Manual de Físico-Química Experimental

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
Manual de Laboratório 
Físico-Química Experimental II 
 
 
___________________________________________ 
 
 
Autores: 
Prof. Dr. Freddy Fernandes Guimarães 
Prof. Dr. Flávio Colmati Júnior 
Profa. Dra. Tatiana Duque Martins 
Maria da Luz Brandão Xavier 
André Marques Salgado 
 
 
 
Goiânia – GO 
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1. OBJETIVOS DA DISCIPLINA 
Os experimentos selecionados para esta disciplina visam reforçar conceitos 
fundamentais de técnicas físico-químicas do estudo de sistemas, abordando aspectos 
diversificados dos fenômenos físico-químicos e empregando técnicas distintas. 
Espera-se, portanto, que o aluno desenvolva e amplie sua capacidade de 
compreensão dos fenômenos, aplicação da metodologia científica e de modelos 
teóricos, bem como de apresentação de dados e de análise crítica dos conteúdos e 
resultados experimentais. 
 
 
 
Consulte as fichas de segurança dos reagentes que serão utilizados nas 
práticas desta disciplina. 
Fichas MSDS = Material safety data sheet 
 
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 Sumário 
Conteúdo 
REGRAS GERAIS DO LABORATÓRIO ................................................................................. 4 
PREPARAÇÃO DO RELATÓRIO ............................................................................................ 6 
1- Adsorção: Excesso de superfície ........................................................................................ 8 
2 - Espectroscopia - Cinética da Redução do Azul de Metileno ...................................... 14 
3 - Aspectos da espectroscopia de Absorção: Lei de Beer e Determinações 
simultâneas ............................................................................................................................... 21 
4 - Síntese do polímero Uréia-formaldeído .......................................................................... 25 
5 - Parâmetro de solubilidade de polímeros. ....................................................................... 29 
6 - Viscosidade de soluções poliméricas e determinação da massa molar. ................... 35 
7- Caracterização de polímeros por FTIR e RMN ............................................................... 41 
Espectroscopia de Absorção na região do Infra-vermelho – FTIR ...................................... 41 
Oligômeros de polifosfato de sódio: Fracionamento e caracterização por RMN de 31P ... 46 
8 - Equilíbrio Líquido-Líquido - Solubilidade mútua de líquidos parcialmente miscíveis
 ..................................................................................................................................................... 50 
9 - Equilíbrio sólido-líquido – Misturas eutéticas ................................................................. 56 
10 - Equilíbrio líquido-vapor – Misturas azeotrópicas ......................................................... 61 
11 - Diagrama de fases ternário ............................................................................................. 65 
12 - Destilação Fracionada ..................................................................................................... 72 
13 - Atividade do solvente em soluções não ideais ............................................................ 79 
14. Lei de Ohm e Condutividade em Soluções Eletrolíticas .............................................. 82 
15 Efeito da Concentração sobre a Condutividade Específica Ponte de Wheatstone de 
Corrente Alternada ................................................................................................................... 87 
16 Determinação da fem de uma Célula Galvânica ........................................................... 91 
17 - Eletroquímica e galvanoplastia ...................................................................................... 94 
 
 
 
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REGRAS GERAIS DO LABORATÓRIO 
 É obrigatório o atendimento à palestra de ministrada pela comissão 
interna de segurança do Instituto de Química ao início do semestre, em 
data pela comissão estipulada. 
 É obrigatório o uso de jaleco, calça comprida, sapato fechado e óculos de 
segurança durante todo o período no laboratório. 
 Não é permitido comer ou fumar no laboratório. 
 Materiais, mochilas e outros pertences pessoais devem permanecer no local 
apropriado e não sobre as bancadas ou no chão do laboratório. 
 Siga rigorosamente as instruções específicas do professor. 
 Localize os extintores de incêndio e familiarize-se com o seu uso. 
 Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama. 
 Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente 
cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas como ácidos e bases 
concentrados, use luvas de borracha. 
 Todas as experiências que envolvam a liberação de gases e/ou vapores tóxicos 
devem ser realizadas na câmara de exaustão (capela). 
 Sempre que proceder a diluição de um ácido concentrado, adicione-o 
lentamente, sob agitação, sobre a água e não ao contrário. 
 Leia com atenção cada experimento antes de iniciá-lo. Monte a aparelhagem, 
faça uma última revisão no sistema e só então comece o experimento. 
 Otimize o seu trabalho no laboratório, dividindo as tarefas entre os 
componentes de sua equipe. 
 Utilize os recipientes apropriados para o descarte de resíduos, que estão 
dispostos no laboratório. Só derrame compostos orgânicos líquidos na pia, 
depois de estar seguro de que não são tóxicos e de não haver perigo de 
reações violentas ou desprendimento de gases. De qualquer modo, faça-o com 
abundância de água corrente. 
 Antes de utilizar qualquer reagente, verifique a toxicidade da substância no 
rótulo do frasco ou na literatura apropriada. 
 Os grupos que receberem material necessário para o experimento, deverão 
checar este material antes do início do experimento. Qualquer irregularidade 
deverá ser comunicada aos técnicos do laboratório. 
 Caso ocorra quebra de material ou dano a equipamentos durante a realização 
do experimento o fato deverá ser comunicado de imediato ao professor e ao 
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técnico do laboratório. A reposição de material quebrado será avaliada caso a 
caso. 
 No caso de se necessitar de material ou equipamento extra, o mesmo deverá 
ser solicitado aos técnicos e devolvido limpo logo após sua utilização. 
 Tenha muito cuidado no uso das balanças e limpe imediatamente qualquer 
derramamento de reagentes. Em caso de dúvida sobre algum reagente ou 
equipamento, consulte antes o professor responsável. 
 Utilize os frascos disponíveis para o descarte de solventes e outros resíduos 
líquidos. Nunca descarte nada na pia. 
 Após o experimento, o material deve ser cuidadosamente limpo devolvido em 
local apropriado. 
 Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas. 
Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave as mãos. 
Bibliografia 
 Budavor S. e O´Neil M.J., The Merck Index: an encyclopedia of chemistry, 
drugs, and biologicals, 12ª ed., 1996; 
 
 
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PREPARAÇÃO DO RELATÓRIO 
O relatório deverá ser preparado conforme discriminado abaixo. O aluno deve se dirigir 
ao laboratório com pleno conhecimento do roteiro do experimento, da periculosidade 
dos materiais que serão manipulados e das regras de segurança no laboratório. O 
experimento só será considerado encerrado após os alunos apresentarem os 
resultados obtidosas duas temperaturas e exemplos 
desses comportamentos estão dados na figura 1: 
 
Figura 1 . Representações esquemáticas de diagramas de fases de líquidos 
parcialmente miscíveis que possuem a) um valor de TCS, b) TCI e c) ambos. 
 O comportamento dos sistemas pode então ser estudado pela construção de 
diagramas de fases como os da figura 1 e diagramas de fases binários podem ser 
interpretados qualitativamente, fazendo-se uso da regra de Gibbs: 
L=C-F+2 
A Regra das Fases de Gibbs fornece o número de propriedades intensivas 
como temperatura, pressão, concentração de todos os componentes em cada fase, 
que podem ser livremente variadas sem perturbar o estado de equilíbrio do sistema 
que contém um número fixo de componentes, C, e um número também fixo de fases 
coexistentes, F que podem ser ou uma fase gasosa ou uma ou várias fases líquidas 
e sólidas, desde que não haja reação química. 
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Considerando-se uma substância pura (C = 1) no equilíbrio líquido-vapor (F = 
2), tem-se o número de graus de liberdade dado pela equação: 
L = 1 - 2 + 2 = 1 
Indicando que se tem apenas a possibilidade de variar somente uma 
propriedade intensiva. Mas, se tanto a pressão quanto a temperatura do sistema forem 
alteradas (L = 2), C não poderá ser alterado e, assim, F deverá ser o constituinte que 
sofrerá alteração para que a regra seja obedecida, ou: 
2 = 1 - F + 2 ou F = 1 
E, desse modo o sistema apresentará somente uma fase: ou a fase vapor ou a 
fase líquida - uma delas irá desaparecer para que seja atingido um novo estado de 
equilíbrio. 
Para uma fase, existem 2 graus de liberdade. Assim, a pressão e a 
temperatura podem ser variadas sem a criação de uma nova fase. Para duas fases em 
equilíbrio, somente uma das duas variáveis poderá variar (ou a pressão ou a 
temperatura), a outra será uma variável dependente (veja o caso da pressão de vapor 
em função da temperatura). Se coexistirem as fases sólida, líquida e vapor, em 
equilíbrio, como no caso do ponto triplo (veja a Figura 1 da página sobre pressão de 
vapor), não existe nenhum grau de liberdade. Em outras, o ponto triplo de uma 
substância ocorre a um par fixo de temperatura e pressão, como sabe-se verdade pela 
prática. 
Neste experimento, o sistema estudado será o sistema fenol/água e seu 
equilíbrio líquido/líquido. O diagrama de fases do fenol será obtido a partir da 
preparação de misturas com diferentes composições de ambos componentes e da 
determinação da temperatura de miscibilidade de cada uma delas 
Objetivo: 
Traçar a curva de solubilidade e determinar a temperatura crítica de solução do 
sistema fenol-água. 
Materiais: 
Erlenmeyer de 50 mL 
Bureta 
Termômetro 
Bico de bunsen 
Pipeta 
Proveta 
Béquer 
Fenol 
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Água destilada 
Procedimento: 
Atenção!: manusear fenol com luvas e óculos de segurança. Realizar o procedimento 
na capela e não descarte nada na pia.TRAZER SUAS LUVAS E ÓCULOS! 
Em caso de contato com os olhos, lave com bastante água e comunique 
imediatamente ao professor. 
Etapa 1: 
Em um erlenmeyer de 50 mL, adicione 10 g de fenol (ácido Fênico C8H5OH), 
correspondendo a 10.8 mL do líquido. Complete o volume de uma bureta com água 
destilada e adicione 5 mL desta ao erlenmeyer contendo o fenol. Considere aqui que 
esta adição correspondeu a adicionar 5 g da água. Neste momento, a solução deve 
turvar. 
Aqueça a mistura em uma chapa de aquecimento, até que a turbidez 
desapareça. Deixe esfriar até que a solução volte a ficar turva e neste momento, anote 
a temperatura. Meça esta temperatura desta forma ao menos 3 vezes, de modo que 
obtenha resultados em que a diferença entre eles seja menor que 1 °C. 
Repita este procedimento, acrescentando mais 3 mL de água à mistura, depois 
mais 4 e por fim mais 3 mL, determinando assim, para cada composição, uma nova 
temperatura de miscibilidade completa. 
Etapa 2: 
Repita o procedimento da etapa 1, agora utilizando 5 g de fenol (ou 5,4 mL), 
acrescentando sucessivamente 10 mL, depois mais 5 mL e por fim mais 10 mL de 
água destilada, medindo-se, para cada composição, a temperatura de miscibilidade 
completa em triplicata. 
Etapa 3: 
Repita o procedimento da etapa 1, agora utilizando 2,5 g de fenol (ou 2,7 mL), 
acrescentando sucessivamente 20 mL, depois mais 5 mL e por fim mais 10 mL de 
água destilada, medindo-se, para cada composição, a temperatura de miscibilidade 
completa, também em triplicata. 
 
 
 
 
 
 
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Após o procedimento, organize os dados e complete a tabela abaixo: 
 Fenol (g) Água (g) %m/m fenol T (°C) 
Etapa 1 10 5 
10 8 
10 12 
10 15 
Etapa 2 5 10 
5 15 
5 25 
Etapa 3 2,5 20 
2,5 25 
2,5 35 
 
Apresentação dos dados: 
Construa o diagrama de fases, através de um gráfico da temperatura de 
miscibilidade em função da composição da mistura em termos da fração mássica. 
Indique a incerteza das medidas em seu gráfico. 
 
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Figura 1 : gráfico da temperatura de miscibilidade em função da composição da 
mistura 
Responda: 
1. Qual a temperatura crítica do sistema fenol/água? Este sistema é de quê tipo? 
TCS ou TCI? Comente as observações que permitiram sua conclusão. 
2. Com base no diagrama obtido, caracterize o sistema composto por 4 g de fenol 
e 6 g de água, na temperatura de 50 °C (dê o número de fases e sua 
composição). 
Indique o intervalo ou intervalos de concentração em que os líquidos são totalmente 
miscíveis na temperatura de 30 °C 
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9 - Equilíbrio sólido-líquido – Misturas eutéticas 
Introdução 
No estudo da relação entre temperatura de fusão e concentração em um 
sistema binário, a pressão é mantida constante e são consideradas apenas as fases 
líquida e sólida do sistema. 
Para se obter os dados necessários a construção dos diagramas de fases, 
utiliza-se o método da analise térmica. Este método consiste em observarem intervalos 
regulares de tempo, a temperatura de uma mistura dos dois componentes em 
proporções conhecidas quando ela e deixada resfriar lentamente depois de 
fundida. 
A curva de resfriamento (temperatura em função do tempo) para uma 
substancia pura e mostrada na Figura 1. Enquanto existe somente a fase líquida a 
velocidade de resfriamento e quase constante até que seja atingido o ponto de 
solidificação. Quando a substancia começa a se cristalizar, têm-se duas fases 
presentes, sólida e líquida, e pela Regra das Fases, o sistema sendo invariante a 
temperatura permanece constante até que o processo de solidificação se 
complete. Terminado este, a temperatura abaixa até se igualar com a 
temperatura ambiente. 
 
 
Figura 1 – Curva de resfriamento, um componente 
 
 Figura 2 – Curva de resfriamento, mistura de dois componentes 
 
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A curva de resfriamento, mostrada na Figura 2 foi obtida com uma mistura de 
dois componentes. No processo de cristalização de um dos componentes há liberação 
de calor, o que leva a uma diminuição na velocidade de resfriamento. Este fato e 
observado pela mudança de inclinação na curva de resfriamento no ponto (b). O 
resfriamento continua até a temperatura correspondente ao ponto (c), quando o outro 
componente começa também a se cristalizar. As duas substâncias se solidificam em 
quantidades cuja razão eigual a das suas proporções na fase líquida. O sistema, 
com as 3 fases coexistindo, se torna invariante, e a curva apresenta um patamar, a 
temperatura eutética. O líquido de composição constante e a mistura eutética, e tende a 
desaparecer. No memento que a fase liquida se extingue a temperatura volta a diminuir, 
indicando o resfriamento da mistura dos dois sólidos. 
A curva de resfriamento obtida de uma mistura de composição eutética tem as 
mesmas características de uma curva de resfriamento para uma substancia pura. 
Para a construção do diagrama de fases de um sistema binário fazem-se as 
curvas de resfriamento para misturas dos dois componentes (A e B) em varias 
proporções (M,N,P e Q) e determinam-se os pontos de solidificação e o ponto eutético 
como mostra a Fig. 3. 
 
Objetivos 
Construir o diagrama de equilíbrio de fases, solido-líquido, de um sistema binário 
a partir dos dados obtidos pela analise térmica de misturas de varias proporções dos 
dois componentes. 
Materiais utilizados 
Tubos de ensaio, termômetros, agitadores, suportes, garras, béqueres, 
chapas de aquecimento, cronômetros, naftaleno e difenilamina. 
 
