LABORATORIO_DE_QUIMICA_GERAL

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CENTRO UNIVERSITÁRIO DE LINS 
2015 
LABORATÓRIO 
DE QUÍMICA 
GERAL 
Cássio Luís F. de Oliveira e 
Moisés T. Messi 
5ª. Revisão 
Av. Nicolau Zarvos, 1925 – Jd. Aeroporto – CEP 16401-371 – Lins - SP 
1 
 
 
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 - GENERALIDADES ........................................................................ 21 
6. DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE SÓLIDOS ........................................... 23 
7. DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS ......................................... 28 
8. DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE GASES ................................................ 31 
9. DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ETANOL EM GASOLINA............................ 34 
10. FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS .................................................................. 37 
11. ELETRÓLISE DA ÁGUA E A PRODUÇÃO DE HIDROGÊNIO ....................... 40 
12. A INDÚSTRIA SODA-CLORO – ELETRÓLISE DA SOLUÇÃO AQUOSA DE 
CLORETO DE SÓDIO .............................................................................................. 43 
13. DETERMINAÇÃO DE CALORES DE REAÇÃO E APLICAÇÃO DA LEI DE 
HESS ............................................................................................................................ 46 
14. CINÉTICA QUÍMICA – INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO E 
TEMPERATURA ...................................................................................................... 50 
15. DETERMINAÇÃO DA TAXA DE CORROSÃO EM UM MATERIAL 
METÁLICO ................................................................................................................ 54 
16. POTENCIAL DE ELETRODO E CONSTRUÇÃO DE SÉRIE 
ELETROQUÍMICA PRÁTICA ................................................................................ 58 
 
 
 
 
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 são somente estes equipamentos exigidos 
em um laboratório, pois 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 
ou então uma chapa de aquecimento. 
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, chapa 
de aquecimento ou então se necessário em banho-maria. 
3) Copo de Becher (Becker), 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). A primeira também pode ser 
chamada de Sorológica e a segunda de Ostwald-Folin. São utilizadas para medir 
com exatidão e transferir pequenos volumes de líquido. A pipeta graduada que 
apresenta a graduação de maior volume próximo à boca da pipeta, ela pode ser 
denominada de pipeta de Mohr. 
10) Bico de Bunsen ou simplesmente Bunsen. É a fonte de aquecimento mais 
empregada em laboratório. 
3 
 
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. 
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. 
4 
 
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. 
 
 
 
5 
 
 
6 
 
 
 
 
 
 
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, 
específicas e 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 tende 
8 
 
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, etc. 
 
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 temperatura na qual a 
9 
 
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 de um dado material e o volume ocupado 
por ele. 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 paraexplicar 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 seguir o 
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 maior, analítica quando a precisão é de 0,1 mg ou 
menor, 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) 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”. 
7) 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. 
8) 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 
 
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. 
 
 
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. 
 
 
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. 
 
 
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: 
17 
 
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, 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, sempre 
tomando como referência a parte inferior do menisco. Após isso, tampe e faça total 
homogeneização com movimentos giratórios lentos. 
18 
 
 
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. 
8. Se necessário lubrifique a torneira da bureta com vaselina, observando que o 
orifício de drenagem não fique obstruído. 
19 
 
 
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. 
2. Objetivos 
20 
 
 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. Descreva a operação de lavagem de uma pipeta. 
4. Converta em litros (L) as seguintes quantidades de volume: 
a) 100 mL 
b) 10 cm3. 
c) 1,32 m3. 
d) 1456,00 L 
5. Converta em mililitros (mL) as seguintes quantidades: 
a) 23 cm3. 
b) 1,2 L 
c) 0,08 m3. 
d) 124 L. 
 
 
21 
 
 
DENSIDADE - GENERALIDADES 
 
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 
22 
 
a área da elipse e os volumes dos elipsóides e parabolóides de 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 da matéria 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 
25 
 
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. 
 
 
 
 
 
 
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 
26 
 
4 
5 
6 
 
 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. 
𝐸𝑟𝑟𝑜 % = 
𝑑𝑖𝑓𝑒𝑟𝑒𝑛ç𝑎 𝑒𝑛𝑡𝑟𝑒 𝑜 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑒 𝑜 𝑝𝑟á𝑡𝑖𝑐𝑜
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
× 100 
 
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 relativa de ouro em umaliga 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? 
27 
 
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? 
 
