Apostila-FQE2

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MONTES CLAROS 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS 
FÍSICO-QUÍMICA 
 
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PRÁTICAS DE LABORATÓRIO DE 
FÍSICO-QUÍMICA 
Prof. Luiz Fernando Oliveira Maia 
 
 
 
 
 
 
 
 
- 2014 – 
 
 
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APRESENTAÇÃO 
 
A disciplina de laboratório de Físico-Química tem por finalidade integrar a teoria exposta em 
sala de aula à prática vivenciada em laboratório. 
Dessa forma, os experimentos seguem com os seguintes objetivos: 
 Revisar, complementar e aplicar os conceitos de Equilíbrio, Termodinâmica, Adsorção 
e Cinética; 
 Fornecer condições para o desenvolvimento da criatividade e da análise critica dos 
alunos e estimular o trabalho em equipe. 
 
Nas aulas que precedem os experimentos são discutidos conceitos teóricos, práticos e de 
segurança. A criatividade, a iniciativa e o trabalho em equipe são estimuladores em todas as 
etapas. As unidades didáticas são projetadas de modo a permitir a obtenção dos dados 
experimentais, assim como cálculos, discussões, conclusões e sugestões para melhoria do 
equipamento, da metodologia e dos objetivos. 
 
 
Luiz Fernando 
Professor da disciplina 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................................... 4 
2. INSTRUÇÕES GERAIS E NORMAS DE LABORATÓRIO ....................................................... 5 
 2.1 NORMAS DE FUNCIONAMENTO DA DISCIPLINA .......................................................... 5 
 2.2 DINÂMICA DAS AULAS PRÁTICAS .................................................................................. 5 
 2.3 RECOMENDAÇÃO AOS ALUNOS ..................................................................................... 5 
 2.4 SEGURANÇA NO LABORATÓRIO .................................................................................... 6 
 2.4.1 REGRAS GERAIS ....................................................................................................... 6 
3. CRITÉRIOS DE AVALIAÇÃO DA DISCIPLINA E MODELO DE RELATÓRIO ........................ 7 
 3.1 CRITÉRIOS DE AVALIAÇÃO DA DISCIPLINA .................................................................. 7 
 3.2 MODELO DE RELATÓRIO ................................................................................................. 7 
4. PRÁTICA 01: SOLUBILIDADE E TERMODINÂMICA .............................................................. 8 
5. PRÁTICA 02: PROPRIEDADES COLIGATIVAS: DETERMINAÇÃO DO GRAU DE 
DISSOLUÇÃO IÔNICA PELA ELEVAÇÃO EBULIOSCÓPICA .................................................. 10 
6. PRÁTICA 03: PROPRIEDADES COLIGATIVAS: CRIOSCOPIA .......................................... 16 
7. PRÁTICA 04: EFEITO DA TEMPERATURA SOBRE A MISCIBILIDADE DE DOIS LÍQUIDOS 
.....................................................................................................................................................19 
8. PRÁTICA 05: ANÁLISE DE UM SISTEMA DE TRÊS COMPONENTES CONTENDO DOIS 
COMPONENTES MUTUAMENTE IMISCÍVEIS. ........................................................................ 22 
9. PRÁTICA 06: EQUILÍBRIO QUÍMICO: ASPECTOS QUALITATIVOS ................................... 24 
10. PRÁTICA 07: EQUILÍBRIO QUÍMICO: ASPECTOS QUANTITATIVOS .............................. 32 
11. PRÁTICA 08: CINÉTICA QUÍMICA – VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO, 
INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES E DA TEMPERATURA NA 
VELOCIDADE DAS REAÇÕES .................................................................................................. 35 
12. PRÁTICA 09: CINÉTICA QUÍMICA – DETERMINAÇÃO DA ORDEM DA REAÇÃO ENTRE 
OS ÍONS TIOSSULFATO E OS ÍONS HIDROGÊNIO ................................................................ 40 
13. PRÁTICA 10: CINÉTICA QUÍMICA – LEI DE ARRHENIUS ................................................. 45 
14. PRÁTICA 11: ISOTERMA DE ADSORÇÃO ......................................................................... 48 
 
 
 
 
 
 
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1 INTRODUÇÃO 
 
A disciplina de Físico-Química, no contexto do curso, tem como objetivos colocar o 
aluno em contato com alguns equipamentos básicos, aprofundar os conhecimentos técnicos e 
desenvolver as seguintes habilidades: 
 
· a capacidade de conduzir e interpretar resultados de atividades experimentais; 
· a formação abrangente que lhe propicie aliar a teoria à prática; 
· a capacidade de trabalho em equipe; 
· a capacidade crítica com relação a conceitos de ordem de grandeza; 
· a capacidade de leitura, expressão e interpretação gráfica; 
· a capacidade de obtenção e sistematização de informações; 
· a capacidade de utilização da informática como instrumento do exercício em química 
 
As atividades propostas para a parte experimental da disciplina Físico-Química visam 
proporcionar ao aluno a oportunidade para trabalhar com autonomia e segurança em um 
laboratório de química. Procurar-se-á, para isso, não apenas desenvolver a habilidade no 
manuseio de reagentes e aparelhagens, mas também a criar condições para uma avaliação 
crítica dos experimentos realizados. 
Devido às particularidades da disciplina de Físico-Química e às dificuldades 
encontradas pelos alunos na elaboração de relatórios, sugerimos que você leia atentamente às 
instruções gerais para a elaboração de um relatório nos próximos itens. 
 
 
 
 
 
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2 INSTRUÇÕES GERAIS E NORMAS DE LABORATÓRIO 
 
2.1 NORMAS DE FUNCIONAMENTO DA DISCIPLINA 
 
No primeiro dia de aula os alunos de cada turma deverão constituir grupos para a 
realização das experiências e serão informados a respeito de: 
· Esquema de funcionamento da disciplina e critério de avaliação; 
· Experimentos a serem realizados na disciplina. 
Cada turma será dividida em vários grupos. Executada a experiência, os grupos 
deverão entregar no início da próxima aula um relatório completo. 
 Na aula é obrigatória a presença de todos os membros de cada grupo desde o início 
da aula, pois ao aluno que não comparecer à aula será atribuída nota zero no relatório 
correspondente ao experimento. A reposição de aulas poderá ser feita no final do semestre, 
sendo que o aluno poderá repor apenas uma aula prática. 
 
2.2 DINÂMICA DAS AULAS PRÁTICAS 
 
 Leitura com antecedência, pelos alunos, do assunto a ser abordado na aula; 
 Discussão inicial, com o professor, dos aspectos teóricos e práticos relevantes; 
 Execução pelos alunos dos experimentos utilizando guias práticos; 
 Interpretação e discussão dos resultados juntamente com o professor; 
 Apresentação de resultados dos experimentos em relatório. 
 
2.3 RECOMENDAÇÃO AOS ALUNOS 
 
1. O uso do material é imprescindível a partir da primeira aula. 
2. O aluno deverá tomar conhecimento, a partir da primeira aula, das instalações do 
laboratório, bem como de suas normas de funcionamento. 
3. É obrigado, por razões de segurança o uso de avental durante as aulas. 
4. O material do laboratório deve ser usado sempre de maneira adequada e somente 
aqueles reagentes soluções especificadas 
5. Não é permitido fumar, comer ou beber nos laboratórios 
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6. Todo o material usado deve ser lavado ao final de cada aulae organizado no local 
apropriado (mesas, bancadas ou armários) 
7. A bancada de trabalho deve ser limpa 
8. Após o uso, deixar os reagentes nos devidos lugares 
9. Devem ser evitadas conversas em voz alta, e sobre assuntos alheios à aula. 
10. As normas de segurança relacionadas no texto “Segurança no laboratório” devem ser 
lidas atentamente. 
 
2.4 SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
O trabalho no laboratório de Físico-Química exige ordem, método e o respeito por 
regras de segurança na utilização de material e produtos químicos. Os acidentes não 
acontecem por acaso! 
 
2.4.1 REGRAS GERAIS 

 Não brincar. O laboratório é um local de trabalho. Não se admitem descuidos ou 
brincadeiras. 
 Todas as experiências devem ser realizadas com o acompanhamento do professor. 
 Não se devem misturar substâncias ao acaso. 
 Use roupas adequadas para o trabalho que estiver realizando. O uso do guarda-pó, de 
mangas longas e preferencialmente de algodão (fibras sintéticas são altamente 
inflamáveis), sempre fechado, é indispensável em qualquer situação. O ato de vesti-lo 
ou desvesti-lo sempre deve ser feito na entrada do laboratório, distante, portanto das 
bancadas. 
 Sempre use sapatos fechados. Cabelos compridos devem estar sempre presos. De 
preferência use calças compridas. 
 Sempre que a ocasião pedir não dispense o uso de luvas, óculos de segurança ou 
máscaras.· 
 Conhecer e utilizar corretamente o material de laboratório. 
 Ter cuidado com o manuseamento de material quente. 
 Ler com atenção as instruções. O trabalho deve ser planeado antes do início do 
mesmo. Uma eficiente organização evita a perda de tempo. 
 Verificar bem o rótulo dos frascos. Verificar as indicações inscritas nos rótulos, em 
especial símbolos de aviso. 
 Nunca provar, cheirar ou retirar com as mãos os produtos. Os produtos químicos 
podem provocar danos em pessoas e material, por isso devem ser manuseados com o 
máximo cuidado. 
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 Não contaminar os produtos. Não trocar as tampas dos frascos. 
 Não fumar dentro do laboratório. 
 Conservar a mesa de trabalho limpa. A mesa de trabalho deve ser mantida limpa e 
arrumada para facilitar as execuções experimentais e evitar acidentes. 
 Na diluição de ácidos, o ácido deve ser vertido na água e não o contrário. 
 As experiências que provocam a libertação de vapores devem ser feitas em locais 
próprios ou bem arejados. 
 Sempre ouça cuidadosamente do seu professor as instruções para a execução da 
prática. Em caso de dúvidas, procure dirimi-las antes do começo da execução da 
mesma. 
 Comunique ao seu professor qualquer acidente ocorrido. 
 