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Procedimento experimental 
01. Transferir, para 6 tubos de ensaio numerados, as massas de naftaleno e 
difenilamina, nas quantidades indicadas na tabela abaixo: 
TABELAI : 
Amostra Massa de naftaleno / g Massa de difenilamina / g 
1 7,50 0 
2 6,00 1,50 
3 4,50 3,00 
4 3,75 3,75 
5 
 
3,00 4,50 
6 2,25 5,25 
7 1,50 6,00 
8 0 7,50 
02. Tampar os tubos com rolhas atravessadas por um termômetro e um 
agitador, 
que devem ser mergulhados completamente na amostra. 
03. Aquecer a amostra de numero 1 em um banho de água, a aproximadamente 
90°C agitando regularmente a mistura, até que haja a sua fusão completa. 
04. Retirar o tubo do banho, prendê-lo a um suporte e, agitando continuamente 
a mistura, ler e anotar a sua temperatura de 30 em 30 segundos. Continuar 
anotando a temperatura por 2 a 3 minutos depois que a amostra se solidificar 
completamente. 
05. Repetir o procedimento dos itens 03 e 04, para as demais amostras. 
 
 
Utilização dos dados 
Constroem-se as curvas de resfriamento para as 6 amostras, e delas são 
obtidas a temperatura eutética do sistema naftaleno-difenilamina e os pontos de 
fusão (o mesmo que de solidificação) das suas misturas. A composição de cada 
mistura pode ser expressa em termos de porcentagem ponderal ou fração molar de 
um dos componentes (massas molares: naftaleno = 128.2 g mol -1, 
difenilamina = 169,2 g mol-1). 
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Em um gráfico de temperatura versus composição locam-se as 
temperaturas de fusão e a eutética de cada mistura. Os pontos correspondentes a 
temperatura eutética são ligados por uma reta, e com os pontos de fusão 
traçam-se duas curvas que se interceptam a temperatura eutética. O 
diagrama apresenta, portanto, áreas definidas por estas linhas que representam 
equilíbrios de fases. 
 
Resultados a apresentar 
a. Curvas de resfriamento das misturas obtidas no item (a) com a indicação das 
transformações ocorridas durante o processo de resfriamento. 
b. Diagrama de fases do sistema naftaleno-difenilamina com identificação de 
suas áreas. 
c. Temperatura eutética. 
d. Composição da mistura eutética do sistema. 
Respostas as seguintes perguntas: 
i. Por que a velocidade de resfriamento diminui com a solidificação de um 
componente? 
ii. Quais são os erros que podem ocorrer na determinação dos 
pontos de solidificação, que são os mesmos que os de fusão? 
TABELA: 
Amostra e ão 
o p t r 
o t e o 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
 
 
 
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Figura 1: curvas de resfriamento das amostras estudadas 
 
Figura 2: gráfico de temperatura versus composição 
 
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10 - Equilíbrio líquido-vapor – Misturas azeotrópicas 
Introdução 
Misturas binárias de líquidos miscíveis que obedece a lei de Raoult, quaisquer 
que sejam as proporções, bem como as que apresentam um desvio pequeno deste 
comportamento, podem ser fracionadas em constituintes por destilação. Em muitos 
casos, os desvios da lei de Raoult são suficientemente grandes e refletem em um 
máximo ou um mínimo nas curvas de pressão total de vapor x composição e, em 
decorrência, um mínimo ou um máximo nas curvas de pontos de ebulição vs. 
composição. Consequentemente, estas misturas não podem ser completamente 
separadas por destilação fracionada em seus constituintes. Estes pontos máximos 
ou mínimos são chamados pontos azeotrópicos e a composição correspondente, 
composição azeotrópica, ou simplesmente azeótropo. 
Os diagramas líquido-vapor consistem de duas curvas, a do líquido e a do vapor. 
Em um diagrama temperatura de ebulição vs. composição, a curva superior representa 
as composições de vapor em equilíbrio com o líquido nas temperaturas de 
ebulição. A curva inferior representa as composições deste líquido. Se o sistema forma 
mistura azeotrópica, as curvas do líquido e do vapor se tangenciam em um ponto 
definido. Se este ponto representa uma temperatura de ebulição maior do que as 
temperaturas de ebulição dos componentes puros, tem-se um azeótropo de máximo. E, 
no caso contrario, tem-se um azeótropo de mínimo (Figura1). 
 
Figura 1 - azeótropo de máximo e azeótropo de mínimo. 
 
Estes diagramas são obtidos experimentalmente determinando-se, a uma dada 
pressão, os pontos de ebulição de varias soluções e a composição do vapor em equilíbrio 
com as mesmas. 
Nesta experiência, a composição do resíduo (solução) e a do destilado (vapor 
ou condensado) são determinadas pelas medidas de seus índices de refração. 
Objetivos 
Construir o diagrama temperatura de ebulição em função da composição para 
um sistema binário de líquidos que forma um azeótropo. 
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Materiais utilizados 
Balão especial como mostrado na Figura 2, termômetro, condensador, manta 
de aquecimento, tubos de ensaio numerados e arrolhados, pipetas, provetas, 
refratômetro de Abbe, isopropanol e cicloexano. 
 
Figura 2 
Procedimento Experimental 
1- Coloque, inicialmente, o líquido problema no balão A (ver tabela). 
2- Ligue a manta aquecedora e espere o inicio da ebulição. 
03- Quando a temperatura do sistema estabilizar (ficar constante), retire o 
suporte abaixando, simultaneamente, a manta de aquecimento. (coloque o 
regulador de temperatura no mínimo). 
03-Retire uma amostra do resíduo no balão de destilação. 
04-Retire uma amostra do destilado (contido no "bolsão"). 
5- Retorne o excesso de destilado, que porventura exista, para o balão A. 
6- Adicione, pela entrada "B", a quantidade da outra substancia, como indicado 
na tabela. 
termômetro 
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7- Repita os procedimentos de (1) a (5) e, então, torne a adicionar a nova 
quantidade necessária indicada na tabela. 
Obs.: Tome o cuidado devido para não ocorrer a contaminação das amostras. 
Utilização dos dados 
Determina-se a concentração dos constituintes em cada amostra de resíduo e de 
destilado utilizando uma curva padrão do índice de refração em função da fração molar do 
cicloexano, na mistura isopropanol-cicloexano. Combinando os dados obtidos pelos 
GRUPOS I e II, construir o diagrama líquido-vapor (temperatura de ebulição vs. fração 
molar do cicloexano no destilado (curva do vapor) e no resíduo (curva do líquido). Para 
cada temperatura são obtidos,portanto, dois valores de fração molar do cicloexano. 
Resultados a apresentar 
a. Tabela I preenchida. 
b. Diagrama temperatura de ebulição x fração molar. 
c. Composição da mistura azeotrópica. 
d. Temperatura de ebulição do azeótropo. 
e. Composição das fases e as suas quantidades relativas, presentes no sistema 
de xcloexano igual a 0,85 a 70° C. 
TABELAI: 
 η X cicloexano 
 Amostra Visopropanol / cm
3
 V cicloexano / 
cm
3
 
 eb. / °C D R D R 
G 1 0,0 150,0 
R 2 2,0 
U 3 +3,0 
P 4 +5,0 
0 5 +10,0 
I 6 +25,0 
 
G 7 150,0 0,0 
R 8 10,0 
U 9 +15,0 
P 10 +20,0 
0 11 +30,0 
II 12 +40,0 
 
 
 
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Figura 1: Diagrama temperatura de ebulição x fração molar 
 
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11 - Diagrama de fases ternário 
Introdução 
A solubilidade de dois líquidos miscíveis ou imiscíveis pode ser 
acentuadamente modificada pela adição de um terceiro componente. Em geral, 
quando o terceiro componente é solúvel em apenas um dos outros dois componentes 
do sistema, a solubilidade é diminuída, no entanto, quando este terceiro componente 
é, na realidade, solúvel em um dos dois componentes, a solubilidade mútua de todos 
os três componentes do sistema é aumentada. Assim, se o líquido A for solúvel em 
outros dois B e C, parcialmente miscíveis, é possível tornar B e C completamente 
miscíveis, pela simples adição de quantidades adequadas de A. Essas quantidades 
são dependentes da composição do sistema e da temperatura. 
 Os limites de solubilidade podem ser determinados preparando-se uma série 
de soluções de dois líquidos miscíveis e adicionando um terceiro componente a essas 
soluções, até a formação de uma segunda fase, caracterizada pelo aparecimento de 
turvação. A composição da mistura, neste ponto, corresponde a um ponto pertencente 
à curva de solubilidade, uma vez que a quantidade da segunda fase é praticamente 
insignificante. 
 No sistema ternário assim formado, a regra das fases de Gibbs, indica a 
existência de até quatro variáveis independentes , são elas, pressão, temperatura e as 
frações molares de dois componentes. A temperatura e pressão constantes, as 
relações de solubilidade desse tipo são unicamente dependentes da composição e 
podem ser representadas por qualquer tipo de coordenadas planas. Entretanto, é mais 
conveniente usar o diagrama triangular que consiste, em geral, na representação do 
sistema por um triângulo eqüilátero que relaciona as composições do sistema em toda 
sua extensão. A figura a seguir ilustra um sistema formado de A e B, parcialmente 
miscíveis e C, solúvel em ambos componentes. 
 
 A curva apresentada é a curva de solubilidade mútua dos três componentes, 
ela delimita as misturas homogêneas (região I) das heterogêneas (região II). Uma 
mistura de A, B e C representada por qualquer ponto fora da curva formará uma 
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solução homogênea ao passo que, qualquer mistura representada por um ponto 
dentro da curva, estará separada em duas fases. A curva de solubilidade é obtida 
ligando-se os pontos determinados experimentalmente. 
 Um sistema representado por um ponto l, por exemplo, está separado em duas 
fases de composição e e f. estas duas soluções são chamadas soluções conjugadas e 
a linha que une as composições é chamada linha de correlação ou tieline. 
 Em geral, as linhas de correlação não são paralelas porque a solubilidade do 
componente miscível nos outros dois não é a mesma nas camadas. 
Embora o método mais direto para estabelecer as linhas de correlação consista 
em separas e analisar as fases, pode-se usar o seguinte procedimento: prepara-se 
uma mistura com a composição l e as duas soluções conjugadas resultantes são 
separadas mecanicamente e pesadas. A inclinação da linha de correlação e as 
composições das soluções podem ser determinadas graficamente, aplicando a regra 
da alavanca. 
Objetivo: 
Estudar a miscibilidade de um sistema ternário, através da construção de seu 
diagrama de fases. 
Experimental: 
Materiais 
Béquer 
Bureta de 50 mL 
Erlenmeyer 
Funil de decantação 
Balança analítica 
Proveta de 50 mL 
CCl4 
CH3CH2OH 
H2O 
Procedimento: 
1. Em um erlenmeyer, prepare a mistura de número 1, indicada na tabela 1. 
Adicione 4,9 mL de etanol e 11.80 mL de tetracloreto de carbono, medidos 
com a proveta. Com uma bureta, adicione água, gota a gota, até o 
aparecimento de uma segunda fase, caracterizado pela turvação. Anote o 
volume de água adicionado na tabela 2. 
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2. Repetir o procedimento, substituindo os volumes de etanol e tetracloreto de 
carbono pelos valores das misturas seguintes, indicadas na tabela 1. 
3. Anote a temperatura ambiente! 
4. Mistura problema: Ponto l – Em um funil de decantação, adicione 30 mL de 
água, 20 mL de tetracloreto de carbono e 50 mL de etanol. Agite 
vigorosamente e deixe em repouso, permitindo a separação cuidadosa das 
fases. Recolha a camada inferior num erlenmeyer previamente pesado, 
tampando-o imediatamente e pesando-o novamente. Recolha agora a 
camada superior e repita este procedimento de pesagem. 
Apresentação dos dados: 
Nos tratamentos a seguir, considere que não há variação de volume ao se 
separar as misturas. 
- calcule a composição de cada solução no ponto em que a turvação aparece, 
em porcentagem mássica e fração molar. Verifique as densidades dos líquidos 
para usar no cálculo das massas. Construa o gráfico ternário com os dados 
obtidos. 
- calcule a relação entre as soluções conjugadas, em peso, e a composição 
global da mistura preparada (ponto l). represente este ponto l no gráfico e trace 
a linha de correlação, que intercepta duas vezes esta curva. Trace esta linha 
com uma régua. Gire a régua em torno deste ponto l até que a relação da 
distância do ponto l a cada lado da curva seja igual à relação inversa das 
massas das soluções conjugadas, de acordo com a regra da alavanca. 
- calcule graficamente as composições das soluções conjugadas. 
- indique a(s) fase (s) mais estável (eis) em cada região do diagrama. 
Apêndice 1 
Tabela 1: composições das soluções preparadas. 
Mistura 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 
Vetanol 
(ml) 
4,9 5,7 7,6 9,8 11,4 15,2 17,7 20 22 23 24 
VCCl4 
(ml) 
11,8 10 8,8 6,4 5,6 5,0 3,8 2,5 1,9 1,1 0,6 
 
Tabela 2: volumes de água gastos na titulação. 
Mistura 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 
Vágua 
(ml) 
 
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Apêndice 2: 
Densidades dos compostos de interesse: 
CCl4 = 1,599 g ml-1 
CH3OH = 0,790 g ml-1 
H2O =0,999 g ml-1 
Apêndice 3: 
A regra da alavanca 
Se uma mistura consiste de mais de uma fase, a quantidade de cada fase 
presente pode ser encontrada aplicando-se a regra da alavanca no diagrama de fases. 
A regra da alavanca pode ser explicada considerando uma balança simples. A 
composição da mistura é representada pelo apoio e a composição das fases, pelas 
extremidades da barra. As proporções de fases presentes são determinadas pelos 
pesos necessários para equilibrar a balança. 
 
Então, 
Fração da fase 1 = (C2 - C) / (C2 - C1) 
e, fração da fase 2 = (C - C1) / (C2 - C1). 
Regra da Alavanca aplicada a um Sistema Ternário: 
A determinação da composição de um sistema qualquer formado por três 
componentes é feita traçando-se, pelo ponto que representa o sistema, linhas 
paralelas aos lados do triângulo e fazendo-se a leitura da composição sobre o lado do 
triângulo no qual se representa a composição de cada componente. Por exemplo, paradeterminar a composição da mistura representada, no diagrama abaixo, pelo ponto I, 
devemos proceder da seguinte forma: 
1) Traçar uma linha paralela ao lado oposto ao vértice que representa o componente A 
puro. Determinar a fração de A na mistura, fazendo a leitura dessa composição na 
lateral do triângulo sobre a qual estão representadas as frações do componente A. 
Nesse exemplo, o sistema representado pelo ponto I tem xA = 0,50. 
2) Traçar uma linha paralela ao lado oposto ao vértice que representa o componente B 
puro. Determinar a fração de B na mistura, fazendo a leitura dessa composição na 
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lateral do triângulo sobre a qual estão representadas as frações do componente B. 
Nesse exemplo, o sistema representado pelo ponto I tem xB = 0,20. 
3) Traçar uma linha paralela ao lado oposto ao vértice que representa o componente C 
puro. Determinar a fração de C na mistura, fazendo a leitura dessa composição na 
lateral do triângulo sobre a qual estão representadas as frações do componente C. 
Nesse exemplo, o sistema representado pelo ponto I tem xC = 0,30. 
 
