 200,0 mL de 
água e aqueça até a temperatura aproximada de 100,0 oC. Em seguida 
utilizando uma pinça retire a amostra e a transfira para um calorímetro 
contendo 50,0 mL de água destilada e anote a temperatura final do sistema. 
TΔ.Cq cal
m
C
Cs 
n
C
Cm 
TΔ.Cq 
m.CC
m
C
C ss 
TΔ.C.mq s
 Para que o experimento seja realizado é necessário medir 
primeiramente a densidade da água destilada e sua temperatura inicial. 
Todo o calor perdido pelo metal será transferido para a água e o resto para 
as vizinhanças. Como todo calor perdido ou ganho por cada substância é 
igual a sua capacidade calorífica multiplicada pelo aumento ou diminuição 
da temperatura; a capacidade calorífica é a capacidade calorífica específica 
multiplicada pela massa. A capacidade do calorímetro é tão pequena que 
assumimos que pode ser desprezada. Assim, a equação utilizada para o 
cálculo da capacidade calorífica do metal será: 
 
 
 
Pode-se observar que após a adição do metal a água a sua temperatura cai 
e a da água aumenta, Assim: 
 
 
 
 
 
Dados: Capacidade calorífica específica da água = 4,184 J(oC)1. 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO: 
 
01) Encontre e compare os valores das capacidades caloríficas dos metais 
utilizados nessa aula. Os valores obtidos estão próximos do experimental? 
Se não estão explique por que. 
02) Encontre e identifique as possíveis falhas no experimento. 
03) Explique porque para sólidos e líquidos podemos utilizar vp CC  . 
04) Explique o que é uma propriedade intensiva. A partir dessa informação, 
explique porque a capacidade calorífica específica é uma propriedade 
intensiva. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
águametal qq 
]TΔ.Cm[TΔ.C).m
qq
)água(s)água(metalsmetal(
águametal
)água()metal(


AULA PRÁTICA NO 07: TRABALHO, CALOR E ENERGIA 
 
 
OBJETIVOS: 
 
O objetivo desta experiência é verificar a relação entre o trabalho calor e 
energia, produzidos por uma reação química e verificar se uma reação é 
exotérmica ou endotérmica. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
03 béqueres de 100,0 mL; 
Termômetro; 
Kitassato; 
Seringa de vidro de 50,0 mL; 
Mangueira de silicone para conexão; 
Agitador magnético revestido com teflon; 
Chapa de aquecimento e agitação; 
Papel alumínio. 
 
Reagentes: 
Solução de HCl 6,0 mol.L1 (250,0 mL); 
Solução de Uréia (20,0 mL). 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
TRABALHO E CALOR 
 
Os conceitos de trabalho e calor são de fundamental importância em 
Termodinâmica e suas definições precisam ser completamente 
compreendidas; o uso do termo trabalho em Termodinâmica é muito mais 
restrito que seu uso geral em Física e o uso do termo calor é bastante 
diferente do significado cotidiano do termo. 
Em Termodinâmica, trabalho é definido como qualquer quantidade que 
escoa através da fronteira de um sistema durante uma mudança de estado 
e é completamente conversível na elevação de uma massa nas 
vizinhanças. 
Várias coisas devem ser notadas nessa definição de trabalho: 
 
1) O trabalho aparece apenas na fronteira de um sistema. 
2) O trabalho aparece apenas durante uma mudança de estado. 
3) O trabalho se manifesta através de um efeito nas vizinhanças. 
4) A quantidade de trabalho é igual a mgh , onde m é a massa que foi 
suspensa, g é a aceleração devido à gravidade e h é a altura em 
que a massa foi suspensa. 
5) O trabalho é uma quantidade algébrica; ele é positivo quando a 
massa é suspensa ( h ), neste caso dizemos que o trabalho foi 
produzido nas vizinhanças ou que escoa para as vizinhanças; ele é 
negativo quando a massa é abaixada ( h ), neste caso dizemos 
que o trabalho foi destruído nas vizinhanças ou que escoou a partir 
das vizinhanças. 
 
Em Termodinâmica, o calor é definido como uma quantidade que escoa 
através da fronteira de um sistema durante uma mudança de estado, em 
virtude de uma diferença de temperatura entre o sistema e suas 
vizinhanças, e escoa de um ponto a temperatura mais alta para um ponto a 
temperatura mais baixa. 
Novamente várias coisas devem ser enfatizadas: 
 
1) O calor aparece apenas na fronteira do sistema. 
2) O calor aparece durante uma mudança de estado. 
3) O calor se manifesta por um efeito nas vizinhanças. 
4) A quantidade de calor é proporcional à massa de água que, nas 
vizinhanças, aumenta de 1 grau a temperatura, começando numa 
temperatura e sob uma pressão especificadas (precisamos 
concordar em usar um determinado termômetro). 
5) O calor é uma quantidade algébrica; é positivo quando uma massa 
de água nas vizinhanças é resfriada, neste caso dizemos que o 
calor escoou a partir das vizinhanças; é negativo quando uma 
massa nas vizinhanças é aquecida, neste caso dizemos que o calor 
escoou para as vizinhanças. 
 
