1. Este documento apresenta 8 práticas laboratoriais de físico-química para as disciplinas de engenharia ambiental e engenharia de alimentos. 2. As práticas incluem determinar o volume molar de um gás, adsorção de ácido oxálico em carvão ativo, construção e interpretação de diagramas de fases binários e ternários, e estudos sobre cinética química e fatores que afetam a velocidade de reações. 3. Os procedimentos experimentais detalhados fornecem instruções

1. 1
“ROTEIROS DE PRÁTICAS
LABORATORIAIS DA DISCIPLINA
DE FÍSICO-QUÍMICA”
ENGENHARIA AMBIENTAL
ENGENHARIA DE ALIMENTOS
2º. PERÍODO
Prof. Dr. Paulo Bittencourt/ Profa
.MSc. Angela C. Rodrigues

2. 2
SUMÁRIO
Prática 1– VOLUME MOLAR DE UM GÁS................................................................................1
Prática 2 - ADSORÇÃO DE ÁCIDO OXÁLICO EM CARVÃO ATIVO.........................................3
Prática 3 – DIAGRAMA DE FASES...........................................................................................4
Prática 4 - CINÉTICA QUÍMICA ................................................................................................7
Prática 5 - FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA................9
Prática 6 - LEI DE HESS.........................................................................................................12
Prática 7 – ESTUDOS DE CORROSÃO E ELETRÓLISE........................................................13
Prática 8 – VISCOSIDADE DE LÍQUIDOS ..............................................................................15
PAPEL MILIMETRADO (reserva)............................................................................................17
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA ..............................................................................................18

3. 1
Prática 1– VOLUME MOLAR DE UM GÁS
Objetivo:
Determinar o volume molar de um gás (H2) nas CNTP
Introdução Teórica:
Definição de volume molar.
Equações de estado (gases ideais e reais)
Procedimento: (Figura1.1)
1. Determine o volume correspondente à porção não graduada de uma bureta entre o
último traço da graduação e a torneira.
2. Pese exatamente uma quantidade de Mg em fita ou em raspa, próximo de 0,030 g
(limpar com palha de aço).
3. Corte uma rodela de gaze com aproximadamente 8 cm de diâmetro.
4. Feche bem a bureta preparada e nela coloque 7 – 8 mL de solução de HCI 6,0
moles/L. A seguir, com cuidado, acabe de encher complemente a bureta com água
destilada. Procure não agitar a camada de ácido, no fundo da bureta. Bolhas de ar que
tenham ficado aderidas à bureta (nas paredes) devem ser eliminadas (golpeando-a de
leve).
5. Faça uma gaiola de gaze e coloque o Mg no meio, feche-a com o fio de cobre.
Introduza a gaiola na bureta cheia de água e dobre a ponta do fio de cobre para servir
de cabo. Caso necessário, adicione água para que a bureta continue totalmente cheia.
6. Coloque água num béquer de 600 mL de capacidade até mais ou menos 2/3 dele.
7. Tampe com o dedo a “boca” da bureta e inverta-a rapidamente sobre o béquer com
água. Fixe a bureta a um suporte. O ácido, ao entrar em contato com o Mg reagirá com
ele liberando um gás.
8. Espere até que a reação se complete mais uns 10 minutos para que o sistema adquira
à temperatura ambiente.
9. Tape com o dedo a boca da bureta, transfira-a para uma proveta quase cheia de água,
à temperatura ambiente. Faça o nível do líquido dentro e fora coincidir e anote o
volume de gás. (para a P atmosfera = P total)
10. Anote a pressão atmosférica e a temperatura ambiente.
CÁLCULOS:
1. Encontre a pressão de vapor de H2O à temperatura ambiente (Tabela 1.1)
2. Calcule a pressão do gás H2 na temperatura ambiente.
PATM = PHIDROGÊNIO + PVAPOR D’AGUA
3. Escreva a equação geral do gás ideal para uma determinada massa, considerando as
leis de Dalton e Amagat para uso de pressão parcial e volume total.
4. Calcule o volume de H2 nas CNTP (Vo de H2) usando a equação do estado de gás ideal
(item 3)
5. Calcule o volume molar de H2 nas CNTP (gás ideal).
Obs.: Cálculos a partir dos resultados experimentais.
6. Calcule o erro percentual.

