Apostila de Físico Química Experimental

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INTRODUÇÃO 
 
 Realiza-se, nesta experiência, uma neutralização de uma base por ácido e 
acompanham-se as variações da condutância da solução para determinar o ponto 
de equivalência. 
 
 Na titulação de uma base forte por um ácido forte, a dependência da 
condutância da solução (ou de uma grandeza que lhe seja proporcional) com o 
volume do ácido (V), adicionado à base, é esquematizada no gráfico abaixo. A 
parte descendente é linear (com aproximação bastante boa) e representa a 
variação da condutância quando há excesso de base. A parte ascendente, que 
também é linear, mostra a variação da condutância quando há excesso de ácido. 
A interseção das duas retas ocorre no ponto de equivalência. É possível, 
portanto, determinar este ponto pela medição da condutância, das soluções nos 
pontos A; B; C e D, dele afastados, seguida da extrapolação conveniente das 
retas da titulação. 
 Na titulação de uma base forte por um ácido fraco, o gráfico da titulação 
tem o seguinte aspecto: 
 
 
 
 
TITULAÇÃO CONDUTOMÉTRICA 
 O decréscimo da condutância quando a base está em excesso é linear e se 
traduz pela reta AB. Quando se ultrapassa o ponto de equivalência, o excesso de 
ácido, em presença do sal formado na titulação, tampona a solução e a 
condutância se mantém praticamente constante, entre grandes limites. Nas 
vizinhanças do ponto de equivalência, a condutância não varia linearmente com 
o volume V, mas uma extrapolação idêntica à do caso anterior, possibilita a 
determinação de Ve. 
 
 É claro que não se precisa medir a condutância das soluções para encontrar 
o ponto de equivalência: basta efetuar a medição de uma grandeza que lhe seja 
proporcional, como por exemplo, a do inverso da resistência de uma célula de 
condutividade imersa na solução. 
 
 Nesta experiência, titula-se inicialmente um álcali, por um ácido forte e, 
em seguida, por um ácido fraco. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1) Coloque num becher de 500ml, 10ml da solução alcalina (meça o volume 
com uma pipeta). Adicione cerca de 400ml de água destilada (medidos em 
proveta). O ácido forte (HCl 0,1N) é colocado numa bureta. 
 
2) Faça a imersão da célula de condutividade na solução e meça a sua 
condutância numa ponte de condutividade (veja as instruções para o manejo da 
ponto ao instrumento). 
 
3) Adicione à solução, 1ml de ácido, homogenize e meça novamente a 
condutância. Continue a adição do ácido de 1 em 1 mililitro, até atingir e 
ultrapassar o volume correspondente ao ponto de equivalência, isto é, até que a 
condutância cresça sensivelmente. 
 
4) Repita a experiência, titulando a mesma quantidade de solução alcalina com 
ácido acético 0,1N. 
 
5) Ao terminar, desligue o circuito de medida e deixe o material utilizado limpo e 
em ordem sobre a mesa. 
 
 
 
 
 
CÁLCULOS E RELATÓRIO 
 
 Para cada uma das titulações, organize a tabela e o gráfico de condutância 
contra o volume de titulante (V). Interpole linearmente o gráfico e determine o 
volume equivalente. Calcule a normalidade da solução alcalina usando a 
normalidade do ácido clorídrico e em seguida calcule a normalidade do ácido 
acético usando o volume a normalidade da solução alcalina obtida anteriormente. 
 
 Para a construção do gráfico, usar o programa Origin instalado nos micro 
computadores do laboratório. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 A dependência funcional entre a viscosidade de um líquido puro e a 
temperatura é dada pela equação semi-empírica de Andrade: 
η η= o A RT.exp( / ) 
 Dividindo-se a expressão anterior pela massa específica do líquido e 
logaritmando o resultado, encontra-se sem dificuldade a seguinte expressão para 
a viscosidade cinemática ( )γ : 
1 1 0n n A RTγ γ= + / 
que é a equação de uma reta em coordenadas apropriadas. 
 
 Nesta experiência determina-se a viscosidade cinemática, γ, de um líquido 
em diversas temperaturas e, por meio de um gráfico de 1nγ contra o inverso da 
temperatura absoluta verifica-se a equação acima. 
 
 A medida da viscosidade cinemática será feita num viscosímetro de 
Hoepler, que consta de um tubo cilíndrico, de vidro, preso a uma haste e 
ligeiramente inclinado. O tubo fica imerso num banho termostatizado e contém o 
líquido cuja viscosidade se quer determinar. Mede-se então o tempo de queda de 
uma esfera apropriada que se desloca no interior do tubo. O aparelho possui 
liberdade de movimento de rotação em torno do eixo que o prende à haste, para 
inverter o sentido de queda da esfera e fazê-la retornar ao ponto de partida depois 
de uma medição. 
 
 A viscosidade cinemática é dada por uma fórmula semi-empírica: 
γ ρ ρ= −( / ) .b L B t1 
em que ρρρρb é a massa específica da bola, ρρρρL a do líquido, t o tempo de queda da 
bola, e B uma constante característica da bola e do aparelho. 
 
 O viscosímetro dispõe de uma coleção de esferas, de diversos materiais e 
de diâmetros diferente, que são utilizados de acordo com a viscosidade do fluido 
investigado. O critério de escolha é o de medir um tempo de queda que não seja 
VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO EM FUNÇÃO 
DA TEMPERATURA 
nem muito grande nem muito pequeno. Escolhe-se em geral, um intervalo de 
tempo da ordem de centena de segundos. 
 
 Com as massas específicas expressas em g/cm3, o tempo em segundos, o 
valor de B nas dimensões corretas (cm2/s2), a viscosidade cinemática é 
determinada em stokes (cm2/s). 
 
 Investiga-se na experiência descrita a seguir o comportamento da água. 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1) Feche a extremidade inferior do tubo do viscosímetro com o anel de vedação e 
a rolha apropriada. Atarraxe cuidadosamente a tampa rosqueada. Não aperte 
muito para evitar o trincamento do tubo. 
 
2) Encha o tubo com água destilada, recém-fervida, para evitar que surjam 
bolhas de ar durante a experiência. Faça a operação com uma pipeta, deixando o 
líquido escorrer pelas paredes do tubo, enchendo-o lentamente. 
 
3) Verifique se ficaram bolhas aderidas à parte interna do tubo. Em caso 
positivo, retire-as com o auxílio de um bastão de vidro limpo. 
 
4) Coloque a bola indicada no tubo, utilizando a própria pinça para pegá-la. 
Evite pegá-la com a mão para que não se engordure ou suje. 
 
5) Coloque na extremidade ainda aberta do tubo a armadilha de bolhas, e feche 
então o dispositivo como no item 1. Verifique se há vazamentos e em caso 
positivo elimine-os. 
 
6) Nivele o aparelho, ajustando os parafusos calantes de sua base. 
 
7) Faça as conexões com os condutos do banho termostatizado e ligue o motor 
para a água circular pelo viscosímetro. 
 
8) Efetue a primeira determinação na temperatura ambiente: solte o pino que 
prende o viscosímetro à parte inferior do seu suporte e gire-o de 1800 para levar a 
bola à posição de partida. Assim que ela atingir o fim do tubo, inverta a posição 
do instrumento, tendo o cuidado de prendê-lo à haste suporte com o pino. Todas 
as medidas só devem ser feitas nesta posição. Dispare o cronômetro quando a 
parte inferior da bola tangenciar o primeiro traço de referência do tubo, e trave o 
cronômetro quando tangenciar o último traço. Anote o tempo de queda e a 
temperatura. Repita a medição mais duas vezes. 
 
9) Aumente a temperatura do termostato de aproximadamente 2oC; espere o 
banho atingir a nova temperatura; aguarde cerca de 2 minutos para que o 
equilíbrio seja alcançado e opere então de maneira análogo à do item 8. 
 
10) Faça pelo menos mais três determinações intervaladas de 3oC. 
 
11) Terminada a experiência deixe o material usado limpo e em ordem sobre a 
mesa. 
 
 
CÁLCULOS E RELATÓRIO 
 
 Cada aparelho tem seu próprio jogo de bolas com as especificações 
pertinentes a cada uma. Procure nessas especificações a massa específica e a 
constante da bola. 
 
 Em tabela (Handbook) procure amassa específica da água nas 
temperaturas das diversas determinações. 
 
 Organize os dados numa tabela como a seguinte: 
 
ρb g cm=............. /
3 B cm s=.................. /2 2 
T (K) t (s) ρL(g/cm
3) γ (Stokes) 1/T(K-1) 1nγ 
 
 
 
 
 
 
 
 Faça um gráfico de 1nγ contra 1/T e interpole linearmente os pontos. 
 
 Para a construção do gráfico, usar o programa Origin instalado nos micro 
computadores do laboratório. 
 