Nessas definições de calor e trabalho, é de importância enorme que o 
julgamento de haver ou não ocorrido escoamento de calor ou de trabalho, 
numa transformação, se baseia na observação dos efeitos produzidos nas 
vizinhanças e nãodo que aconteceu dentro do sistema. O exemplo seguinte 
esclarece esse ponto, bem como a distinção entre trabalho e calor. 
Consideremos um sistema consistindo de 10,0 g de água líquida contida 
num béquer aberto sob pressão constante de 1,0 atm. Inicialmente a água 
está a 25 oC, de forma que descrevemos o estado inicial por p = 1,0 
atm, t = 25 oC. O sistema é agora imerso, digamos, em 100,0 g de água a 
uma temperatura mais alta, 90 oC. O sistema é mantido em contato com 
estas 100,0 g até que a temperatura caia para 89 oC, sendo, depois o 
sistema removido. Dizemos que 100 unidade de calor escoaram a partir das 
vizinhanças já que 100,0 g de água nas vizinhanças apresentaram uma 
queda de temperatura de 1,0 oC. O estado final do sistema é descrito por 
p = 1,0 atm, t = 35 oC. 
Consideramos, agora, o mesmo sistema, 10,0 g de água, p = 1,0 atm e t 
= 25 oC, e introduzamos a pá de um agitador movida por uma massa que 
cai (Figura 1). Ajustando adequadamente a massa que cai a e altura h de 
queda, a experiência pode ser ajustada de tal modo que, após a massa cair 
uma vez, a temperatura do sistema suba para 35 oC. Então, o estado final 
do sistema é p = 1,0 atm , t = 35 oC. Nessa experiência a mudança de 
estado do sistema é exatamente a mesma que na experiência anterior. Não 
há escoamento de calor, mas um escoamento de trabalho. Uma certa 
massa está numa altura menos nas vizinhanças. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Experiência de Joule sobre o equivalente mecânico do calor 
 
Se não observássemos o experimentador enquanto a mudança de estado 
fosse efetuada, mas observássemos o sistema antes e depois da mudança 
de estado, não poderíamos concluir nada acerca do escoamento de calor 
ou de trabalho. Concluiríamos apenas que a temperatura do sistema estava 
maior, como veremos mais tarde, o que implica um aumento de energia do 
sistema. Por outro lado, se observássemos as vizinhanças antes e depois, 
encontraríamos corpos mais frios e/ou massas mais baixas. Dessas 
observações nas vizinhanças poderíamos imediatamente concluir as 
quantidades de calor e trabalho que escoaram na transformação. 
Deve ter ficado claro que se um sistema está mais quente, isto é, está numa 
temperatura mais alta depois que alguma transformação ocorreu, não 
significa que ele tenha mais “calor”, ele poderia ter igualmente mais 
“trabalho”. Na verdade o sistema não tem nem “calor” nem “trabalho”; esse 
uso desses termos deve ser evitado a todo custo. Esse uso parece advir da 
confusão entre os conceitos de calor e temperatura. 
A experiência da Figura 1 é a clássica experiência de Joule sobre o 
“equivalente mecânico do calor”. Esta experiência juntamente com as 
anteriores de Rumford foram responsáveis pelo abandono da teoria do 
calórico e do reconhecimento de que “calor” é, num certo sentido, 
equivalente à energia mecânica comum. Mesmo hoje em dia, essa 
experiência é descrita as palavras “trabalho é convertido em calor”. Na 
definição moderna do termo, não há calor envolvido na experiência de 
Joule. Hoje em dia, a observação de Joule é descrita dizendo-se que a 
destruição de trabalho nas vizinhanças produz o aumento de temperatura 
no sistema. Ou, de forma menos rígida, o trabalho das vizinhanças é 
convertido em energia térmica do sistema. 
Os dois experimentos, imersão do sistema na água quente e a rotação de 
uma pá no sistema, envolvem a mesma mudança de estado, mas efeitos 
diferentes de calor e trabalho. As quantidades de calor e trabalho que 
escoam dependem do processo e, portanto, do caminho que une os 
estados inicial e final. Calor e trabalho são chamados funções que 
dependem do caminho. 
 
 
TRABALHO DE EXPANSÃO 
 
 Se um sistema altera seu volume contra uma pressão que se opõe, 
observa-se, nas vizinhanças, um efeito de trabalho. Esse trabalho de 
expansão aparece na maioria das situações práticas. Seja, como sistema, 
uma quantidade de gás contida num cilindro montado com um pistão D 
(Figura 2a). Admite-se que o pistão não tenha massa e que se mova sem 
atrito. O cilindro é imerso em um termostato, para que a temperatura do 
sistema seja constante através da mudança de estado. A menos que se 
especifique o contrário. Em todas as experiências com cilindros admitir-se-
á que o espaço acima do pistão esteja evacuado, de modo que não existe 
pressão do ar empurrando o pistão para baixo. 
 No estado inicial, o pistão D é mantido contra o conjunto de 
presilhas S pela pressão do gás. Um segundo conjunto de presilhas S’ é 
colocado para segurar o pistão depois que o primeiro conjunto tenha sido 
retirado. O estado inicial do sistema é descrito por T , 1p e 1V . Colocamos 
uma pequena massa M sobre o pistão; essa mesma precisa ser 
suficientemente pequena de forma que, quando as presilhas S forem 
retiradas, o pistão suba e seja forçado contra as presilhas S’. O estado final 
do sistema é T , 2p e 2V (Figura 2b). A fronteira é a parede interna do 
cilindro e do pistão e se expande, durante a transformação, para envolver 
um volume maior 2V . Trabalho é produzido nessa transformação, uma vez 
que uma massa M nas vizinhanças foi elevada de uma distância vertical 
h contra a força da gravidade Mg . A quantidade de trabalho produzida é 
dada por: 
 