4. 2
Obs: Para medir o volume do gás
nivele o volume interno e externo da água do líquido.
Tabela 1.1 – Pressão de vapor de água
Temperatura
O
C
Pressão
mmHg
Temperatura
O
C
Pressão
mm Hg
0. 4,6 23 21,1
1. 4,9 24 22,4
2. 5,3 25 23,8
3. 5,7 26 25,2
4. 6,1 27 26,7
5. 6,5 28 28,3
6. 7,0 29 30,0
7. 7,5 30 18,
8. 8,0 35 42,2
9. 8,6 40 55,3
10. 9,2 45 71,9
11. 9,8 50 92,5
12. 10,5 55 118,0
13. 11,2 60 149,4
14. 12,0 65 187,5
15. 12,8 70 239,7
16. 13,6 75 289,7
17. 14,5 80 355,1
18. 15,5 85 433,6
19. 16,5 90 525,8
20. 17,5 95 633,9
21. 18,7 100 760,0
22. 19,0 105 906,1

5. 3
Prática 2 - ADSORÇÃO DE ÁCIDO OXÁLICO EM CARVÃO ATIVO
Objetivos:
1. Determinar que relação existe entre a quantidade de ácido oxálico adsorvido pelo
carvão vegetal e a concentração de equilíbrio do ácido na fase aquosa.
Introdução Teórica:
 .... Físico-Química de superfície;
 .... Adsorção: conceito e termos empregados;
 .... Adsorção física e química;
 .... Parâmetros importantes que afetam a adsorção;
 .... Tipos de adsorventes;
 .... Isotermas;
 .... Isoterma de Freundlich (log x = 1/n log c + log K ou x = K c 1/n
)
 .... Isotermas de Langmuir: Equações c/x = (1/N) c + 1/NK e conceitos.
Representação gráfica e análise dos resultados.
Procedimento:
1- Colocar 4,0 g de carvão ativo em um erlenmeyer de 250 mL;
2- Adicionar 100,0 mL de solução de ácido oxálico na seguinte concentração,
preparadas num balão volumétrico de 100 mL como mostrado na Tabela x.1
Tabela 10.1 – Volume de ácido oxálico de concentração 0,25 mol/L Vac e volume
de água destilada (Vágua) a fim de completar 100 mL de solução.
1a
. 50,0 50,0
3 – Tampa-se os erlenmeyer com rolha e agita-se freqüentemente durante mais ou menos uma
hora e em seguida deixa-se em repouso durante a noite para obter-se o equilíbrio.
Obs.: As etapas 1 e 2 já foram preparadas pelo Técnico.
4 – Filtra-se a solução (molhando o papel de filtro com os primeiros 5 ml de filtrado, que devem
ser desprezados, pois parte do ácido oxálico fica retido no papel. Titula-se com NaOH 0,1
mol/L (na bureta) utilizando fenolftaleína como indicador, cada uma das soluções.
Obs.: Deve-se titular o NaOH com o H2C2O4 0,25 mol/L (0,50 normal).
Tabela 10.2 Valores obtidos na adsorção de ácido oxálico em solução aquosa de molaridade
inicial (Mi) e final (Mf) e a seus números de mols no início (ni) e final (nf) em 100 mL de solução.
Valores de números de mols de ácido oxálico adsorvido (na) e adsorvido por grama de carvão
ativo (x).
Mi/mol L
-1
Mf/mol L
-1
Ni/mol Nf/mol Na/mol X/mol/g
Cálculos:
1. Calcular a concentração C do ácido oxálico em equilíbrio com o carvão (ácido não
adsorvido) em mol/L (para cada solução preparada): Na Va = Nb Vb;
2. Calcular a quantidade de matéria de ácido oxálico adsorvido por grama de adsorvente
(X) em cada caso;
3. Calcular a área de carvão (em metros quadrados por grama), sabendo que a área da
seção transversal de molécula de ácido oxálico é 21,0 A2
;