 
Universidade Federal do Rio de Janeiro 
Instituto de Química 
Departamento de Físico-Química 
 
Tensão superficial de solutos tensoativos 
Equação de Szyszkowsky 
 
 
1) Introdução: 
Nesta experiência, medem-se as tensões superficiais de soluções de álcool butílico em água. A 
variação da tensão superficial de um solvente com a adição do soluto é descrita pela isoterma de 
Gibbs (considerando soluções diluídas ideais): 
1
2
1
ln
d C d
RT d C RT dC
γ γ
Γ = − = − 
onde 1Γ2 é a concentração superficial em excesso do soluto quando Γsolvente = 0, R é a constante dos 
gases, T é a temperatura absoluta da solução, γ é a tensão superficial da solução e C é a 
concentração do soluto que atua na superfície da solução, diminuindo γsolvente. 
A isoterma de Gibbs relaciona a variação da tensão superficial do sistema com a adsorção de 
um dado soluto na interface (superfície). Por exemplo, no caso de solutos que possuem adsorção 
positiva na superfície a isoterma de Gibbs prevê que a tensão superficial da solução irá decrescer 
com o aumento da concentração. 
No caso de solutos que possuem adsorção total na superfície como, por exemplo, tensoativos 
(adsorção positiva) ou sais iônicos (adsorção negativa) a isoterma de Gibbs pode ser utilizada 
diretamente no cálculo da concentração superficial em excesso do soluto. Por outro lado, no caso de 
solutos cuja adsorção na superfície seja apenas parcial, a utilização direta desta não é mais possível e 
temos que utilizar uma equação para exprimir a adsorção na interface em função da concentração. 
Uma das possibilidades é utilizar a equação de Szyszkowsky, 
0
ln(1 . )A BCγ γ= − + , que 
considera que a adsorção do soluto na interface segue a Isoterma de Langmuir: 
1
2
1
C
C
B
θ
∞
Γ
= =
Γ +
 
onde Γ∞ é a concentração superficial em excesso de saturação da superfície com o soluto, C é a 
concentração do soluto e B é uma constante da Isoterma de Langmuir. 
 
 
 
 
 
 
Substituindo a concentração superficial em excesso dada pela isoterma de Langmuir na 
isoterma de Gibbs, obtemos a seguinte equação que por integração leva à equação de Szyszkowsky: 
1
2
1
C d C
RT dC C
B
γ
∞
Γ = − = Γ
+
 
0
0
1
C
dC
d RT
C
B
γ
γ
γ
∞
= −Γ
+
∫ ∫ 
Equação de Szyszkowsky: 
0
ln(1 . )RT BCγ γ ∞= −Γ + , onde Γ∞RT = A. 
No caso de soluções diluídas de butanol em água a equação de Szyszkowsky (que será 
utilizada) é a seguinte: 
0
ln(1 34. )A Cγ γ= − + , onde A=Γ∞RT. Por fim, sendo Γ∞ a concentração 
superficial em excesso de saturação, podemos, a partir dela, estimar a área por molécula na 
superfície ( 1
A
w N
∞
= Γ ), e o diâmetro da molécula (considerando que a mesma é cilíndrica e que a 
saturação superficial corresponde ao número máximo de moléculas que pode ser geometricamente 
acomodado na superfície): 
2
AV
RT
d
N Api
= 
sendo: R = 8,31.107 erg/mol.K 
NAV = 6,02.10
23 moléculas/mol 
T = temperatura absoluta da solução 
As medidas de tensão superficial das soluções de butanol serão realizadas num instrumento – 
o tensiômetro de Du Noüy – cujo princípio de funcionamento é muito simples: um anel metálico 
circular, usualmente de platina, adere à superfície do líquido. O anel é ligado a uma balança de 
torção, em que se mede a força necessária para arrancá-lo da superfície. O anel é arrancado da 
superfície quando o menisco torna-se instável, ou seja, quando sua curvatura fica negativa, situação 
em que, de acordo com a equação de Laplace e Young, a pressão externa consegue sobrepujar a 
pressão dentro do filme líquido que prende o anel à superfície, quebrando-o. Assim, o limiar do 
destacamento do anel ocorre quando as colunas de líquido encontram-se na vertical, situação em que 
temos o seguinte balando de forças, obtido da representação esquemática do sistema, dada na figura 
1: 
2dW Fdx dA Ldxγ γ= = = 
onde W é o trabalho, F é a força medida na balança de torção, γ é a tensão superficial, A é a área 
superficial, L é a circunferência do anel e x é o deslocamento vertical do anel em relação à 
superfície do líquido esquematizado na figura 1. 
Assim, temos que a tensão superficial é dada por 2F Lγ = , onde o fator 2 aparece pois o 
filme encontra-se em contato com a periferia interna e externa do anel, e F pode ser determinada por 
calibração, utilizando os pesos disponíveis (F=m.g). 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Representação esquemática do anel preso à superfície do líquido. 
 
Observa-se que a fórmula anterior não é rigorosamente válida, mas frequentemente deve ser 
multiplicada por um parâmetro de correção tabelado (tabelas de correção de Harkins e Jura). 
Entretanto, nos casos usuais a correção introduzida é da ordem de 1% e pode ser desprezada. 
 
2) Procedimento experimental: 
TENHA CUIDADO!! PROCURE MANIPULAR O MENOS POSSÍVEL O ANEL 
PARA EVITAR DEFORMÁ-LO!!!! 
O esquema do aparelho é o da figura 2 abaixo. Ao fio de aço B é presa uma haste D que 
sustenta o anel C. Uma força aplicada ao anel C provoca o aparecimento de um par de torção no fio 
B. Este fio também pode ser torcido através do comando A, que é solidário com um ponteiro que se 
desloca sobre a escala do aparelho gravada sobre o disco F, onde são feitas as leituras. 
 
Figura 2: Esquema do tensiômetro de Du Noüy. 
 
 
 
 
 
 
 
O líquido é colocado em uma pequena cubeta, cuja distância do anel pode ser regulada pelos 
parafusos G e G’. 
É indispensável que o anel e a cuba da solução estejam completamente isentos de quaisquer 
traços de gordura. Recomenda-se lavá-los com mistura sulfocrômica e ter o máximo de cuidado para 
que não ocorra contaminação durante as medidas. No caso do anel, é ainda recomendável flambá-lo 
(estes dois procedimentos, entretanto, não serão realizados durante a prática). 
 
1. Para zerar o instrumento, opere da seguinte maneira: com o anel suspenso à haste D, desloque o 
comando A até que o fiel coincida com a linha no espelho. Abra então o parafuso E, e gire o 
disco F contendo a escala de leitura até que a primeira marcação do ponteiro ligado ao comando 
A coincida com o zero, fechando em seguida o parafuso E. O instrumento estará então ajustado 
e não se deve mais deslocar o parafuso E. 
 
2. Para obter a curva de calibração do aparelho, opere assim: de posse de pelo menos três massas 
diferentes e aferidas coloque-as, uma a uma, sobre o anel (pendure-as na parte mais grossa do 
mesmo). Movimente o comando A até que o fiel coincida novamente com a linha no espelho. A 
balança estará equilibrada. Faça a leitura na escala do aparelho. A esta leitura corresponde uma 
tensão superficial dada por: 
2
mg
L
γ = 
onde m é a massa dos pesos aferidos, g é a aceleração da gravidade (g = 979 cm.s-2) e L é o 
perímetro do anel. Com os dados obtidos, faça um gráfico de γ vs. leitura na escala. Utilize o 
programa ORIGIN instalado em um dos computadores do laboratório. 
 
3. Coloque água destilada na cuba limpa e desengordurada (CUIDADO para não contaminar a 
mesma durante a manipulação). Ajuste a cuba na plataforma de modo que a superfície do 
líquido fique bem próxima do anel.Acione então o parafuso G’ até que o anel entre em contato 
com a superfície do líquido; nesta ocasião, a haste é puxada para baixo, saindo da posição de 
equilíbrio – restabeleça-o por meio do comando A; continue imprimindo uma torção ao fio por 
meio de A e, ao mesmo tempo, abaixe lentamente a plataforma que sustenta o líquido por meio 
de G’. É necessário proceder de modo que a haste esteja sempre na posição de equilíbrio. 
Proceda desta forma até que o anel desprender-se do líquido; é importante fazer a manobra bem 
devagar, especialmente nas proximidades do destacamento do anel, para garantir a precisão da 
medida. Anote o valor para a tensão superficial da água. Repita a medição (é conveniente 
mudar a água da cuba entre as medidas), não sendo necessário zerar o instrumento de novo. 
 
 
 
 
 
4. Prepare soluções de n-butanol com as seguintes concentrações: 0,20 M; 0,10 M e 0,05 M; 
através de diluições sucessivas da solução-mãe com concentração 0,40 M: 
 
0,40 M (solução-mãe) � 0,20 M � 0,10 M � 0,05M 
 
5. Substitua a água na cuba pelas soluções de butanol e meça a tensão superficial destas. Faça 
sempre medidas em duplicata para cada solução; não se esqueça de rinsar a cuba com cada 
solução a ser medida. Com todo o cuidado, retire o anel com a pinça. 
 
6. Ao terminar, deixe os instrumentos em ordem e o material usado limpo. 
 
3) Cálculos e relatório: 
Com o gráfico de calibração do aparelho e as leituras obtidas, ache a tensão superficial das 
diversas soluções. Adote o sistema C.G.S. Organize seus dados sob a forma de uma tabela, como a 
apresentada a seguir: 
 
Solução nº 
Concentração 
molar 
Tensão 
superficial (γ) 
(dina/cm) 
ln (1+34C) 
1 0 0,000 
2 0,05 0,993 
3 0,10 1,482 
4 0,20 2,054 
4 0,40 2,681 
 
Com os dados faça um gráfico de γ vs. ln (1+34C) utilizando o programa ORIGIN. Com o 
coeficiente angular da reta (A = ______ dinas/cm) obtida, estime o valor do diâmetro da molécula 
de butanol, utilizando a equação dada na introdução. Não se esqueça de medir a temperatura das 
soluções. 
 