3. CRITÉRIOS DE AVALIAÇÃO DA DISCIPLINA E MODELO DE RELATÓRIO 
 
3.1 CRITÉRIOS DE AVALIAÇÃO DA DISCIPLINA 
Durante o curso os alunos realizarão o conjunto de experimentos de laboratório e os 
grupos deverão elaborar os respectivos relatórios de cada experimento, que serão avaliados 
pelo professor da turma. Além disso, os alunos realizarão um seminário sobre os experimentos 
executados. 
Observações: 
Serão Avaliados: 
A correção e a clareza na redação dos relatórios; 
O desempenho na execução das práticas; 
A capacidade para trabalhar com independência e eficiência durante as aulas práticas; 
 
3.2 MODELO DE RELATÓRIO 
Ler apostila de Físico-Química Experimental 1 
 
 
 
 
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Prática 01: Solubilidade e Termodinâmica 
 
1. INTRODUÇÃO 
Termodinamicamente, a formação de uma solução pode ser discutida em termos da 
variação da energia livre de dissolução (G) à temperatura e pressão constantes. A dissolução 
de um soluto em solvente envolve uma energia de separação da moléculas do soluto (Hr) 
conhecida como energia de rede (processo endotérmico), bem como, uma energia de 
solvatação Hs das moléculas ou íons do soluto (processo exotérmico). Isto é: 
H = Hr + Hs (1) 
Se /Hr/</Hs/ a dissolução é exotérmica caso contrário, será endotérmica. 
Pode-se estudar o efeito da temperatura na dissolução de uma substância em um dado 
solvente, em termos do princípio de Le Chantelier. Para um processo endotérmico a dissolução 
é favorecida pelo aumento de temperatura e, para um processo exotérmico o aumento de 
temperatura diminui a solubilidade de um soluto. 
Evidentemente, nos processos de dissolução é necessário levar em conta o fator 
entropia. A entropia do soluto na solução é maior que a do soluto puro. Portanto, aumentando a 
temperatura à energia livre de dissolução diminui de um fator TS, provocando como resultado 
um aumento da solubilidade. 
A solubilidade de um dado sal em água depende da temperatura em que o sistema se 
encontra. A reação pode ser considerada no equilíbrio quando o sólido está em contato com a 
solução saturada, no início da cristalização. A solubilidade “s” do sal em mol/litro pode ser 
calculada a partir da quantidade de sal pesado e do volume da solução. 
A constante de equilíbrio K para a reação citada será: 
 
 
A constante de equilíbrio pode ser usada para calcular G° para a reação a cada 
temperatura, usando a seguinte relação: 
G° = -RTln K (4) 
lnK = -G°/RT (5) 
Considerando a relação: 
G° = H° - TS° (6) 
Substituindo na equação (5), chega-se a: 
lnK = -H°/RT + S°/R 
Esta equação permite calcular o valor de H° através da inclinação do gráfico de lnK 
versus 1/T. 
 
2. OBJETIVOS 
Calcular as variáveis termodinâmicas H, S e G, do equilíbrio da reação de 
dissolução do KNO3. 
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3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 Provetas de 50 mL 
 Pipeta volumétrica de 10 e 5 mL 
 Termômetro 
 KNO3(s) 
 2 tubos de ensaio grandes; 
 Banho-maria 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
a) Pese 20 gramas de KNO3 e transfira para um tubo de ensaio; 
b) Adicione 15 mL de água destilada e aqueça o tubo em um banho (com água já quente) 
agitando até que o KNO3 se dissolva 
c) Determine e anote o volume de KNO3. Isto pode ser feito enchendo outro tubo de ensaio 
idêntico com água, até que o volume de ambos seja o mesmo e medindo o volume contido no 
segundo tubo, em uma proveta; 
d) Remova o tubo teste com a solução de KNO3 do banho de água e deixe esfriar lentamente. 
Coloque um termômetro na solução; 
e) Anote a temperatura de aparecimentos dos primeiros cristais; 
f) Adicione 5 mL de água ao tubo teste, e aqueça a mistura até que o sólido se dissolva 
novamente. Determine o volume da solução como antes; 
g) Esfrie lentamente e anote a temperatura na qual os primeiros cristais aparecem. 
h) Repita o ciclo (passos f e g) adicionando sempre 5 mL de água por mais 4 vezes. 
 
 
 5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
Com os valores medidos de temperatura (graus Kelvin) e solubilidade (mol/L), construa 
uma tabela com os seguintes dados: 
 
V / mL T / K 1/ T/ K
-1
 s / mol/L K ln K G° (J/mol) ° (J/mol) S° (J/mol.K) 
 
O cálculo de G° é feito com ajuda da equação (5) para cada temperatura. 
O valor de H° é calculado através da inclinação da reta (-H°/R), do gráfico de lnK 
versus 1/T. 
Considere que H° é aproximadamente constante numa faixa pequena de 
temperatura. Use os valores de G° e H° para calcular S° a cada temperatura pela equação 
6 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
[1] Cuevas, G. E. C. Caderno de Práticas: Físico-Química 2, Viçosa, 2006. 
 
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Prática 02: Propriedades Coligativas: Determinação do grau de 
dissolução iônica pela elevação ebulioscópica1- INTRODUÇÃO 
Consideremos uma solução em equilíbrio com o vapor do solvente puro. A condição de 
equilíbrio é que: 
 
onde μ(T,p, x) é o potencial químico do solvente na solução, μvap(T,p) o é o potencial químico 
do solvente no vapor, sendo x a fração molar do solvente. 
 
Se a solução é ideal, teremos: 
 
 
Substituindo (2) em (1), teremos: 
 
 
rearranjando a equação teremos: 
 
 
 
A energia de Gibbs da vaporização molar é dada por: 
 
 
 
dessa forma, a equação acima pode ser escrita da seguinte maneira: 
 
 
 
readaptando a equação com relação a fração molar do soluto, teremos: 
 
 
 
a energia de Gibbs pode ser dado por: 
 
 
 
substituindo a equação (8) em (7), teremos: 
 
 
 
fazendo algumas considerações: 
 
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se xsoluto = 0, logo x = 1, o sistema é constituído apenas de solvente, logo substituindo na 
equação (9), temos: 
 
 
 
onde T° representa a temperatura de ebulição do solvente puro. Readaptando a equação, 
temos: 
 
 
 
Substituindo a equação (11) na equação (9), teremos: 
 
 
 
Readaptando a equação acima, logo temos: 
 
 
 
 
Fazendo a consideração que para solução diluída: xsoluto <<< 1, então ln(1 - xsoluto)  - xsoluto, 
logo: 
 
 
Readaptando: 
 
 
 
Tirando o mmc entre as temperaturas, teremos: 
 
 
 
Fazendo T° T na vaporização: 
 
 
 
Isolando t: 
 
 
 
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Definindo uma constante K de: 
 
 
Logo: 
 
 
 
Para soluções diluídas: 
 
xsoluto  w (molalidade) 
 
logo a equação (20) fica: 
 
 
 
onde Keb é a constante ebuliscópica do solvente e é definida matematicamente por: 
 
 
 
onde Msolvente representa a massa do solvente em Kg/mol. A molalidade (w) da solução é 
definida por: 
 
 
 
ELEVAÇÃO EBULIOSCÓPICA E GRAU DE DISSOCIAÇÃO DE SOLUÇÕES IÔNICAS 
 
 
Em físico-química, a maioria das discussões matemáticas, é feita para sistemas que se 
comportam idealmente; os sistemas geralmente são constituídos por gases ideais, ou misturas 
ideais gasosas, líquidas ou sólidas. Muitos desses sistemas nem sempre são ideais; a questão 
que se levanta, então, é como trataremos matematicamente os sistemas não-ideais. Quando 
trabalhamos com soluções iônicas, devemos levar em conta o fator de Van’t Hoff ( i ), que para 
soluções iônicas é diferente de 1,0. As soluções iônicas são aquelas que possuem íons como 
partículas dispersas. Lembre-se de que uma solução iônica não possui, necessariamente, 
apenas íons dissolvidos. Uma solução iônica também pode apresentar moléculas não-
ionizadas ou fórmulas mínimas não-dissociadas (íons agrupados) como partículas dispersas. 
Dessa forma, o número de partículas de soluto existentes na solução vai depender de 
dois fatores: (1) do número de íons presentes em cada fórmula mínima do composto e (2) do 
grau de dissociação ou ionização  desse composto a determinada temperatura. Por exemplo, 
a 18 
o
C, o ácido sulfúrico (H2SO4 (aq)), apresenta grau de ionização  = 0,61 ou 61%. Isto 
significa que de cada 100 moléculas desse ácido em contato com a água a 18 
o
C, teremos 39 
moléculas que não se ionizam e 61 moléculas se ionizam. 
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Van’t Hoff, postulou que o número de partículas em uma solução pode ser calculado 
pelo produto no número de partículas inicialmente dissolvidas por um fator i, que em sua 
homenagem foi denominado de fator de Van’t Hoff. Esse fator é dado pela seguinte equação: 
 
 
 
Dessa forma, toda vez que vamos trabalhar com soluções iônicas, as expressões 
devem ser corrigidas pelo fator de Van’t Hoff. Assim a equação (21), quando aplicada para 
soluções iônicas, será dada por: 
 
 
 
 
Assim, a elevação ebulioscópica poderá ser usada para determinar o grau de 
dissociação iônica, através do conhecimento de sua molalidade e do tipo de soluto empregado. 
Nesse experimento, ao dissolvermos o nitrato de potássio, KNO3 em água, as suas “moléculas” 
(que podem ser também chamadas de conjunto iônico) se dissociam, formando íons: o cátion 
potássio (K
+
) e o ânion nitrato (NO3
-
 ). Mas isso ocorre apenas em determinado grau, pois uma 
parte das “moléculas” continua se comportando como se os íons não estivessem totalmente 
separados uns dos outros. Dessa forma, utilizaremos a elevação ebulioscópica para determinar 
o grau de dissociação do KNO3. Um outro fator a se considerar é o valor de q , que pode ser 
determinado da seguinte maneira: cada “molécula” de KNO3 dissociada dá origem a um cátion 
K
+
 e um ânion NO3
-
, então q é igual a 2. 
 