 
 
 Se a área do pistão é A , então a pressão que age no pistão para 
baixo é dada por: A/MgPop  e é a pressão que se opõe ao movimento 
do pistão. Portanto, APMg op . Usando esse valor na equação acima, 
obtemos: 
 
 
Entretanto, o produto Ah é simplesmente o volume adicional envolvido pela 
fronteira na mudança de estado. Assim VΔVVAh  12 e temos: 
 
 
 
 O trabalho produzido na mudança de estado, mostrado na equação 
acima, é representado graficamente pela área hachurada no diagrama 
Vp  da Figura 2(c). A curva pontilhada é a isoterma do gás, na qual os 
estados inicial e final foram indicados. É evidente que M pode ser qualquer 
valor arbitrário desde zero até algum limite superior definido e que ainda 
permita que o pistão suba até as presilhas 'S . Segue-se que opP pode ter 
qualquer valor no intervalo 0  opP  2p , de tal forma que a quantidade de 
trabalho produzida pode ter qualquer valor entre 0 e algum limite superior. 
O trabalho é uma função do caminho. Precisamos lembrar-nos de que opP 
é arbitrário e que não está relacionado com a pressão do sistema. 
 O sinal de W é determinado pelo sinal de ,VΔ já que A/MgPop  
é sempre positivo. Na expansão, VΔ , W e a massa sobe. Na 
compressão, VΔ , W e a massa desce. 
 
.MghW 
.AhPW op
).VV(PW op 12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 (a) (b) (c) 
Figura 2. Expansão em um único estágio. (a) Estado inicial. (b) Estado final. 
(c) Trabalho produzido numa expansão em um único estágio, 
).VV(PW op 12  
 
TRABALHO DE EXPANSÃO DE UM GÁS 
 
 A entidade física fundamental em termodinâmica é o trabalho. 
Como já foi mostrado, há trabalho quando um corpo é deslocado contra 
uma força que se opõe ao movimento. Um exemplo de trabalho é a 
expansão de um gás que empurra um pistão e provoca a elevação de um 
peso, como mostrado na Figura 2(a), (b) e (c). Uma reação química que 
produz gases pode realizar este tipo de trabalho. Por exemplo, considere a 
reação química mostrada abaixo: 
 
 
 
Quando 2,0 mols de alumínio reage com ácido clorídrico num recipiente 
fechado, 3,0 mols de H2 são desprendidos. Se o gás se expande contra 
uma pressão externa constante, o trabalho realizado pelo gás pode ser 
calculado a partir da equação de estado dos gases perfeitos: 
 
 
 
 
O gás formado na reação química empurra o êmbulo da seringa, ou seja, 
realiza trabalho de expansão, conforme mostra a Figura 3. Assim, teremos: 
 
Neste caso, extop pP  , então a equação acima torna-se: 
 
 
 Nesta situação, podemos desprezar o volume inicial de gás, pois o 
volume final (depois do desprendimento do gás) é muito grande em relação 
ao volume inicial,assim teremos: 
 
 
 
como ,p/nRTV  podemos ter: 
 
 
 
Onde n é a quantidade de matéria (“número de mols”) de H2 desprendido 
na reação. 
 Como VΔpW ext , portanto para a reação acima, teremos: 
 
 
 
 
 
Onde n é quantidade de matéria do H2 desprendidos na reação (que é igual 
a 3/2 da quantidade de matéria do alumínio), R é constante universal dos 
gases e T é a temperatura ambiente. Por outra lado o trabalho devido à 
expansão de gás contra uma pressão constante, Figura 3, pode ser 
calculado através da seguinte equação: 
 
 
 
 
 
 
)g()aq()aq()s( HAlClHClAl 23 3262 
.VΔPW op
nRTpV 
p
nRT
V 
.VΔ.pW ext
,VVVVΔ 212 
.
p
nRT
V
ext
2
ext
ext
p
nRT
.pW 
.nRTW 
.VΔpW ext
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Expansão de um gás contra uma pressão externa constante. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 
PARTE I: TRABALHO DE EXPANSÃO DE UM GÁS 
 
Monte o equipamento mostrado na Figura 4. 
mangueira de
 conexão
chapa de agitação
 e aquecimento
seringa
 suporte 
universal
Kitassato
 
Figura 4. Representação esquemática dos equipamentos. 
 