4) Pré-relatório/Estudo dirigido: 
a. Quais as dimensões de tensão superficial ou interfacial? Em que unidade é medida 
habitualmente (Sistema c.g.s. e S.I.)? 
 
 
 
 
 
 
b. Em quais classes os solutos podem ser divididos, como eles se distribuem espacialmente 
em uma solução aquosa e qual o seu efeito sobre a tensão superficial da água. 
c. Demonstre a Isoterma de Gibbs. 
d. Descreva os principais métodos experimentais de medida da tensão superficial de 
líquidos. 
e. Quais as principais fontes de erro para medidas de tensão superficial pelo método do anel? 
 
5) Referências bibliográficas 
1. L. S. Romsted, Surfactant science and technology: Retrospects and prospects, 2014, CRC 
Press; 
2. A. W. Adamson e A. P. Gast, Physical chemistry of surfaces, 1997, Wiley Interscience; 
3. G. W. Castellan, Physical chemistry, 1983, Addison-Wesley Publishing Co.; 
 
 
 
 
 
 
Normas de uso dos laboratórios durante as aulas experimentais de 
Físico-Química 
Tendo em vista a necessidade de melhorar o desempenho dos alunos durante as aulas práticas 
resolvemos elaborar as seguintes regras: 
• As aulas serão iniciadas IMPRETERIVELMENTE no horário marcado no SIGA durante a 
inscrição em disciplinas. Haverá uma tolerância de 15 minutos. NÃO será permitida a entrada 
de nenhum aluno após este horário. 
• O laboratório consiste em 13 práticas, das quais, o professor responsável escolherá quantas e 
quais serão realizadas. O aluno não poderá faltar a nenhuma. Caso necessite, poderá fazer UMA 
ÚNICA reposição ao final do período. 
• Não haverá prova prática. As notas são dadas a cada aula e são baseadas no desempenho e 
participação durante sua execução, no pré-relatório e no relatório. 
• Cada grupo de dois alunos, no primeiro dia de aula recebe um número (ex.: grupo 1A, 2A etc). 
Esse número, a turma e a data devem ser anotados nas folhas do relatório. 
• Os equipamentos não devem ser manuseados sem instrução/autorização do professor 
responsável pela prática. 
• Em todas as experiências, há necessidade de uso de máquina de calcular e, às vezes, de régua. 
TRAZÊ-LAS SEMPRE. 
• O uso do computador é restrito aos cálculos necessários à obtenção dos resultados. Não o 
utilize para outras finalidades. Não altere a configuração existente. 
• NORMAS GERAIS DE SEGURANÇA – As normas abaixo listadas foram aprovadas na 7ª 
reunião extraordinária da congregação do Instituto de Química da UFRJ em 13/10/1998 e se 
aplicam a todos que utilizam os laboratórios do Instituto de Química. 
a) PASSA A SER OBRIGATÓRIO nos trabalhos de laboratório o uso de: 
Guarda-pó fechado e abaixo do joelho 
Sapato fechado 
Cabelo preso 
Vestimenta adequada à natureza do trabalho 
Óculos de segurança 
b) PASSA A SER PROIBIDO no interior dos laboratórios: 
Comer, beber e fumar 
 
 
MEDIDA DA PRESSÃO DE VAPOR PELO 
 MÉTODO DO ISOTENCIOSCÓPIO 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 
 A pressão de vapor de uma substância líquida pura varia com a temperatura 
segundo a equação de Clausius-Clapeyron. 
 
Ln(Pv) = - Lv/RT + Const. 
 
onde Pv é a pressão de equilíbrio do líquido com seu vapor (pressão de vapor), T é 
a temperatura de equilíbrio e Lv é o calor latente de vaporização da substância. 
 
 Nesta experiência serão determinadas as pressões de vapor da água em 
diversas temperaturas, para que se possa construir o gráfico de lnp versus 1/T, 
com o objetivo de se verificar a validade da equação de Clausius-Clapeyron e, 
pelo coeficiente angular da reta obtida, calcular o calor latente de vaporização da 
água. 
 
 As determinações experimentais de p e de T de equilíbrio serão realizadas 
com o isotensioscópio, um banho de aquecimento e um sistema de vácuo 
conforme esboço a seguir: 
 
 O isotensioscópio, constituído de um bulbo (B) e um tubo em u (U), contém 
o líquido sob investigação e fica imerso no banho de aquecimento (A). O 
condensador (C), ligado ao isotensioscópio, faz a comunicação com a bomba de 
vácuo (V), com o manômetro de mercúrio (M) e com o manostato (m). O tubo em 
u, contento o mesmo líquido contido no bulbo, funciona como um manômetro 
diferencial e serve para indicar quando a pressão no interior do bulbo é igual a 
pressão no restante da linha. A pressão de vapor é determinada a partir da leitura 
do manômetro de mercúrio e a temperatura de equilíbrio é lida no termômetro (T) 
que se encontra no interior do bulbo. 
 
 Há três torneiras na linha de vácuo: a t1 que liga ou não o sistema ao 
exterior; a t2 que faz ou interrompo o contato do sistema com a bomba de vácuo e 
a t3 que interliga ou não o manômetro ao restante do sistema 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1) O bulbo b deve ser cheio com água a cerca de 2/3 e o tubo em u deve conter 
água até aproximadamente a metade de seus ramos; 
 
2) Com o sistema ligado ao exterior (todas as torneiras abertas), aqueça o banho 
até pouco além de 900C. 
 
3) Realize a primeira medida logo após interromper o aquecimento. Opere da 
seguinte maneira: mantenha abertas as torneiras do sistema e acione a bomba de 
vácuo. Com a torneira t2 reduza a velocidade de aspiração, evitando diminuição 
muito rápida da pressão do sistema; oriente-se pelo níveis das colunas de 
mercúrio no manômetro; eles devem variar de altura em velocidade moderada. 
Durante todo o tempo observe a temperatura da água no bulbo B. 
 
4) Mantenha a bomba ligada até a água contida no bulbo entrar em ebulição, mas 
não permita uma ebulição prolongada - assim que ebulição se iniciar dentro do 
bulbo, desligue a bomba de vácuo; 
 
5) Desligada a bomba de vácuo, observe o tubo em u imerso no banho.Quando os 
dois níveis da água no tubo em u igualarem-se, feche a torneira t3, isolando o 
manômetro de mercúrio do restante do sistema. No exato momento em que fechar 
a torneira t3, anote a temperatura da água no bulbo B. 
 
6) Meça a diferença de altura (∆h) entre os dois ramos do manômetro de 
mercúrio; a pressão de vapor da água na temperatura anotada se obtém 
substraindo-se ∆h da pressão atmosférica, lida num barômetro. 
 
7) Faça logo a seguir a segunda determinação. Abra a torneira t3 e opere como 
antes. Não deixe de controlar com a torneira t2 a vazão da bomba de vácuo; faça a 
bomba aspirar moderadamente (só nas últimas medidas é que a torneira t2 deverá 
estar quase completamente aberta para a bomba de vácuo). 
 
8) Realize medias entre cerca de 900C e 700C, intercaladas de 2 a 3 graus (as 
primeiras determinações devem ser feitas uma rapidamente após a outra, para 
manter este intervalo de T); 
 
9) Meça a pressão atmosférica (patm) em um barômetro. 
 
 
 
 
 
CÁLCULO E RELATÓRIO: 
 
1) Faça uma tabela com os dados obtidos, conforme o modelo abaixo: 
 
 t(0C) T(K) 1/T hs hi ∆ h PV 1n(PV) 
 
 
 
 
 
2) Construa um gráfico de ln (Pv) contra 1/T e determine o coeficiente angular 
(CA) da reta obtida. 
 
3) Calcule a entalpia ou calor de vaporização da água utilizando a equação 
abaixo: 
∆ Hm = R.(CA), onde R = 8,31 J/mol.k 
 
 
OBS: O gráfico pode ser construído utilizando o programa “ORIGIN” instalado 
nos microcomputadores situados no laboratório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Arquivo: PRÁTC15.DOC 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 A pressão de vapor de uma substância líquida pura varia com a 
temperatura segundo a equação de Clausius-Clapeyron. 
 
ln (Pv) = - Lv/RT + Const. 
 
onde Pv é a pressão de equilíbrio do líquido com seu vapor (pressão de vapor), T 
é a temperatura de equilíbrio e Lv é o calor latente de vaporização da substância. 
 Nesta experiência serão determinadas as pressões de vapor da água em 
diversas temperaturas, para que se possa construir o gráfico de lnp versus 1/T, 
com o objetivo de se verificar a validade da equação de Clausius-Clapeyron e, 
pelo coeficiente angular da reta obtida, calcular o calor latente de vaporização da 
água. 
 As determinações experimentais de Pv e de T de equilíbrio serão realizadas 
com o equipamento esquematizado a seguir: 
 
 O líquido a ser investigado é colocado num balão (B) que fica imerso em 
um banho de aquecimento (A). O balão é provido de um termômetro (T) e um 
condensador (C). O condensador (c) comunica-se com a linha de vácuo. Um 
manômetro de mercúrio (M), de tubo aberto, indica a diferença de pressão entre o 
interior da linha e a atmosfera. O manostato (m) é constituido de um frasco 
grande que é destinado a estabilizar a pressão, que pode ser alterada por meio de 
uma bomba de vácuo. 
 Há duas torneiras na linha de vácuo. A torneira de três vias T1 serve para 
ligar a linha à bomba ou isolar o sistema do exterior. A torneira T2 faz a conexão 
do sistema com a atmosfera. 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
MEDIDA DA PRESSÃO DE VAPOR DE UM 
LÍQUIDO PURO PELO MÉTODO FQ/UFRJ 
 
1) O balão (B) deve conter um volume de água aproximadamente a metade de 
seu volume. 
 