 
2. OBJETIVOS 
 
Obter experimentalmente o grau de dissociação iônica de um sal pela elevação 
ebulioscópica, ou seja, pelo efeito coligativo da elevação da temperatura de ebulição. 
 
 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 01 Tubo de ensaio comum; 
 01 Tubo de ensaio grande; 
 01 Béquer de 250,0 mL 
 Termômetro 0 até 110 
o
C 
 Rolhas para os tubos de ensaio comum e grande. 
 Suporte universal 
 Garras metálicas 
 Tela de amianto 
 Tripé de ferro 
 Bico de Bunsen 
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 Pipeta de 20,0 mL 
 Balança analítica 
 Água destilada 
 Nitrato de potássio, KNO3 
 Óleo comestível. 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
a) Coloque o óleo em um béquer de 250,0 mL até 2/3 do volume. 
b) Em um tubo de ensaio comum, coloque água até 1/3 do volume e escolha uma rolha que 
caiba na boca desse tubo. Faça um orifício na rolha e introduza nesse orifício um termômetro 
de 0 a 110 
o
C. 
c) Monte a aparelhagem como mostra a figura 1. Cuidado para não deixar o tubo fechado 
porque, se isso ocorrer, não haverá possibilidade de saída de vapor durante o aquecimento da 
água. 
 
 
Figura 1. Esquema da aparelhagem utilizada para a determinação do 
grau de dissolução iônica do nitrato de potássio (KNO3). 
 
d) Acenda o bico de Bunsen e lentamente inicie o aquecimento do óleo. Fique atento para 
observar a ebulição da água no tubo de ensaio. Quando a ebulição começar, leia a 
temperatura e anote-a. 
e) Apague o bico de Bunsen, espere resfriar e repita a operação para confirmar o valor da 
temperatura. 
f) Pese com exatidão 10,0 g de KNO3 e transfira para um tubo de ensaio grande. Com uma 
pipeta, adicione 20,0 mL de água sobre o KNO3. Deixe a água escorrendo pelas paredes do 
tubo para arrastar e dissolver todo o sal. Agite cuidadosamente o conteúdo do tubo, até a 
dissolução completa do sal. 
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g) Coloque esse tubo de ensaio na aparelhagem da figura 1, no lugar do tubo de ensaio 
comum que foi utilizado para determinar a temperatura de ebulição da água. Utilize outra rolha 
com o termômetro para cobrir a boca do tubo de ensaio. Cuidado para não deixar o tubo 
fechado porque, se isso ocorrer, não haverá possibilidade de saída de vapor durante o 
aquecimento da solução. 
h) Acenda o bico de Bunsen e lentamente inicie o aquecimento do óleo. Fique atento para 
observar o início da ebulição da solução de KNO3 água no tubo de ensaio. Quando a ebulição 
começar, leia a temperatura e anote-a. 
i) Apague o bico de Bunsen, espere resfriar e repita a operação para confirmar o valor da 
temperatura. 
 
 5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
a) Determine a constante ebulioscópica da água (Keb) pela equação 22. 
b) Calcule o fator de Van’t Hoff (i) pela equação 25. 
c) Calcule o grau de dissociação iônica para o KNO3 pela equação 24. 
 
6. REFERÊNCIASBIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] http://www.fisica.ueg.br/ademir/aulas/aula_ii10.pdf, acessado em 12/04/2010. 
 
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Prática 3: Propriedades Coligativas: Crioscopia 
 
1. INTRODUÇÃO 
Crioscopia é uma propriedade da solução que corresponde a diminuição do ponto de 
congelamento do solvente provocado por adição de um soluto não volátil. A temperatura de 
solidificação de uma solução (solvente mais soluto), Tsolid (mistura) é menor que a do solvente 
puro, T*solid. A determinação da diferença Tsolid entre as temperaturas de solidificação do 
solvente puro e da solução diluída, Tsolid = T*solid - Tsolid (mistura) de composição conhecida 
permite determinar a constante crioscópica do solvente pela relação: 
Tsolid = Kc. , 
em que Tsolid é o abaixamento da temperatura de solidificação, Kc é a constante crioscópica 
e  é a molalidade da solução. Assim como outras propriedades coligativas, o abaixamento da 
temperatura de solidificação é independente da natureza do soluto, dependendo apenas do 
número de moléculas ou íons do soluto adicionado. 
 
2. OBJETIVOS 
 
Determinar a constante crioscópica Kc do cicloexano. 
 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 Cicloexano. 
 Béquer. 
 Tubo de ensaio. 
 Pipeta. 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
1- Coloque um béquer contendo água para aquecer em chapa de aquecimento. Ela servirá de 
banho-maria no decorrer da prática. 
 
2- Preparar um banho com gelo picado em quantidade suficiente para encher o béquer até ¾ 
do seu volume 
 
 
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3. Determine a massa de 10 mL de ciclohexano em uma balança. Para isso, colocar, com 
pipeta volumétrica, 10 mL de cicloexano em um tubo de ensaio dentro de um béquer e pesar 
em balança analítica. Logo após, introduzir o mesmo tubo em um béquer com gelo. O conteúdo 
do tubo deve ficar coberto pelo gelo, por isso, complete o gelo se necessário. 
 
 
 
4. Introduzir o termômetro no tubo de ensaio e acompanhar o abaixamento da temperatura. 
Quando o cicloexano começar a solidificar, fazer a leitura da temperatura. Durante todo o 
tempo em que o cicloexano estiver se transformando em sólido, a temperatura permanecerá 
constante. 
 
 
5. Retirar o tubo de ensaio do béquer e aquecê-lo até a completa fusão do cicloexano 
introduzindo, novamente, o tubo de ensaio no béquer com gelo, conforme já descrito acima. 
Anotar novamente a temperatura de solidificação. 
 
 
 
6. Descongelar, completamente, o cicloexano e adicionar ao tubo de ensaio, aproximadamente, 
0,200 gramas de naftaleno, até dissolução total. 
 
 
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18 
 
 
 
 
7. Retornar a mistura ao banho de gelo e determinar (preste muita atenção!) a temperatura em 
que a amostra começa a solidificar conforme já descrito (neste caso, a faixa de fusão é 
bastante grande). Anotar a temperatura de início da solidificação da mistura: T (mistura) = 
________ 
 
 
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
Com os dados obtidos das temperaturas de fusão do solvente puro e da solução de 
composição conhecida, determine a constante crioscópica pela relação: 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] Costa F. R.. Práticas de Laboratório: Físico-Química, Montes Claros, 2008. 
[2] Atkins, Peter. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 3º 
Edição, 2006. 
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19 
 
 
Prática 04: Efeito da Temperatura Sobre a Miscibilidade de Dois Líquidos 
 
1- INTRODUÇÃO 
Líquidos tendem a ser imiscíveis quando as interações entre moléculas iguais são mais 
fortes que moléculas diferentes. Quando dois líquidos são miscíveis apenas em algumas 
concentrações, e algumas temperaturas, eles são chamados de líquidos parcialmente 
miscíveis. 
Em um dos cálculos mais elegantes de toda a termodinâmica, J.W. Gibbs deduziu a 
regra das fases que é uma relação geral entre a variância, F, o número de componentes, C e o 
número de fases em equilíbrio, P para um sistema de qualquer composição: 
 
F = C – P + 2 
 
Pela regra das fases, um sistema com dois componentes, C = 2, a variância é dada por 
F = 4 – P. Se a pressão é constante, a variância remanescente é F’ = 3 – P. Para uma dada 
temperatura, se o sistema possui duas fases (P = 2) a composição do sistema é invariante, 
apesar das quantidades das fases alterarem-se. Para construir o diagrama de fases, é 
necessário conhecer a concentração de cada um dos componentes e a temperatura quando 
um sistema apresenta uma só fase [1]. Esse diagrama é mostrado na Figura. 1 
 
. 
Figura 1 – Diagrama de fases de um sistema de líquidos. 
 
 
2. OBJETIVOS 
 
Construir a curva de solubilidade mútua para dois líquidos parcialmente miscíveis e determinar 
a temperatura crítica de solução. 
 