 
 
 
 
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. 
 Meça a temperatura do líquido no balão e anote no quadro. 
29 
 
 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 diretamente 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 onde um 
composto químico, quando colocado em água, libera um gás conhecido e por 
diferença da massa pode-se calcular a massa de gás que 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 massa do reagente que libera gás, 
da massa de água usada na liberação e da massa do recipiente onde se promoverá a 
reação antes e depois, pela diferença destas massas pode-se calcular a massa de gás 
gerada. O volume ocupado pelo gás será medido pelo volume de água deslocado pelo 
gás dentro da bureta. 
 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: 
𝑝. 𝑉 = 𝑛. 𝑅. 𝑇 (1) 
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: 
𝑛 =
𝑚𝑔á𝑠
𝑀𝑀𝑔á𝑠
 (2) 
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 
𝑚𝑔á𝑠
𝑉
 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. 
 Quando se coloca a equação 2 na equação 1, resulta em: 
𝑝. 𝑉 =
𝑚𝑔á𝑠𝑀𝑀𝑔á𝑠
. 𝑅. 𝑇 (3) 
O rearranjo da equação 3 resulta em: 
𝑝 =
𝑚𝑔á𝑠
𝑉
.
1
𝑀𝑀𝑔á𝑠
. 𝑅. 𝑇 (4) 
32 
 
e, como dgás = mgás/V, a equação (4) pode nos resultar numa forma de cálculo da 
densidade de um dado gás através da sua massa molar (MM) pela equação 5, 
mostrada abaixo. 
𝑑𝑔á𝑠 =
𝑚𝑔á𝑠
𝑉
=
𝑝 ×𝑀𝑀𝑔á𝑠
𝑅 ×𝑇
 (5) 
 
 
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 erlenmeyer com furo, tubo de vidro e mangueira, balança semi-analítica, 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. 
 A figura abaixo mostra o esquema a ser montado neste experimento 
33 
 
 
 
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. 
9) Calcule as massas molares dos gases: gás carbônico (CO2), oxigênio (O2), 
hidrogênio (H2), hélio (He) e nitrogênio (N2) e, usando a equação 5 do texto, calcule 
a densidade destes gases. 
Dados: massas atômicas (H = 1 g/mol, O = 16 g/mol. C = 12 g/mol, N = 14 g/mol, He 
= 4 g/mol). 
Constante universal dos gases em várias unidades: R = 8,314 J/(K.mol) = 0,082 
atm.L/(mol.K) = 62,3 mmHg.L/(mol.K) 
Conversão de temperatura: T(Kelvin, K) = T(Celsius, oC) + 273,15 
 
34 
 
DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ETANOL EM 
GASOLINA 
 
1. Introdução 
 O petróleo, ou óleo bruto, é uma mistura complexa contendo 
majoritariamente hidrocarbonetos e, em quantidades menores, compostos contendo 
nitrogênio, oxigênio e enxofre. O petróleo é sem dúvidas a maior fonte de energia 
mundial, e aquela a que tem sido creditada a emissão massiva de gases do efeito 
estufa como o CO2, SO2, SO3, N2O, NO2, etc. Segundo a Agência Nacional do Petróleo 
(BRASIL, 2012), em 2011 mundialmente foram extraídos 83.576 barris de petróleo 
por dia (1 barril  159 L) o que resulta, aproximadamente, em 13.288.584 L/dia e 
4.850.333.160 L/ano. O Brasil, em 2011, extraiu 2.183 barris/dia, chegando a 
126.690.485 L/ano, aproximadamente 2% a mais que no ano de 2010. 
 Após a extração, a primeira parte do seu refino do petróleo consta da 
destilação fracionada onde frações de compostos com número variável de carbono 
são separadas baseadas nos seus pontos de ebulição, como mostrado na tabela 1. 
 
Tabela 1 – Frações de hidrocarbonetos do petróleo 
Fração 
no. de carbonos 
na moléculas 
Faixa de ponto de 
ebulição/oC 
Usos 
Gás C1 a C5 -160 a 30 
Combustíveis gasosos, 
produção de H2 
Gasolina de destilação 
atmosférica 
C5 a C12 30 a 200 Combustível de motor 
Querosene, óleo de 
combustível 
C12 a C18 180 a 400 
Diesel, comb. de alto 
forno, craqueamento 
Lubrificantes ≥ C16 Maior que 350 
Lubrificantes de motor e 
industriais 
Parafinas ≥ C20 
Sólidos de baixo 
fusão 
Velas, fósforos 
Asfalto ≥ C36 
Resíduos 
pastosos 
Pavimentação de ruas 
 