 Em seguida coloque o agitador magnético no Kitassato e certifique-
se que êmbulo da seringa esteja na posição de leitura igual a zero mL. Pese 
as amostras de alumínio (10,0; 20,0; 30,0;; 40,0 e 50,0 mg) e anote os 
valores na Tabela 1. Meça 50,0 mL de ácido clorídrico (HCl) e coloque no 
Kitassato, em seguida, coloque a amostra de alumínio, previamente 
pesada, no Kitassato e tampe com a rolha de borracha. Seja bastante 
rápido nesse procedimento! Ligue o agitador magnético e espere até que 
a reação se complete e faça a leitura da expansão do gás na seringa de 
50,0 mL. Anote esse valor na Tabela 1. Repita o mesmo procedimento para 
todas as amostras de alumínio, até completar a Tabela 1. 
PARTE II: REAÇÕES EXOTÉRMICAS E ENDOTÉRMICAS 
 
 Coloque 50,0 mL de água em um béquer de 100,0 mL e meça a 
temperatura da água. Misture 20,0 mL de ácido clorídrico (HCl) na água e 
meça a temperatura da solução e anote este valor. Repita o mesmo 
procedimento para a solução de uréia. 
 
Tabela 1. Trabalho de expansão de um gás produzido por uma reação 
química. 
Alumínio (mg) 
Volume (mL) 
Trabalho (J) 
Trabalho (J) 
 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
01) Verifique através da equação 1 que a quantidade de matéria (“número 
de mols”) de H2 é 3/2 do da quantidade de matéria do alumínio. 
02) Represente em um papel milimetrado ou faça gráficos no Origin ou 
Excel, representando o trabalho calculado pelas equações demonstradas 
no experimento. 
03)No procedimento II, explicar a variação da temperatura para cada 
reação. Diga se a reação é exotérmica ou endotérmica. 
04) Quais são as fontes de erro ou limitação neste experimento? Para cada 
uma, tente dizer que efeito elas terão nos resultados esperados dos 
experimentos. 
AULA PRÁTICA NO 08: DETERMINAÇÃO DE CALORES DE REAÇÕES 
E APLICAÇÃO DA LEI DE HESS 
 
 
OBJETIVOS: 
 
01) Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro. 
02) Verificar como se determinam os calores de reações. 
03) Constatar a Lei de Hess. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
Balança analítica; 
Béquer; 
Calorímetro; 
Densímetro; 
Espátula; 
Proveta; 
Termômetro. 
 
Reagentes: 
Água destilada; 
Nitrato de potássio; 
Hidróxido de sódio em lentilhas; 
Solução de hidróxido de sódio 0,50 mol/L; 
Solução de ácido clorídrico 0,50 mol/L; 
Solução de ácido clorídrico 0,25 mol/L. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
Através da experiência diária, o conceito de calor como sendo uma forma 
de energia que flui do mais quente para o mais frio, surge de maneira quase 
que intuitiva. Enquanto outras formas de energia podem ser convertidas 
integralmente em calor, o inverso não é possível. Nas reações químicas, 
grande parte das energias envolvidas nas interações de natureza elétrica 
ou magnética, aparecem sob forma de calor ou de trabalho. Muitas reações 
ocorrem com liberação de calor para o ambiente, sendo denominadas 
exotérmicas. Outras, endotérmicas, retiram calor do ambiente com 
conseqüente abaixamento de temperatura. 
Pode ser demonstrado que o calor transferido em uma mudança de estado 
à pressão constante, é igual à variação de entalpia do sistema. 
 
 
 
A entalpia de um sistema é a soma da energia interna do mesmo (U) e da 
energia de expansão ou energia elástica. 
 
 
 
Quando as reações químicas se processam em condições de pressão 
constante, os calores envolvidos são iguais às variações de entalpias das 
reações. 
 Quando a reação química é conduzida à pressão constante, a 
variação de entalpia, designada por H, é dada simplesmente pela 
diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes. 
 
 
 
Independentemente dos caminhos percorridos pelos reagentes até 
formação dos produtos, a variação de entalpia deverá ser sempre a mesma. 
Essa afirmação, que constitui a lei de Hess, provem do fato de que a 
entalpia é uma função de estado, ou seja, cada estado apresenta o seu 
valor correspondente de entalpia. Por isso, a diferença de entalpia entre os 
dois estados é independente de quantos estados possam existir 
intermediariamente. 
 As medidas de entalpia das reações são geralmente executadas 
através do emprego de calorímetros, e fornecem muitas informações sobre 
as energias de ligação. A utilização inversa das informações sobre as 
HQp 
PVUH)PV( 
  reagentesprodutos HHH
energias de ligação permite, por outro lado, a previsão de calores de 
reações, muitos dos quais impossíveis de serem determinados. 
 
 
PROCEDIMENTO: 
 
PARTE I: DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE CALORÍFICA DO 
CALORÍMETRO 
 
 Meça em uma proveta, com capacidade de 250,0 mL, 200,0 mL de 
água destilada, coloque no calorímetro e agite com cuidado, até que a 
temperatura se mantenha constante. Anote esta temperatura. Em seguida, 
pese em um frasco com tampa, aproximadamente, 10,0 g de nitrato de 
potássio (KNO3) e o transfira para o calorímetro, agite com cuidado e anote 
a temperatura mínima alcançada. 
 Pese o frasco vazio. A diferença das massas entre as duas 
pesagens fornece a quantidade exata de nitrato de potássio empregada. 
 Transfira a solução de nitrato de potássio para uma proveta de 
250,0 mL e determine, com um densímetro, a sua densidade. Anote o calor 
específico correspondente consultando a tabela 1 em anexo. 
 