6. 4
Prática 3 – DIAGRAMA DE FASES
Introdução Teórica:
 Conceito de fase
 Regra das Fases
 Sistema Binário
o Sistemas gerais de dois componetes
o Miscibilidade de dois líquidos. Dependência coma temperatura. Temperatura
consoluta superior e inferior. Regra da Alavanca.
o Aplicação da regra das fases.
 Sistema ternário
o Miscibilidade de três líquidos
o Representação de Gibbs e Roozeboom.
o Descrição das Regiões.
 Toxicidade, Características e manuseio adequado do fenol e tolueno.
Objetivo:
Construção de diagramas binários e ternários e sua interpretação
Procedimento:
1. Sistema Binário (FENOL/ÁGUA)
A partir de uma solução fenólica, já preparada a 95% de água em massa (caso haja
sólido aqueça o frasco em banho-maria), tomar os volumes indicados na tabela abaixo
através da bureta (50 mL). Densidade da solução 1,07 g/mL. A seguir adicione volumes
de água diretamente da bureta, totalizando em cada tubo 10,00 mL.
Tubo n
o
1 2 3 4 5 6 7
Fenol (mL) 1,00 2,00 3,00 4,00 5,00 6,00 7,00
Antes de colocar o termômetro e o fio de cobre
(conforme a figura), ajuste-os por fora do tubo. Verifique se
ao agitar o fio não existe resíduos deste ou da rolha
contaminarem a amostra. Caso necessário limpe o fio com
palha de aço.
Agitando bem cada mistura, aqueça lentamente o
banho de água até que a solução fique límpida. Ler a
temperatura. Deixar esfriar, agitando sempre, e registrar a
temperatura em que a mistura começa a turvar. Tirar o
valor médio das temperaturas. Tabelar e plotar a
temperatura contra o teor em massa de fenol. Incluir o valor
da pressão ambiente na legenda. Considere a densidade
da água 1,00 g/mL.
Determinar a temperatura critica da solução.
OBS. Procure manter o fenol o maior tempo
possível na capela.
“Como você deve saber o fenol e ALTAMENTE PERIGOSO,
CORROSIVO E DESIDRATANTE. Não deixe este entrar em contato com a
pele. Muito cuidado na agitação do tubo, pois este pode eventualmente
quebrar. Cuidado para não tocar o fio de cobre. ANTIDOTO: ETANOL, retire o
excesso de fenol e lave com muita água. A queimadura normalmente começa
deixando manchas brancas na pele.”

7. 5
2. Sistema Ternário (ETANOL/TOLUENO/ÁGUA)
Encher 3 buretas de 25 mL com tolueno, etanol e água destilada. Preparar seis tubos
de ensaio com as seguintes misturas:
Tubo no
1 2 3 4 5 6
Etanol (mL) 1,25 3,75 7,5 9,0 11,5 12,0
Tolueno (mL) 10,25 8,00 5,75 3,5 1,0 0,5
A seguir, adicionar água destilada em cada um dos tubos, agitando vigorosamente
entre as adições até começar a turvação da mistura.
Registrar os volumes de água usado. Nas Primeiras misturas os volumes serão
pequenos, portanto para os tubos 1, 2 e 3 faça adições, gota a gota, através de pipetas
graduadas.
Tabelar os resultados encontrados calculando o teor em volume dos componentes na
turvação da mistura.
Plotar as percentagens de composição num gráfico triangular. Medir a temperatura e a
pressão ambiente e incluir no gráfico.