2) Estabelecer, por intermédio da bomba de vácuo, uma diferença de pressão 
entre o sistema e o exterior de cerca de 600 mmHg. Fechar a torneira T1 e, ao 
mesmo tempo, abrir a torneira T2, de modo a isolar o sistema e ligar a bomba para 
a atmosfera. Desligar a bomba de vácuo a seguir. 
 
3) Por meio de uma placa de aquecimento, aqueça suavemente a água contida no 
balão (B) até que esta entre em ebulição. Verifique que no equilíbrio, a 
temperatura se mantém constante, e que ocorre a formação de um anel de 
condensação no início do condensador. 
 
4) Medir a diferença de altura ∆ h entre os dois ramos do manômetro de 
mercúrio (M) e a temperatura da água do balão (B). 
 
5) Mediante manobra na torneira T1, admitir um pouco de ar no sistema, de modo 
que a diferença entre os níveis de mercúrio no manômetro diminua de 
aproximadamente 10mm. Fechar a torneira T1 isolando, novamente, o sistema do 
exterior. 
 
6) Na nova pressão, repetir o procedimento dos ítens (3) e (4). 
 
7) Proceder desta forma, repetindo sucessivamente os ítens (5) e (6), de modo a 
dispor de oito a dez medidas de ∆ h e T. 
 
8) Medir a pressão atmosférica (Patm) em um barômetro. Calcular as pressões de 
vapor da água pela relação PV = Patm - ∆ h. 
9) Ao terminar, restabelecer a pressão atmosférica no sistema, desligar a água do 
condensador e o aquecimento. 
 
 
Observações: 
1) Deve-se prestar atenção para não permitir que o vapor de água passe para a 
linha de vácuo. O anel de condensação do líquido não deve ultrapassar o 
primeiro terço do condensador. 
2) Há risco de fragmentação do frasco usado como manostato. Precaução 
indispensável é envolvê-lo num envólucro rígido. 
3) Este método se presta para medir pressão de vapor de soluções; a principal 
característica deste sistema é manter a concentração da solução constante ao 
longo das medidas através do retorno do solvente que condensa no condensador. 
Isto não ocorre no isotencioscópio. Para homogeneizar a temperatura e a 
concentração, ao mesmo tempo que facilita a ebulição dentro do balão, a solução 
é agitada com o auxílio de um bastão magnetizado acionado por um agitador 
magnético. Outro detalhe é que sendo o volume do líquido utilizado neste 
método, bem maior que no isotencioscópio, no qual rapidamente se estabelece o 
equilíbrio térmico com o banho. O termômetro deve ser colocado dentro do balão 
com o seu bulbo na interface líquido/vapor, de tal forma que seja possível medir 
de maneira precisa a temperatura de equilíbrio. também o tempo necessário para 
que seja alcançado o equilíbrio é maior que no isotensioscópio devido aos 
maiores volumes do sistema. 
4) Este método permite medir a pressão de vapor de soluções, também em função 
da concentração. Para isto, com auxílio de uma bureta graduada, adiciona-se 
sucessivamente uma certa quantidade de solventes à solução, obtendo-se assim, 
novas concentrações. 
5) O instrumento é menos preciso que o isotensioscópio, devido a flutuação na 
leitura da temperatura. Isto decorre do fato que a determinação da temperatura 
não é feita de modo instantâneo. 
 
CÁLCULO E RELATÓRIO: 
1) Faça uma tabela com os dados obtidos, conforme o modelo abaixo: 
 
 t(0C) T(K) 1/T hs hi ∆ h PV 1n(PV) 
 
 
 
 
 
2) Construa um gráfico de 1n (Pv) contra 1/T e determine o coeficiente angular 
(CA) da reta obtida. 
 
3) Calcule a entalpia ou calor de vaporização da água utilizando a equação 
abaixo: 
∆ Hm = R.(CA), onde R = 8,31 J/mol.k 
OBS: O gráfico pode ser construído pelo programa “ORIGIN” instalado nos 
microcomputadores do laboratório. 
 O programa fornece a impressão do gráfico os valores dos coeficientes a e 
b e também o valor do coeficiente de correlação r. 
 
 
 
MEDIDA DA PRESSÃO DE VAPOR DE UM 
LÍQUIDO PURO PELO MÉTODO FQ/UFRJ 
 
 
Materiais 
1) Balão de fundo chato 01 
2) Condensador 01 
3) Termômetro 01 
4) Manômetro de mercúrio 01 
5) Kitasato (“trap”) 01 
6) Manostato de 10 a 20 01 
 
 
Equipamento 
1) Agitador magnético e placa de aquecimento 
2) Placa de aquecimento 
 
 
Reagente 
1) Água destilada 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 Nesta experiência determina-se a constante de dissociação do ácido acético 
por intermédio da condutância equivalente de várias soluções deste ácido, com 
diferentes concentrações. 
 
 A constante de dissociaçãoclássica (K) de um ácido fraco é dada, sob 
forma aproximada, pela expressão seguinte, decorrente da lei da diluição de 
Ostwald. 
)(
.
2
coo
ocK
Λ−ΛΛ
Λ
=
 
 
em que Λo é a condutividade equivalente do ácido em diluição infinita (ver 
tabela I), e Λc a condutividade equivalente em concentração c . A condutividade 
equivalente é determinada pela condutividade (χ) do eletrólito (no caso, o ácido), 
através da expressão: 
c
c
χ
.103=Λ 
 
onde a concentração c está expressa em equivalentes-grama por litro 
(normalidade). 
 
 A condutividade do eletrólito ( χ ) é calculada pela medida das 
condutividades da solução e da água, através da fórmula: 
 
aguasol χχχ −= . 
 
 
 
MEDIDA CONDUTOMÉTRICA DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO 
DE UM ÁCIDO FRACO 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1) Prepare quatro soluções de ácido acético, por diluição sucessiva, do seguinte 
modo: 
 
 
 1,0 N (solução mãe) →→→→ 0,1N →→→→ 0,05N 
 ↓↓↓↓ 
 0,01N →→→→ 0,005N 
 
2) A partir de uma solução de KCl 0,1N cuja condutividade está tabelada em 
função da temperatura (ver tabela II), calibre o aparelho de medida 
(condutivímetro). 
 
 
3) Meça a condutividade da água usada no preparo das soluções e de cada uma 
das soluções de ácido acético, rensando a célula de condutividade com a solução 
a ser usada. 
 
4) Ao terminar as medidas, lave a célula com água destilada e deixe-a no seu 
suporte cheia com água. Desligue o aparelho e deixe todo o material utilizado 
limpo sobre a bancada. 
 
 
CÁLCULO E RELATÓRIO 
 
 Organize os seus dados da seguinte forma: 
 
Temperatura = .................... 0C 
aguaχ = .............................. mho/cm 
oΛ = ................................... mho.cm2/eq.g 
 
 
Solução Concentração 
(N) 
.solχ 
mno/cm 
χ 
mho/cm 
cΛ 
mho.cm2/eq.g 
K 
1 0,005 
2 0,010 
3 0,050 
4 0,100 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Condutividade Equivalente em Diluição Infinita do Ácido Acético 
 
 
 
TEMPERATURA 
(0C) 
CONDUTÂNCIA 
(mho.cm2/eq.g) 
18 349 
19 355 
20 361 
21 366 
22 372 
23 378 
24 384 
25 390 
26 396 
27 402 
28 408 
29 414 
30 419 
 
TABELA I 
 
 
 
 
 
 Condutividade do KCl 0,1N em Função da Temperatura 
 
 
 
TEMPERATURA 
(0C) 
CONDUTIVIDADE 
(mmho/cm) 
15 10,48 
16 10,72 
17 10,95 
18 11,19 
19 11,43 
20 11,67 
21 11,91 
22 12,15 
23 12,39 
24 12,64 
25 12,88 
26 13,13 
27 13,37 
28 13,62 
29 13,87 
30 14,12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TABELA II 
 
 
 
 
 
 
 Condutividade do KCl 0,01N em Função da Temperatura 
 
 
 
TEMPERATURA 
(0C) 
CONDUTIVIDADE 
(mmho/cm) 
15 1,147 
16 1,173 
17 1,199 
18 1,225 
19 1,251 
20 1,278 
21 1,305 
22 1,332 
23 1,359 
24 1,386 
25 1,413 
26 1,434 
27 1,459 
28 1,485 
29 1,510 
30 1,536 
31 1,562 
32 1,587 
33 1,613 
34 1,638 
35 1,664 
 
 
 
TABELA III 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 Quando um feixe de luz monocromática incide sobre uma solução, parte da 
radiação é absorvida. 
 
 
 
 
 
A relação entre a quantidade de luz incidente (I0) e a transmitida (I), depois de um feixe 
colimado atravessar uma espessura de solução x, é dada por: 
 
 
I/I0 = 10-acx 
 
onde: a = absortividade (coeficiente de extinção); 
 c = concentração; 
 x = espessura da solução. 
 
 Exprimindo-se c em molaridade, a absortividade é molar e, é um parâmetro que 
depende do absorvente e do comprimento de onda da luz incidente, quando a lei de 
Lambert-Beer é obedecida. 
 