Obs.: Após o experimento, coloque a solução de nitrato de potássio em um 
recipiente para recuperação. 
 
 
INTERPRETAÇÃO DOS RESULTADOS: 
 
 Calcule a capacidade calorífica do calorímetro através do balanço 
energético da dissolução do nitrato de potássio em água. 
 
 
 
qdissolução = qabs. solução + qabs. calorímetro 
 
onde: 
dissoluçãoq = calor de dissolução = dissoluçãoKNO HΔ.n 3 
3KNO
n = número de mols de KNO3. 
solução.absq = Calor absorvido pela solução de KNO3 = TΔ.c.m = TΔ.c.V.d 
onde: 
m = massa da solução em gramas 
d = densidade da solução em g/mL 
V = volume da solução em mL 
c = calor específico da solução em cal/g.oC 
TΔ = variação da temperatura em oC 
ocalorímetr.absq = calor absorvido pelo calorímetro = TΔ.C 
C = capacidade calorífica do calorímetro. 
 
 
 
 
 
PARTE II: CONSTATAÇÃO DA LEI DE HESS. 
Dissolução do hidróxido de sódio em água 
Meça com uma proveta, 200,0 mL de água destilada, coloque no 
calorímetro, agite com cuidado até atingir temperatura constante. Anote 
esta temperatura. Em uma balança, pese aproximadamente 2,00 g de 
hidróxido de sódio (NaOH) (a pesagem deve ser rápida, devido ao alto grau 
de higroscopicidade do hidróxido). Coloque o hidróxido no calorímetro, agite 
cuidadosamente e anote a temperatura máxima alcançada. 
 
Reação entre hidróxido de sódio (sólido) e ácido clorídrico 
 Repita a operação do item anterior utilizando 100,0 mL de solução 
de ácido clorídrico 0,25 mol/L no lugar de 200,0 mL de água destilada. Anote 
a temperatura máxima alcançada. 
 
Reação entre hidróxido de sódio e ácido clorídrico 
 Meça 100,0 mL de solução de ácido clorídrico 0,50 mol/L, coloque 
no calorímetro e anote a temperatura. Em seguida, meça100,0 mL de 
 mol/Kcal,HNOKOHKNO dissolução)aq()aq()l()s( 348323 

T
qq
C
solução.absdissoluçao



hidróxido de sódio 0,50 mol/L, anote a temperatura da solução, que deve 
ser aproximadamente a mesma da temperatura do ácido. Adicione a 
solução de hidróxido de sódio à solução de ácido clorídrico contida no 
calorímetro, agite rapidamente e anote a temperatura máxima alcançada. 
 
 
INTERPRETAÇÃO DOS RESULTADOS: 
 
 
 
 
 
 
 
De acordo com a Lei de Hess: 
 
 
 
Calcule o calor de reação ( reaçãoq ) por meio da expressão: 
ocalorímetr.abssolução.absreação qqq  
 
 
onde: 
reaçãoq = calor de reação 
solução.absq = calor absorvido pela solução = TΔ.c.m = TΔ.c.V.d 
qabs. calorímetro = calor absorvido pelo calorímetro = TΔ.C 
 
Para os valores de densidade e calor específico das soluções de NaOH e 
NaCl, consulte a tabela 1 em anexo. 
O calor de dissolução do NaOH pode ser calculado através da expressão: 
 
 
 
onde: NaOHn = quantidade de matéria (“número de mols”) do hidróxido de 
sódio 
 
Para atribuir o sinal aos valores de HΔ , observe a seguinte convenção: 
Reação exotérmica (libera calor) HΔ  0 
Reação endotérmica (absorve calor) HΔ  0 
 
 
ANEXO 
 
Tabela 1. Densidade e calor específico de algumas soluções aquosas. 
Solução 
Concentração 
(mol/L) 
Densidade 
(g/cm3) 
Calor específico 
(cal/g oC) 
NaOH 1,00 1,04 0,94 
 0,50 1,02 0,97 
 0,25 1,01 0,98 
NaCl 2,00 1,08 0,91 
 1,00 1,04 0,93 
 0,50 1,02 0,95 
KNO3 1,00 1,06 0,90 
 0,50 1,03 0,94 
 0,25 1,02 0,97 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
)H(ClNaOHClHNaOH
)H(ClNaOHClHOHNa
)H(OHNaOHNaOH
)aq()aq()l()aq()aq()s(
)aq()aq()l()aq()aq()aq()aq(
)aq()aq()l()s(
22
32
12






312 HHH 
NaOH
dissolução
n
q
H 
AULA NO 9: VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO, INFLUÊNCIA DA 
CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES E DA TEMPERATURA NA 
VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
 
OBJETIVOS: 
 
1) Determinar experimentalmente a velocidade média de uma reação; 
2) Confirmar, experimentalmente, que um aumento na concentração dos 
reagentes aumenta a velocidade da reação entre eles. 
3) Confirmar, experimentalmente, o que ocorre com a velocidade de uma 
reação quando a temperatura é aumentada. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
 Bureta de 50,0 mL (ou de 25,0 mL); 
 Suporte universal; 
 Garras metálicas; 
 Béqueres de 100,0 e 500,0 mL; 
 Tubos de ensaio; 
 Etiquetas para as buretas e os béqueres; 
 Estante para tubos de ensaio; 
 Termômetros de 0 a 100 oC; 
 Bico de Bunsen ou chapa de aquecimento; 
 Tela de amianto; 
 Tripé de ferro; 
 Cronômetro ou relógio com marcador de segundos. 
 