 
Quando um sistema formado por três componentes apresenta miscibilidade 
parcial no estado líquido, forma-se uma lacuna de miscibilidade. Esta lacuna de 
miscibilidade varia com a temperatura. Assim, resulta, no diagrama espacial, uma 
superfície que delimita a região dos sistemas homogêneos e a região dos sistemas 
heterogêneos 
 
 
Agora, os pontos situados no interior da curva representam sistemas 
heterogêneos (bifásicos) e os pontos situados na parte externa à curva representam 
sistemas homogêneos (monofásicos). 
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Em um sistema de três componentes, as linhas de união não são paralelas a 
nenhum eixo do diagrama, mas elas convergem para um ponto que fica fora do 
triângulo eqüilátero que representa o diagrama do sistema assim como na figura: 
 
Para determinar as composições das fases em equilíbrio para um ponto 
qualquer (I) situado na região bifásica, une-se esse ponto com o ponto de 
convergência . Nos pontos em que a linha de união intercepta a curva de equilíbrio, 
situam-se as fases que constituem este ponto. Nesse caso, para o ponto I, temos as 
fases aI e bI. Para determinar as quantidades das fases em equilíbrio, usa-se a regra 
da alavanca, porém medindo-se o tamanho dos segmentos com régua, pois esses 
segmentos não são paralelos a nenhum dos lados do triângulo que representa o 
sistema. 
Assim, resulta: 
 
Em que os tamanhos dos segmentos bII e IaI são medidos, com uma régua, no 
diagrama, em milímetros, por exemplo. 
 
 
 
 
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12 - Destilação Fracionada 
 
 
Introdução 
A separação de dois líquidos mediante uma simples evaporação e 
condensação não é efetiva, exceto no caso dos líquidos cujos pontos de ebulição 
diferem muito. Uma separação mais completa pode ser conseguida a base de uma 
séria de destilação simples, contudo isto é muito trabalhoso. O mesmo resultado se 
obtém empregando uma coluna de fracionamento, pela qual se passa o vapor e se 
coloca em contato com parte do condensado que desce pela coluna. Os componentes 
menos voláteis dos vapores ascendentes se condensam e os mais voláteis são 
vaporizados da fase líquida descendente, o que leva a destilação através da coluna a 
equivaler a várias destilações simples sucessivas. Em uma coluna para fracionamento 
se consegue uma separação melhor se a maior parte do vapor condensado na parte 
superir da coluna grossa como refluxo, voltando a pare superior dela. A relação de 
refluxo se define como a relação do volume que regressa na coluna com respeito ao 
volume do líquido separado como destilado. 
A efetividade de uma coluna de destilação se expressa em termos de pratos 
teóricos. O prato teórico é uma seção hipotética da coluna que produz uma separação 
tal de componentes que o vapor que sai pela parte superior da seção tem a 
composição do vapor que está em equilíbrio com o líquido que está caindo pelo fundo 
da seção. Uma coluna formada por um tubo simples de 1 cm de diâmetro e 1m de 
comprimento poderia ter somente o equivalente a um prato teórico, enquanto que o 
mesmo tubo preenchido adequadamente pode ser equivalente a 20 ou mais pratos 
teóricos. O número de prato teórico requeridos para uma determinada separação 
aumenta ao diminuir a relação de refluxo. 
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73 
 
O número de pratos teóricos pode ser calculado a partir da separação efetuada 
com uma mistura líquida, da qual se conhece totalmente os dados de equilíbrio 
líquido-vapor. Como exemplo, se representa na Figura 1 a determinação do número 
de pratos teóricos de uma coluna para destilação de uma mistura tetracloreto de 
carbono e benzeno. 
 
 
 
 
Figura 1 –Gráfico líquido-vapor para calcular número de pratos teóricos. 
As ordenadas da curva superior dão a porcentagem molar obtida 
experimentalmente para o tetracloreto de carbono que vai no vapor que está em 
equilíbrio com o líquido, o qual tem a composição dada na abscissa. As temperaturas 
não intervêm neste diagrama, Elas variam desde o ponto de ebulição do benzeno puro 
ou do tetracloreto de carbono puro. 
 Por exemplo, suponha que uma amostra do destilado obtido sob condições de 
refluxo praticamente total, teve composição B e o resíduo no balão de destilação teve 
composição A, como indicado pelas linhas tracejadas. Se traça passo a passo uma 
série de linhas verticais e horizontais que partem de A, como na Figura 1 até chegar a 
composição do destilado. Cada linha vertical representa uma etapa de destilação 
ideal, na qual a intersecção com a linha superior dá a composição do vapor que está 
em equilíbrio com o líquido, indicado pela intersecção da linha vertical com a linha 
inferior. Cada linha horizontal representa a condensação completa de todo o vapor, 
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para um líquido com a mesma composição. O número de escalas verticais, menos 1 é 
igual ao número de pratos teóricos da coluna para fracionamento. As superfícies 
líquido-vapor no balão de destilação atuam como um prato teórico. 
 Para determinar o número de pratos teóricos de uma coluna nas condições 
reais de operação pode ser usado o procedimento gráfico de McCabe-Thiele. Neste 
método, obtém-se o número de pratos teóricos traçando a curva que representa a 
fração molar do componente mais volátil da mistura binária na fase vapor contra sua 
fração molar na fase líquida e contando as escalas entre esta curva e a linha de 
operação, em lugar da escala de 45º, que se utiliza para o cálculo do prato teórico a 
refluxo total. 
 
Figura 2 – Sistema de destilação fracionada com coluna de Vigreux 
 
Objetivo 
Determinar a eficiência de uma coluna de fracionamento 
 
 
 
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Materiais e Reagentes 
2 colunas de Vigreux 
Balão de fundo redondo para destilação 
Manta aquecedora 
Balões para colata de destilado 
Controlador de voltagem para a manta 
Termômetro 
Condensador 
Refratômetro de Abbe 
Benzeno 
Tetracloreto de carbono P.A. 
 
Procedimento experimental 
1 monte um sistema de destilação fracionada com duas colunas de Vigreux de 60 cm 
cada 
2 Tome 62,5 m,L de Benzeno 187,5 mL de tetracloreto e coloque-os no balão de 
destilação de 500 mL. Aqueça o sistema lentamente de tal modo que a velocidade de 
destilação seja constantenão mais que uma gota de destilado por três segundos. 
3 recolha o destilado em uma proveta, evitando que haja evaporação. Anote a 
temperatura de cada 2mL de destilado, até completar a destilação. Determine o índice 
de refração de cada 30 mL de destilado. Repira o procedimento mais uma vez, se 
houver tempo. 
4 Analise no refratômetro de Abbe misturas de CCl4 em Benzeno com as seguintes 
composições (fração molar de CCl4)0; 0,1; 0,2; 0,3; 0,4; 0,5; 0,6; 0,7; 0,8; 0,9 e 1,0. 
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Cálculos 
1 Faça o gráfico de volume do destilado em função da temperatura para cada caso 
estudado. Quais as informações que pode ser obtidas? 
2 Com os índices de refração estime a eficiência da coluna 
3 Determine o número de pratos teóricos. 
4. Qual coluna foi mais eficiente na separação dos componentes da mistura? 
 
Dados: . 
Tabela 1 – Índice de refração da mistura Benzeno/CCl4 (todas as composições em 
frações molares de CCl4) 
Vapor Líquido nD25 
0,000 0,000 1,49794 
0,122 0,100 1,49392 
0,233 0,200 1,48997 
0,337 0,300 1,48589 
0,437 0,400 1,48178 
0,534 0,500 1,47772 
0,628 0,600 1,47369 
0,720 0,700 1,46963 
0,812 0,800 1,46555 
0,831 0,820 - 
0,850 0,840 - 
0,869 0,860 - 
0,888 0,880 - 
0,907 0,900 1,46142 
0,918 0,918 - 
1,000 1,000 1,15732 
nD25: Índice de refração a 25 oC. 
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Caso seja utilizado outros reagentes, construa a tabela de índice de refração em 
função da fração molar 
Sugestão: Utilize as misturas de Etanol / Água. 
Xa nD25 
0,000 
0,1 
0,15 
0,2 
0,25 
0,30 
0,35 
0,4 
0,45 
0,5 
0,55 
0,6 
0,65 
0,7 
0,75 
0,8 
0,85 
0,9 
0,95 
1,0 
 
 
 
 
 
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Resultado. 
V destilado Temperatura nD25 (destilado) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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13 - Atividade do solvente em soluções não ideais 
Objetivos 
Determinar a atividade do solvente em uma solução não ideal 
Materiais utilizados 
Tubos de ensaio, garrafas térmicas, termômetros com escala decimal, 
soluções aquosas de diferentes concentrações de sacarose ou outra 
substancia não iônica, sal grosso, gelo picado, cronômetros. 
Procedimento experimental 
Preparar uma mistura congelante misturando gelo picado e sal grosso 
na proporção de 4:1 em volume. 
Transferir esta mistura para uma garrafa térmica e esperar, com a 
garrafa fechada quatro ou cinco minutos. 
Colocar água destilada em um tubo de ensaio, colocar este tubo na 
garrafa térmica contendo a mistura congelante, de forma que o agitador e o 
termômetro estejam imersos na água. 
Acionar o cronometro e, fazendo uma agitação vertical suave e 
constante, anotar a temperatura de 30 em 30 s, ate que a temperatura volte a 
variar. 
Repita os procedimentos descritos em 03 e 04 para a solução ou 
soluções problemas. 
Utilização dos dados 
Considerando a temperatura do patamar, após a calibração do termômetro, como 
a temperatura de solidificação da solução e, a partir deste dado e da 
concentração das soluções problemas, calcular a atividade da água nas soluções 
estudadas. 
 
 Δ H T – T 
 H T – T 
 
 
Dados: Δ usão H
o águ , J o 
- 
 To usão águ 273, K 
MM sacarose = 343,24 g mol-1. Solubilidade em água (20 oC) = 1970 g L-1. 
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Resultados a apresentar 
a. Valores das temperaturas de fusão determinados, f/°C. 
b. Valores das temperaturas de fusão calculados, T f /
oC 
c. Tabela I completa. 
d. Dissertar sobre o potencial de fuga da água nas soluções estudadas 
comparando-o com o potencial de fuga esperado para a água. 
e. É possível obter uma relação entre o coeficiente de atividade e a 
concentração da solução? 
TABELA I 
b o g Xl f/°C T f /
oC f/K Tf/K In al al l 
0,2 
0,4 
0,6 
0,8 
1,0 
1,2 
1,4 
1,6 
1,8 
2,0 
2,2 
 
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14. Lei de Ohm e Condutividade em Soluções Eletrolíticas 
 
É importante na indústria verificar a resistência da célula eletroquímica, pois 
esta propriedade pode resultar num maior consumo de energia elétrica. Por isso, faz-
se a análise das conduções ideias para realizar o trabalho com menor consumo de 
energia. 
Metodologia - Instrumental 
Os seguintes equipamentos serão empregados: Fonte de alimentação 
regulável (0 a 1 A e 0 a 10 V); Amperímetro (0 a 1 A) e Voltímetro (0 a 5 V); Célula de 
eletrólise retangular, com 1,5 cm de largura, 10 cm de altura e 16 cm de comprimento. 
 Objetivos 
1. Verificar o potencial de uma célula eletrolítica em função da largura do eletrólito, 
com corrente nula; 
2. Calcular a condutividade e resistividade do eletrólito. 
Procedimento Experimental: 
Adicionar CuSO4·5H2O 1M na célula eletroquímica. Colocar os eletrodos, 2 
lâminas de cobre, nas duas extremidades da célula e executar os seguintes passos: 
1. Medir a distância entre os eletrodos; 
2. Ligar a corrente e ajustar para 0,25 A; 
3.Medir o potencial depois de estabilizado; 
4. Desligar a corrente. Mudar um dos eletrodos de posição e executar os passos de 1 
até 4 para a nova distância entre os eletrodos. Repetir o procedimento para outras 
distâncias menores entre os eletrodos de modo a se obter uma série de valores de 
distâncias entre os eletrodos (L) e o potencial (E ). Anotar na Tabela 1(curva I). 
Empregando o mesmo procedimento descrito acima, obter uma nova série de valores 
de L e E com o eletrólito adicionado de 3 mL de H2SO4 concentrado. Anotar na Tabela 
1 (curva II). 
Tabela 1. Tensão da célula em função da largura do eletrólito. Corrente nula. 
Curva I Curva II 
L (cm) E(V) L(cm) E(V) 
16 16 
12 12 
08 08 
04 04 
02 02 
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Discussão 
Construir, em um único gráfico, as duas séries de dados, com o potencial E nas 
ordenadas e a distância L nas abscissas. As duas curvas devem apresentar 
inclinações diferentes. Pela Lei de Ohm (1). 
Construir gráfico de consumo de energia vs. L. Comentar gráficos. 
E =RI (1) 
onde a resistência é dada por 
 ρ L/A (2) 
onde ρ res st v d de oh . ,K = 1/ ρ o dut v d de, L rgur do e etró to , 
A = área do eletrodo (m2); de modo que: E ρ A L KL E = f(L); I/A = densidade de 
corrente (A/m2) 
 
 
 
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 Parte 2 
 Objetivos 
1.Medir o potencial de uma solução eletrolítica em função da corrente que a atravessa; 
2.Calcular a condutividade e resistividade do eletrólito. 
 Procedimento Experimental 
Adicionar CuSO4·5H2O 1M em uma célula eletroquímica, colocar os eletrodos, 
2 lâminas de cobre, nas duas extremidades da célula, mantendo a distância fixa (por 
exemplo, L=16 cm). Ligar a corrente e ajustar para 0,05 A. Medir o potencial quando 
estável. Aumentar a corrente em degraus de 0,05 A, medir o potencial nesta nova 
condição. Anotar a série de valores de corrente (I) e potencial (E) na Tabela2 (curva 
I). Empregando o mesmo procedimento descrito acima, obter uma nova série de 
valores de L e E com o eletrólito adicionado de 3 mL de H2SO4 concentrado. Anotar na 
Tabela 2(curva II). 
Ligar o amperímetro em série e o voltímetro em paralelo para realizar o 
experimento 
Nota 
Em ambos os experimentos da parte 2, cortar o circuito, pelo menos uma vez, e 
observar o voltímetro. 
Tabela 2. Tensão da célula em função da corrente. 
Curva I Curva II 
 
 
I (A) 
 
E (V) 
 
I(A) 
 
E(V) 
0,05 0,05 
0,10 0,10 
0,15 0,15 
0,20 0,20 
0,25 0,25 
0,30 0,30 
 
Discussão 
1.Construir um gráfico com as duas séries de dados, com o potencial E nas 
ordenadas e a corrente I nas abscissas. Pela Lei de Ohm, equação (1), e pela 
equação (2), tem-se que 
 E ρL A K’ 4), 
 o de K’ é ção d urv , e E = f(I . o o v or d ção K’ e d 
 o st te d é u L A , u r res st v d de ρ e o dut v d de = 1/ ρ. 
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15 Efeito da Concentração sobre a Condutividade Específica Ponte de 
Wheatstone de Corrente Alternada 
 
Objetivos 
Medir a condutividade de eletrólitos fracos e moderados em diferentes concentrações 
Verificar a validade do modelo de Kohlrausch na curva L vs. (cE)1/2. 
 