 A absorvância da solução é dada por: 
 
AS = log(I0/I) = acx 
 
e é uma função linear da concentração, também no caso da validade da lei de Lambert-
Beer. 
 
VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
DA LEI DE LAMBERT-BEER 
I0 I 
C 
x 
 A absorvância da luz pode ser usada não somente para se determinar a 
concentração de uma substância, mas também para identificá-la. Muitos íons, corantes 
e outras substâncias orgânicas e inorgânicas, têm espectro de absorção característico. 
 
 
 O fator I/I0 é denominado de transmitância (T). 
 
As = log 1/ T 
 
 Nesta experiência, vamos investigar o espectro de absorção de uma solução de 
sulfato de cromo. 
 
] 
MATERIAIS 
 
1) 01 espectrofotômetro e 02 (ou 04) cubetas 
2) 05 balões volumétrico de 25 ml 
3) 01 pipeta graduada de 10 ml. 
4) 01 pipeta de 20 ml. 
5) 01 pipeta de 15 ml 
6) solução estoque de sulfato de cromo 
7) propipete 
8) picete 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1) Determinação da curva de absorção (espectro) e do comprimento de onda. 
 
a) Medir a absorvância da solução 0,004M de sulfato de cromo (PM = 392) no 
espectrômetro na faixa de 440 mµ a 640 mµ, nos intervalos indicados na tabela I. 
 
b) Traçar a curva de absorção, AS x λ, (espectro de absorção) e determinar o λ ótimo. 
 
2) Verificação da lei de Lambert-Beer (gráfico de AS x c) e cálculo da absortividade. 
 
a) A partir da solução 0,01M de sulfato de cromo, preparar em balões de 25ml as 
seguintes soluções: 0,008M; 0,006M; 0,004M; 0,002M e 0,001M. 
 
b) Determinar, no instrumento disponível a absorvância de cada uma das soluções, 
utilizando o λ determinado anteriormente. 
 
 
c) Ao terminar, deixar limpo e em ordem todo o material. 
 
 
OBS: Ao usar o instrumento com leitura analógica é melhor fazer a leitura na escala de 
transmitância (T) e, através de cálculo simples, transformar os resultados em 
absorbância. 
 
Como T =I/I0 então: T = 10 –acx ⇒ log T = - acx = - AS ⇒ AS = log 1/T 
 
 
CÁLCULO E RELATÓRIO: 
 
 Organizar as seguintes tabelas: 
 
a) Tabela I: 
 
λ(mµ) 440 460 480 500 520 540 560 570 580 590 600 620 640 
AS 
 
 Fazer o gráfico de AS contra λ e determinar o comprimento de onda ótimo. 
 
b) Tabela II: 
 
Solução no Concentração (M) Absorvância (AS) 
1 0,001 
2 0,002 
3 0,004 
4 0,006 
5 0,008 
6 0,01 
 
 Fazer o gráfico de AS contra c e calcular a absortividade (dê a unidade), pela 
relação: 
 
 a = coef. ang./x 
 
onde x é a espessura da cuba (11mm para as cilíndricas e 10 mm para as retangulares. 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
 Em geral, uma solução tampão é uma solução que mantém o pH constante 
mesmo com a adição de pequenas quantidades de ácido ou base. Tais soluções 
geralmente consistem de uma mistura de um ácido fraco e o sal de sua base 
conjugada; ex.: HAc e NaAc (chamados de tampões ácidos), ou de uma base 
fraca e o sal de seu ácido conjugado; ex.: NH4OH e NH4Cl (chamados tampões 
básicos). 
 
 A ação tampão de uma solução de um ácido fraco HA, que está pouco 
dissociado, e do seu sal, que está muito dissociado, pode ser explicada do 
seguinte modo: 
H3O+ + A- ↔↔↔↔ H2O + HA 
e 
OH- + HA ↔↔↔↔ H2O + A- 
 
isto é, a adição do ácido causa a primeira reação na qual uma quantidade 
equivalente de A- se combina com o H3O+ adicionado para formar o ácido fraco 
não dissociado HA. No caso da segunda reação, a adição de base resulta em que 
uma quantidade equivalente do ácido não dissociado seja substituído pelo sal. 
Deste modo a solução não contém excesso de H3O+ ou OH- e portanto seu valor 
de pH permanece o mesmo. 
 
 O pH das soluções tampões é dado pela equação de Henderson-
Hasselbalch: 
pH pKa sal
acido
= + log [ ][ ] 
 
 Pode ser visto que o pH de um tampão depende somente da razão das 
concentrações do sal e do ácido, e não das concentrações individuais. A adição 
de H+ ou OH- muda a razão [sal]/[ácido]o que causa uma mudança no pH. 
 O poder tampão de uma solução é definido como a variação da 
concentração do ácido na solução necessária para variar o pH de uma unidade, 
mantendo [ácido] + [sal] constante. Em termos matemáticos o poder tampão fica 
definido por: 
 
 INVESTIGAÇÃO DO PODER TAMPÃO 
β ∂ ∂=
[ ]acido
pH em função da concentração do ácido seja um máximo, ou 
que 
 
1
β
∂
∂=
pH
acido[ ] em função da concentração do ácido seja um mínimo. 
Em termos teóricos, podemos considerar que [ácido] + [sal] = a, onde a é 
uma constante e reescrever a equação de Henderson-Hasselbalch da seguinte 
maneira: 
 
pH pK
a acido
acidoa
= +
−
log( [ ][ ] ) 
 
Derivando a equação acima em relação à concentração temos: 
 
∂
∂
pH
acido
a
acido a acido[ ] [ ]( [ ])=
−
−
 
 
O gráfico de ∂pH/∂[ácido] em função da concentração do ácido deve 
mostrar um ponto de mínimo correspondente a: 
 
 
∂
∂
2
2 2
2
0
pH
acido
acido a a
acido a acido[ ]
( [ ] )
[ ]( [ ])=
− +
−
=
 
 
 Resolvendo a equação acima e sabendo que [ácido] + [sal] = a, vem: 
 
 [ácido] = [sal] 
 
 O objetivo desta prática é verificar experimentalmente se o poder tampão é 
máximo quando [ácido] = [sal]. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1) A partir de uma solução 0,05M em Na2HPO4 (solução A) e de outra 0,05M 
em KH2PO4 (solução B), prepare as seguintes soluções: 
 
No Solução A (ml) Solução B (ml) 
1 0,0 50,0 
2 2,0 48,0 
3 5,0 45,0 
4 10,0 40,0 
5 15,0 35,0 
6 20,0 30,0 
7 25,0 25,0 
8 30,0 20,0 
9 35,0 15,0 
10 40,0 10,0 
11 45,0 5,0 
12 50,0 0,0 
 
2) Meça o pH de cada uma das soluções. 
 
 
 
CÁLCULO E RELATÓRIO 
 
1) Faça um gráfico do pH versus [ácido] (solução B) e determine a derivada 
(∂pH/∂[ácido]) em diversas concentrações do ácido. 
 
2) Faça um gráfico de ∂ pH/∂ [ácido] versos [ácido] e determine a concentração 
do ácido que corresponde ao ponto de mínimo de ∂pH/∂[ácido]. 
 
 
 
 
Universidade Federal do Rio de Janeiro 
Instituto de Química 
Departamento de Físico-Química 
 
Determinação de diagramas de equilíbrio de sistemas 
constituídos por três substâncias líquidas 
 
 
1) Introdução: 
A existência de um hiato de miscibilidade em sistemas líquidos ternários dá margem ao 
aparecimento de interessantes diagramas de equilíbrio, sendo, em geral, a representação 
isotérmica/isobárica no triângulo de composições, a mais indicada. Neste experimento, obteremos 
dados sobre o sistema água-clorofórmio-ácido acético, no qual o par clorofórmio-água é 
praticamente imiscível, enquanto que, os pares envolvendo o ácido acético são miscíveis em todas 
as proporções. O diagrama de fases em questão é dado na figura 1. 
 
Figura 1: Diagrama de fases ternário água-clorofórmio-ácido acético (frações mássicas). 
 
A adição de ácido acético às misturas de água e clorofórmio modifica as relações de 
solubilidade no sistema. Quando em grande excesso deste, o papel de soluto cabe à água e 
clorofórmio, os três componentes são completamente miscíveis entre si e sua mistura resulta em 
uma solução. 
 
 
 
 
 
 
Por outro lado, quando pequena quantidade de ácido acético é adicionada (composição dentro 
da região sombreada do diagrama), os três líquidos apresentam miscibilidade parcial e formam, 
quando misturados, duas soluções, denominadas de soluções conjugadas, cujas composições, no 
equilíbrio, são obtidas através das linhas de amarração (linhas oblíquas na região sombreada que 
conectam dois pontos na curva binodal). 
O objetivo principal do presente experimento é a determinação de pontos da curva binodal, o 
que será feito da seguinte maneira: Para uma mistura constituída por água e clorofórmio, cuja 
composição é dada pelo ponto O no diagrama da figura 1, adiciona-se ácido acético, fazendo com 
que a composição do sistema se desloque ao longo da reta que liga o ponto O ao vértice 
correspondente a este último componente no diagrama. Em determinado momento o sistema cruzará 
a curva binodal, passando da região bifásica sombreada para a região monofásica (região branca 
dentro do triângulo de composições). 
Na região bifásica, o sistema, intensamente agitado, mostrar-se-á opaco; enquanto que na 
região monofásica, mesmo sob agitação, apresentar-se-á translúcido. Esta diferença de aspecto do 
sistema nas regiões monofásica e bifásica que permitirá determinar as coordenadas do ponto E, da 
curva binodal. Outros pontos desta curva poderão ser determinados de maneira análoga, partindo-se 
apenas de um ponto inicial O’ diferente. 
 