 
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20 
 
 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 Fenol  Tela de amianto 
 Água destilada  Bico de Bunsen 
 Erlenmeyer (3)  Espátula 
 Pipeta de 10 mL  Tripé 
 Béquer  Óculos de segurança. 
 Termômetro  Luva de látex. 
 Balança. 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
1) Medir 10; 5,0 e 2,5 g de fenol e transferir para três erlenmeyers distintos; 
2) Introduzir, no erlenmeyer, um termômetro e adicionar água nas quantidades especificadas 
no Tabela 1 apresentado a seguir. Considere a densidade da água igual a 1 g/cm
3
; 
3) Aquecer o frasco até que a mistura se torne límpida e anotar a temperatura; 
4) Deixar esfriar, agitando continuamente. Anotar a temperatura em que reaparece a segunda 
fase líquida. Esta será notada pela aparência leitosa do líquido. A temperatura encontrada 
durante o resfriamento deve ser diferente da encontrada no aquecimento. A média entre 
elas é tomada como a temperatura de saturação, isto é, aquela acima da qual o fenol e a 
água são completamente miscíveis; 
5) Adicionar à mistura, em seguida, mais 1 cm
3
 de água destilada e procurar de maneira 
semelhante à descrita anteriormente, a temperatura de saturação desta nova mistura; 
6) Proceder do mesmo modo usando as quantidades sucessivamente indicadas na Tabela. 1. 
 
Tabela 1: Composição das misturas fenol e água 
 
 
 
 
 
 
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21 
 
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
Fenol e água são parcialmente solúveis à temperatura ambiente, mas sua solubilidade 
mútua cresce com o aumento da temperatura. Quando a temperatura atinge um certo valor 
entre 65 e 70 
o
C, os dois líquidos tornam-se completamente miscíveis. Esta temperatura é 
conhecida como temperatura crítica da solução ou temperatura consoluta [2]. 
 Nessa experiência, preparam-se algumas misturas dos dois líquidos de concentrações 
conhecidas e determina-se a temperatura de saturação para cada uma delas. Representando 
temperatura de saturação em função da concentração da solução, obtém-se uma curva 
semelhante à da Figura 2. O ponto a representa uma mistura de duas soluções em equilíbrio a 
uma dada temperatura: l1 e l2 que costumamos designar, respectivamente, por “fase rica em 
água” e “fase rica em fenol”. Aquecendo-se o sistema, o ponto que o representa desloca-se ao 
longo da linha a-a’. No ponto a’, torna-se homogêneo (fenol e água completamente miscíveis). 
 
 
Figura 2: Diagrama de solubilidade do sistema fenol-água. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] Atkins, Peter ePaula, Júlio. Físico-Química. Editora LTC. Volume 1. 8ª edição. 2008 
[2] Roteiros de trabalhos em laboratório, Físico-Química I e II. Departamento de Química, 
UFMG. 
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Prática 05: Análise de um Sistema de Três Componentes Contendo Dois 
Componentes Mutuamente Imiscíveis. 
 
1- INTRODUÇÃO 
Quando, em uma dada temperatura, dois líquidos B e C são parcialmente miscíveis, 
mas cada um deles é completamente miscível em um terceiro líquido A, é possível obter 
misturas homogêneas pela adição de A às misturas de B e C. A quantidade de A necessária 
para tornar B e C miscíveis é diferente para cada proporção determinada de B e C. 
Para um sistema ternário de líquidos à temperatura e pressão constantes, o diagrama 
de fases é representado em um triângulo eqüilátero (ver abaixo). 
 
 
Os dados da composição dos três componentes são locados na área representada 
pelo triângulo. Em cada lado do triângulo é representada a concentração de um dos 
componentes, em fração molar ou porcentagem, de modo que cada vértice do triângulo é 
representado pelo componente puro. A composição de misturas contendo apenas dois dos 
componentes é representada por pontos nos lados do triângulo e a composição de misturas 
ternárias é representada por pontos internos do triângulo. Os pontos de qualquer linha paralela 
a um lado do triângulo correspondem a uma determinada concentração do componente puro 
representado pelo vértice oposto. A composição de um sistema ternário é dada pelas linhas 
paralelas aos três lados do triângulo que se interpenetram no ponto que representa a 
composição do sistema. 
 
 
2. OBJETIVOS 
 
 Estudar o equilíbrio de fases em líquidos parcialmente miscíveis; 
 Medir a composição das fases em equilíbrio de um sistema ternário; 
 Determinar a curva binodal de um sistema ternário; 
 
 
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3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 2 Erlenmeyers. 
 3 Buretas. 
 Acetato de etila. 
 Acetona 
 Água destilada. 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
1- No erlenmeyer de número 1, colocar 3,0 mL de acetato de etila e adicionar 22 mL de água. 
Adicionar acetona por intermédio de uma bureta até a mistura tornar-se límpida (apresentar 
uma única fase). Anotar os volumes de acetona gastos. 
 
2. Repetir esse procedimento para os demais frascos obedecendo as quantidades iniciais da 
tabela abaixo: 
 
 
 5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
Admitindo que não há variação do volume dos componentes ao ser misturados, 
calculam-se as percentagens em volume dos componentes nas soluções saturadas. 
Em um diagrama triangular, localizar os valores obtidos. Traça-se, então, a curva 
Binodal do sistema água-acetato de etila-acetona. Os pontos da área delimitada pela curva 
binodal representam sistemas que se desdobram em duas camadas líquidas e os outros 
pontos da área do triângulo representam os sistemas constituintes de uma única fase. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] Costa F. R.. Práticas de Laboratório: Físico-Química, Montes Claros, 2008. 
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Prática 06: Equilíbrio Químico: Aspectos Qualitativos 
 
1- INTRODUÇÃO 
Qualquer reação química, transformação de fase, ou qualquer outro processo natural, 
deve levar em consideração duas contribuições no cálculo da energia livre: uma contribuição 
energética (H) e uma contribuição entrópica (TS) de acordo com a equação G = H - TS. 
A condição de equilíbrio de uma reação é uma conciliação de duas tendências opostas: um 
caminho para as moléculas atingir o estado de energia mínimo (H < 0) e a tendência para um 
estado de máxima entropia (S > 0), de tal forma que atinja o valor nulo (G = 0). 
Para um sistema simples formado por um componente e uma única fase; ou formado 
por uma mistura de composição homogênea em fase única. A principal equação fundamental 
é: 
dG = Vdp – SdT (1) 
Esta equação define as derivadas parciais: 
 
 
 (2) 
 
 
A última derivada quando aplicada ao gás ideal à temperatura T, constante: 
 
 
P° = 1 atm 
 
 
Dividindo toda a equação por n: 
 
Esta última expressão define o potencial químico (µ) de um gás puro nas condições de 
T e P; µ° representa o potencial químico padrão do gás puro a T e P (P = 1 atm). 
Em sistemas de composição variável a equação fundamental anterior fica: 
 
Entenda-se potencial químico do componente i, como a variação de energia livre por 
mol do componente i (ni) adicionado, considerando a temperatura (T) a pressão (P) e todos os 
outros componentes (nj) do sistema constante. Entenda-se também que esta adição de n° de 
 
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25 
 
mols diferencial, de tal forma que a concentração do sistema, como o potencial químico são 
alterados diferencialmente (ficando por aproximação constante), mantendo-se uma condição 
de equilíbrio. Caso esta condição de equilíbrio não seja confirmada, existiria uma diferença de 
potencial químico em micro regiões do sistema para o mesmo componente. Seja o caso da 
transferência do componente i, da microrregião A, para a B, como ilustrado a seguir: 
 
Se a diferencial de G para as microrregiões forem: 
 
 
Então: 
 
Como: 
 
 
Portanto: 
 
 
 
Sendo o potencial químico na microrregião A maior que em B, confirma-se a 
transferência do componente i da região A para a B espontaneamente, até igualar novamente 
os potenciais químicos. A mesma situação pode ser imaginada quando um mesmo gás se 
encontrar sobre pressões diferentes (µA = µ° + RTlnPA e µB = µ° + RTlnPB); novamente teremos 
uma transferência de material de maior potencial (maior pressão) para o de menor potencial 
(menor pressão). 
Se imaginarmos uma reação química como um processo de mistura de gases ideais, a 
pressão de cada componente seria representada pela pressão parcial da cada gás. Então, 
usando a equação de Dalton (Pi = XiP) das pressões parciais poderíamos obter, para cada gás: 
 
 
Desta última equação podemos facilmente deduzir que, gases puros inicialmente 
separados e nas mesmas condições de T e P, se misturaram espontaneamente. Visto que na 
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26 
 
mistura, o potencial químico é menor numa quantidade igual a RTlnXi, desde que lnXi < 0. Se 
adotarmos a seguinte simbologia: µi = µi Mist. e fazendo P = 1 atm (pressão padrão) 
Então: 
 
Consequentemente: 
 
Ou seja, o potencial químico do componente i puro é maior que o potencial químico do 
componente i na mistura, nas mesmas condições de temperatura e pressão (T, P). Poderíamos 
generalizar dizendo que: “o potencial químico do componente i puro no mesmo estado de 
agregação da mistura é sempre maior que na mistura”. 
Levando em consideração os argumentos anteriores fica fácil demonstrar que a energia 
livre de Gibbs de mistura de gases ideais é: 
 
n1, T, P. n2, T, P. n3, T, P. n1 + n2 + n3 T, P. 
Inicial Final 
 
 
 
Como: 
 
 
Em geral: 
 
Sendo Xi = ni/N, Então: 
 
Equilíbrio Químico como Mistura de Gases Ideais 
 
Seja a reação: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 
Para cada componente: 
 
Então: 
 
Considerando que: 
 
 
 