 
Reagentes: 
Solução aquosa de tiossulfato de sódio e 0,30 mol.L-1; 
 Solução aquosa de tiossulfato de sódio 0,05 mol.L-1; 
 Solução aquosa de ácido sulfúrico 0,30 mol.L-1; 
Solução aquosa de ácido sulfúrico 0,05 mol.L-1. 
INTRODUÇÃO 
VELOCIDADE MÉDIA 
 
 A velocidade, v , de uma reação química é definida como a variação 
do número de moléculas de qualquer reagente ou produto por unidade de 
tempo. Para sistemas de volume constante, como os que vamos considerar, 
a velocidade de reação, pode ser expressa em função da variação das 
concentrações de reagentes ou produtos, por unidade de tempo. Assim 
definida v é independente do volume do recipiente V , onde se processa a 
reação. Embora no mesmo intervalo de tempo, se gaste 10 vezes mais 
reagente num recipiente de 10,0 cm3 do que num recipiente de 1,0 cm3, a 
velocidade de uma reação tem o mesmo valor para os dois sistemas. 
 Consideremos uma reação onde às variações das concentrações 
medidas em diversos instantes são as da Tabela 1. A concentração do 
reagente varia (diminui) com o tempo de reação e essa variação permite 
definir quantitativamente a velocidade de reação durante um certo intervalo 
de tempo. A velocidade média de reação durante um dado intervalo de 
tempo é dada por: 
 
 
 onde ]R[ representa a concentração do reagente R no instante ti e Δ 
representa a variação das grandezas em estudo. 
 
Tabela 1. Variação da concentração de um reagente com tempo de reação 
e velocidades médias de reação 
t (min) t (min) [R] (mol.L-1)  [R] 
(mol.L-1) 
 [R]/t 
(mol.L-1.min-1) 
0,0 2,33 
 184,0 0,25 1,36X10-3 
184,0 2,08 
 135,0 0,17 1,26X10-3 
319,0 1,91 
 207,0 0,24 1,16X10-3 
526,0 1,67 
 341,0 0,32 0,94X10-3 
867,0 1,35 
12
12
tt
]R[]R[
tΔ
RΔ
Vm





 
No exemplo referido na Tabela 1 e para os primeiros 184 minutos de reação, 
a velocidade média será: 
 
000184
332082
,,
,,
Vm


 
 
11310361  min.L.molX,Vm 
 
O sinal menos () aparece na expressão da velocidade, porque se 
convencionou serem sempre positivas as velocidades de reação. Daí o sinal 
menos aparecer sempre que a reação é definida em relação aos reagentes, 
que decrescem com o tempo de reação, mas não aparece quando v é 
definida em relação a qualquer produto, cuja concentração aumenta com o 
tempo. Assim para um produto de reação a velocidade média será dada 
por: 
 
 
 
 A química é uma ciência experimental e como tal deve ser 
estudada. O melhor meio de iniciação à Cinética Química é através de 
algumas experiências muito simples, que podem ser facilmente realizadas 
em qualquer laboratório, com uma quantidade mínima de equipamentos e 
reagentes. Algumas reações químicas podem ser observadas ao longo do 
tempo de reação, através de algumas propriedades químicas ou físicas dos 
reagentes ou produtos, por meio de aparelhos adequados ou através dos 
sentidos, como olfato ou visão. Este último processo é o que será utilizado 
na maioria das experiências que iremos realizar. 
 
 
FATORES QUE INFLUENCIAM AS VELOCIDADES DE REAÇÃO 
 
INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES NA 
VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
 A influência da concentração dos reagentes na velocidade das 
reações é bem ilustrada pela rapidez com que muitas combustões se dão 
na presença de oxigênio, por comparação com as suas velocidades na 
presença do ar. Um aumento de 5 vezes na concentração de O2 provoca 
um grande aumento nas velocidades de reação, que em alguns casos dá 
origem e grandes explosões. O efeito da concentração, dos diferentes 
componentes de uma mistura, nas velocidades de reação pode ser 
determinado experimentalmente pela medida das velocidades de reação 
em função da concentração de um dos componentes. Exemplifiquemos 
para a reação em fase gasosa, a 826 oC: 
 
2NO + 2H2  N2 + 2H2O 
As velocidades da reação variam com a concentração inicial dos reagentes, 
conforme ilustra a Tabela 2. 
 