 A gasolina é, comercialmente falando, a mais importante destas frações e 
vários processos são usados para maximizar o rendimento. Nos motores a 
combustão a gasolina vaporizada é introduzida na câmara de combustão misturada 
ao ar onde, por centelhamento, sofre explosão. Os gases produzidos na explosão 
expandem-se e empurram o pistão para cima produzindo trabalho mecânico. Devido 
à temperatura de trabalho e ao fato que a gasolina comprimida pode sofrer 
autodetonação, é importante que a mistura seja ideal e que a gasolina tenha 
compostos que resistam à compressão. Um dos compostos que possuem um bom 
comportamento frente à autodetonação é o iso-octano (2,2,4 trimetilpentano) e um 
que possui baixa resistência é o heptano. Assim define-se a octanagem em termos de 
octanas e heptanos. Por convenção, atribui-se octanagem de 100 ao iso-octano e 0 ao 
35 
 
heptano. Testes de octanagem são feitos em gasolina mesmo que não haja nenhuma 
molécula de iso-octano e heptano, mas que equivale a ter frações dos dois. Exemplo, 
uma gasolina com octanagem de 95 é como se ela tivesse 95% de iso-octano e 5% de 
heptano. A gasolina obtida diretamente da destilação do petróleo (destilação 
atmosférica) possui octanagem muito baixa e precisa de adição de agentes 
antidetonantes, como o chumbo tetraetila, (CH2CH3))4Pb, que na atualidade não é 
mais usado devido à emissão de chumbo ser altamente poluente e o fato do 
envenenamento do catalisador. O etanol também pode ser adicionado à gasolina com 
papel de aumentar a octanagem e diminuir a emissão de gases como o CO e SO2 
(BROWN et al, 2005). 
 No Brasil a adição de etanol é regulamentada por Lei, e historicamente a 
quantidade permitida de etanol adicionada à gasolina tem ficado entre 18% e 24%, 
aumentando ou diminuindo conforme o preço e a quantidade dos combustíveis 
disponíveis no mercado nacional e internacional. 
 
2. Objetivos 
 O objetivo geral desta prática é o estudo dos combustíveis fósseis e 
renováveis, do meio ambiente e o efeito estufa e da extração líquido-líquido. O 
objetivo específico desta prática é a determinação do teor percentual de etanol 
adicionado à gasolina vendida em postos de serviço e confrontação com aquela 
permitida pela legislação. 
 
3. Materiais e métodos 
 Serão usados nesta prática, solução aquosa saturada de cloreto de sódio, 
amostras de gasolina adquiridas em postos de serviço, provetas de 100 mL ou de 50 
ml com tampa. 
 Atenção, não acender nem ligar qualquer fonte de calor. Não inalar nenhum 
dos materiais aqui utilizados. Usar luvas e óculos de proteção. Não descartar 
qualquer resíduo na pia, guardar para tratamento. 
 
3.1. Procedimentos 
 Colocar 25 mL de gasolina na proveta com tampa, com uma precisão de 0,5 
mL. 
 Completar o volume até 50 mL com a soluçãoaquosa de NaCl saturada e 
fechar a proveta com a tampa. 
 Segurando bem a tampa para evitar vazamentos, inverta a proveta 
lentamente pelo menos cinco vezes. 
 Repousa a proveta e mantê-la em repouso até que ocorra completa 
separação das fases. 
 Ler o volume de ambas as fases e denominar de Va a fase aquosa. 
3.2. Cálculos da percentagem 
 Subtrair de Va, 25 mL e denominar este novo volume de Va: ∆𝑉𝑎 = 𝑉𝑎 − 25. 
36 
 
 Va corresponde à quantidade de etanol presente na gasolina, ou seja, em 
25 mL. 
 Calcular a percentagem de etanol na gasolina seguindo a seguinte regra de 
três: 
25 mL  100% 
Va  x% 
 
4. Atividades 
1. Após calcular a percentagem de etanol na gasolina, pesquise e dê qual a quantidade 
de etanol permitida pela legislação em vigor na data do experimento. 
2. O que é octanagem e qual a sua importância? 
3. Foi obtido uma gasolina por mistura de 50 mL cada de duas outras. A primeira 
continha octanagem de 80% e a segunda de 90%. Qual a octanagem da mistura? 
4. O etanol possui octanagem de 110%, por isso a adição dele à gasolina eleva o índice 
de octanas. Se misturarmos 20 mL de etanol a 80 mL de gasolina com octanagem de 
70%, qual deverá ser a octanagem final da mistura? 
5. O que é o efeito estufa e quais os efeitos que os gases como o CO2, SO2 e SO3, 
promovem sobre eles? 
6. Existe alguns estudantes que ainda acham que solvente polar dissolve somente 
solvente polar e solvente apolar somente apolar. No entanto, o etanol é um solvente 
polar e encontra-se dissolvido na gasolina, que é constituída por solventes apolares. 
Qual a explicação disso? 
7. Qual o motivo pelo qual o etanol contido na gasolina é extraído pela água 
adicionada? 
8. Por que na água que foi usada para extração do etanol da gasolina, foi adicionado 
NaCl? 
 