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27 
 
O argumento do logaritmo é denominado quociente próprio das pressões. O numerador 
é o produtodas pressões parciais dos produtos, sendo cada uma elevada a uma potência que 
é o seu coeficiente estequiométrico. Enquanto que, o denominador é o produto das pressões 
parciais dos reagentes cada uma elevada a uma potência que é o seu coeficiente 
estequiométrico. Esta relação pode ser simbolizado por Qp: 
 
 
G é determinado pelo sinal e valor de lnQp, pois a uma dada temperaratura G° é 
uma constante característica da reação. Por exemplo, se a mistura tiver as pressões parciais 
dos reagentes muito altas, enquanto que a pressão parciais dos produtos é pequena, Qp terá 
um valor fracionário pequeno e lnQp será negativo e de valor absoluto grande. Isto tornará G 
mais negativo e aumentará a tendência à formação de produtos. 
No equilíbrio, G = 0 e nossa equação torna-se: 
 
O índice do argumento nesta equação indica que são pressões parciais de equilíbrio. 
Neste caso o quociente de pressões parciais poderia ser simbolizado pó Kp: 
 
Então 
 
Deve-se reforçar que G° é uma combinação dos potenciais químicos dos 
componentes puros (µ°) na mesma pressão (1 atm), que dependem apenas da temperatura. 
Portanto, G° é uma função apenas da temperatura, conseqüentemente Kp também é uma 
função da temperatura. A partir de uma medida da constante de equilíbrio da reação, pode-se 
calcular G° usando-se esta última equação. 
 
Príncípio de Le Chantelier: “Se as condições externas, sob as quais se estabelece um 
equilíbrio forem alteradas, o equilíbrio se deslocará de tal modo a minimizar o efeito desta 
mudança”. Em outras palavras, uma vez afastada a influência externa que desloca o sistema, 
este volta ao seu estado inicial de equilíbrio. A natureza e propriedades do estado de equilíbrio 
são as mesmas independentemente da direção em que o mesmo é alcançado (se a partir dos 
reagentes ou a partir dos produtos) 
Os fatores externos que afetam o equilíbrio de uma reaçãosão: pressão total, 
temperatura e concentração. 
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28 
 
 Pressão Total: o aumento da pressão total desloca o equilíbrio no sentido de menor 
volume. 
 Temperatura: o aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico e 
a diminuição de temperatura no sentido exotérmico. 
 Concentração: o aumento da concentração de uma substância (por adição) desloca o 
equilíbrio no sentido que irá consumi-la; a retirada de uma substância desloca o 
equilíbrio no sentido de produzi-la. 
 
2. OBJETIVOS 
 
Confirmar experimentalmente os aspectos qualitativos dos fatores que determinam e 
alteram o equilíbrio químico de uma reação. 
 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
PARTE I PARTE IIII 
 Sistema produtos de gás;  2 béquers de 100 mL; 
 Sistema de filtração;  Álcool; 
 CaCO3 sólido;  Iodo (s); 
 Solução saturada de Ca(OH)2;  Sistema de aquecimento; 
 H2SO4 20% V/V; 
 1 béquers de 100 mL; 
 
PARTE II 
 
PARTE IV 
 Sistema produtor de gás;  2 Béquers de 100 mL; 
 Cu (fios de cobre);  K2Cr2O7 sólido; 
 HNO3 concentrado;  NaOH (aq), 1 molar; 
 Banho de gelo;  HCl (aq), 1 molar. 
 Balão de fundo chato arrolhado de 
250 mL; 
 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
PARTE I: EQUILÍBRIO DINÂMICO 
 
 
 
Figura 1: Sistema gerador de gases 
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29 
 
a) Montes seu equipamento como ilustrado na figura 1; 
b) Adicione 50 mL de solução de H2SO4 20% V/V no frasco alimentador. 
c) Introduz uma pequena quantidade (ponta de espátula) de CaCO3(s) no reator. 
d) Ligue com uma mangueira o sistema ao béquer com a solução de Ca(OH)2. 
e) Inicie a reação adicionando vagarosamente o ácido e agitando gentilmente o sistema. 
Quando a solução saturada tiver reagido suficientemente com o CO2(g) e apresentar a formação 
do CaCO3(s) (super saturação), pare a produção de gás e filtre. 
. 
Questões: 
 
1 – Escreva as reações que ocorrem no frasco reator e no béquer com solução saturada de 
Ca(OH)2. 
2- Escreva a expressão da constante de equilíbrio da reação que ocorre no reator e explique 
porque essa reação tem a tendência de formar os produtos. 
 
 
PARTE II: EFEITO DA TEMPERATURA 
 
As reações exotérmicas sofrem deslocamento por efeito da temperatura. Confirme o 
princípio de Le Chantelier, usando a seguinte reação: 
2NO2(g) N2O4(g) H < 0 
 
a) Monte o sistema gerador de gás como ilustrado na figura 1, por baixo de uma capela ( ou 
num lugar bastante ventilado); adicione alguns pedacinhos de fio de cobre no reator e HNO3 
concentrado no frasco alimentador. Ligue o sistema via mangueira (sem vazamento) ao balão 
coletor (de preferência o balão coletor deve ficar num nível inferior ao sistema); 
 
b) Inicie a reação adicionando rapidamente alguns mililitros do ácido; quando o balão coletor 
estiver com uma tonalidade marrom bem intensa, suspenda a produção e retire a mangueira e 
tampe hermeticamente o balão. Desmonte rapidamente o sistema gerador (evitando inalar os 
gases residuais) e lave-o com bastante água, ralo abaixo. 
 
Questões: 
 
1 – Escreva a reação de produção de NO2(g) e N2O4(g) 
2 – O deslocamento do equilíbrio no sentido de produzir NO2(g) é exotérmico ou endotérmico? 
Explique em termos de ligações químicas. Proponha as estruturas de Lewis para as duas 
espécies. 
 
 
PARTE III: EFEITO DA TEMPERATURA NA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
 
 
Numa reação em que há somente um reagente de composição variável, a constante de 
equilíbrio depende de um único componente: 
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30 
 
 
I2(s) I2(aq) K = [I2] 
 
A constante de equilíbrio é atingida quando a solução fica saturada. Alterando a temperatura 
(ou a pressão em sistemas gasosos) altera-se a solubilidade (concentração) e 
conseqüentemente o equilíbrio é deslocado. Confirme esta conclusão. 
 
a) Prepare 80 mL de uma solução aproximadamente 50% V/V de álcool no béquer A. 
Acrescente alguns cristais de iodo. Agite a mistura de tal forma que a cor avermelhada espalhe 
em todo o volume do líquido, tornando a coloração cada vez mais acentuada. No equilíbrio se 
observa uma cor constante marrom avermelhada e cristais de iodo menores como corpo 
residual. 
 
b) Separe a solução de iodo em duas partes (A e B). A parte A (sem cristais) fica como 
referência. A parte B (que contém os cristais) pode ser aquecida até observar mudanças de 
coloração, neste caso coloração mais intensa, confirmando o efeito da temperatura nesse 
processo. 
 
Questões: 
 
1- O que você pode concluir em relação ao equilíbrio químico, quando do resfriamento do 
sistema da Parte III. 
2 - Qual é o fator predominante no deslocamento do equilíbrio da reação da Parte III. Explique 
em termos de entalpia e entropia. 
 
 
PARTE IV: EFEITO DA ADIÇÃO (OU SUBTRAÇÃO) DE UM COMPONENTE 
 
A reação: 
 
Cr2O7
-2
(aq) + H2O(l) 2CrO4
-2
(aq) + 2H
+
(aq) 
Representa o equilíbrio cromato e dicromato: alterando a concentração do ácido podemos 
deslocar este equilíbrio em ambas direções. 
 
a) Dissolva uma pequena quantidade de dicromato num béquer A o suficiente para dar 
coloração característica a solução. 
 
b) Transfira a metade para outro béquer B, de teste, ficando o A inicial como referência. Altere 
alternandamente a acidez do sistema de teste adicionando inicialmente algumas gotas de 
hidróxido de sódio, e depois gotas de solução de ácido clorídrico; observe as cores e registre 
os seus resultados. 
 
Questões: 
 
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31 
 
1 – Em relação a parte IV explique o efeito segundo o princípio de Le Chantelier da adição de 
base ao sistema.Escreva a equação indicando o sentido do deslocamento do equilíbrio. 
 
 
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
Confirmação visual. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] Cuevas, G. E. C. Caderno de Práticas: Físico-Química 2, Viçosa, 2006. 
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Prática 07: Equilíbrio Químico: Aspectos Quantitativos 
 
1- INTRODUÇÃO 
As constantes de equilíbrio de uma reação Kp e Kc podem ser definidas a partir da 
reação: 
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 
 
 e 
 
 
onde, PA, PB, PC e PD são as pressões parciais e [A], [B], [C] e [D] são as concentrações 
molares. 
As duas constantes de equilíbrio são adimensionais visto que tanto as pressões 
parciais quanto as concentrações na expressão acima são apenas valores numérico (isto é, 
através da substituição Pj, por Pj/P° e [ ]j, por [ ]j/[ ]°, onde P° = 1 atm e [ ]° = 1 mol/L). 
Deve-se lembrar que o valor das constantes de equilíbrio depende exclusivamente da 
temperatura segundo a expressão: 
 
As constante Kp e Kc também estão relacionadas pela expressão: 
 
 
Onde n representa os coeficientes estequiométricos da reação (positivos para produtos e 
negativos para reagentes). 
 