 Tabela 2. Velocidade inicial de reação para mistura de NO e H2 a 826 oC 
[NO]o (mol.L-1) [H2]o (mol.L-1) vo (mol.L-1.s-1) 
0,1 0,1 0,5 
0,1 0,2 1,0 
0,2 0,1 2,0 
 
 
 Os valores apresentados mostram que a velocidade inicial da 
reação ov duplica quando duplica a ]H[ 2 na mistura; logo a velocidade é 
proporcional a ]H[ 2 . Por outro lado ov quadruplica quando a ]NO[ 
duplica, o que revela ser a velocidade proporcional ao quadrado da 
concentração de NO. Por conseguinte, podemos escrever: 
 
2
2 ]NO].[H.[kv  
 
onde k é uma constante de proporcionalidade, designada por constante 
de velocidade de reação ou simplesmente por constante de velocidade, 
constante específica ou constante cinética. Esta constante é independente 
das concentrações dos reagentes. 
tΔ
]P[Δ
Vm 
 Esta equação expressa a lei da ação das massas (lei de 
Guldberg e Waade), que pode ser representada para uma reação genérica: 
 
oOnNmMcCbBaA  
 
Essa lei estabelece que a velocidade será dada por: 
 
cba ]C.[]B.[]A.[kv  
 
onde v é a velocidade da reação, k é a constante de velocidade de reação, 
específica para cada reação e ][ é a concentração em quantidade de 
matéria do soluto por litro de solução. 
 A equação proposta por Guldberg e Waage mostra que o aumento 
na concentração de qualquer um dos reagentes provoca um aumento na 
velocidade da reação. 
 Neste experimento, escolhemos a reação entre o tiossulfato desódio e o ácido sulfúrico porque produz enxofre: 
 
H2SO4(aq) + Na2S2O3(aq)  Na2SO4(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
 
Como o enxofre formado, é insolúvel em água, ele provoca uma turvação 
que permite ver quando a reação ocorre. Assim poderemos medir o tempo 
de duração da reação. Mantendo fixa a concentração de ácido e 
adicionando água à solução de tiossulfato de sódio, verificaremos como a 
diminuição da concentração de um dos reagentes influi no tempo de reação, 
isto é, na velocidade da reação. 
A observação da reação é feita por meio da quantidade de enxofre sólido 
formado, que vai turvando a solução e conseqüentemente vai diminuindo a 
visibilidade. Como o volume líquido e a sua altura são a mesma em cada 
béquer, também é a mesma a quantidade de S(s) formado. 
 
 
INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
 A temperatura tem geralmente uma grande influência nas 
velocidades de reação, havendo muitas vezes um aumento de velocidade 
com um aumento de temperatura. 
 Sabemos que as partículas dos constituintes de uma solução estão 
em constante movimento. Por isso, essas partículas dispõem de uma 
energia cinética E , que depende de sua massa e de sua velocidade v : 
2
2mv
E  
 
 Se aquecermos a solução, estaremos fornecendo energia para as 
partículas que a constituem. Esse aumento de energia das partículas irá 
provocar um aumento na sua velocidade. Com velocidade maior, o tempo 
que as moléculas reagentes levarão para se encontrar e reagir diminuirá. 
Desse modo aumentará a velocidade de reação. 
 Em outras palavras, um aumento de temperatura provoca um 
aumento na velocidade das reações. 
 
 
PROCEDIMENTO: 
 
PARTE 1: INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES. 
 
a) Rotule 03 buretas de 50,0 ou 25,0 mL e 03 béqueres de 100,0 com H2O, 
H2SO4 e Na2S2O3. 
b) Carregue corretamente cada bureta com o respectivo líquido e deixe sob 
cada um o béquer igualmente identificado. 
c) Pegue 04 tubos de ensaio e, utilizando a bureta, coloque, em cada um, 
4,0 mL da solução de H2SO4 0,3 mol.L-1. 
d) Numere outros 04 tubos de ensaio: 01, 02, 03, 04. 
e) Utilizando as buretas, coloque, nos tubos numerados, a solução 0,3 mol/L 
de Na2S2O3, conforme mostra a Tabela 1. 
 
 
 
 
 
Tabela 1. 
No DO 
TUBO 
VOLUME (mL) [Na2S2O3] Tempo de 
reação (s) 
Velocidade 
Média 
Na2S2O
3 
H2O Total 
01 6,0 0,0 6,0 
02 4,0 2,0 6,0 
03 3,0 3,0 6,0 
04 2,0 4,0 6,0 
 
f) Pegue um dos tubos contendo 4,0 mL de H2SO4 do passo c e o adicione 
ao tubo 01 e anote o tempo (em segundos) que demorou para aparecer à 
turvação. 
g) Jogue fora o conteúdo do tubo 01 e lave-o em seguida. Essa operação 
deve ser feita imediatamente, para evitar que o tubo fique manchado. 
h) Repita os passos f e g, para os tubos 02, 03 e 04, conforme as indicações 
fornecidas na tabela 1 e anote os tempos gastos em cada uma das reações. 
i) Se houver dúvidas com relação a qualquer uma das medidas, refaça essa 
medição. 
j) Calcule a velocidade média de reação, conforme as equações 
apresentadas. 
k) Faça um gráfico da velocidade versus a concentração. 
PARTE 2: INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA. 
 