2) Procedimento experimental: 
Será estudado, nesta prática, o sistema constituído de ácido acético, água e clorofórmio, onde 
o ácido acético é completamente solúvel tanto em água quanto em clorofórmio, enquanto água e 
clorofórmio são praticamente insolúveis entre si. 
A composição dos sistemas será expressa em percentagem ponderal medindo-se os volumes 
das substâncias puras e convertendo-os em massa mediante o uso de suas respectivas massas 
específicas. 
 
1. Preparar em tubos de ensaio providos de rolha as seguintes misturas binárias de clorofórmio e 
água usando para tal uma BURETA para CHCl3 e uma pipeta para a água. IMPORTANTE: 
NÃO PIPETE NEM CLOROFÓRMIO, NEM ÁCIDO ACÉTICO! 
 
 
 
Mistura 1 2 3 4 5 6 7 8 
Clorofórmio (mL) 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 
Água (mL) 9,0 8,0 7,0 6,0 5,0 4,0 3,0 2,0 
 
 
 
 
2. Adicionar duas gotas de solução de iodo em clorofórmio para facilitar a visualização do 
desaparecimento da turvação; 
 
3. Medir e anotar a temperatura de pelo menos um dos sistemas formados; 
 
4. Com agitador magnético, agitar vigorosamente o sistema número 1; 
 
5. Utilizando uma BURETA, adicionar ácido acético a este sistema. Observar o aspecto do 
líquido; 
 
6. Lenta e cuidadosamente, adicionar mais ácido acético até o desaparecimento da opalescência. 
Anotar o volume gasto de ácido; 
 
7. Repetir o procedimento com os demais sistemas; 
 
8. Ao final da determinação experimental, recolher as soluções utilizadas no frasco de rejeitos e 
lavar o material utilizado, deixando-o em ordem sobre a bancada; 
 
3) Cálculos e relatório: 
Para a determinação das massas das substâncias utilizadas a partir dos volumes medidos, usar 
os seguintes valores para as massas específicas: ácido acético – 1,05 g/cm3, clorofórmio – 1,49 
g/cm3 e água – 1,00 g/cm3. 
Organizar o seguinte quadro com os resultados obtidos: 
 
Clorofórmio Água Ácido acético 
Sistema 
mL g % mL g % mL g % 
Massa 
total (g) 
1 1,0 9,0 
2 2,0 8,0 
3 3,0 7,0 
4 4,0 6,0 
5 5,0 5,0 
6 6,0 4,0 
7 7,0 3,0 
8 8,0 2,0 
 
Lançar no triângulo de composição as percentagens ponderais de ácido acético vs. os 
percentuais de clorofórmio e traçar a curva binodal para este sistema. 
 
 
 
 
Traçar, também, as retas que unem os pontos da composição do respectivo sistema binário 
inicial ao vértice do ácido acético. Os pontos da curva binodal deverão estar situados sobre estas 
retas traçadas. 
 
4) Pré-relatório/Estudo dirigido: 
a. Defina hiato de miscibilidade. 
b. O que é a regra das fases de Gibbs? 
c. Por que algumas misturas de líquidos tendem a separar-se em duas ou mais fases 
(responda com base em conceitos termodinâmicos)? 
d. A temperatura e pressão constantes, qual o número máximo de fases que um sistema 
ternário pode separar-se? Por quê? 
e. O que é a curva binodal? 
f. Como podem ser obtidas as linhas de amarração? 
 
5) Referênciasbibliográficas 
1. H. Macedo, Físico-Química I, 1981, Editora Guanabara dois; 
2. G. W. Castellan, Physical chemistry, 1983, Addison-Wesley Publishing Co.; 
3. I. N. Levine, Físico-Química vol. I, 2012, Editora LTC (Pré-relatório/Estudo dirigido); 
 
 
 
 
 
Normas de uso dos laboratórios durante as aulas experimentais de 
Físico-Química 
Tendo em vista a necessidade de melhorar o desempenho dos alunos durante as aulas práticas 
resolvemos elaborar as seguintes regras: 
• As aulas serão iniciadas IMPRETERIVELMENTE no horário marcado no SIGA durante a 
inscrição em disciplinas. Haverá uma tolerância de 15 minutos. NÃO será permitida a entrada 
de nenhum aluno após este horário. 
• O laboratório consiste em 13 práticas, das quais, o professor responsável escolherá quantas e 
quais serão realizadas. O aluno não poderá faltar a nenhuma. Caso necessite, poderá fazer UMA 
ÚNICA reposição ao final do período. 
• Não haverá prova prática. As notas são dadas a cada aula e são baseadas no desempenho e 
participação durante sua execução, no pré-relatório e no relatório. 
• Cada grupo de dois alunos, no primeiro dia de aula recebe um número (ex.: grupo 1A, 2A etc). 
Esse número, a turma e a data devem ser anotados nas folhas do relatório. 
• Os equipamentos não devem ser manuseados sem instrução/autorização do professor 
responsável pela prática. 
• Em todas as experiências, há necessidade de uso de máquina de calcular e, às vezes, de régua. 
TRAZÊ-LAS SEMPRE. 
• O uso do computador é restrito aos cálculos necessários à obtenção dos resultados. Não o 
utilize para outras finalidades. Não altere a configuração existente. 
• NORMAS GERAIS DE SEGURANÇA – As normas abaixo listadas foram aprovadas na 7ª 
reunião extraordinária da congregação do Instituto de Química da UFRJ em 13/10/1998 e se 
aplicam a todos que utilizam os laboratórios do Instituto de Química. 
a) PASSA A SER OBRIGATÓRIO nos trabalhos de laboratório o uso de: 
Guarda-pó fechado e abaixo do joelho 
Sapato fechado 
Cabelo preso 
Vestimenta adequada à natureza do trabalho 
Óculos de segurança 
b) PASSA A SER PROIBIDO no interior dos laboratórios: 
Comer, beber e fumar 
 
 
 
 
Universidade Federal do Rio de Janeiro 
Instituto de Química 
Departamento de Físico-Química 
 
Determinação do diagrama de equilíbrio de misturas 
líquidas de água e fenol 
 
 
1) Introdução: 
O diagrama mostrado na figura 1 é um diagrama típico que representa o equilíbrio de sistemas 
constituídos por duas substâncias parcialmente miscíveis na fase líquida, como é o que ocorre, por 
exemplo, com a água e o fenol. 
0 25 50 75 100
0
20
40
60
80
β
I - 1 fase líquida
T
em
p
er
at
u
ra
 (
ºC
)
% p/p Fenol
66,8 ºC
II - 2 fases
líquidas
α
 
Figura 1: Diagrama de fases e curva binodal para o sistema fenol-água. A temperatura consoluta 
superior está indicada no eixo das ordenadas. 
 
Na região II do diagrama (região entre a curva binodal e o eixo das abscissas), a misturação 
das substâncias resulta em duas soluções, ambas contendo os dois componentes (água e fenol, neste 
caso), e denominadas soluções conjugadas (como, por exemplo, as soluções α e β, unidas na figura 
1 por uma linha de amarração). Já na região I do diagrama (região “fora” da curva binodal), as duas 
substâncias produzem, quando misturadas, uma única solução líquida. 
 
 
 
 
 
 
A temperatura máxima onde ainda ocorre a separação do sistema em duas fases, marcada na 
figura 1 como 66,8 ºC, é denominada “temperatura crítica de dissolução” ou “temperatura consoluta 
superior”. Em geral as curvas binodais possuem um máximo, pois as solubilidades comumente 
aumentam com a temperatura. 
Entretanto, em alguns sistemas homogêneos onde as moléculas se associam a baixas 
temperaturas (por exemplo por formação de ligação de hidrogênio), o aumento desta variável pode 
destruir esta associação provocando uma separação de fases. Nestes sistemas é observada uma 
temperatura consoluta inferior (sistemas H2O-trietilamina ou H2O-butanol, por exemplo). Por fim, 
quando a uma temperatura suficientemente elevada, não havendo ainda ocorrido a vaporização da 
mistura, as solubilidades voltam a aumentar, sendo obtido um diagrama com as duas temperaturas 
consoluta, inferior e superior (sistemas H2O-nicotina e glicerol-metatoluidina, por exemplo). 
 
2) Procedimento experimental: 
Os sistemas a serem estudados serão aqueles formados por água e fenol e serão preparados a 
partir de solução aquosa saturada em fenol e de água pura. 
O dispositivo de medida das temperaturas de homogeneização é composto de um banho de 
água, contido em um bécher e aquecido por placa de aquecimento, dois tubos de ensaio de tamanhos 
desiguais, agitador magnético e termômetro. As misturas de água e fenol serão colocadas no tubo de 
ensaio de menor diâmetro que, por sua vez, será introduzido no tubo de maior diâmetro, deixando 
entre eles uma fina camada de ar, que tem por finalidade regularizar e controlar o aquecimento. 
ATENÇÃO: Fenol é uma substância cáustica que pode causar queimaduras. Ao manipulá-lo 
utilize luvas de borracha e óculos de segurança. Se, mesmo com toda precaução, houver contato 
desta substância com a pele, solicite ao professor um unguento neutralizante. 
 