8. 6

9. 7
Prática 4 - CINÉTICA QUÍMICA
1 - OBJETIVO
Estudar o efeito da concentração dos reagentes na velocidade de uma
reação químicas.
2 - INTRODUÇÃO TEÓRICA
A lei da ação das massas, para uma reação genérica:
a A + b B + c C  m M + n N + o O
Estabelece que:
V = K[A]a
[B]b
[C]c
Onde:
V = velocidade da reação
K = constante, específica para cada reação
[ ] = molaridade = número de mols de soluto por litro de solução
A equação proposta por Guldberg e Waage mostra que um aumento na molaridade de
qualquer um dos reagentes provoca um aumento na velocidade da reação.
Escolhemos a reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico porque produz
enxofre:
H2SO4 + Na2S2O3  Na2SO4 + H2O + SO2 +  S
O enxofre formado, sendo insolúvel em água, provoca uma turvação que permite ver
quando a reação ocorre. Assim poderemos medir o tempo de duração da reação. Mantendo
fixa a concentração de ácido e adicionando água à solução de tiossulfato de sódio,
verificaremos como a diminuição da concentração de um dos reagentes influi no tempo da
reação, isto é na velocidade da reação.
Dadas as variáveis:
 n = número de mols que reagiram = V x M
 t = tempo (em segundos) de duração da reação
Podemos calcular a velocidade da reação com a fórmula:
V =  n
 t
3 - METODOLOGIA
3.1 - MATERIAL
 3 Bureta de 25 mL (3)  Suporte universal (3)
 Cronômetro  Béquer de 100 mL (3)
 Etiquetas  Estante para tubo de ensaio
 Tubos de ensaio (10)
3.2 - REAGENTES
 Solução 0,3 M de ácido sulfúrico, H2SO4
 Solução 0,3 M de tiossulfato de sódio, Na2S2O3
3.3 - PROCEDIMENTO
1) Rotule três buretas e três béqueres de 100 mL: água, ácido sulfúrico e tiossulfato de sódio.
2) Carregue corretamente cada bureta com o respectivo líquido e deixe sob cada uma o béquer
identificado.
3) Pegue quatro tubos de ensaio e, utilizando a bureta, coloque, em cada um, 4 mL da solução
0,3 M de ácido sulfúrico.
4) Numere outros quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4.

10. 8
5) Utilizando as buretas, coloque nos tubos numerados a solução 0,3 M de Na2S2O3 e H2O
segundo a tabela seguinte.
Tabela 1:
Tubo
Volume em mL [M] da mistura
M1.V1 = M2.V2
 n = número de
mols de Na2S2O3
que reagiram
v
,
m
,
Tempo de
reação
(s)
Velocidade
V =  n
 t
mol/s
Na2S2O3
0,3 M
H2O Total
1 6 mL 0 mL 6 mL 6 x 0,3 = 6 M2
M2= 0,30
n = 0,006 x 0,30
n = 18 x 10-4
2 4 mL 2 mL 6 mL 4 x 0,3 = 6 M2
M2 = 0,20
n = 0,006 x 0,20
 n = 12 x 10
-4
3 3 mL 3 mL 6 mL 3 x 0,3 = 6 M2
M2= 0,15
n = 0,006 x 0,15
n = 9 x 10
-4
4 2 mL 4 mL 6 mL 2 x 0,3 = 6 M2
M2 = 0,10
n = 0,006 x 0,10
n = 6 x 10-4
6) Pegue o tubo de ensaio 1 e um dos tubos contendo 4 mL de H2SO4, do passo 3. Pegue
também um cronômetro ou um relógio que marque segundos.
7) Adicione os 4 mL de ácido ao tubo 1 e acione o cronômetro imediatamente.
8) Observe atentamente o tubo 1 e, assim que começar a aparecer uma turvação, pare o
cronômetro. Lance na tabela o tempo (em segundos) que demorou para aparecer a turvação.
9) Jogue fora o conteúdo do tubo 1 e lave-o em seguida. Essa operação deve ser feita
imediatamente, para evitar que o tubo fique manchado.
10) Repita os passos 6, 7, 8 e 9 para os tubos 2, 3 e 4, anotando na tabela 1 o tempo gasto em
cada reação.
11) Se houver dúvida com relação a alguma medida, refaça essa medição.
12) Calcule agora a velocidade de cada reação, dividindo cada valor de  n pelo tempo da
reação correspondente.
4 - DISCUSSÃO
1) Confeccionar um gráfico em papel milimetrado, utilizando os dados de concentração e
velocidade da reação e unir os pontos por uma curva (evite uma linha quebrada). Se achar
conveniente, você pode multiplicar por 10 ou 100 todas as velocidades e expressar seus
valores nos resultados encontrados.