O Grau de dissociação (α) é definido como a fração de reagente que se decompõe; quando o 
número de mols inicial do reagente é n e o número de mols no equilíbrio é neq, então: 
 
 
 
A partir do conhecimento empírico de α, poderíamos indiretamente calcular a constante de 
equilíbrio Kp. Por exemplo, a reação de dissociação do tetróxido de nitrogênio: 
N2O4(g) 2 NO2(g) 
Mols iniciais 1 0 
Mols no equilíbrio 1- α 2 α 
Fração Molar (1- α)/(1+ α) 2α/(1+ α) 
Pressão parcial [(1- α)/(1+ α)]P [2α/(1+ α)]P 
 
nt = 2α + 1 – α = α – 1 
 
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33 
 
Kp = P
2
NO2 / PN2O4 = ([[2α/(1+ α)]P)
2
/([(1- α)/(1+ α)]P) = 4α
2
P/(1- α) 
 
Uma medida de α a qualquer pressão determina Kp. 
Quando utilizarmos análises espectrofotométricas para calcular as concentrações das 
espécies químicas presentes. Deve-se aplicar a Lei de Lambert-Beer que define a absorbância 
(A) da luz por uma substância. 
 
Esta absorbância é função da concentração molar da substância, do seu coeficiente de 
absorção molar (ε) e do percurso ótico da cubeta: 
 
Considerando ε e b constante numa determinada experiência poderíamos relacionar 
absorbância de duas soluções como: 
 
 
2. OBJETIVOS 
 
Confirmar experimentalmente os aspectos quantitativos e calcular a constante de 
equilíbrio de uma reação. 
 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 Solução 0,002 M de tiocianato de potássio (KSCN); 
 Solução 0,2 M de nitrato férrico (Fe
3+
); 
 5 tubos de ensaio; 
 2 béquers de 100 mL; 
 4 Balões volumétricos 50 mL; 
 Espectrofotômetro de bancada ; 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
CÁLCULO DE KC DA REAÇÃO 
 
Fe
3+
(aq) + SCN
-
(aq) FeSCN
2+
(aq) 
 
 
As concentrações das espécies químicas serão determinadas usando um 
espectrofotômetro de bancada; 
 
a) Numere os tubos de 1 a 5 e coloque 5 mL de solução 0,002 M de KSCN em cada um deles; 
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34 
 
b) Ao tubo 1 adicione 5 mL de solução 0,2 M de Fe
3+
 e determine as novas concentrações 
neste tubo e registre na tabela 1. 
c) Dilua num balão volumétrico 1, 2,5 mL de solução de Fe
3+
 para 50 mL e determine as novas 
concentrações. 
d) Adicione 5 mL de solução diluída anteriormente no tubo 2 e determine as novas 
concentrações e registre na tabela 1. 
e) Dilua num balão volumétrico 2, 25 mL da solução do balão 1 para 50 mL e determine as 
novas concentrações. 
f) Adicione 5 mL de solução diluída anteriormente no tubo 3 e determine as novas 
concentrações e registre na tabela 1. 
g) Repita a partir do item e para completar os tubos 4 e 5. 
h) Determine usando o espectrofotômetro, as absorbâncias ou transmitância dos tubos no 
comprimento de onda de máxima absorção do complexo e registre. 
 
Obs: Considere a concentração do tubo 1 conhecida, visto o excesso de Fe
3+
 adicionado em 
relação ao SCN
-
. 
 
Tabela 1: Concentrações iniciais 
Tubo [sol. KSCN] [sol. Fe
3+
] [Fe
3+
] [SCN
-
] Absorvância 
1 
2 
3 
4 
5 
 
 
 
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
 
Calcule as concentrações de FeSCN
2+
, usando a concentração de tubo 1 como 
referência e a Lei de Lambert-Beer. Com os dados anteriores determine as concentrações das 
espécies químicas no equilíbrio e calcule a constante de equilíbrio Kc, completando a tabela 
03. 
Tubo [FeSCN
2+
]eq [Fe
3+
] [SCN
-
]eq Ke 
2 
3 
4 
5 
 
Calcule o valor médio de Kc e compare com o da literatura. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] Cuevas, G. E. C. Caderno de Práticas: Físico-Química 2, Viçosa, 2006. 
 
 
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35 
 
 
Prática 08: Cinética Química – Velocidade Média de uma Reação, 
Influência da Concentração dos Reagentes e da Temperatura na 
Velocidade das Reações 
 
1- INTRODUÇÃO 
A termodinâmica procura, através do levantamento de dados relacionados às 
condições nas quais um sistema se encontra (pressão, temperatura, etc.), dizer se um 
determinado fenômeno poderá ocorrer, ou não. Entretanto, não é função desse ramo das 
ciências afirmar se o fenômeno analisado ocorrerá em mais ou menos tempo. 
Nas reações químicas, a resposta relacionada com a velocidade com que certo 
fenômeno ocorre se deve à cinética química que, medindo-se o consumo dos reagentes ou a 
formação dos produtos no decorrer do tempo é capaz de informar se o fenômeno 
termodinamicamente possível levará mais ou menos tempo para se processar. 
 
Velocidade Média: A velocidade, , 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. 
Consideramos uma reação onde ás variações das concentrações medidas em diversos 
instantes é 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 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  representa a variação das 
grandezas em estudo. 
Tabela 1: Dados Experimentais para uma reação química 
t (min) t (min) [R] (mol.L
-1
) [R] (mol.L
-1
) [R]/t (mol.L-1.min-1) 
0,0 
184,0 
135,0 
207,0 
341,0 
2,33 
0,25 
0,17 
0,24 
0,32 
1,36 x 10
3 
1,26 x 10
3 
1,16 x 10
3 
0,94 x 10
3
 
184,0 2,08 
319,0 1,91 
526,0 1,67 
867,0 1,35 
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36 
 
No exemplo referido na tabela 1 e para os primeiros 184 minutos de reação, a velocidade 
média será: 
 
 
 
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  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: 
 
 
 
Fatores que influenciam nas velocidades das reaçõesConcentração dos Reagentes: 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 de ar. Um aumento de 5 
vezes na concentração de O2 provoca um grande aumento nas velocidades de reação, que em 
alguns casos dá origem a 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 ° C. 
 
2NO(g) + 2H2(g) N2(g) + 2H2O(g) 
 
As velocidades da reação variam com a concentração inicial dos reagentes, conforme ilustra a 
tabela 2. 
 
[NO]0 (mol.L
-1
) [H2]0 (mol.L
-1
) (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 duplica quando duplica 
a concentração de hidrogênio na mistura, logo a velocidade é proporcional a concentração de 
H2. Por outro lado quadruplica quando a concentração de NO duplica, o que revela ser a 
velocidade proporcional ao quadrado da concentração de NO. Por conseguinte, podemos 
escrever: 
 
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37 
 
 
 
Onde k é uma constante de proporcionalidade, designada por constante de velocidade de 
reação ou simplesmente constante de velocidade. Esta constante é independente das 
concentrações dos reagentes. 
 
Temperatura: A temperatura tem geralmente uma grande influência nas velocidades de reação. 
Apenas a temperatura pode alterar o valor da constante de velocidade das reações e, 
geralmente, sua elevação provoca o aumento da velocidade reacional. Fornecendo calor aos 
reagentes, a energia cinética deles aumentará e em menos tempo haverá a colisão dessas 
partículas ocasionando a formação dos produtos. Isso significa que, quanto maior a energia 
cinética dos reagentes, maior será a velocidade da reação. 
 
2. OBJETIVOS 
 
 Determinar, experimentalmente, a velocidade média de uma reação. 
 Confirmar, experimentalmente, que um aumento na concentração dos reagentes 
aumenta a velocidade da reação entre eles. 
 Confirmar, experimentalmente, o que ocorre com a velocidade de uma reação quando 
a temperatura é aumentada. 
 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
PARTE I 
 
PARTE II 
 3 buretas de 50,0 ou 25,0 mL.  2 buretas de 50,0 ou 25,0 mL. 
 3 béqueres de 100,0 mL.  2 béqueres de 100,0 mL. 
 Solução aquosa de H2SO4 0,3 
mol.L
-1
. 
 8 tubos de ensaio. 
 Solução aquosa de Na2S2O3 0,3 
mol.L
-1
. 
 Caneta de retroprojetor. 
 Caneta de retroprojetor. 
 Solução aquosa de H2SO4 0,05 
mol.L
-1
. 
 8 tubos de ensaio.  Solução aquosa de Na2S2O3 0,05 
mol.L
-1
. 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
PARTE 1 – INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES 
 
 
a) Rotular 3 buretas de 50,0 ou 25,0 mL com “H2O”, “H2SO4” e “Na2S2O3”. 
b) Rotular 3 béqueres de 100,0 mL com “H2O”, “H2SO4” e “Na2S2O3”. 
c) Numerar 4 tubos de ensaio com “01”, “02”, “03” e “04”. 
d) Carregar cada bureta corretamente com o respectivo líquido e deixar sob cada uma o 
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38 
 
béquer igualmente rotulado. 
e) Colocar em 4 tubos de ensaio (não numerados) 4,0 mL da solução de H2SO4 0,3 mol.L
-1 
contida na bureta. 
f) Colocar, nos tubos de ensaio numerados, a solução de Na2S2O3 0,3 mol.L
-1 
contida na bureta, 
conforme volumes listados na tabela 3: 
 
Tabela 3: Volumes a serem acrescentados aos tubos numerados da primeira parte da prática 
 
 
g) Acrescentar o conteúdo de um dos tubos não numerados contendo 4,0 mL de H2SO4 0,3 
mol.L
-1
 ao tubo numerado 01 e anote (na Tabela 3) o tempo, em segundo, que demorou em 
iniciar a turvação do sistema. 
h) Descartar o conteúdo do tubo 01 e lavá-lo imediatamente para evitar que o mesmo fique 
manchado. 
i) Repetir a mesma operação com os tubos 02, 03 e 04. 
 