Instrumental 
Será empregado o equipamento condutivímetro que funciona pelo princípio da ponte 
de Wheatstone de corrente alternada com frequência na faixa de kHz a MHz para 
eliminação da polarização na célula de condutância. 
Procedimento 
Preparar diversas soluções diluídas de ácido acético e de sulfato de cobre. 
Como auxílio do condutivímetro, medir a condutividade específica de cada uma das 
soluções. Anotar nas Tabelas 1 e 2. Onde k (µS/cm) = condutividade (observe as 
unidades no equipamento); cE (equiv/cm3) = concentração equivalente (concentração 
molar dividido pelo número de equ v e tes Λ µS· 2/equiv) = condutividade 
equivalente, igual a condutividade k dividida pela concentração equivalente. 
Tabela 1. Dados para as soluções de ácido acético. 
C (mol/L) Temperatura(ºC) k (µS/cm) 
 
 cE(equiv/cm3) 
 
 
Λ µS· 2/equiv) 
 
(cE)1/2 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 2. Dados para as soluções de sulfato de cobre. 
c(mol/L) Temperatura(ºC) 
 
k (µS·cm) 
 
 
cE(equiv/cm3) 
 
Λ 
(µS·cm2/equiv) 
(cE)1/2 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Discussão 
Construir um gráfico da condutividade vs. Concentração molar com as duas 
curvas do ácido acético e sulfato de cobre no mesmo gráfico. Comentar os resultados 
e diferenças. 
 o stru r u grá o d o dutâ equ v e te Λ e u ção de E)1/2 com as 
duas curvas do ácido acético e sulfato de cobre no mesmo gráfico. Comentar os 
resultados e diferenças e verificar as condições de validade do modelo de Kohlrausch 
Λ Λo b(cE)1/2. 
Qual a diferença de condutividade entre água potável e água destilada ou deionizada? 
Qual a importância da medida de condutividade na indústria e no meio ambiente? 
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Titulação codutométrica do ácido acético 
 
Em um béquer coloque a solução de ácido acético (faça três concentrações diferentes, 
0,1; 0,5 e 1,0 mol L-1). Um eletrodo de pH, um condutivimetro uma barra magnética. 
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90 
 
Coloque o sistema sobre o agitador magnético (cuidado para a barra magnética não 
quebrar os eletrodos) comece a titulação do ácido acético com NaOH 0,1 mol L-1. 
Observe o comportamento da condutividade da solução com a adição da base. 
Faça um gráfico de condutividade molar limite em função do volume de NaOH 
adicionado. 
 
 
 
 
 
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16 Determinação da fem de uma Célula Galvânica 
 
Objetivo 
Medir a força eletromotriz (potencial) de uma célula galvânica, a pilha de 
Daniell no estado padrão, 25ºC, 1atm, ZnSO4 (1 M), CuSO4 (1M), com corrente nula. 
Media a fem da célula de concentração de soluções de sulfato de cobre. 
Determinar o eletrodo catódico e o anódico numa célula de concentração 
Mostrar aplicações práticas da importância do conhecimento das células de 
concentração 
 
Procedimento experimental 
 
Metodologia 
Os seguintes materiais serão empregados: 2 bequers de 50 mL; 100 mL de 
CuSO4 1 M; 100 mL de ZnSO4 1 M; Eletrodo de cobre, previamente preparado como 
cátodo em uma célula de eletrólise para se obter um tênue depósito de cobre;Eletrodo 
de zinco, deve ser amalgamado com mercúrio para favorecer a estabilidade da medida 
da fem; Ponte salina de cloreto de potássio saturado; Voltímetro (0 a 5 V). 
 
Pilha de Daniell 
Para montar a célula galvânica de Daniell, colocar um béquer de 50 mL com 
cerca de 40 mL CuSO4 1 M e outro béquer de 50 mL com cerca de 40 mL de ZnSO4 1 
M. Mergulhar o eletrodo de cobre na solução de CuSO4, e o eletrodo de zinco na 
solução de ZnSO4. Colocar a ponte salina entre os dois béqueres. A ponte salina 
permite fechar o circuito da célula, impedindo a transferência de matéria entre as duas 
meias-células. Conectar os eletrodos aos terminais do voltímetro de alta impedância e 
medir a fem, o mais rapidamente possível. Anotar. Anotar também a temperatura. 
Medir o potencial da célula de Daniel usando uma solução de CuSO4 com 
concentração diferente de 1 molar. Fazer a medida da voltagem com concentração de 
CuSO4 igual a 0,001M. 
 Célula de Concentração 
Em uma célula de concentração apenas as concentrações das meias-células 
são diferentes. Manter o béquer de 50 mL com cerca de 40 mL CuSO4 1 M da Parte 1. 
Encher outro béquer de 50 mL com cerca de 40 mL de outra solução de CuSO4 0,1 M. 
Mergulhar eletrodos de cobre em ambas as soluções. Colocar a ponte salina entre os 
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dois béqueres. Conectar os eletrodos aos terminais do voltímetro de alta impedância e 
medir a fem, o mais rapidamente possível.Anotar na Tabela 1. Repetir o procedimento 
para outras soluções de CuSO4 de 0,01 e 0,001 M.A fem medida é da célula Cu( ) | 
CuSO4 (cx) || CuSO4(1 M) | Cu(2+), onde cx são as diferentes concentrações. 
 
Tabela 1. Potencial das células de concentração. Lado direito é CuSO4 (1M)/Cu 
cx (M) 
E (V) 
 
Discussão 
Comparar o potencial da pilha de Daniell com o valor obtido dos potenciais 
padrão das meias células da literatura, escrevendo as reações. Explique a diferença 
do potencial medido nas diferentes pilhas de Daniell. Faça desenho da célula. Use 
Debye-Huckel para calcular o coeficiente de atividade (gama) do Cu2+ a 0,001M e 
determinar o coeficiente de atividade (gama) do Zn2+ a 1M e do Cu2+ a 1M. 
 
Determinar o eletrodo catódico e o anódico numa célula de concentração e 
seus sinais. Mostrar aplicações práticas da importância do conhecimento das células 
de concentração. Faça desenho da célula. Use Debye-Huckel para calcular o 
coeficiente de atividade (gama) do Cu2+ a 0,001M e determinar o gama do Cu2+ a 1M, 
0,1M e 0,01M. 
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17 - Eletroquímica e galvanoplastia 
 
Introdução:As reações de oxirredução estão entre as mais comuns e importantes. Estão 
envolvidas em uma variedade de processos naturais e industriais e podem ser 
observadas em desde a formação de ferrugem sobre ferro, na fabricação e na ação 
de alvejantes, até no processo de respiração de animais e vegetais. 
 As reações de oxidação se referem aos processos em que se observa a perda 
de elétrons, enquanto que as reações de redução resultam de processos de ganho de 
elétrons, sendo assim, a eletroquímica estuda o fenômeno da transferência de elétrons 
nos mais variados sistemas. Sua abordagem permite se obter informações sobre 
processos de corrosão de mateis, a funcionamento de baterias, o processo de 
galvanização elétrica e a espontaneidade de reações. 
 Assim, quando se estuda o processo de dissolução do zinco metálico pela 
adição de um ácido forte, o processo chave envolve a transferência de elétrons do 
metal para a solução, causando os efeitos da dissolução do metal, o surgimento de um 
gás e a liberação de calor. 
Zn(s) + 2 H+  Zn 2+ 
(aq) + H2 (g) 
A liberação de calor, além de indicar o processo de transferência de elétrons, 
também indica que a reação é termodinamicamente favorável e, portanto, ocorre 
espontaneamente. 
 Em um ponto de vista molecular, o processo de transferência pode ser 
compreendido de maneira bastante simplificada. Por exemplo, no processo de 
dissolução do zinco metálico em ácido forte, considerando-se ser este um processo 
espontâneo, o zinco é oxidado a Zn2+ e os prótons são reduzidos para formar a 
molécula de hidrogênio liberada na forma de gás. Para tanto, o zinco metálico precisa 
transferir dois de seus elétrons para os prótons, de maneira que, pela teoria de Lewis, 
adquira uma configuração eletrônica mais estável. Os prótons, ao receberem o par de 
elétrons, se combinam para gerar a molécula de H2, que também apresenta 
configuração eletrônica estável. Ao final do processo, a formação da ligação que gera 
a molécula do gás é determinante para o estabelecimento da espontaneidade. 
A espontaneidade das reações pode ser estudada em termos da energia livre 
do sistema e correlacionar com o que se chama de força eletromotriz (FEM) do 
processo redox. Qualquer reação que ocorre, produzindo em uma célula voltaica, uma 
FEM positiva deve ser espontânea. Este valor se relaciona com a energia livre de 
Gibbs da seguinte maneira: 
G = -nFE 
Em que F é a constante de Faraday e vale 96.500 C mol-1, n é o número de elétrons 
transferidos no processo e E é a força eletromotriz. 
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Por esta relação, percebe-se que um processo espontâneo apresentará um 
valor de energia livre negativo e portanto, FEM positiva. Um processo não espontâneo 
ocorre com FEM negativa e pode ser forçado a ocorrer com a aplicação do potencial 
correto. A este processo, em que se usa energia elétrica para fazer com que reações 
redox não espontâneas ocorram se denomina ELETRÓLISE. 
A eletrólise é uma reação de oxirredução não-espontânea produzida pela 
passagem da corrente elétrica e ocorrem em células eletrolíticas. Nelas, o cátodo da 
cela eletrolítica, ou seja, o eletrodo em que os processos de redução ocorrem, é o 
eletrodo negativo. O Ânodo da cela eletrolítica, por sua vez, é o eletrodo positivo e é 
onde ocorre a reação de oxidação. 
A eletrólise de sais fundidos é um importante processo industrial para se obter 
metais ativos como alumínio e cádmio, no entanto, por causa dos altos pontos de 
fusão destas substâncias iônicas, necessita de altas temperaturas. É possível realizar 
a eletrólise em solução aquosa, mas existe um fator complicador: a presença de água! 
Na eletrólise aquosa, a água pode sofrer tanto oxidação quanto redução e estes são 
processos que devem ser considerados. 
A eletrólise encontra diversas aplicações, entre elas estão: 
 Obtenção de metais (Al, Na, Mg) 
 Obtenção de compostos importantes na indústria como NaOH, H2 e Cl2 
 Purificação eletrolítica de metais 
 Galvanoplastia 
 
Objetivos: Estudar a eletroquímica aplicada à galvanometria, galvanoplastia e à 
determinação da espontaneidade das reações redox. 
 
Procedimento: 
Galvanometria: 
A amostra de cobre metálico acondicionada no frasco entregue ao grupo deve 
ser aberta, dentro da capela, adicionando-se 3 mL de ácido nítrico e cerca de 15 mL 
de água pouco a pouco, com o auxílio de uma pipeta Pasteur. 
Após a abertura, quando não há mais liberação do gás nitroso e não há mais 
massa de metal na solução, complete o volume da solução a 100 mL. 
Pese os eletrodos. 
No galvanômetro, fixe os eletrodos de platina, com o cuidado de não encostar 
um no outro e mergulhe-os na solução de cobre, também tomando cuidado para não 
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encostar os eletrodos nas paredes do frasco. Os eletrodos devem ter 80 a 90 % de 
sua massa imersa na solução. 
Aplique, através dos terminais, uma tensão de 3-4 V e ajuste lentamente de 
modo que a corrente que flui pelo sistema seja de 2-4 A. Observe a deposição do 
material no eletrodo. Descontinue a aplicação de potencial quando perceber que a 
solução se tornou incolor. 
Não havendo mais a deposição do material, proceda da seguinte maneira para 
interromper o circuito: 
 Eleve os eletrodos e lave com água em uma pisseta. 
 Emirja os eletrodos em um béquer contendo apenas água 
 Desligue o equipamento 
 Retire os eletrodos e lave-os com acetona. 
Depois da lavagem, seque os eletrodos em estufa a 100-110 °C por 3 minutos 
e pese após o resfriamento. 
Galvanoplastia e espontaneidade: 
Parte 1: 
Em um béquer, dissolva 0,5g de AgNO3 em 100 mL de água. 
Pese duas barras de Cobre metálico, fornecidas pelo professor. 
Fixe as duas barras de cobre metálico no galvanômetro. Estes são os 
eletrodos. 
Mergulhe-os na solução salina e aplique um potencial de 10 V, de modo que 
atravesse o sistema uma corrente de 1,5 A. 
À parte, dissolva uma ponta de espátula de AgNO3 em água e mergulhe uma 
barra de cobre. Observe. 
Parte 2: 
Em um béquer, adicione uma pequena quantidade de zinco metálico e 
acrescente ácido nítrico. Adicione água lentamente. Use fios de cobre e uma moeda 
de 5 centavos como eletrodos. Fixe-os no galvanômetro. 
Aplique um potencial de 10 V a este sistema e observe. 
À parte, dissolva uma ponta de espátula de Zn° em ácido nítrico. Observe. 
Apresentação dos dados: 
1. Nestes sistemas eletroquímicos, quais são os cátodos e os ânodos? 
2. Escreva as reações de óxido-redução 
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3. Galvanometria: Calcule o conteúdo de Cu° na solução do sistema que 
utiliza solução de cobre e eletrodos de platina. Fornecer este valor com 
o erro relativo: 
E relativo = 100x ( mCu – m verdadeira )/ m verdadeira 
4. Qual a massa de prata metálica produzida no sistema Ag/Cu? 
5. Considerando os sistemas Ag/Cu e Zn/Cu, comente sobre estes 
processos e a espontaneidade termodinâmica. 
6. Compare o observado no sistema contendo zinco e cobre com os 
fenômenos que ocorrem na pilha de Daniell. 
 