1. Aqueça o banho de água (o bécher deve ser cheio a cerca de dois terços de sua capacidade e não 
se deve permitir que sua temperatura ultrapasse os 80ºC). 
 
2. Transfira para um pequeno bécher um pouco da solução saturada de fenol e encha a bureta 
menor com esta solução (o bécher e a bureta devem estar limpos e secos). 
 
3. Coloque no tubo de ensaio de menor diâmetro, 3,0 mL da solução saturada em fenol. Meça e 
anote a temperatura desta solução e retorne o que dela sobrar ao frasco de origem, que deve ser 
mantido bem fechado. 
 
 
 
 
 
4. Aos 3,0 mL da solução saturada, acrescente, mediante uso de bureta, 1,5 mL de água destilada. 
Nesta primeira mistura de água e fenol introduza o magneto (“peixinho”) e adapte o termômetro 
ao tubo de ensaio. Cuide para que o bulbo do termômetro fique, pelo menos, parcialmente 
imerso no sistema líquido, sem que impeça o movimento do agitador magnético. Por fim, 
complete a montagem do conjunto de aquecimento. 
 
5. Ligue o agitador e observe o aspecto opaco do sistema. Acompanhe a evolução do aquecimento 
e anote a temperatura em que o sistema torna-se límpido e transparente. (Em caso de 
determinação duvidosa ou imprecisa, dever-se-á repetir a medida, destacando o tubo interno, 
resfriando-o na água fria contida em outro bécher e repetindo o aquecimento). 
 
6. Confirmada a temperatura de homogeneização da primeira mistura de água e fenol, prepare a 
seguinte acrescentando mais água à anterior e determine, utilizando este mesmo procedimento, 
a nova temperatura de homogeneização. As quantidades totais de água e da solução saturada em 
fenel a serem utilizadas devem obedecer a seguinte tabela: 
 
Sistema 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 
Sol. Saturada 
(mL) 
3,0 3,0 3,0 3,0 3,0 3,0 3,0 3,0 3,0 3,0 3,0 3,0 
Água (mL) 1,5 2,0 2,5 3,0 4,0 5,0 6,0 8,0 11,0 15,0 21,0 25,0 
 
7. Por adição de água a cada sistema já estudado, prepare o sistema seguinte e determine todas as 
temperaturas de homogeneização. 
 
3) Cálculos e relatório: 
A massa de água adicionada a cada sistema pode ser tomada como igual ao respectivo volume 
adicionado. A massa de fenol é constante em todos eles e pode ser determinada da seguinte forma: 
transforme o volume medido de solução saturada (3,0 mL) em massa mediante a massa específica 
da solução (1,06 g.cm-3): 
 
m = ρ . V = 1,06 x 3,0 = 3,18 gA partir da temperatura da solução saturada leia na carta de solubilidade (vide anexo) a 
solubilidade S do fenol em água. 
 
 
 
 
 
S = _________ g fenol / 100 g de solução 
 
e encontre a massa de fenol utilizada através da seguinte conta: 
 
mfenol = 3,18 x (S/100) = _________ g. 
 
Com a massa total e a de fenol determine a porcentagem ponderal de fenol em água de cada 
sistema. Anote os resultados num quadro cujo modelo é o seguinte: 
 
Sistema Massa total (g) 
Massa de fenol 
(g) 
% p/p de fenol 
Temp. de homog. 
(ºC) 
1 4,68 
2 5,18 
3 5,68 
4 6,18 
5 7,18 
6 8,18 
7 9,18 
8 11,18 
9 14,18 
10 18,18 
11 24,18 
12 29,18 
 
Lance em um gráfico as temperaturas de homogeneização “versus” a porcentagem ponderal 
de fenol e trace a melhor curva binodal. 
 
4) Pré-relatório/Estudo dirigido: 
a. Defina hiato de miscibilidade. 
b. O que é a regra das fases de Gibbs? 
c. Como pode ser explicado, a partir desta regra que a T e p constantes, as composições das 
soluções conjugadas são contantes? 
 
 
 
 
 
d. O que é a curva binodal? 
e. Como podem ser obtidas as linhas de amarração? 
 
5) Referências bibliográficas 
1. H. Macedo, Físico-Química I, 1981, Editora Guanabara dois; 
2. G. W. Castellan, Physical chemistry, 1983, Addison-Wesley Publishing Co.; 
3. I. N. Levine, Físico-Química vol. I, 2012, Editora LTC; 
4. M. Góral, D.G. Shaw, A. Maczynski, B. Wisniewska-Goclowska, “IUPAC-NIST 
solubility data series. 91. Phenols with water. Part 1. C6 and C7 phenols with water and 
heavy water”, J. Phys. Chem. Ref. Data, 40 (3), 2011, 033102-1 a 033102-46 
 
 
 
 
 
 
Normas de uso dos laboratórios durante as aulas experimentais de 
Físico-Química 
Tendo em vista a necessidade de melhorar o desempenho dos alunos durante as aulas práticas 
resolvemos elaborar as seguintes regras: 
• As aula serão iniciadas IMPRETERIVELMENTE no horário marcado no SIGA durante a 
inscrição em disciplinas. Haverá uma tolerância de 15 minutos. NÂO será permitida a entrada 
de nenhum aluno após. 
• Serão 10 aulas práticas ao longo do período. O aluno não poderá faltar a nenhuma. Caso 
necessite poderá fazer UMA ÚNICA reposição ao final do período. 
• Não haverá prova prática. As notas são dadas a cada aula e são baseadas no desempenho e 
participação durante sua execução, no pré-relatório e no relatório. 
• Cada grupo de dois alunos, no primeiro dia de aula recebe um número (ex.: grupo 1A, 2A etc). 
Esse número, a turma e a data devem ser anotados nas folhas do relatório. 
• Os equipamentos não devem ser mexidos sem instrução/autorização do professor 
responsável pela prática. 
• Em todas as experiências há necessidade de uso de máquina de calcular e, às vezes, de régua. 
Trazê-las sempre. 
• O uso do computador é restrito aos cálculos necessários a obtenção dos resultados. Não o 
utilize para outras finalidades. Não altere a configuração existente. 
• NORMAS GERAIS DE SEGURANÇA – As normas abaixo listadas foram aprovadas na 7ª 
reunião extraordinária da congregação do Instituto de Química da UFRJ em 13/10/1998 e se 
aplicam a todos que utilizam os laboratórios do Instituto de Química. 
a) PASSA A SER OBRIGATÓRIO nos trabalhos de laboratório o uso de: 
Guarda-pó fechado e abaixo do joelho 
Sapato fechado 
Cabelo preso 
Vestimenta adequada à natureza do trabalho 
Óculos de segurança 
b) PASSA A SER PROIBIDO no interior dos laboratórios: 
Comer, beber e fumar 
 
 
 
Carta de solubilidade (S) do fenol em água [4].
15
20
25
30
35
40
65 67 69 71 73 75
S (g de fenol / 100g de solução)
T
 
(
º
C
)
 
 
INTRODUÇÃO 
 
 A fluidez (inverso da viscosidade) de uma solução ideal pode ser 
determinada a partir das viscosidades dos componentes puros, utilizando-se a 
seguinte equação empírica, proposta por Bingham: 
 Φ Φ Φ= = +
1
1 1 2 2η
x x (1) 
onde: 
Φ = fluidez da solução 
 
η = viscosidade da solução 
Φ1
1
1
=
η
 = fluidez do componente 1 puro 
Φ2
2
1
=
η
 = fluidez do componente 2 puro 
x1 2, x = frações volumares 
 
como, 
 x x1 2 1+ = (2) 
pode-se reescrever a equação (1) como, 
 Φ Φ Φ= + −x x1 1 1 21( ) (3) 
ou 
 Φ Φ Φ Φ= + −2 1 2 1( ) x (4) 
 
 Assim sendo, para uma solução ideal tem-se um comportamento linear da 
fluidez com a fração volumar de um dado componente. 
 
DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DA IDEALIDADE 
 DE SOLUÇÕES 
 Esta prática tem como objetivo verificar o comportamento linear da fluidez 
de uma solução de Acetato de Etila (1) e Acetato de Butila (2). 
 
 A determinação de viscosidade é feita utilizando-se um viscosímetro de 
Ostwald, para o qual pode-se determinar a viscosidade de um fluido mediante a 
seguinte equação: 
 η ρ= A t (5) 
 
onde: 
A = constante de proporcionalidade 
ρ = massa específica do fluido 
t = tempo de escoamento 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1) Preparar as seguintes soluções de Acetato de Butila e Etila: 
 
Solução no Acetato de Etila (ml) Acetato de Butila (ml) 
1 10 40 
2 25 25 
3 40 10 
 
Obs: 1) usar buretas para preparação das soluções; 
 2) guardar as soluções em erlenmeyers fechados. 
 
2) Determinar a temperatura do banho onde o viscosímetro está imerso. 
Provocar a ascensão do fluido no ramo mais estreito, a um nível acima da marca 
superior no corpo do viscosímetro, por meio de aplicação de uma pressão no 
ramo mais largo. Medir o tempo de escoamento para o nível da água pura passar 
da referência superior para a inferior. Fazer, pelo menos, três determinações de 
tempo de escoamento. Utilizar um volume de cerca de 10ml de água no 
viscosímetro. 
 
3) Determinar a massa específica da água pura utilizando a balança de Westphal-
Mohr. Não esquecer de secar o mergulhador, em especial a superfície da 
extremidade inferior, após a realização da medida. 
 