11. 9
Prática 5 - FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
QUÍMICA
1 – OBJETIVOS
Determinar os fatores que afetam a velocidade de uma reação química.
2 – FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Nesta unidade serao analisados fatores que alteram a velocidade da reacao do ion
permanganate (MnO4
-
) em meio ácido com o íon oxalato (C2O4
-2
).
5C2O4
-2
(aq) + 2 MnO4
-
(aq) + 16H+
(aq)  10CO2(g) + 2Mn2+
(aq) + *H2O(l)
Das espécies envolvidas na reação apenas a solução de íons permanganato apresenta
coloração violeta, que lhe é característica, as demais soluções são incolores. Desta maneira, a
velocidade da reação pode ser observada em função do tempo necessário para que se de o
tempo de descoloração do permanganato.
1. Objetivo
Verificar a influencia da concentração dos reagentes, temperatura e catalisador na
velocidade das reações químicas.
METODOLOGIA
Materiais:
 H2SO4 2,5 mol/L  3 Erlenmeyers de 100 mL
 Ácido oxálico 0,20 mol/L  1 Proveta de 50 mL e de 10 mL
 KMnO4 0,04 mol/L  1 pipetas de 5 mL e 10 mL
 Solução de MnSO4 0,05 mol/L  Cronometro
 Água destilada  Fósforos
 Buretas
2. Procedimento
2.1. Influencia da concentração dos reagentes:
a. Adicionar em um erlenmeyer de 250,0 mL limpo e seco 2,00 mL de solução
0,04 mol/L de KMnO4, com pipeta graduada.
b. Adicionar a outro erlenmeyer de 250,0 mL, com uma proveta, 5,0 mL de
solução de ácido sulfúrico 2,5 mol/L e 2,50 mL de solução 0,20 mol/L de
ácido oxálico com uma pipeta graduada.
c. Transferir o volume de solução de erlenmeyer que contem a mistura dos
ácidos sulfúrico e oxálico para o erlenemeyer que contem a solução de
permanganato, agitar e deixar em repouso. Começar a marcar o tempo

12. 10
imediatamente após a mistura das soluções até o instante que a mistura se
tornar incolor.
d. Anotar o tempo de descoloração na tabela a seguir.
e. Repetir os procedimentos acima para os erlenmeyers 2, 3 e 4, adicionando
água ao erlenmeyer que contem permanganato antes da mistura.
f. Guardar o resultado do erlenmeyer 4 para utilizar no item 2.3.
g. Traçar um gráfico de [MnO4
-
] versus tempo de descoloração.
h. Calcular a velocidade média e um dado intervalo de tempo.
i. Calcular a velocidade instantânea num instante determinado pelo
professor.
Erlenmeyer H2SO4 H2C2O4 H2O KMnO4 t(s) [MnO4
-
] Velocidade
1 5,0 mL 2,5 mL -- 2,00 mL
2 5,0 mL 2,5 mL 5,0 mL 2,00 mL
3 5,0 mL 2,5 mL 10,0 mL 2,00 mL
4 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL
2.2. Influencia da temperatura
a. Anotar na tabela abaixo, o resultado do tempo de descoloração da solução
do erlenmeyer 4, realizado na experiência 2.1.
b. Adicionar a outro erlenmeyer 5,0 mL de solução 2,5 mol/L de ácido
sulfúrico e 2,50 mL de solução de ácido oxálico. Determinar a temperatura
da mistura.
c. Aquecer o erlenmeyer contendo a mistura 20 ºC acima da temperatura do
ambiente.
d. Misturar as soluções dos ácidos com a de permanganato, agitar e deixar
em repouso. Marcar o tempo de descoramento da solução imediatamente
após a mistura.
e. Repetir o procedimento para o erlenmeyer 3, aquecendo a mistura dos
acido 30 ºC acima da temperatura do ambiente.
f. Anotar os resultados obtidos na tabela abaixo.
Erlenmeyer H2SO4 H2C2O4 H2O KMnO4 T (ºC) t(s) [MnO4
-
] Velocidade
1 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL Ambiente
2 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL + 20 ºC
3 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL + 30 ºC
2.3. Efeito do Catalisador
a. Anotar na tabela abaixo o resultado do tempo de descoramento da solução
do erlenmeyer 4 realizado na experiência 2.1.
b. Adicionar em um erlenmeyer 2,00 mL de solução 0,04 mol/L de
permanganato de potássio e 15 mL de água destilada.
c. Adicionar em outro erlenmeyer de 250 mL, 5,0 mL de solução 2,5 mol/L de
ácido sulfúrico 2,5 mol/L e 2,50 mL de solução de ácido oxálico 0,20 mol/L.
Acrescente a esse mesmo erlmemeyer 5 gotas de solução de sulfato de
manganês (MnSO4).
d. Transferir a solução ácida resultante para o erlenmeyer que contem a
solução de permanganato de potássio. Marcar o tempo de descoramento
imediatamente após a mistura.
e. Anotar os resultados na tabela a seguir e calcular a velocidade de ração
para os sistemas.
Erlenmeyer H2SO4 H2C2O4 H2O KMnO4 MnSO4 t(s) [MnO4
-
] Velocidade
1 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL ---
2 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL 5 gotas