 
 
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98e sua análise ao professor. 
Cada relatório deve conter no máximo 10 páginas com os seguintes itens: 
A) Título do experimento - Data em que ele foi realizado - Nome e RA dos alunos do 
grupo. 
B) Introdução. 
Uma breve introdução cujo objetivo é o de situar o tema do experimento. Esta 
introdução deve ser de no máximo uma página. A introdução não pode ser uma cópia 
de textos da apostila. Para escrevê-la use as referências que foram sugeridas na 
apostila ou outras que você encontre na literatura. 
C) Objetivo. 
Deve ser apresentado de forma concisa, contendo a informação sobre o que se 
busca com a realização do experimento. 
D) Parte experimental. 
Deve conter uma descrição simplificada do procedimento seguido (incluindo-se 
modificações que tenham sido feitas), uma descrição dos materiais, instrumentos e 
reagentes utilizados, sempre na forma de texto. 
E) Resultados e discussão. 
Esta é a parte mais importante do relatório. Nela você vai apresentar da forma 
mais clara e completa possível os resultados obtidos no experimento, acompanhados 
de sua análise crítica, com base nos conceitos físico-químicos envolvidos. 
Deve-se incluir todo o tipo de resultado obtido: observações visuais, dados 
numéricos (como volumes medidos, massas pesadas, tempos decorridos, 
temperaturas, rendimentos, etc) e dados instrumentais. Deve-se incluir também todos 
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os cálculos efetuados. Sempre que possível seus dados devem ser organizados na 
forma de tabelas e gráficos. (Os gráficos sempre ilustram muito melhor os resultados 
do que as tabelas; dê preferência a eles). Procure sempre expressar os resultados 
apenas com os algarismos que são significativos. 
Tanto tabelas como gráficos devem possuir sempre um título e um número e 
estes devem ser referenciados no texto. O título deve ser claro e auto-explicativo, isto 
é, se alguém olhar apenas o gráfico ou tabela de seu relatório, deve ter uma boa idéia 
do que eles estão mostrando, apenas lendo os seus títulos. Títulos de tabelas são 
escritos acima da tabela. Títulos de figuras são escritos abaixo das figuras. Nunca 
apresente uma tabela ou uma figura antes do texto com sua descrição. 
F) Conclusões. 
Compreende o fechamento do relatório. Nessa parte, deve-se fazer referência 
ao objetivo, o sucesso ou fracasso do experimento e as razões para isso. Também 
deve conter curta observação sobre resultados marcantes do experimento. 
G) Referências. 
Numere e relacione (em ordem numérica) todas as referências bibliográficas 
que você usou como fontes para informações citadas no relatório. Estas referências 
podem ser: livros ou periódicos (revistas e jornais científicos). Um exemplo de normas 
para citação das referências pode ser encontrado na revista Química Nova. 
PRESENÇA NAS AULAS 
É obrigatória a presença de todos os alunos durante toda a extensão da aula. 
Os alunos que faltarem ou se ausentarem do experimento receberão nota zero neste 
experimento. A pontualidade também é considerada. Atrasos não superiores a 10 
minutos serão tolerados. 
 
 
 
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1- Adsorção: Excesso de superfície 
 
Introdução: 
 Quando se dissolve um composto como um álcool em água, por exemplo, 
em que o soluto e o solvente apresentam características polares, começam a 
existir forças de interações que resultam em uma variação da tensão superficial 
do solvente. Esta variação é devida à atividade do soluto na solução e ocorre 
devido à maior concentração do soluto na interface da solução que no seu 
interior. Diz-se então que há adsorção na interface. 
 Quando se tem uma solução diluída, não iônica, a relação entre a 
quantidade do soluto adsorvido, a atividade do soluto e a tensão superficial é 
dada pela equação 1: 
 
 
 
(
 
 
) (1) 
Em que  é o excesso da quantidade de soluto na camada superficial por 
unidade de área (mol m-2), a é a atividade do soluto na solução e é uma 
grandeza adimensional e  é a tensão superficial. Deste modo, conhecendo-se a 
variação de  em função da atividade do soluto em uma determinada 
temperatura, pode-se obter . Em soluções diluídas, a pode ser considerada 
como a fração molar do soluto presente na solução. 
Na interface de diferentes fases, por exemplo, sólidos/gás e líquidos/gás 
geralmente concentram, em suas superfícies, gases ou substancias em solução 
e este fenômeno e denominado adsorção. A relação entre a quantidade de 
substancia adsorvida por um adsorvente e a pressão do gás ou a concentração 
da solução no equilíbrio, a uma dada temperatura, e denominada isoterma de 
adsorção. As isotermas que apresentam forma assintótica podem ser descritas 
por diferentes equações, sendo que uma delas e a de Freundlich, cuja relação 
matemática é : 
 (2) 
onde x/m é a massa da substancia adsorvida por unidade de massa do 
adsorvente, c é a concentração da solução no equilíbrio, k e n são constantes 
características do adsorvente e do soluto, a uma dada temperatura. Aplicando-se 
o logaritmo da expressão (2) obtém-se a equação (3): 
 (3) 
 
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9 
 
As constantes k e n podem ser calculadas através do gráfico . 
Nesta experiência será estudada a adsorção de acido acético em 
soluções aquosas pelo carvão ativado. Para isso, massas definidas de carvão 
ativado são colocadas em contato com uma serie de soluções de varias 
concentrações de ácido acético. Depois de estabelecido o equilíbrio, as 
soluções são filtradas e os líquidos obtidos são analisados para se determinar 
o grau de adsorção. A quantidade adsorvida em cada caso é calculada a 
partir das quantidades do soluto nas soluções inicial e final. 
Objetivos 
Estudar a adsorção do ácido acético, existente em soluções aquosas, 
pelo carvão em função da concentração do acido na solução e determinar as 
constantes de adsorção da isoterma de Freundlich. 
Materiais utilizados 
Erlenmeyers de 125 cm3, rolhas, buretas, pipetas, funis, béqueres, papel de 
filtro, carvão ativado, ácido acético 0,4 mol.L-1, hidróxido de sódio 0,05 mol L-1 e 
0,1 mol L-1, fenolftaleina. 
Procedimento experimental 
01- Colocar, em diferentes erlenmeyers numerados e contendo cada um 5 g 
de carvão ativado e pulverizado, os seguintes volumes de acido acético e água 
indicados na Tabela 1. 
Tabela 1: Volume de ácido acético e água que deve ser adicionado em cada 
erlenmeyer. 
Erlenmeyer Volume de ácido acético / cm3 Volume de água / cm3 
1 50.0 0 
2 35.0 15.0 
3 25.0 25.0 
4 15.0 35.0 
5 10.0 40.0 
6 08.0 42.0 
02- Fechar os frascos e agitar cada mistura por aproximadamente dez 
minutos, tendo o cuidado de mantê-las a temperatura ambiente, evitando 
aquecê-las com as mãos. 
03- Filtrar as soluções de cada erlenmeyer. 
04- Retirar uma alíquota de 10 cm3 do filtrado do frasco de número 1 e titular 
com hidróxido de sódio, usando como indicador a fenolftaleina. Repetir o 
procedimento para as amostras 2, 3, 4, 5 e 6. 
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Observação : As alíquotas provenientes dos frascos 5 e 6 serão tituladas com a 
solução de hidróxido de sódio mais diluída. 
Utilização dos dados 
Calculam-se as concentrações, em g/L, do ácido acético (massa molar 60 
g mol-1) nas soluções do preparadas e que foram adicionadas sobre o 
carvão, consideradas iniciais, e nas soluções obtidas por filtração, depois de 
atingido o equilíbrio. A partir destes dados, calcula-se a quantidade, x, de ácido 
acético adsorvidode 50 cm3 de cada solução em contato com 5g de carvão (m) 
e, portanto, a razão x/m. Com os valores de x/m e as concentrações de 
equilíbrio, c, constroem-se os gráficos, x/m versus c, e In (x/m) versus In c. No 
primeiro traça-se a curva de adsorção e, com o segundo, calculam-se as 
constantes k e n. 
 
Resultados a apresentar 
a. Tabela 2 preenchida. 
b. Gráfico x/m versus cfinal 
c. Gráfico In (x/m) versus In Cfinai 
d. Valores das constantes k e n . 
 
TABELA 2 : Dados experimentais, concentração de ácido acético e adsorvido sobre 
carbono. 
Frasco Concentração de ácido 
acético / g L-1 
 
 Cinicial Cfinal 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
 
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Figura 1: Gráfico x/m versus C finai 
 
 
Figura 2: Gráfico ln(x/m) versus ln C final 
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Cálculo dos valores das constantes k e n 
 
 
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2 - Espectroscopia - Cinética da Redução do Azul de Metileno 
 
 
Objetivos 
1 - Acompanhar o andamento de uma reação química em solução por método 
espectrofotométrico. 
2 - Determinar a constante de velocidade e a ordem da reação utilizando-se os 
métodos de ajuste linear e não linear de equações integradas e o método da 
velocidade inicial. 
3 – Determinar a energia de ativação para o processo 
 
Reagentes 
O azul de metileno (AM) é um corante catiônico solúvel em água ou em álcool, 
de fórmula molecular (C16H18ClN3S) e massa molar 319.85 g/mol. O AM é usado como 
um corante bacteriológico e como indicador. Sua estrutura química está representada 
abaixo. 
 
Estrutura da forma catiônica do Azul de Metileno 
O AM em sua forma oxidada é azul (MB+). Ele é facilmente reduzido à forma 
hidrogenada (azul de leucometileno, LB+) que é incolor. O reagente que usaremos 
para reduzir o AMox neste experimento é o ácido ascórbico ou Vitamina C. 
O ácido ascórbico (ASH2), de massa molar 176,1 g mol-1, é uma -lactona sintetizada 
por plantas e quase todos os animais. Em condições fisiológicas, o ASH2 é oxidado 
reversivelmente a ácido desidro ascórbico (AS) que, por sua vez, é hidrolizado 
irreversivelmente ao ácido dicetogulônico de acordo com a reação representada 
abaixo: 
C CH2OHOO
OHHO
Ácido ascórbico
O
CH2OH
OH
C
OO
O
Ácido desidroascórbico
O
OH
C
O
O
CH2HO
Ácido diceto gulônico
OH
OH
 
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15 
 
 
 
Reação 
 
A reação de redução do AMox pelo ASH2 produzindo o AMred, leva ao gradual 
descoramento da solução azul. Por esta razão, a cinética desta reação pode ser 
acompanhada espectroscopicamente, com base na redução da absorbância da 
solução em 665 nm (correspondente à cor azul) ao longo do tempo. 
 A reação pode ser esquematizada como: 
MB+ (azul) + ASH2  LB+ (incolor) + AS 
 
 
Esta reação será realizada em meio ácido, utilizando-se para isso o ácido clorídrico 
(HCl). 
 
Métodos 
Para a determinação da cinética da reação entre o corante e o ácido, as soluções e 
meios reacionais serão preparados e mantidos a 25 o C, em banho termostatizado. A 
cubeta em que será mantida a solução a ser analisada também deve permanecer 5 
minutos no banho para o equilíbrio da temperatura, antes de cada medida. 
A segunda parte do experimento envolve a determinação da energia de ativação para 
esta reação. As medidas de absorção, novamente, precisarão ter um controle de 
temperatura. 
Parte Experimental 
 
Operação do espectrofotômetro 
 
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- Ligue os banhos no início da aula e selecione a temperatura que você irá utilizar 
(15, 25, 35 e 45 oC). 
- Complete o balão com água destilada e mantenha-o no banho termostatizado. 
Essa água será utilizada para diluir a solução estoque de Azul de Metileno. 
- Realizar as medidas dos espectros de absorção em temperaturas bem 
conhecidas. 
- Acerte o zero de absorbância no espectrofotômetro com uma cubeta contendo 
água destilada na temperatura desejada. 
- Obs. 1: Confira a temperatura no banho e na água dentro da cubeta com um 
termômetro de mercúrio. 
 
As soluções de azul de metileno e ácido ascórbico já estão prontas (atenção 
para as concentrações de cada uma). 
 
Condições e acompanhamento da reação: 
 
Parte 1: Efeito da concentração inicial de Azul de Metileno, mantendo-se o Ácido 
Ascórbico constante. 
 
 
Condição 1 (C1) 
 
- Em uma cubeta de plástico, adicione 200 L de solução de AM (com uma 
micropipeta de 100 a 1000 L) e 3 mL de água destilada a 25 oC (com a pipeta de 
vidro). 
 
- Insira esta cubeta no banho para a termostatização da solução. 
 
- Em outra cubeta, adicione 200 L da solução de AA (com o auxílio de uma 
micropipeta). 
 
- Meça a temperatura da solução de AM. Quando a temperatura atingir 25 oC, 
adicione essa solução de AM na cubeta contendo AA. 
 
- Insira imediatamente a cubeta contendo as duas soluções no suporte do 
espectrofotômetro. Anote o primeiro valor de absorbância que aparecer e acione 
simultaneamente o cronômetro. Este será o seu valor de absorbância no tempo 
zero (A0). 
 
- Anote valor de absorbância em intervalos de 10 s no primeiro minuto, depois em 
intervalos de 20 em 20 s, durante o restante do tempo, até se obter um valor de 
absorbância constante. Este valor final de absorbância corresponderá à 
absorbância no tempo infinito (A). Use um cronômetro do laboratório. 
 
 
Condição 2 (C2) 
 
- Repita o procedimento usado para a condição 1, utilizando 100 L da solução de 
AM. 
 
Condição 3 (C3) 
 
- Repita o procedimento usado para a condição 1, utilizando 50 L da solução de 
AM. 
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17 
 
 
Parte 2: Determinação da energia de ativação 
Cada grupo obterá a cinética de reação do azul de metileno (AM) com ácido 
ascórbico (AA) em duas temperaturas que serão atribuídas no início do experimento. 
 
Importante!: Efetuar medidas em “duplicata” para cada temperatura. Os dados 
serão trocados entre os grupos ao final do experimento. 
Em todos os estudos as concentrações de AM e de Ácido AA serão mantidas 
constantes 1,9x10-4 mol/L e 2x10-1 mol/L. As absorbâncias serão medidas no 
comprimento de onda de 665 nm em função do tempo. 
Cuidado com a medida da temperatura! Meça a temperatura da solução na cubeta, 
antes de cada medida. 
 
Acompanhamento da reação 
 
- Em uma cubeta de plástico, adicione 200 L de solução de AM (com uma 
micropipeta de 100 a 1000 L) e 3 mL de água destilada (com a pipeta volumétrica 
de vidro). Os dois componentes estarão na temperatura do banho. 
 
- Insira esta cubeta no suporte do espectrofotômetro para termostatização da 
solução. 
 
- Meça a temperatura da solução de AM, até que fique estável. Anote então a 
temperatura na qual a reação vai ocorrer. 
 
- Quando a temperatura da solução dentro da cubeta atingir o equilíbrio, adicione 
EM OUTRA CUBETA (NÃO FAÇA A ADIÇÃO ANTES DISSO), 200 L da solução 
de AA (com o auxílio de uma micropipeta). 
 
- Retire a cubeta de AM que está no espectrofotômetro e adicione o seu conteúdo 
na cubeta contendo a solução de AA. 
 
- Insira (IMEDIATAMENTE) a cubeta contendo as duas soluções misturadas no 
suporte do espectrofotômetro. Anote o primeiro valor de absorbância que aparecer 
e acione simultaneamente o cronômetro. Este será o seu valor de absorbância no 
tempo zero. 
 
- Anote valor de absorbância em intervalos de 10 s no primeiro minuto, depois em 
intervalosde 20 em 20 s, durante o restante do tempo, até se obter um valor de 
absorbância constante. 
 
 Repita o procedimento descrito acima na outra temperatura que foi atribuída ao 
seu grupo. 
 