 
OBS.: A equação que descreve a reação é dada por: 
 
 
 
PARTE 2 – INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA 
 
a) Coloque um béquer de 500,0 mL com água até a metade sobre a chapa de aquecimento 
(desligada). Dentro do mesmo, mergulhar parcialmente um termômetro de 0 – 100 
o
C. 
b) Rotular 3 buretas de 50,0 ou 25,0 mL com “H2O”, “H2SO4” e “Na2S2O3”. 
c) Rotular 3 béqueres de 100,0 mL com “H2O”, “H2SO4” e “Na2S2O3”. 
d) Carregar cada bureta com o respectivo líquido e deixar sob cada uma o béquer igualmente 
identificado. 
e) Rotular 4 tubos de ensaio com “01”, “02”, “03” e “04” e, em cada um deles, adicionar 4,0 
mL de solução 0,05 mol.L
-1
 de H2SO4 contida na bureta. 
f) Rotular outros 4 tubos de ensaio com “01A", “02A", “03A" e “04A" e, em cada um deles 
adicionar 4,0 mL da solução 0,05 mol.L
-1
 de Na2S2O3 contida na bureta. 
g) Introduzir os tubos “01” e “01A" no béquer de 500,0 mL, aguardando uns 2 minutos para 
que haja equilíbrio térmico (anotar a temperatura medida pelo termômetro). 
h) Adicionar o conteúdo de um dos tubos de ensaio no outro, mantendo o que recebe o líquido 
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39 
 
i) imerso no béquer, acionando o cronômetro e observando o aparecimento da turvação, 
momento em que o tempo deve ser anotado. 
J) Descartar o conteúdo do tubo de ensaio lavando-o imediatamente para que não fique 
manchado. 
L) Ligar a chapa de aquecimento até a temperatura ficar cerca de 10
o
C superior à inicial, 
homogeneizando-a pelo sistema. 
m) Repetir o procedimento anterior com os tubos “02” e “02A". 
n) Repetir o procedimento com os tubos “03” e “03A" e “04” e “04A", sempre com um aumento 
de 10
 o
C do tubo anterior. 
o) Preencha adequadamente a Tabela 4. 
 
Tabela 4: Dados experimentais da segunda parte da prática 
 
 
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
Calcular as velocidades médias da parte 1 e fazer um gráfico da velocidade média 
versus o tempo de reação. 
Calcular as velocidades médias da parte 2 e fazer um gráfico da velocidade média 
versus a temperatura. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] Atkins, Peter. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 3º 
Edição, 2006. 
[2] Costa F. R.. Práticas de Laboratório: Físico-Química, Montes Claros, 2008. 
[3] http://www.fisica.ueg.br/ademir/aulas/aula_ii01.pdf, acessado em 12/04/2010. 
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40 
 
 
Prática 09: Cinética Química – Determinação da Ordem da Reação entre 
os Íons Tiossulfato e os Íons Hidrogênio 
 
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: 
 
é dita de primeira ordem em relação a X , de segunda ordem em relação a Y e de terceira 
ordem global. As ordens parciais de uma reação são parâmetros determinados 
experimentalmente e como tal, podem ter qualquer valor, não necessariamente inteiro e 
positivo. Exemplifiquemos com algumas leis cinéticas que os químicos obtiveram por estudos 
experimentais. Para a reação que ocorre entre os íons iodato e o iodo molecular, que foi 
investigada com isótopos radioativos (marcado com *) teremos: 
 
Para essa reação, a lei de velocidade é: 
 
onde as ordens parciais são todas fracionárias. A reação em solução aquosa I
-
+ OCl
-
 IO- + 
Cl
-
 tem uma cinética com uma ordem parcial negativa (-1) em relaçãoao OH
-
 : 
 
indicando que a velocidade de reação diminui com o aumento da concentração de íons OH-. 
Estas leis revelam ainda que a velocidade de uma reação pode depender da concentração de 
outras substâncias presentes em solução e que não são os reagentes. 
Quando as ordens parciais não são números inteiros, não é possível obter as ordens 
de reação através de um raciocínio tão simples como o apresentado para a reação: 
 
que apresenta a seguinte lei cinética: 
 
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41 
 
 
 
Dessa forma, quando as ordens parciais não são números inteiros, outros métodos têm de ser 
adotados. Para uma lei cinética genérica: 
 
 
podemos determinar as velocidades iniciais de reação para diversas concentrações de 
qualquer componente, por exemplo A, mantendo todas as outras concentrações constantes, 
assim teremos: 
 
onde k' é uma constante, produto da constante k e das constantes dos diferentes 
componentes, com exceção do componente A. Aplicando logaritmo à equação cinética 
teremos: 
 
o que mostra que um gráfico do logaritmo das diferentes velocidades iniciais, em função do 
logaritmo das correspondentes concentrações iniciais de A, é uma reta de inclinação igual à 
ordem da reação em relação ao composto A. De igual modo, se procederia em relação a todos 
os outros componentes para determinar as outras ordens parciais. 
 
Este método permite-nos determinar a ordem parcial da reação entre o tiossulfato de sódio e o 
ácido clorídrico. Aplicando a equação acima aos resultados da Tabela 5, pode-se estudar o 
logt
-1
, que é proporcional ao logv0, em função do log [S2O3
-2
]. 
 
A Figura 1 mostra, dentro dos erros experimentais, a relação linear entre logt
-1 
e log [S2O3
-2
]. 
 
Figura 1: Variação de logt
-1
 em função de log [S2O3
-2
] para a reação entre o Na2SO3 e HCl em 
solução aquosa. 
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42 
 
Para conhecermos a lei de velocidade, temos que determinar, também, a ordem parcial 
em relação à espécie H+ , o que pode ser conseguido através da medida das velocidades 
iniciais da reação para diferentes concentrações do ácido, mantendo-se constante [S2O3
-2
] 
estudando-se, também, o logt
-1
, que é proporcional ao logv0 em função do log [H
+
], como 
mostra a Figura 2. 
 
Figura 2: Variação de logt
-1
 em função de log [H
+
] mantendo-se constante a concentração de 
S2O3
-2
. 
 
Neste experimento simples, você irá determinar a ordem dos íons tiossulfato e hidrogênio para 
a reação: 
 
 
Este método é conhecido como o do isolamento combinado com o método das 
velocidades iniciais. Para cada espécie química reagente determina-se a ordem através da 
medida da velocidade inicial da reação mantendo-se a concentração das outras espécies 
praticamente constante, ou seja, em grande excesso. As equações necessárias para a 
determinação estão apresentadas abaixo: 
 
 
onde a é a ordem da reação em relação à substância A ; k é a constante de velocidade versus 
a concentração das outras espécies químicas; v0 é a velocidade inicial e [A]0 é a concentração 
inicial da espécie química A . 
 
onde vmédia é a velocidade média quando [produtos] = constante . 
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43 
 
2. OBJETIVOS 
 
Determinar a ordem da reação entre os íons tiossulfato e os íons hidrogênio. 
 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
PARTE 1: 
 
a) Rotular 5 béqueres de 50,0 mL de A a E. 
b) Adicionar os volumes de solução aquosa de tiossulfato de sódio e de água indicados na 
Tabela 1 e agitar bem as soluções com um bastão de vidro (para uma boa mistura adicione o 
maior volume ao menor volume). 
c) Em outros 5 béqueres de 50,0 mL adicionar 5,0 mL da solução de ácido clorídrico 
d) Em uma folha de papel branco contornar os fundos dos béqueres com uma caneta, fazendo 
um grande X no centro, deixando os béqueres com ácido clorídrico sobre os mesmos. 
e) Adicionar ao primeiro béquer com ácido clorídrico a solução do béquer A, iniciando 
imediatamente a contagem do tempo. 
f) Para a contagem do tempo quando não se puder mais observar o X, registrando o tempo na 
Tabela 1. 
g) Repetir o procedimento para os béquers B a E. 
 
Tabela 1: Reação do tiossulfato de sódio com ácido clorídrico. 
 
 
PARTE I 
 
PARTE II 
 10 Béquers de 50 mL  6 Béquers de 50 mL . 
 Provetas de 10 e 50 mL 
 Solução aquosa de Ácido 
Clorídrico 3,0 mol/L. 
 Solução de Tiossulfato de sódio 0,15 
mol/L. 
 Solução aquosa de ácido 
clorídrico 1,8 mol/L 
 Solução aquosa de Ácido Clorídrico 
3,0 mol/L. 
 Solução aquosa de ácido 
clorídrico 0,6 mol/L. 
 Cronômetro 
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44 
 
PARTE 2: 
 
Proceder como na PARTE 1, utilizando as quantidades de solução de tiossulfato e de ácido 
clorídrico, indicados na Tabela 2. 
 