13. 11

14. 12
Prática 6 - LEI DE HESS
Objetivo: Comprovação da Lei de Hess
Procedimentos:
A) Entalpia de dissolução do NaOH em água.
1. Pesar 2 g de NaOH (0,100 mols) em um béquer de 250 mL.
2. Acrescentar 100 mL de água destilada de temperatura conhecida (
Temperatura inicial = Ti).
3. Dissolver no Béquer o NaOH nos 100 mL de H2O e anotar a temperatura final
(Tf).
4. Calcular o valor liberado (q1) pela dissolução dos 2,00 g de NaOH (0,05 E)
desprezando o aquecimento do vidro (q1).
Q1=m1cpT m1=100g de H2O T = Tf – Ti cp=1,00 cal/g o
C
5. Calcular o valor de dissolução por mol de NaOH (q DISS
).
6. Determinar a entalpia de dissolução do NaOH em água.
7. Escrever a reação de dissolução do NaOH em água.
B) Entalpia de neutralização de NaOH por HCI.
1. Determinar a temperatura (Ti) de cada uma das soluções aquosas de
concentração 1,00 mol/L de NaOH e de HCI deve ser a mesma).
2. Misturar 50 mL de solução aquosa, 1,00 mol/L de HCI e 50 mL de solução
aquosa 1,0 mol/L de NaOH.
3. Determinar a temperatura final da mistura (Tf) do item 2.
4. Calcular o calor liberado (q2) pela neutralização de 0,100 mol/L de ácido
clorídrico com 0,100 do hidróxido de sódio (q2).
Q2=m2cpT m2=100g T = Tf – Ti cp=1,00 cal/g o
C
5. Calcular o valor liberado pela neutralização de 1 mol/L de NaOH e de 1 mol/L de
HCI (q
NEUT
).
6. Determinar a entalpia de neutralização da reação considerando a solução 0,5
mol/L infinitamente diluída.
7. Escrever a reação de neutralização.
C) Entalpia da dissolução e neutralização simultâneas do NaOH por HCI em
solução aquosa (único experimento).
1. Pesar 2,00 g de NaOH em um béquer de 250 mL.
2. Acrescentar 100 mL de HCI na concentração 1,00 mol/L conhecida a
Temperatura final (Tf).
3. Dissolver o NaOH (item 1) nos 100 mL de HCI (item 2) e anotar a temperatura
final (Tf).
4. Calcular o calor liberado (q3) pela dissolução e neutralização de 0,05
Equivalentes-grama do NaOH.
Q3=m3 cpT m3=100g de H2O (considerar) T = Tf – Ti cp=1,00 cal/g
o
C
5. Calcular o calor liberado pela dissolução e neutralização simultânea de 1
Equivalentes grama de NaOH por HCI. (q di+Ne
).
6. Determinar a entalpia do processo da dissolução e neutralização simultânea do
NaOH sólido em solução aquosa de HCI.
7. Escrever a reação de dissolução e neutralização simultâneas do NaOH sólido
aquosa de HCI.
8. verificar que a soma das reações solicitadas nos itens A.7 e B.7 resulta na
reação solicitada no item C.7.
9. Comprove a Lei de Hess.