Relatório: 
Apresentação dos dados 
 
- Limite a Introdução a uma página. 
- Na parte experimental, escreva também as modificações que eventualmente foram 
feitas. 
- Não é necessário apresentar as tabelas de dados de absorbância x tempo. 
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18 
 
- Apresente as curvas exponenciais de absorbância de AM x tempo para os 
experimentos nas condições C1, C2 e C3 a 25 oC. Coloque as 3 curvas em uma 
mesma figura para facilitar a comparação. 
- Na mesma figura acima, faça o ajuste não linear de primeira ordem das 3 curvas 
e calcule as constantes de velocidade de pseudo-primeira ordem da reação em 
cada caso. 
- Faça o gráficos de ln[(A - At)/(A-A0)] versus tempo para as 3 condições e 
calcule as constantes de velocidade de pseudo-primeira ordem em cada caso, 
lembrando que ln[A] = -kT+lnA[A0] e k=a. Compare estas constantes com as 
obtidas pelo ajuste não linear. 
- Calcule as velocidades iniciais (vi) a partir das curvas exponenciais, através da 
regressão linear dos trechos iniciais das mesmas. Faça uma outra figura só com os 
trechos usados na regressão. Apresente os valores de vi em uma tabela. 
- Calcule a ordem da reação a 25o C em relação ao AM, através do método da 
velocidade inicial (isolamento). 
- Faça as curvas de absorbância de AM x tempo numa mesma figura para os 
experimentos realizados nas temperaturas diferentes (15, 25, 35 e 45 oC). Nesta 
mesma figura, calcule as constantes de velocidade das curvas, através do ajuste 
não linear (reação de primeira ordem). Use o mesmo tutorial que você usou na 
parte do experimento que trabalhou a variação de concentração. 
- Faça um gráfico de ln k em função do inverso da temperatura, 1/T ( em K-1). 
- Estime a energia de ativação da reação a partir do gráfico de Arrhenius, lembrando 
que no gráfico de Arrhenius, lnK = ln Z – Ea (1/T) e, portanto, a inclinação da reta 
= Ea/R 
 
Questões: 
 
Você deve concentrar o relatório na elaboração dos tópicos que estão direcionados na 
forma de perguntas (em Discussão). 
 
1. Compare os valores de constantes de velocidade obtidos pelos diferentes 
métodos, e para um mesmo método, em diferentes concentrações. Discuta 
as razões para eventuais diferenças. 
2. Descreva o método das velocidades inicias para determinação de ordens 
de reação. Por que a aplicação deste método apenas é válida para as 
velocidades iniciais? Explique como vocês definiram a região do gráfico 
para o qual esta hipótese é valida. 
3. Calcule a meia-vida a partir dos valores de constante de velocidade. 
Explique o que ela significa, e a que reagente se refere. Comente sobre o 
uso do ter o “ e -v d ” p r sótopos r d o t vos. 
4. Diferencie um processo que é termodinamicamente favorecido de um que é 
cineticamente favorecido. 
5. Todas as reações ficam mais rápidas em temperaturas maiores? Todas as 
reações produzem mais produtos, em longo prazo, se aumentarmos a 
temperatura? 
6. Comente os resultados obtidos neste experimento. O modelo de Arrhenius 
é adequado para esta reação? 
7. Estudando a mesma reação de AM com AA (nas mesmas temperatura e 
concentrações), mas em meio fortemente ácido, observou-se que a 
velocidade da reação aumenta cerca de 10 vezes. Comente por que isto 
ocorreria. 
 
REFERÊNCIAS 
1. Atkins P. W.; "Physical Chemistry"; 5th ed., Oxford Univ. Press, Oxford (1994). 
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19 
 
2. Lev e, .N., “Phys he stry”, M Gr w H Boo o., 2 d Ed t o , 983 
3. D.P Schoemaker, C.W. Garland e J.W. Nibler, Experiments in Physical Chemistry, 
McGraw-Hill Edition, N.Y, 1989, 5a ed. 
4. J.L.L th , “ ét e e e t r de re ção” Fu d. ouste Gu be , 974 . 
 
Resultados: 
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3 - Aspectos da espectroscopia de Absorção: Lei de Beer e 
Determinações simultâneas 
Objetivos: 
- Verificação da Lei de Beer, bem como seus desvios químicos em solução aquosa. 
- Utilizar o princípio da aditividade da Lei de Beer para realizar a determinação 
espectrofotométrica simultânea. 
Parte 1: Obtenção dos espectros: 
 Obter os espectros de absorção para as soluções, encontrar os máximos de absorção 
e escolher os comprimentos de onda para as determinações posteriores. 
Materiais: 
Solução estoque de Cr (III) 0.05 mol L-1 
Solução estoque de Cr(VI) 100mg L-1 
Solução estoque de Co(II) 0,188 mol L-1 
5 Balões volumétricos de 25 mL 
10 balões volumétricos de 100 mL 
1 pipeta graduada de 10 mL 
1 pipeta volumétrica de 2 mL 
1 pipeta volumétrica de 5 mL 
3 Béqueres de 100 mL 
2 Cubetas 
Obter os espectros de absorção para estas soluções. 
Parte 2: Lei de Beer 
Obter os espectros de absorção das soluções de Co (II) e Cr (III). Verificar a existência 
da relação linear entre a concentração e a absorbância de um composto. 
Materiais: 
Solução estoque de Cr(VI) 50 mg L-1 
Solução de H2SO4 0,1 mol L-1 
Solução de Difenilcarbazida (5 g L-1 em Acetona) 
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Balões volumétricos de 100 mL 
Pipetas volumétricas e graduadas 
Construção da curva analítica 
Preparar, por diluição, 100 mL de solução 10 mg L-1 de Cr (VI) 
Com esta nova solução, preparar em balões de 100 mL, soluções de 0.4, 0.8, 1.6 , 3.2 
e 6.4 mg L-1 da seguinte maneira: 
Em cada um desses balões, adicionar 25 mL de ácido sulfúrico e 2 mL da solução de 
difenilcarbazida, o volume adequado da solução do Cr (VI), completando o volume 
com água destilada. 
Faça 6 medidas sucessivas do valor de intensidade para o branco. Neste 
procedimento você deve simular uma medida removendo a cela do espectrofotômetro 
descartando a solução de ácido e recolocando outra na cubeta para efetuar a próxima 
medida. Calcule o desvio padrão das 6 medidas do branco. 
Obter os valores de absorção no valor máximo determinado pela obtenção do espectro 
total. 
 Análise de uma amostra 
Complete o volume do balão que contém a amostra desconhecida com 25 mL de 
ácido sulfúrico, 2 mL da difenilcarbazida e água. Meça a absorbância. 
 Desvios da Lei de Beer 
A partir de uma solução estoque de 50 mg L-1 de Cr (VI), prepare soluções com as 
concentrações de 2, 4, 6, 8 e 10 mg L-1 em H2SO4 1 mol L-1. 
A partir dessa mesma solução estoque de Cr (VI), prepare as soluções nestas 
mesmas concentrações, mas usando água como solvente. 
Faça a leitura das absorbâncias para estas soluções em 450 nm. Atenção para o 
branco!!! Ácido no primeiro caso e água no segundo!!!! 
Parte 3: Determinação Espectrofotométrica Simultânea 
Solução estoque de Cr (III) 0.05 mol L-1 
Solução estoque de Co(II) 0,188 mol L-1 
Balões volumétricos de 25 mL 
Pipetas volumétricas e graduadas 
Béqueres 
Prepare uma mistura de Cr (III) e Co(II) pipetando 10 mL da solução estoque de Cr (III) 
e 10 mL da solução estoque de Co(II). Adicionar em um balão volumétrico de 25 mL e 
adicionar água. 
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Obter o espectro de absorção da mistura (400 a 625 nm) 
Escolher dois comprimentos de onda para a realização das medidas para a 
determinação simultânea. 
Cálculo das absortividades 
A partir da solução estoque de Cr (III), preparar soluções nas concentrações: 0.0100, 
0.0200, 0.0300 e 0.0400 mol L-1 em balões de 25 mL 
A partir da solução estoque de Co (II), preparar soluções nas concentrações: 0.0376, 
0.0757, 0.1128 e 0.1504 mol L-1 em balões de 25 mL.Faça as medidas de absorbância destas soluções, inclusive das soluções estoque, 
nos dois comprimentos de onda escolhidos para a análise. 
Determinação simultânea 
Dilua a amostra recebida num balão de 25 mL, completando o volume com água. 
Faça as medidas de absorção nos dois comprimentos de onda escolhidos. 
Dados para o relatório: 
Lei de Beer: 
-Obter a curva analítica, mostrando a equação da reta e o ajuste (R2) 
- Determinar a sensibilidade, através do desvio padrão das medidas de absorbância 
do branco. 
- Determinar o ruído. 
- Determinar o limite de detecção. 
- Determinar o limite de quantificação. 
- Mostrar a faixa linear. 
- Verifique a obediência à Lei de Beer, dê a sua opinião. 
- A partir da curva analítica obtida, determine o teor de Cr (VI) na amostra problema, 
mostre no gráfico. 
Desvios Químicos da Lei de Beer: 
- Construa os gráficos de Absorbância x [Cr (VI)] para os dois solventes empregados. 
Comente em qual dos casos ocorre o desvio da lei de Beer e explique por que este 
desvio ocorreu. 
Determinação simultânea: 
- Compare o espectro obtido para a mistura de Cr (III) e Co (II) com aquele obtido pela 
soma dos espectros individuais obtidos na parte 1 do experimento. A partir desses 
resultados, o que se pode dizer sobre a aditividade das absorbâncias? 
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- Justifique o motivo da escolha de dois comprimentos de onda para a análise da 
amostra problema. 
- Obtenha as absortividades das duas espécies, nos dois comprimentos de onda, a 
partir da Lei de Beer e calcule as concentrações de Cr (III) e Co (II) na amostra. 
 
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4 - Síntese do polímero Uréia-formaldeído 
 
Introdução 
Ao longo das últimas décadas, temos observado uma crescente substituição de 
produtos naturais, como madeira, alumínio, cerâmica e algodão, por produtos 
poliméricos sintéticos, como PVC, poliéster e polímeros condutores, pois os últimos 
atendem às necessidades do homem tão bem quanto os primeiros, ou melhor. 
As vantagens dos polímeros sintéticos são: a capacidade de serem moldados e 
a possibilidade de se reunir, em um único material, várias características, tais como: 
leveza, resistência mecânica, transparência, condutividade ou isolamento 
elétrico,isolamento térmico, flexibilidade, dentre outras. 
 
Sobre o polímero uréia-formaldeído e outros polímeros 
A resina uréia-formaldeído foi sintetizada pela primeira vez em 1929 e pertence 
ao grupo dos polímeros termorrígidos. Estes polímeros apresentam as seguintes 
características: 
• o re ção à estrutur : 
- são amorfos; 
- possuem ligações cruzadas. 
• Propriedades físicas: 
- não amolecem quando aquecidos; 
- são quebradiços. 
- quando aquecidos, tornam-se infusíveis e insolúveis; 
Desta forma, por ser termorrígido, o polímero uréia-formaldeído só pode ser moldado 
durante a síntese, diferente dos polímeros termoplásticos, que, por não possuírem 
ligações cruzadas, podem ser fundidos e remodelados várias vezes. 
Outra classe de polímeros é a dos elastômeros, que possuem quase todas as 
características dos termorrígidos, exceto que não são rígidos e quebradiços, mas sim 
elásticos. Os elastômeros e os termorrígidos pertencem ao grupo dos termofixos. 
Abaixo, são listados os polímeros mais comumente encontrados, de acordo com os 
grupos: 
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• Ter orríg dos: res s uré -formaldeído, fenol-formaldeído e melamina-formaldeído 
e anilina-formaldeído. 
• Ter op ást os: po rbo to P , po uret o PU , po oreto de v PV , 
poliestireno (PE) e polipropileno. 
• E stô eros: e ást os e borr h s. 
 
Figura 1: Representação da estrutura do polímero uréia-formaldeído 
 
Aspectos específicos da reação de formação do polímero uréia-formaldeído 
A respeito da reação de polimerização de uréia-formaldeído, sabe-se que ela é 
extremamente exotérmica e que libera água (reação de condensação). O mecanismo 
da reação consiste em um ataque nucleofílico da uréia sobre o eletrófilo, formaldeído. 
As primeiras etapas da reação, catalisada em meio ácido, estão representadas 
na figura a seguir a seguir. O H2N-CO-N=CH2, por sua vez, ataca outro formaldeído 
protonado, dando continuidade à reação de polimerização. Diz-se que a uréia e o 
formaldeído são os monômeros desse polímero, pois é a partir dessas moléculas que 
ele é formado. 
 
Figura 2: Representação das primeiras etapas da reação de polimerização do 
polímero uréia-formaldeído. 
Outras aplicações da resina uréia-formaldeído 
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O polímero uréia-formaldeído pode ser sintetizado de outras formas além desta 
apresentada nesse experimento, adquirindo características diferentes e permitindo que 
tenha diversas aplicações no mercado. Ele pode ser usado, por exemplo: como vidro 
plástico; na fabricação de objetos translúcidos; em vernizes e resinas e na fabricação 
de fórmica. 
 
Objetivos 
Esta experiência tem como objetivo mostrar como pode ser sintetizado e 
modelado um polímero a partir da uréia e do formaldeído. Dessa forma, poderemos 
aprofundar um pouco mais no assunto e explorar a característica mais marcante dos 
plásticos, que é a capacidade de serem modelados. 
 
Materiais 
30g de uréia comercial 
57 mL de formaldeído 37% m/v 
50 mL de hidróxido de sódio 7% m/v 
ácido clorídrico 0,1 mol/L (serão usados menos que 20mL) 
corantes alimentícios (se disponível) 
1 de 250 mL e 3 de 50 mL e 1 proveta de 100 mL 
Espátula, conta-gotas e bastão de vidro 
Balança 
ebulidor 
Fôrma 
 
Procedimento experimental 
 
- Colocar aproximadamente 200 mL água no béquer de 600mL e aquecer até a 
temperatura de ebulição. 
- No béquer de 250 mL, adicione a uréia, o formaldeído e o hidróxido de sódio. 
- Em seguida, aqueça o sistema em banho-maria, à temperatura de ebulição da água, 
para que a uréia dissolva. Agite com o bastão de vidro para ajudar na dissolução. 
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- Quando a uréia estiver toda dissolvida, retire o sistema do banho-maria e o resfrie 
com água corrente ou em banho de gelo, sempre agitando com o bastão de vidro, até 
o sistema ficar bastante turvo, com coloração esbranquiçada. 
- Adicione fenolftaleína ao sistema, o qual adquirirá coloração rosa devido ao hidróxido 
de sódio. 
- Em seguida, adicione o ácido clorídrico concentrado com um conta-gotas, 
vagarosamente, até a mistura perder o tom rosa. 
Neste ponto, adicione os corantes, caso contrário, a resina ficará branca. 
- Coloque o sistema de volta no banho-maria, sob agitação constante, por dois 
minutos. 
- Quando o sistema estiver quente, recomece a adicionar o ácido clorídrico (~3 mol L-1) 
gota a gota, até que a mistura fique mais consistente, como um mingau. 
- Logo em seguida transfira a mistura para um molde. 
- Após aproximadamente 40 minutos, quando o material já tiver resfriado e estiver 
seco, retire-o do molde. 
Resultado 
A resina obtida parece um gesso. 
 
 
 
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5 - Parâmetro de solubilidade de polímeros. 
 