Tabela 2: Reação do tiossulfato de sódio com o ácido clorídrico 
 
 
 
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
- Determine graficamente as ordens dos íons tiossulfato e hidrogênio. 
- Escreva a lei de velocidade para a reação. 
- Compare os coeficientes estequiométricos com as ordens de reação e discuta as 
semelhanças ou diferenças. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] Cuevas, G. E. C. Caderno de Práticas: Físico-Química 2, Viçosa, 2006. 
[2] Costa F. R.. Práticas de Laboratório: Físico-Química, Montes Claros, 2008. 
[3] http://www.fisica.ueg.br/ademir/aulas/aula_ii02.pdf, acessado em 12/04/2010. 
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45 
 
 
Prática 10: Cinética Química – Lei de Arrhenius 
 
1- INTRODUÇÃO 
A constante de velocidade de uma reação química varia com a temperatura de acordo 
com a equação de Arrhenius: 
 
 
 
Pela representação gráfica dos valores de lnk em função de 1/T, pode-se calcular a 
energia de ativação e o fator de freqüência de uma reação. Nesta experiência, será estudada a 
velocidade de reação, em várias temperaturas, entre os íons persulfato e iodeto. A 
estequiometria da reação entre estes íons é a seguinte: 
 
Esta reação é de segunda ordem e a expressão de sua velocidade é: 
 
 
Se a concentração do íon iodeto for mantida constante, a reação é uma pseudo-reação 
de primeira ordem em relação aos íons persulfato, tendo-se: 
 
Representando por a, a concentração inicial dos íons persulfato, por x, a concentração 
que reagiu no intervalo de tempo t e por (a – x), a sua concentração no tempo t, a equação (4), 
quando integrada e rearranjada, resulta em: 
 
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46 
 
Para manter constante a concentração do íon iodeto, ele é regenerado pela reação 
entre o tiossulfato e o iodo resultante da oxidação do iodeto pelo persulfato. 
 
 
Como esta reação é muito mais rápida que a reação problema, o iodo não será 
liberado antes dos íons tiossulfato terem sido inteiramente consumidos. 
Decorrido o período quando todo o tiossulfato foi consumido, os primeiros traços de 
iodo, produzido na reação entre os íons persulfato e iodeto, formarão um complexo com o 
amido que tornará azul a solução. Nesta experiência, é comum a cor azul ser substituída por 
uma coloração marrom porque o iodo livre, que aumenta continuamente após o consumo do 
tiossulfato em presença de excesso de iodeto, fornece 
 
 
produzindo a coloração marrom observada na experiência. 
Calculam-se as constantes k e k’ para váriastemperaturas pela medida do tempo t 
necessário para que uma determinada quantidade de tiossulfato seja consumida pelo iodo 
liberado na reação entre os íons iodeto e persulfato existentes no início em proporções 
definidas. 
 
2. OBJETIVOS 
 
Determinar a energia de ativação de uma reação química pelo efeito da variação da 
temperatura sobre a sua constante de velocidade. 
 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Béquer 
 Tubo de ensaio 
 Agitador 
 Bureta 
 Cronômetro 
 Solução aquosa de iodeto de potássio (KI) 0,5 mol/L 
 Solução aquosa de persulfato de potássio (K2S2O8) 0,02 mol/L. 
 Solução aquosa de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,01 mol/L. 
 amido, preparada recentemente. 
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47 
 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
 
a) Colocar em um tubo de ensaio 20 mL da solução de iodeto de potássio e 10 mL da solução 
de tiossulfato de sódio e, em um segundo tubo de ensaio 20 mL da solução de persulfato de 
potássio e algumas gotas da solução de amido. 
b) Colocar os dois tubos de ensaio em um béquer de 2 L contendo água fria entre 5 e 10ºC. 
Aguardar alguns minutos para que as soluções entrem em equilíbrio térmico com o banho. 
Anotar a temperatura: T = _______ 
c) Adicionar, rapidamente, a solução do primeiro tubo à solução do segundo, acionando 
simultaneamente o cronômetro. Agitar a mistura e anotar o tempo quando a solução se tornar 
azul (t = ________). 
d) Repetir o procedimento dos itens (1) a (3) nas temperaturas aproximadas de 15, 20, 25, 30 e 
35 ºC. 
 
 
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
A concentração inicial, a, dos íons persulfato na mistura, é calculada a partir da sua 
concentração na solução estoque da qual 20 mL foram diluídos para 50 mL, volume total da 
mistura reativa. 
A concentração, x, dos íons persulfato que reagiram no intervalo de tempo, t, é igual à 
do tiossulfato porque a quantidade dos íons persulfato é igual à quantidade dos íons tiossulfato. 
Conhecendo-se, portanto, a relação a/(a - x), constante para todas as amostras estudadas em 
temperaturas diferentes e o tempo consumido na decomposição desta fração de persulfato, 
calculam-se as constantes de velocidade k pela equação (5). 
Com os dados de lnk em função de 1/T, obtém-se uma reta que permite o cálculo da 
energia de ativação e do fator de freqüência da reação entre os íons persulfato e iodeto, 
estando este último em grande excesso. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] Costa F. R.. Práticas de Laboratório: Físico-Química, Montes Claros, 2008. 
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CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS 
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Prática 11: Isoterma de Adsorção 
 
1- INTRODUÇÃO 
Quando um sólido finamente dividido é adicionado a um sistema gasoso, a um líquido 
ou a uma solução, interações físicas ou químicas surgirão entre a superfície do sólido e os 
componentes da outra fase, aprisionando partículas do gás, do líquido ou da solução no sólido, 
num fenômeno denominado Adsorção. 
Visualmente, a adsorção pode ser percebida ao se adicionar um pó a uma solução 
diluída de corante ou a um sistema gasoso a baixa pressão. No primeiro, a intensidade da cor 
do corante tende a diminuir e no segundo, a pressão abaixa ainda mais. Isso se deve às 
interações físicas ou químicas entre sítios existentes na superfície do sólido e sítios específicos 
das partículas da segunda fase. Neste caso há um aumento da concentração do soluto na 
interface. 
Existem dois tipos de adsorção sobre sólidos: adsorção física e adsorção química. Na 
adsorção física as moléculas fixam-se na superfície na superfície do adsorvente através das 
forças de Van der Walls. As moléculas encontram-se fracamente ligadas á superfície, e o calor 
de adsorção é baixo. Na adsorção química há uma reação entre as moléculas adsorvidas e as 
adsorventes, através das valências livres dessas moléculas, aumentando e muito o calor de 
adsorção, em relação ao processo físico. A intensidade do efeito de adsorção depende da 
temperatura, da natureza da substância adsorvida (o adsorbato) da natureza e do estado de 
agregação do adsorvente (o sólido finamente dividido) e da concentração do corante ou da 
pressão do gás. 
H. Freundlich estudou o fenômeno de adsorção quantitativamente a temperatura 
constante, deduzindo a seguinte relação matemática, também conhecida como isoterma de 
adsorção: 
 
Tomando-se o logaritmo da expressão (1) obtém-se a equação: 
 
x/m é a massa da substância adsorvida por unidade de massa do adsorvente, 
c é a concentração da solução no equilíbrio, 
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Kads é a constante de equilíbrio de adsorção e n é uma constante característica relacionada 
com a intensidade da adsorção a uma dada temperatura. 
 
2. OBJETIVOS 
 
Estudar a adsorção do ácido acético sobre carvão vegetal em função da concentração 
do ácido. 
 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 12 erlenmeyers (06 com rolhas) de 250 mL 
 06 balões volumétricos de 100 mL 
 béquer de 250 mL. 
 Funil de vidro 
 Buretas de 50 mL 
 Pipeta de 10 mL, 25 mL e 50 mL 
 Papel de filtro 
 200 mL de solução de ácido acético 1 mol/L 
 500 mL de hidróxido de sódio 1 mol/L 
 Fenolftaleína 
 Carvão ativado 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
1- Padronize a solução de ácido acético (25 mL) com a de hidróxido de sódio usando a 
fenolftaleína como indicador (3 gotas); 
2- Com a solução padronizada de ácido acético prepare em balão volumétrico de 100 mL, 
soluções com as seguintes concentrações molares: 
 
Balão/ 100 mL 1 2 3 4 5 6 
Concentração 0,50 0,25 0,10 0,05 0,02 0,01 
 
3- Pese o mais rapidamente possível 2 gramas de carvão ativado e cada erlenmeyer com 
rolha; 
4- Transfira as soluções dos balões para os erlenmeyers arrolhados (06) e marque o tempo: 
5- Agite esporadicamente os sistemas até completar 45 minutos; 
6- Deixe o carvão ativado decantar e filtre rapidamente todas as amostras sobre béquers 
previamente rotulados (01 e 06); 
7- Tome 10 mL da amostra 1 e titule com NaOH 1 mol/L, utilizando fenolftaleína como 
indicador; 
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8- Repetir para as amostras 02, 03, 04, 05 e 06 tomando alíquotas de 10, 25, 25 50 e 50 mL 
respectivamente. 
 
 
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
A partir das concentrações nos balões e das titulações finais, calcule as massas iniciais 
e finais do ácido acético (HAc), completando a seguinte tabela. 
 
Amostra mHAc inicial/g mHAc final/g x/g m/g Log (x/m) Log[HAc] 
1 2,0 
2 
2,0 
 
3 
2,0 
 
4 
2,0 
 
5 
2,0 
 
6 
2,0 
 
 
Através do gráfico log(x/m) versus log[HAc], determine os coeficientes da função linear 
e escreva a equação da isoterma de adsorção, desta experiência. 
Faça um gráfico também da quantidade adsorvida de ácido acético por unidade de 
massa do adsorvente (x/m) contra a concentração de equilíbrio do ácido. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] Cuevas, G. E. C. Caderno de Práticas: Físico-Química 2, Viçosa, 2006. 
[2] Costa F. R.. Práticas de Laboratório: Físico-Química, Montes Claros, 2008.