5. Bibliografia 
BRASIL (país), Agência Nacional do Petróleo (ANP), In: Anuário estatístico 
brasileiro do petróleo, gás natural e biocombustíveis, disponível em 
<http://www.anp.gov.br/?id=548> acesso em 05/09/2012. 
BROWN, T. L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. Tradução 
de Robson Matos. 9. Ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. Título do original: 
Chemistry: The Central Science 
 
37 
 
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) 
38 
 
 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  Cr2O3 + 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 
 
 
 
 
 
39 
 
 
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 
 
 
 
 
 
 
40 
 
ELETRÓLISE DA ÁGUA E A PRODUÇÃO DE 
HIDROGÊNIO 
 
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 ambossão 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: 
2𝐻2𝑆𝑂4 + 4𝐻2𝑂 → 2𝑆𝑂4
2− + 4𝐻3𝑂
+ 
 Com a aplicação de corrente elétrica contínua, nos eletrodos (cátodo e 
ânodo) ocorre o seguinte: 
Cátodo: 4𝐻3𝑂
+ + 4𝑒− → 4𝐻2𝑂 + 2𝐻2 (evolução de H2) 
 
Ânodo: 2𝑆𝑂4
2− − 4𝑒− → 2𝑆𝑂4 (que é instável e se decompõe) 
 𝑆𝑂4 → 2𝑆𝑂3 +𝑂2 (decomposição do SO4 e evolução de O2 ) 
 2𝑆𝑂3 + 2𝐻2𝑂 → 2𝐻2𝑆𝑂4 (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. 
 
 
41 
 
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. O esquema da montagem do experimento 
pode ser visto na figura abaixo. 
 
 
Esquema do experimento de eletrólise da água 
 
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. 
42 
 
 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. 
 
43 
 
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: 
2𝑁𝑎𝐶𝑙
𝐻2𝑂
→ 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
 No caso da eletrólise da salmoura há a produção de Cl2 no ânodo e de NaOH 
no cátodo segundo as reações abaixo: 
Ânodo: 2𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− − 2𝑒− → 𝐶𝑙2(𝑎𝑞) (evolução de Cl2) 
Cátodo: 2𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 2𝑒− → 2𝑁𝑎0 (redução do Na+ a sódio metal, Na0)) 
 2𝑁𝑎0 + 2𝐻2𝑂 → 2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2(𝑔) (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: 
2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐶𝑙2 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝑁𝑎𝑂𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 
ou 
2𝑂𝐻− + 𝐶𝑙2 → 𝑂𝐶𝑙
− + 𝐻2𝑂 + 𝐶𝑙
− 
 
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 objetivo 
44 
 
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. O esquema utilizado é o mesmo da eletrólise 
da água, só que com outra solução eletrolítica. 
 
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 deboca 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? 
45 
 
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). 
 
46 
 
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. 
 Diante de 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). 
∆𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = ∆𝐻𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − ∆𝐻𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 
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. 
∆𝐻1 = ∆𝐻2 + ∆𝐻3 
47 
 
 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. 
∆𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜 =∑∆𝐻𝑖
𝑛
𝑖=1
 
 
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. 
48 
 
 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: 
𝐶𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = −
𝑚á𝑔𝑢𝑎 × 𝑐á𝑔𝑢𝑎 × (𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑇𝑖,á𝑔𝑢𝑎)
(𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑇𝑖,𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜+á𝑔𝑢𝑎)
 
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: 
𝑐𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 
𝐶𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
𝑚𝑏é𝑞𝑢𝑒𝑟
 
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: 
∆𝐻1 = ∆𝐻𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = −(𝑚á𝑔𝑢𝑎+𝑁𝑎𝑂𝐻. 𝑐á𝑔𝑢𝑎. ∆𝑇 + 𝐶𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜. ∆𝑇). 
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: 
∆𝐻2 = −[(𝑚𝐻𝐶𝑙 +𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻). 𝑐á𝑔𝑢𝑎. ∆𝑇 + 𝐶𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜. ∆𝑇] 
3.2.3. Determinando 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. 
 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). 
49 
 
 Adicionar a solução de NaOH ao calorímetro, agitar rapidamente, tampar e 
anotar a temperatura máxima atingida, Tf. 
 Calcular a entalpia