Introdução 
Inúmeras aplicações de soluções de polímeros são encontradas na Indústria 
farmacêutica, de alimentos, de cosméticos, de tintas e vernizes, de processamento de 
petróleo e de mineração. Portanto é essencial o conhecimento dos parâmetros de 
solubilidade de polímeros e das propriedades de suas soluções. 
A interação de polímero-solvente pode ser explicada em termos de volume 
hidrodinâmico e o conceito de bom e mau solvente é de fundamentalimportância e, 
com isso, se pode obter diversas informações sobre os polímeros que vão desde a 
determinação de sua massa molecular até informações sobre tamanho e forma de 
partículas e dimensões de cadeia. Um bom solvente é aquele que dissolve qualquer 
quantidade de polímero numa faixa de temperatura compreendida entre seu ponto de 
fusão e seu ponto de ebulição e um mau solvente é aquele que não é capaz nem de 
dissolver nem intumescer (inchar) um polímero. A adição gradativa de um mau 
solvente a uma solução de um determinado polímero num bom solvente provoca sua 
precipitação. No entanto, há situações em que uma mistura de dois maus solventes 
tem a capacidade de dissolver um polímero, neste caso, o processo de solubilização é 
denominado de co-solvência. É importante, portanto, sempre ter em mente a regra de 
que semelhante dissolve semelhante que, embora limitada, é útil para se intuir que 
compostos atuam como bons solventes para um determinado polímero. No entanto, 
outras variáveis inerentes à estrutura do polímero também influem na solubilidade do 
polímero como, por exemplo, a alta cristalinidade e altas massas moleculares que têm 
efeito negativo e torna mais difícil a escolha de um solvente apropriado. Para dissolver 
um polímero é necessário que as interações entre os segmentos da cadeia polimérica 
e o solvente sejam maiores do que as interações solvente-solvente e polímero-
polímero. Em termos quantitativos, a dissolução vai ocorrer pela diminuição da energia 
livre do sistema: 
ΔG
m 
=ΔH
m 
− TΔS
m
 
Como se pode perceber, o aumento de entropia naturalmente ocorre durante o 
processo de dissolução. Em um polímero no estado sólido, suas cadeias estão 
entrelaçadas, e os movimentos brownianos moleculares estão confinados à pequenos 
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30 
 
segmentos. Em solução, as cadeias se expandem e ganham liberdade para 
movimentos translacionais regidos pelas diferentes conformações que possam 
 ssu r. ΔS é e tão u ção do peso o e u r do po í ero, e o á u o teór o de ΔS 
é dado pela contribuição das diferentes conformações estatísticas que a cadeia 
macromolecular pode assumir em solução: 
ΔS = k • ln Ω 
O de K é o st te de Bo tz , e Ω é o ú ero de possíve s o or ções 
que a cadeia polimérica pode assumir. 
Um recurso muito utilizado para quantificar  se faz pela probabilidade de 
distribuição de segmentos poliméricos numa rede tridimensional (termodinâmica 
estatística). Nesta rede ou retículo, cada espaço pode ser preenchido por uma 
molécula de solvente ou por uma unidade da cadeia polimérica, conforme a Figura 1: 
 
a) b) 
Figura 1: a)Soluto monomérico/solvente; b) soluto polimérico/solvente. 
A figura 1 mostra que um provável valor de  para solutos de baixo peso 
molecular é sempre muito maior do que para solutos poliméricos contendo o mesmo 
número de unidades. A probabilidade de preenchimentos de unidades de soluto de 
baixo peso molecular em cada espaço da rede é maior do que no caso das unidades 
poliméricas. Isto se deve união que existe entre as unidades do soluto polimérico, pois 
a probabilidade de fixar de uma unidade polimérica num determinado retículo é 
restringida pelas posições relativas das unidades vizinhas. 
Devido à restrição de mobilidade pelo comprimento das cadeias, a variação de 
entropia geralmente é pequena e a variação de entalpia pode ser escrita como: 
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 [(
 
 
⁄ )
 
 (
 
 
⁄ )
 
]
 
 
Em que Vm é o vo u e tot de stur , ΔE representa a energia de vaporização para 
o estado gasoso à pressão zero (ou seja, é a energia gasta para a separação infinita 
das moléculas constituintes de i), 1e 2 são frações volumétricas dos componentes 1 
e 2; por convenção o polímero é o componente 2. O ter o ΔE /V representa a energia 
de vaporização por cm
3
. Este termo é conhecido como Densidade de Energia Coesiva. 
Na maioria dos casos, a entalpia de mistura polímero-solvente é ligeiramente 
positiva, salvo os casos em que há uma forte interação de dipolos ou uma interação 
por ponte de hidrogênio entre os segmentos poliméricos e o solvente. Isto significa que 
 d sso ução o orre se os ter os ΔE1 /V1 e ΔE2 /V2 forem bastante próximos. A raiz 
quadrada da densidade de energia coesiva é conhecida como o Parâmetro de 
So ub d de δ , uj u d de GS é 
3
)
1/2
, e SI é (J.m
3
)
1/2
. Portanto, a 
miscibilidade de um polímero em um determinado solvente é avaliado 
qu t t t v e te pe d ere ç δ -δ2. O p râ etro de so ub d de de u so ve te 
pode ser obtido através de sua entalpia de vaporização (Hvap), segundo a Equação: 
 [( ) ]
 
 
E para uma mistura de solventes, o parâmetro de solubilidade pode ser dado por: 
 
 
 
 
Em que x é a fração molar e V é o volume molar dos respectivos solventes 
componentes da mistura. 
Medidas absolutas do parâmetro de solubilidade para polímeros não são 
obtidas devido à impossibilidade de vaporização dos polímeros. O que se faz, 
geralmente, é determinar estes valores por comparação aos valores estabelecidos 
para os solventes. Neste caso faz-se teste de solubilidade de um determinado 
po í ero e d ere tes so ve tes o d st tos v ores de δ. O v or de δ do po í ero 
será de mesma magnitude do valor do solvente que apresentar uma maior interação 
com o polímero, ou através de uma média entre valores próximos referentes a um 
conjunto de bons solventes. 
 Existem polímeros que devido ao alto grau de reticulação de suas cadeias, não 
podem ser dissolvidos, ou seja, suas cadeias não podem ser separadas, a não ser que 
se promova a destruição do material. Eles, no entanto, sofrem um processo de 
inchação (intumescimento) produzindo géis de polímero-solvente e que demonstra sua 
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afinidade por um determinado solvente e acaba por ser considerado um processo de 
solubilidade. O grau deste intumescimento depende da interação polímero-solvente e 
do grau de reticulação do polímero e se o intumescimento ocorre com alto grau, o 
parâmetro de solubilidade do polímero é equivalente ao do solvente com maior 
capacidade de intumescimento. Assim, uma relação gráfica entre o grau de 
intumescimento e o parâmetro de solubilidade do solvente permite também obter o 
parâmetro de solubilidade do polímero. 
Objetivo: 
 Determinar o parâmetro de solubilidade dos polímeros: poliestireno, ureia-
formaldeído e látex pelo processo do intumescimento e por medidas de 
viscosidade. 
Procedimento: 
Ensaio de intumescimento: 
Pesar os pedaços dos polímeros e acondicioná-los em frascos individuais. 
Polimeros: Silicone, Estireno-Divinilbenzeno e Ureia-Formaldeído. 
Adicione aos frascos, 10 mL de solvente (citados na Tabela 1). Repita para cada um 
dos solventes e polímeros. 
Vede bem os frascos e aguarde por 2 horas. 
Após este período, retire os pedaços de polímero dos frascos, seque-os bem e pese-
os novamente. 
Aguarde por mais 30 minutos e repita o procedimento de pesagem. (sem retornar ao 
frasco com o solvente) 
 
 
 
 
 
 
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Tabela 1 – Solventes utilizados para intumescimento de polímeros. 
Solvente Parâmetro de Solubilidade δ(cal cm3)1/2 
Acetona 9,9 
Clorofórmio 9,2 
Metanol 14,3 
Etanol 12,9 
Heptano 7,4 
Ciclohexano 8,18 
Tolueno 8,9 
THF 9,5 
Tetracloreto de Carbono 8,6 
Benzeno 9,2 
 
 
Tratamento dos dados 
Ensaio de intumescimento: 
 Calcule m/m (intumescimento gravimétrico). m é a variação do peso do 
material e m é a massa inicial de polímero utilizada parao procedimento. 
 Mostre em uma tabela seus valores 
 Construa o gráfico de m/m em função dos parâmetros de solubilidade dos 
solventes usados no experimento e baseado neste gráfico, indique o valor do 
parâmetro de solubilidade de cada um dos polímeros. 
 Dê as estruturas químicas dos polímeros utilizados e com base nas 
informações de comportamento que estas estruturas sugerem, comente os 
resultados obtidos. 
Tabela 
 
 
 
 
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Figura: curvas de m/m em função dos parâmetros de solubilidade 
 
 
Cálculos do parâmetro de solubilidade e estrutura dos polímeros 
 
 
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6 - Viscosidade de soluções poliméricas e determinação da massa molar. 
 
Introdução: 
O parâmetro de solubilidade está intimamente relacionado às propriedades de 
cadeia dos materiais poliméricos e alguns materiais podem ser classificados como 
monoméricos quando apresentam comportamento distinto. Também percebemos que 
se uma propriedade do material é afetada, outras também o são e, portanto, a 
viscosidade das soluções, que são resultado do parâmetro de solubilidade e das 
interações entre bons solventes, maus solventes e o material polimérico, também são 
dependentes das características das macromoléculas e do seu tamanho de cadeia. 
Ora, se isto é verdade, a determinação da viscosidade de soluções diversas de um 
mesmo polímero deve ter um fator em comum, que se relaciona à massa molar 
viscosimétrica do material. Este experimento, portanto, tem o intuito de ilustrar a 
dependência da viscosidade com a massa molar do polímero e fornecer um método 
bastante eficiente de se determinar a massa molar viscosimétrica de soluções diluídas 
de polímeros. 
A viscosidade, representada pela letra grega , pode ser considerada como a 
medida da resistência de um material à fluência. A unidade de viscosidade no sistema 
CGS é Poise, que corresponde a dina.s.cm-2. A unidade no sistema SI é Pascal (Pa), 
que corresponde à N.s.m-2. A relação entre as duas unidades é: 10 Poise = 1 Pa. Os 
valores de viscosidade variam amplamente com a temperatura, e diminuem à medida 
que a temperatura aumenta. Quantitativamente, esta dependência segue a relação de 
Arrhenius: 
[ ] 
A viscosimetria de soluções diluídas concerne principalmente à medida 
quantitativa da contribuição do aumento da viscosidade do solvente pela presença das 
partículas isoladas do soluto (partícula hidrodinâmica). Quando o soluto é polimérico, 
tais medidas permitem obter informações a respeito das dimensões da cadeia, do 
formato e tamanho da partícula de polímero (volume hidrodinâmico), e de sua massa 
molecular. 
A viscosidade de soluções poliméricas diluídas pode ser obtida em 
comparação á viscosidade de solvente puro, utilizado na preparação das soluções. 
Assim, para se determinar a viscosidade destas soluções, utiliza-se o método da 
determinação da viscosidade capilar, que se baseia na lei de Poiseuille. Esta lei 
permite estabelecer uma relação entre o tempo de fluência e a viscosidade de um 
líquido através de um capilar: 
[ ] 
 
 
 
 
 
 
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Em que R é o raio do capilar, P é a diferença de pressão entre as extremidades 
do capilar, l é o comprimento do capilar, Q (= V/t) é a velocidade de fluxo volumétrico, 
V é o volume do líquido e t é o tempo de fluência. 
Normalmente, a diferença de pressão nas extremidades do capilar é dada pela 
diferença de alturas dos níveis das mesmas extremidades quando a fluência é 
induzida pela força da gravidade, e portanto, depende da densidade da solução. 
Na equação acima, as variáveis R, l e V são relativas ao viscosímetro, e P 
depende da densidade do líquido. Em medidas de viscosidade relativa, os termos se 
cancelam se as soluções forem bem diluídas, quando a variação da concentração com 
a densidade das soluções é desprezível. No entanto, medidas únicas de viscosidade 
necessitam do conhecimento acurado de tais variáveis. Estes termos podem ser 
englobados por uma única constante, necessitando apenas a calibração do 
viscosímetro com um líquido de viscosidade definida. 
A viscosidade pelo método capilar pode ser determinada com o auxílio de 
viscosímetros capilares e existem diversos tipos destes aparelhos, como mostra a 
figura 1: 
 
 
Figura 1: Viscosímetros 
(a) Viscosímetro de Ostwald: É o mais simples de todos. A pressão exercida 
sobre o fluido (fazendo com que desça pelo capilar) é proporcional à diferença de 
altura dos dois níveis e a densidade do fluído. Para garantir a reprodutibilidade das 
medidas é necessário usar exatamente o mesmo volume de solução para todas as 
medidas. 
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37 
 
(b) Viscosímetro de Cannon-Fanske: A inclinação do tubo capilar permite que 
o centro das duas superfícies estejam sempre na mesma linha vertical, mesmo que o 
viscosímetro esteja posicionado com uma leve inclinação. Isto diminui erros decorridos 
pela diferença das alturas devido a um leve desnivelamento do viscosímetro entre uma 
medida e outra. No entanto, também tem a mesma limitação quanto ao volume fixo de 
carga. 
(c) Viscosímetro de Ubbelohde: Neste caso não há mais necessidade de 
volume constante de carga devido à equivalência da pressão na extremidade inferior 
do p r pe o ter e ro “br ço”. O vo u e que u tr vés do p r é o restr to 
pelos dois meniscos). Outra vantagem deste viscosímetro é que diluições sucessivas 
podem ser realizadas no interior do viscosímetro sem a necessidade de descarga. 
TERMOS VISCOSIMÉTRICOS: 
Como a viscosimetria pode fornecer informações importantes a respeito da 
morfologia da partícula hidrodinâmica, os termos viscosimétricos concernem 
principalmente à contribuição do soluto no incremento de viscosidade do solvente. O 
primeiro termo, refere-se à relação entre a viscosidade do soluto e do solvente puro, 
portanto rel >1 e é adimensional. Medidas em viscosímetro capilar, rel é obtido pela 
relação entre o tempo de fluência da solução e o tempo do solvente: 
rel = t/t0 (adimensional) 
Outro termo de fundamental importância é a viscosidade específica: 
sp= rel-1 = (t-t0)/t0 
Que também é adimensional. 
Outra é a viscosidade reduzida: 
 
 
 
 
Que tem unidade de massa/volume e depende da concentração do soluto. 
A viscosidade inerente: 
 
 
 
 
E por fim, a viscosidade intrínseca, que é obtida pela extrapolação gráfica da 
relação da viscosidade reduzida com a concentração e tem unidade de volume / 
massa. Exprime o efeito de uma partícula isolada (sem influências de interações 
intermoleculares) sobre a viscosidade do solvente: 
[ ] 
 
 
 
 
É obtida graficamente, de uma curva de [] versus c e seu valor corresponde à 
extrapolação da curva. 
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 A viscosidade intrínseca de uma solução está relacionada com a massa molar 
viscosimétrica média pela equação de Mark-Houvink aplicada a um polímero não 
fracionado: 
[ ] ( ̅ )
 
Em que K e a são constantes que dependem do polímero, do solvente e da 
temperatura e estão listados na literatura. 
 
Objetivo 
Determinar a massa molar média volumétrica ̅̅ ̅̅ de um polímero, usando o método 
viscosimétrico. 
 