15. 13
Prática 7 – ESTUDOS DE CORROSÃO E ELETRÓLISE
1ª Parte: CORROSÃO DO FERRO EM MEIO AQUOSO
Objetivo: Estudar o processo de corrosão tanto em meio aquoso a diferentes valores de pH.
Procedimento:
 Tomar 6 tubos de ensaio e em cada um colocar um prego limpo e polido (evite gordura
do dedo).
 Adicionar cerca de 2 mL das seguintes soluções (0,1 mol/L):
o NaOH, NaCl, HCl, Na2CO3, KNO3 e H2O (torneira).
 Determinar aproximadamente a concentração de íons hidrogênio em cada solução,
usnado papel indicador universal, bastando notar se a solução é acida, básica ou
neutra.
 Após as soluções e os pregos terem permanecido em contato por uma hora, juntar
gotas de ferricianeto de potássio (0,1 mol/L) a cada uma das soluções e observar
mudanças.
 Juntar uma gota de solução de ferricianeto de potássio (0,1 mol/L) a cerca de 1 mL de
solução de sulfato ferroso. Comparar o resultado com o de cada um dos testes
anteriores.
 Observar e registrar qualquer transformação, descrevendo as possíveis reações.
2ª Parte: PILHA DE CORROSÃO/PROTEÇÃO
Objetivo: Estudar o processo de corrosão tanto em meio aquoso a diferentes valores de pH
em células galvânicas.
Procedimento:
o Colocar em um béquer de 250 mL, 50 mL de solução de NaCl a 3%, 2 de fenolftaleína
e 4 gotas de ferricianeto de potássio (0,1 mol/L). Obs: prepare 4 béqueres idênticos.
o Imergir parcialmente 2 eletrodos metálicos, sendo um de cobre e outro de ferro, ligados
por meio de um fio de cobre, como mostra o esquema abaixo:
o Em outro béquer, repita o mesmo procedimento, substituindo a placa de Cu por Zn.
3ª Parte: Liga Metálica.
Objetivo: Estudar o processo de formação de uma liga metálica Cobre/Zinco – Latão
Procedimento:
Coloque uma ponta de espátula de zinco em pó na capsula de porcelana
o Cubra o zinco com solução de NaOH 6 mol/L até um terço da capacidade da capsula
de porcelana.
o Aqueça até quase a ebulição e mergulhe a placa de cobre, previamente limpa com
palha de aço por 4 minutos.
o Quando a placa estiver prateada retire-a e lave com água (pissete). Seque
cuidadosamente em papel toalha.

16. 14
o Usando uma pinça metálica segure a placa na chama do bico de bunsen até notar a
produção de uma cor dourada.
O zinco em pó, colocado em meio fortemente alcalino, forma íons zincato, demonstrando o seu
caráter anfótero:
Zn
o
+ 2OH
-
 ZnO2
-2
+ H2(g)
Ao se colocar a placa de cobre nesta solução ocorre a deposição de zinco metálico sobre o
cobre
Cu
o
+ ZnO2
-2
+ 2H2O  Zn
o
+ Cu
2+
+ 4OH
-
Ao aquecer a placa de zinco se difunde entre o cobre, formando a liga conhecida como latão,
de cor dourada.