a) Rotule 02 buretas de 50,0 ou 25,0 mL e 02 béqueres de 100,0 com H2O, 
H2SO4 e Na2S2O3. 
b) Carregue corretamente cada bureta com o respectivo líquido e deixe sob 
cada um o béquer igualmente identificado. 
c) Pegue 04 tubos de ensaio e rotule-os com 01, 02, 03, 04. 
d) Em cada um deles, utilizando a bureta, coloque 4,0 mL da solução 0,05 
mol.L-1 de H2SO4 
e) Pegue outros 04 tubos de ensaio e rotule-os com 01A, 02A, 03A, 04A. 
f) Em cada um desses tubos do passo e, utilizando a bureta, coloque 4,0 
mL da solução 0,05 mol.L-1 de Na2S2O3. 
g) Coloque um béquer de 500,0 mL, com água até a metade sobre a chapa 
de aquecimento ou no tripé com a tela de amianto e o bico de Bunsen. 
h) Introduza no béquer os tubos 01 e 01A e um termômetro (0 a 100 oC). 
i) Espere de 1 a 2 minutos para que a temperatura dos tubos se iguale à 
temperatura da água do béquer. Meça e anote esse valor. 
j) Jogue o conteúdo do tubo 01 no tubo 01A, mantendo este último imerso 
na água do béquer, acione imediatamente o cronômetro e observe o tubo 
01A (que esta dentro da água do béquer). Assim que aparecer uma 
turvação, pare o cronômetro e anote o tempo de reação. 
k) Jogue fora o conteúdo do tubo 1A e lave-o, a fim de evitar que fique 
manchado. 
l) Transfira para a Tabela 2 a temperatura e o tempo da reação dos tubos 
01 e 01A. 
 
Tabela 2. 
No DO 
TUBO 
[Na2S2O3] TEMPERATURA 
(oC) 
Tempo de 
reação (s) 
Velocidade 
Média (Vm) 
01 e 01A 
02 e 02A 
03 e 03A 
04 e 04A 
 
m) Ligue a chapa de aquecimento ou o bico de Bunsen e aqueça a água do 
béquer para aproximadamente 30 oC acima da temperatura anterior (do 
passo h).Com o próprio termômetro agite suavemente a água que está 
sendo aquecida, para homogeneizar a temperatura. 
n) Coloque os tubos 04 e 04A dentro da água do béquer e aguarde cerca 
de 2 a 3 minutos para que seus conteúdos atinjam a temperatura da água. 
o) Meça e anote a temperatura, transferindo seu valor para a linha da tabela 
2 correspondente aos tubos 04 e 04A. 
p) Em seguida, mantendo o tubo 04A dentro da água quente, verta sobre 
ele a solução 0,05 mol.L-1 de H2SO4 do tubo 04, acione o cronômetro 
imediatamente e observe atentamente o tubo 04A que está dentro do 
béquer. Assim que aparecer uma turvação, pare o cronômetro anote o 
tempo de reação e transfira-o, para a linha da tabela 2 correspondentes aos 
tubos 04 e 04A. 
q) Jogue fora o conteúdo do tubo 04 e lave-o imediatamente. 
r) Cuidadosamente, adicione água fria aos poucos e resfrie a água do 
béquer para aproximadamente 10 oC abaixo da temperatura do passo o, 
agitando-a com o termômetro. 
s) Repita os passos n, o, p e q para os tubos 03 e 03A. 
t) Cuidadosamente, adicione água fria aos poucos e resfrie a água do 
béquer para aproximadamente 10 oC abaixo da temperatura do passo r, 
agitando-a com o termômetro. 
u) Repita os passos os passos n, o, p e q para os tubos 02 e 02A. 
v) Se houver dúvidas com relação a qualquer uma das medidas, refaça 
essa medição. 
x) Preencha a última coluna da tabela 2, através do cálculo da velocidade 
média, conforme as equações apresentadas. 
z) Faça um gráfico da velocidade versus a temperatura. 
 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO: 
 
01) Qual é a conclusão geral que se pode tira desta aula? 
02) Fixando-se t1 arbitrariamente em zero e t2 = tt, calcule a velocidade 
média para cada uma das reações. 
03) Nos dois experimentos, qual a substância que permitiu medir o tempo 
de reação? 
04) Escreva a reação química envolvida neste experimento. 
05) Explique por que um aumento na concentração de um ou de todos os 
reagentes aumenta a velocidade de reação. 
06) Explique por que um aumento na temperatura provoca um aumento na 
velocidade das reações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA NO 10: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DA REAÇÃO ENTRE OS 
ÍONS TIOSSULFATO E ÍONS HIDROGÊNIO 
 
 
OBJETIVO: 
 
Determinar a ordem da reação entre os íons tiossulfato e os íons hidrogênio. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
Béquer de 50,0 mL; 
Provetas de 10,0 e 50,0 mL; 
Cronômetros. 
 
Reagentes: 
Solução aquosa de tiossulfato de sódio 0,15 mol.L-1, 
 Solução aquosa de ácido clorídrico 3,0 mol.L-1, 
 Solução aquosa de ácido clorídrico 1,8 mol.L-1, 
 Solução aquosa de ácido clorídrico 0,6 mol.L-1. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
 A ordem de uma reação é a soma dos expoentes aos quais estão 
elevadas as concentrações, na equação de velocidade. A ordem em relação 
a uma espécie é o expoente da concentração dessa espécie na equação e, 
é chamada de ordem parcial. Assim, por exemplo, a reação cuja lei de 
velocidade é: 
   .Y.Xkv 2 
 
Essa equação é dita de primeira ordem em relação a X , de segunda ordem 
quanto a Y e, portanto, de terceira ordem global. 
As ordens parciais de uma reação são parâmetros determinados 
experimentalmente e como tal, podem ter qualquer valor, não 
necessariamente