 
Procedimento 
Usando poli(álcool vinílico) como soluto e água como solvente, prepare as 
soluções poliméricas de concentrações bem determinadas e mantenha-as em banho 
termostatizado a 35 °C. 
Usando um viscosímetro de Ostwald, determine o tempo de e fluxo para cada 
solução polimérica preparada por você, com concentraçõesdistintas, obtendo para 
cada uma delas, um valor de t correspondente. Também repita esta medida por 
4vezes, dando o valor médio e o desvio padrão. 
 Em seguida, proceda da mesma maneira do solvente puro (t0). Repetir esta 
medida por mais 4 vezes, dando o valor da média e o desvio padrão. 
Tratamento dos dados 
 Construa um gráfico, apresentando as curvas de red x c e iner x c. Extrapole 
as duas curvas para c=0 e determine o valor de []. 
 Calcule a Massa Molar Viscosimétrica Média segundo a relação de Mark-
Houvink. Busque na literatura os parâmetros para o uso da equação. 
 Comente sobre os diferentes tipos de viscosidade apresentados no texto. 
 Comente sobre falhas no método e sugira um método mais eficaz para a 
determinação de massa molar de polímeros. 
Bibliografia sugerida: 
E. Brandrup e E.H. Immergut, Handbook of Polymer Science, Wiley, 2nd 
Ed.,1975 
 
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Figura 1 : red x c e iner x c 
 
Calcule a Massa Molar Viscosimétrica Média segundo a relação de Mark-Houvink 
 
 
 
 
 
 
 
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41 
 
7- Caracterização de polímeros por FTIR e RMN 
 
Espectroscopia de Absorção na região do Infra-vermelho – FTIR 
 
Introdução: 
 A espectroscopia no infravermelho se baseia no fato de que as ligações 
químicas das substâncias possuem frequências de vibração específicas, que 
necessitam de quantidades de energia exatamente conhecidas para ocorrer e estas 
energias correspondem a níveis de energia da molécula que chamados de níveis 
vibracionais. Tais frequências dependem da forma da superfície de energia potencial 
da molécula, da geometria molecular, das massas dos átomos e eventualmente do 
acoplamento vibrônico. 
 Quando se faz passar através de um material radiação eletromagnética, pode 
haver uma interação desta radiação com estes estados de energia das moléculas 
constituintes do material, levando à absorção de parte desta radiação e resultando em 
algum efeito que pode ser medido. Mas esta absorção ou interação somente ocorrerá 
se a energia da radiação eletromagnética for ressonante com os níveis de energia 
característicos para cada processo da molécula, ou seja, devem envolver a mesma 
quantidade de energia. Por exemplo, se a radiação incidente tiver um valor de energia 
similar ao necessário para movimentos de vibração de alguma ligação química deste 
composto em questão, então a radiação será absorvida por este material para que ele 
possa vibrar. Portanto, determinar os valores destas energias é de fundamental 
importância para se caracterizar um processo ou mesmo para se conhecer a 
identidade de um dado material. 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: composição da radiação eletromagnética. 
 No entanto, nem todos os compostos ou nem todos os movimentos 
vibracionais são ativos no infravermelho, ou seja, nem todos os movimentos de 
vibração são capazes de absorver energia na região do infra-vermelho. Para que seja 
ativa, uma substância deve apresentar os seguintes pré-requisitos: 
1. Deve apresentar um modo normal de vibração 
2. O modo normal de vibração deve apresentar momento de dipolo. Se a 
molécula não apresenta um momento de dipolo diferente de zero, não será 
capaz de absorver luz no IV 
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3. Este momento de dipolo deve variar com a coordenada normal 
4. A derivada do momento de dipolo também deve ser diferente de zero. 
 
 Lembrando -se que um modo normal de um sistema oscilatório é a frequência 
na qual a estrutura deformável oscilará ao ser perturbada e que para cada estrutura 
existe um conjunto destas frequências que é único. 
 Assim, existem diversos tipos de movimentos vibracionais que são capazes de 
absorver energia nesta faixa de radiação e entre os mais comuns estão: estiramento 
simétrico, estiramento assimétrico, tesoura, rotação, wag e twist. 
 Cada movimento de vibração é responsável por uma linha de absorção no 
espectro total de absorção no IV. Para medir, hoje em dia, se utiliza a difundida técnica 
do FTIR ( Infra-vermelho com transformada de Fourrier). 
 A espectrometria FTIR permite a determinação automatizada dos parâmetros 
de maior importância na caracterização dos mais variados compostos, desde gases, 
passando por líquidos puros e misturas, até materiais sólidos com durezas e 
transparências distintas. Consiste em uma metodologia que: 
- origina rapidamente uma informação sumária sobre o produto, 
- não é poluente já que não utiliza reagentes, 
- não necessita empregar pessoal especializado para ser operada em rotina, 
- é versátil, podendo ser direcionada para outras determinações complementares. 
 A metodologia de análise por FTIR não constitui um processo de análise 
absoluto. O valor analítico do parâmetro a determinar é obtido pela aplicação de um 
algoritmo em que são compensadas as contribuições de interferentes relativamente ao 
valor que seria obtido da ponderação direta das absorbâncias nos diversos 
comprimentos de onda. Para tanto, o espectrofotômetro emprega um interferômetro de 
Michelson. Nesse interferômetro, um feixe de luz monocromático atravessa um 
espelho semi-transparente que faz com que o feixe incidente seja dividido em dois. 
Uma parte da luz é transmitida através desse espelho até atingir outro espelho à 
direita que reflete de volta a luz para o espelho semi-transparente. Ela então é refletida 
para o detector, localizado a um ângulo de 90 O a partir do espelho semitransparente. 
A outra parte da luz é refletida pelo espelho semi-transparente até o espelho na parte 
superior, onde é novamente refletida, passando através do espelho semi-transparente 
até o detector. 
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Figura 2: Interferômetro de Michelson. 
 Quando os dois componentes da luz são recombinados no detector, pode 
haver uma diferença de fase entre eles, já que eles podem ter percorrido caminhos 
diferentes, gerando o que se chama de interferograma. Estes feixes interferem 
construtiva ou destrutivamente, dependendo da diferença de caminho. Se os dois 
caminhos percorridos forem iguais ou diferirem por um número inteiro de comprimento 
de onda, ocorre uma interferência construtiva e é registrado um sinal forte no detector. 
Se, no entanto, a diferença for um número inteiro e mais meio comprimento de onda, 
ocorre uma interferência destrutiva e é registrado um sinal muito fraco no detector. 
INTERFEROGRAMA 
 
 
 
ESPECTRO 
 
 
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 As grandes vantagens deste método perante o uso de espectrofotômetros 
dispersos são a velocidade de análise, já que deixa de ser necessária a seleção de 
comprimentos de onda incidentes um por um e a confiabilidade do resultado. 
 
Figura 3: Esquema de um espectrofotômetro FTIR. 
 
 
Objetivo: Obter os espectros de FTIR para amostras sólidas e fluidas e polímeros, por 
diversas técnicas. 
 
Procedimento: 
Amostras distintas de polímeros serão analisadas com FTIR por técnicas distintas. 
A preparação das amostras deverá atender às necessidades de cada técnica. Lembre-
se de que a escolha da técnica depende do aspecto físico do material a ser analisado. 
Serão usados acessórios do FTIR para a obtenção dos espectros de absorção, 
baseando-se em reflectância (reflectância total atenuada, FTIR-Reflectância difusa) e 
transmitância. 
Tratamento dos dados: 
 Atribua as principais bandas do FTIR para cada amostra, de modo que as 
bandas correspondentes a modos de vibraçãocaracterísticos sejam 
apresentados. (procure na literatura as bandas características ou os espectros 
de cada polímero usado em aula). 
 
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 Faça uma comparação das técnicas, discriminando resultados e vantagens e 
desvantagens operacionais. 
 
 
 
4000 3500 3000 2500 2000 1500 1000 500 0
45
50
55
60
65
70
75
80
85
 
 
T
ra
n
s
m
it
a
n
c
ia
 
/ 
%
número de onda / cm 
-1
 
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 Oligômeros de polifosfato de sódio: Fracionamento e caracterização por RMN 
de 31P 
 
Oligômeros são moléculas de baixa massa molar, que consistem de finitos 
números de unidades de monômeros.Oligos, é a palavra grega para "uns poucos", em 
contraste a um polímero o qual, ao menos em princípio, consiste de um número não 
limitado de monômeros. Muitos óleos são oligômeros, como querosene; algumas 
gomas vegetais e alguns plastificantes, também são oligômeros. Em bioquímica, o 
termo oligômero é usado para fragmentos curtos de DNA. Pode também referir-se a 
complexos de proteínas feitos de duas ou mais subunidades. Neste caso, um 
complexo feito de algumas diferentes subunidades de proteínas é chamada um 
hétero-oligômero. Quando somente um tipo de inidade de proteína é usada no 
complexo, é chamado de homo-oligômero. Oligômeros podem ser encontrados tamto 
em sistemas orgânaicos como em sistemas inorgânicos. 
Polifosfatos de sódio contituem uma classe de oligômeros inorgânicos. São 
moléculas lineares (Fig 1) obtidas pela reação de condensação entre unidades de 
ortofafato de sódio. 
 
Figura 1 - Esquema da estrutura do polifosfato de sódio 
Existe um produto comercial (reagente p.a.) denominado hexamentafosfato de 
sódio ou sal de Graham. Esse sal consiste de uma mistura de moléculas de polifosfato 
de sódio de diversos tamanhos de cadeias. Nessa aula será feito o fracionamento do 
sal e a caracterização de algumas frações por RMN de 31P. A manipulação da massa 
molecular de um polímero através da remoção de cadeias curtas e/ou longas é 
denominada de fracionamento. Fracionamento de polímero pode ser realizado por 
diversas metodologias, incluindo cromatografia de exclusão ou precipitação 
fracionada. Nessa aula usaremos a metodologia da precipitação fracionada, que 
consiste na adição de um mau solvente à solução do polímero para precipitar 
primeiramente as cadeias maiores, que são as mais insolúveis. 
Determinações de massas molares médias por análise de grupos terminais 
Existem técnicas analíticas que permitem distinguir qualitativamente e 
quantitativamente entre o meio de uma cadeia polimérica e suas terminações, 
tornando possível determinar a massa molar do polímero. O uso da análise de grupos 
terminais para a determinação da massa molar de um polímero conduz a massa 
média ponderada pelo número de cadeias (Mn), pois independente do tamanho, todas 
as cadeias têm duas terminações (Figura 2). A massa molar do polifosfato de sódio 
pode ser obtida por RMN de 31P, pois os sinais do fósforo correspondente aos grupos 
terminais absorvem na faixa de -10 a -11 ppm, enquanto que o fósforo dos grupos 
n
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intermediários, absorvem na faixa de -23 a -25 ppm em relação ao ácido ortofosfórico 
(0 ppm). 
 
Portanto, a partir das áreas destes picos (A), o número médio de unidades 
monoméricas pode ser calculados por: 
X
A
A
  2 2
intermediários
terminais
 
multiplicando-se pela massa de uma unidade (mero) obtêm-se Mn do polímero. A 
massa molar do polifosfato de sódio (NaPO3)n , sal de Graham, a partir do exemplo 
acima fornece o número médio de cadeia de 6,6 portanto a massa molar é 
aproximadamente 7000 g/mol. A análise de grupos terminais é útil para cadeias de 
massa molar até 20000 g/mol. 
Procedimento Experimental 
 1. Fracionamento do polifosfato de sódio 
O fracionamento do polifosfato de sódio será realizado seguindo o 
procedimento descrito por Van Wazer [1]. Inicialmente deve-se dissolver 200 g do 
sal de Graham em 2000 ml de água destilada e 200 ml de acetona. 
Posteriormente, deve-se coletar 275 ml da solução em um béquer e realizar o 
fracionamento adicionando à solução, sob agitação, diferentes quantidades de 
acetona especificadas na tabela 1, que são suficientes para provocar a turvação 
das soluções. As dispersões turvas deverão ser mantidas sob agitação por 5 min 
para que se aproximasse ao equilíbrio entre as fases. As suspensões devem ser 
transferidas para funis de decantação para que se verifique a separação de fases, 
uma vez que as cadeias de maior tamanho são menos solúveis na acetona e se 
separarão da solução formando uma fase líquida viscosa, que se acumulará na 
parte inferior do funil. A fase viscosa deverá ser coletada. Após a retirada da 
primeira fração, procede-se a adição da segunda alíquota de acetona e daí por 
diante repete-se o procedimento com a adição das outras alíquotas de acetona 
para a coleta das demais frações. 
 
X
Figura 2. 
 
O 
P 
O - 
O - 
O faixa: -10 a -11 ppm 
Pico: -10,88 ppm 
área: 30% 
Grupos 
terminais 
Grupos 
intermediarios 
faixa: -23 a -25 ppm 
Pico: -23,35 ppm 
área: 70% O 
P 
O 
O - 
O 
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Número da fração Volume de acetona adicionado (ml ) 
1 1 
2 4 
3 6 
4 8 
5 12 
6 16 
7 25 
8 80 
Residual - 
 
 As frações obtidas devem ser encaminhadas para o técnico do laboratório 
de RMN, que obterá os espectros de RMN de 31P. Recomenda-se analisar as 
amostras de número 1 e de número 7, ou de número 2 e de número 8 (uma fração 
grande e uma pequena 
Bibliografia: 
1. J.R. Van Wazer. Structure and properties of condensed phosphate. Solubility 
fractionation and other solubility studies. Journal of the American Chemical Society. 72, 
pg. 647-651, 1950. 
2. J.M. Moita Neto. 
http://www2.ufpi.br/quimica/mestrado/Icp2002/Distribuição%20de%20massa%20molar.
doc 
3. E. C. D. Lima. Gelificação termorreversível em soluções aquosas de polifosfato de 
alumínio. Tese de Doutorado. Unicamp, Capinas, 1995. 
4. E. C. D.Lima, Galembeck F. Thermoreversible gel formation from aqueous 
aluminum polyphosphate solutions. Journal of Colloids and Interface Science. 166, p. 
309-315, 1996. 
 
 
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8 - Equilíbrio Líquido-Líquido - Solubilidade mútua de líquidos 
parcialmente miscíveis 
 
Introdução: 
 Um sistema multicomponente e aquele que é formado por mais de um 
composto e o sistema binário é o nome que recebe um sistema contendo dois 
componentes. Em baixas concentrações, todos os líquidos apresentam a 
característica da miscibilidade mútua, no entanto, a concentrações mais elevadas, as 
características moleculares de cada líquido prevalecem e pode haver uma diferença 
na miscibilidade e os líquidos passam coexistir em equilíbrio. Neste caso, os líquidos 
são ditos parcialmente miscíveis. 
 A miscibilidade de dois líquidos, assim como a solubilidade de um sólido em 
um líquido, pode variar com a temperatura, aumentando ou diminuindo, dependendo 
da característica de cada componente. Em sistemas em que a miscibilidade aumenta 
com o aumento da temperatura, a temperatura acima da qual os dois líquidos passam 
a ser completamente miscíveis é chamada temperatura crítica superior (Tcs). Em 
sistemas em que a solubilidade decresce com o aumento de temperatura, a 
temperatura mínima que permite a total miscibilidade é a temperatura crítica inferior 
(TCI). Existem ainda os sistemas que apresentam