17. 15
Prática 8 – VISCOSIDADE DE LÍQUIDOS
1. Objetivo
Determinar a viscosidade de óleos lubrificantes
2. Introdução
A equação de Poiseuille, usada para calcular a viscosidade de um fluido em função do
tempo de escoamento através de um capilar.
Onde: V = volume
L = comprimento do capilar
p = pressão do liquido
R = Raio do capilar
t = tempo de escoamento
Tabela 4 = viscosidade da água em função da temperatura
Temperatura (ºC)
Coeficiente de viscosidade
(em milipoise)
Densidade (g/mL)
10 13.03 0.99973
15 11.39 0.99913
20 10.02 0.99822
25 8.904 0.99707
30 7.975 0.99568
35 7.194 0.99406
40 6.529 0.9925
50 5.468 0.98807
60 4.665 0.98323
Porém, podemos determinar a viscosidade relativa a um padrão de referência,
com viscosidade () bem conhecida, como por exemplo, a água.
Onde p = viscosidade padrão em uma dada temperatura.
a = viscosidade da amostra em mesma temperatura.
Sabendo que a viscosidade () de um liquido é proporcional a sua densidade ();
podemos escrever a equação para calculo da viscosidade relativa como:
Como a viscosidade padrão é conhecida, pode-se calcular a viscosidade da
amostra.
3. Procedimento
Parte I - determinação da viscosidade da água e do óleo lubrificante.
a) Fixar uma bureta de 25,00 mL com auxílio de uma garra metálica, a um suporte
universal, encher a bureta lentamente até um pouco acima da escala zero com água
destilada.
b) Abrir a torneira para preencher a extremidade inferior da bureta, zerar de modo que a
base do menisco do liquido na bureta tangencie a marca zero da escala.
c) Colocar sob a bureta um béquer de 50 mL para receber a água.
d) Abrir completa e rapidamente a torneira da bureta para escoar toda a água.
e) Anotar o tempo necessário para escoar os 25,00 mL de água da bureta. Repetir por
mais duas vezes.
 =


 pR
4
t
8LV 


p
a
=
ptp
ata

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f) Determinar a temperatura da água. Com auxilio da tabela 4 anotar a densidade e a
viscosidade da água.
g) Secar a bureta, lavando a mesma com cerca de 5 mL de álcool ou acetona.
h) Repetir os procedimentos a, b, c, d e e, utilizando a amostra de óleo lubrificante novo
no lugar da água.
i) Repetir o procedimento por mais duas vezes e calcular o valor médio.
j) Lavar a bureta com hexano até retirar todo o óleo. Esperar secar.
k) Repetir os procedimentos a, b, c, d e e, utilizando a amostra de óleo lubrificante usado
no lugar da água.
l) Repetir o procedimento duas vezes.
m) Determinar a viscosidade de ambos os óleos.
Parte II – Determinação da densidade do óleo lubrificante.
a) Determinar a massa de um balão volumétrico de 5 mL vazio.
b) Adicionar óleo lubrificante no balão volumétrico até o traço de aferição.
c) Determinar a massa do balão volumétrico contendo a amostra de óleo lubrificante.
d) Calcular a massa do óleo contido no balão
e) Calcular a densidade do óleo.
f) Repetir o procedimento, usando um balão limpo e seco para o óleo lubrificante
usado.

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PAPEL MILIMETRADO (reserva)

20. 18
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA
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Editora Universitária Universidade Federal Fluminense, Niteroi, RJ, 1993.
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Química. Universidade de São Paulo, Editora Moderna Ltda. 1979.
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Fagundes; UNIOESTE – Toledo, PR. 1998.
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519p.
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Científicos Ltda.
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MALM, LOYD E. Manual de Laboratório para Química - Uma Ciência Experimental.
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MANO, Eloisa Biasoto. Práticas de química orgânica. 3. ed. São Paulo: Edgard Blucher,
1987, 239p.
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MORRISON. R; R. Boyd. Química Orgânica. 13 Ed. Lisboa: Fundação Calouste Gutbenkian..
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RUSSEL, Jhon B. Química Geral. Vol. I e II,. São Paulo: McGraw-Hill, 2ª ed., 1984
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SACKHEIM, George I.; Dennis D. Lehman. Química e Bioquímica para Ciências
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SOLOMONS, T.W. Graham. Química Orgânica. 6 ed. Rio de Janeiro: LTC, 1996, 755p
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e Biologia. 2 ed. São Paulo: Manole, 1992, 646p.