4) Determinar o tempo de escoamento (pelo menos três vezes após rinsar o 
capilar do viscosímetro com Acetato de Butila), e a massa específica do Acetato 
de Butila (secar o mergulhador após a medida). 
 
5) Repetir o item (4) para o Acetato de Etila. 
 
6) Repetir o item (4) para as soluções nos. 1, 2 e 3. 
 
7) Quando concluir a experiência, deixar todo material limpo e em ordem. 
 
 
CÁLCULOS E RELATÓRIO 
 
1) A partir dos valores tabelados de massa específica e viscosidade da água e 
utilizando a média dos tempos de escoamento, determinar o valor da constante A 
[eq.(5)] 
 
2) Com os valores da massa específica da água tabelado (para a temperatura da 
experimentalmente (mH Olei2 ), calcular o fator de correção para massa específica: 
FC
m
H O
H O
leit=
ρ
2
2
. 
abaixo: 
 
3) Construir uma tabela conforme modelo abaixo: 
 
T(0C )= 
 
Sistema Fração 
Volumar 
(Acetato de 
Etila) 
x1 
Massa 
mleitura(g) 
Massa 
específica 
mleituraxFC 
(g/ml) 
Tempo de 
escoamento 
(s) 
Viscosidad
e ηηηη (Poise) 
Fluidez 
ΦΦΦΦ (Poise-1) 
Acetato 
butila 
 
Solução 
1 
 
Solução 
2 
 
Solução 
3 
 
Acetato 
de etila 
 
 
Obs.: Usar a média dos tempos de escoamento para cada sistema. 
 
4) Fazer um gráfico de Φ contra X1 (fração volumar do Acetato de Etila) e 
verificar o comportamento linear dos dados obtidos. 
 
 Para a construção do gráfico, usar o programa Origin instalado nos micro 
computadores do laboratório. 
MEDIÇÃO DO PODER CALORÍFICO DE UMGÁS COMBUSTÍVEL 
 
 O calor de combustão de um gás pode ser determinado cômoda e facilmente em um 
calorímetro de fluxo constante de Junkers, que é constituído pelas seguintes partes, 
indicadas nas duas figuras a seguir: 
 
1)- Combustor Meker (bico de gás): 
 Provido de uma regulagem conveniente da vazão de gás combustível e de ar, para 
produzir uma mistura com queima estável durante toda a experiência. Um espelho 
próprio, permite ao usuário monitorar a chama, desligando imediatamente o gás, se esta 
se apagar, tomando então as devidas providências para o reuso seguro da aparelhagem. 
2)- Cãmara de combustão: 
 Trata-se de um trocador de calor especial. O calor, liberado pela queima do gás no 
combustor, aquece a água que circula na câmara de combustão, estabelecendo uma 
diferença de temperatura entre a entrada e saída de água na câmara. A temperatura da 
água à entrada do trocador de calor é invariável, pelo menos durante o tempo de duração 
da experiência e a de saída, tenderá a manter-se também constante, se o processo de 
trocas térmicas permanecer em regime estacionário. Este regime, é alcançado, 
mantendo-se invariáveis as condições de vazão da água e do gás combustível. Dos gases 
resultantes da combustão completa (CO2 e H2O), o vapor d´água, em contato com as 
paredes frias do trocador de calor, tende a condensar-se e resfriar-se. A câmara de 
combustão é dotada de um dreno, que permite recolher esta água condensada. 
A câmara também é dotada de três termômetros: dois para medir a temperatura da água 
à entrada e à saída (T2 e T3) e um terceiro, para medir a temperatura dos gases de 
exaustão e da água condensada (T4). 
 A figura, a seguir, representa a construção da parte interna do calorímetro, os sistemas 
externos, responsáveis pela manutenção de nível constante de água na câmara interna, 
sempre repleta, o posicionamento do combustor e o ambiente preenchido pelos gases de 
combustão, de onde também é drenada a água condensada, coletada externamente. 
 
3)- Gasômetro (Wet Gas Meter): 
 Dispositivo para determinar o volume de gás combustível usado, também dotado com 
um termômetro (T1) para a medida da temperatura do gás, antes de ser queimado. 
Por conveniência de uma coleta de dados compatível, cada corrida de gás, a ser feita na 
experiência, corresponderá ao valor de 1 L, garantindo assim, uma faixa prática de 
volumes para os líquidos que serão recolhidos. 
4)- Manômetro diferencial: 
 Tubo em U de vidro, contendo água, convenientemente conectado á linha de gás, de 
modo a determinar a diferença de pressão entre o gás combustível e o ar atmosférico. 
Cada ramo do tubo em U possui uma escala graduada, onde se pode medir, em 
milímetros, as alturas dos líquidos, sendo estas identificadas pelas letras H1 e H2. 
5)- Provetas graduadas: 
 Durante cada corrida de 1 L de gás combustível, são coletados, em provetas com o 
tamanho adequado, volumes de água corrente (Va) e de água condensada (Vc). 
Medidas experimentais, feitas em GLP (gás de bujão) do laboratório : 
 Determinam-se alturas de líquido, no manômetro diferencial, (H1) e (H2), a 
temperatura de alimentação do gás combustível (T1), a temperatura de entrada (T2) e de 
saída (T3), da água no calorímetro, a temperatura da água condensada (T4), o volume 
de água circulante (Va) e o volume de água que resulta da condensação do vapor d´água 
da combustão (Vc), correspondente ao volume de gás queimado (1L de gás 
combustível). 
Independentemente, faz-se uma medida, em um barômetro de mercúrio, do valor da 
pressão atmosférica no laboratório, Patm, procedendo-se, em seguida, às devidas 
correções de seu valor quanto a altitude, latitude geográfica e temperatura ambiente 
reinante. 
Por facilidade de apresentação, os dados devem ser organizados sob a forma de uma 
tabela com 8 colunas e um número de linhas suficiente para acomodar 6 corridas: 
 H1 H2 T1 T2 T3 T4 Va Vc 
 
 
Avaliação dos resultados: 
 Admitindo-se que não há dissipação de calor para o meio externo, o balanço térmico, 
envolvendo todos os processos que ocorrem na câmara de combustão é o seguinte: 
∆Hcomb. + ∆Haquec. + ∆Hcond. + ∆Hresf. = 0 
De que resulta para o calor liberado na combustão do gás (∆Hcomb.): 
∆Hcomb. = - ∆Haquec. - ∆Hcond. - ∆Hresf. 
 Os termos do segundo membro têm os seguintes significados: 
∆Haquec. é o calor fornecido para aquecer a água, que circula na câmara de combustão, 
que se expressa por: 
∆Haquec. = Va ^água Cp,água (T3 – T2), 
∆Hcond. é o calor latente de condensação do vapor d´água produzido na na combustão, 
∆Hcond. = - Vc ^´água Lv,água 
Lv,água é o calor latente de vaporização da água (daí o sinal negativo na expressão do ∆H 
de condensação, Cp,água, C´p,água, ^água e ^´água são os valores do calor específico e da 
massa específica da água a T3 e T4, respectivamente. 
∆Hresf. é o calor envolvido no resfriamento da ágia condensada, desde a temperatura de 
condensação (100 oC) até a temperatura T4, aquela em que seu volume é recolhido, 
∆Hresf. = Vc ^´água C´p,água (T4 – 100) 
O calor de combustão do gás pode ser referido ao seguinte valor: 
∆Hinferior = ∆Hcomb./ Vo, 
Assim denominado, por ter sido desprezado, no balanço térmico, o calor de dissipação 
para o exterior, de poder calorífico inferior (no caso desprezível) e que o valor de Vo, 
usado na equação, é o volume de gás combustível medido em CNTP. 
Vo = 273 Vgás Pgás / 760 T1, 
Onde, T1 é a temperatura Kelvin do gás alimentado ao gasômetro e Pgás é a pressão do 
gás efetivamente alimentada ao combustor, dada por: 
Pgás = Patm + ∆ P (operacional, no caso, em mm Hg) 
A determinação de ∆ P é feita pela análise dos resultados obtidos a partir das leituras no 
manômetro diferencial: 
∆ P (inicialmente medida em mm H2O) = H2 – H1 
 
Procedimento experimental: 
1)- Abra a torneira que alimenta de água a câmara de combustão, lentamente, 
verificando a sua vazão em todo o seu trajeto até o esgoto. Proveja um fluxo de água 
suficiente para manter a câmara sempre cheia, de tal maneira que o nível de água no 
topo do aparelho permaneça estável, nos dispositivos a nível constante e o excesso 
escoe pelo tubo extravasor com uma vazão constante, sem respingos; 
2)- Acenda o bico combustor, regulando a vazão de gás para uma chama de intensidade 
média com uma aeração da chama apenas para combustão completa. (Não abra 
excessvamente a aeração, pois o ar em quantidade muito maior que a necessária pode 
apagar a chama quando o combustor estiver dentro da câmara de combustão; 
3)- Satisfeito com a estabilidade da chama, introduza o combustor na câmara de 
combustão, regulando sua centralização e altura. Verifique com um espelho as 
condições da chama dentro da câmara; 
4)- Aguarde alguns minutos até atingir o regime estacionário de trocas térmicas e se 
inicie um gotejamento regular da água de condensação. 
5)- Verfique se já há condições de medida. A invariabilidade, da pressão do gás, 
expressa pela constância alturas das colunas d´água no manômetro, da vazão regular de 
água de condensação e de todas as temperaturas medidas é um sinal claro de que já se 
atingiu o regime estacionário. Anote esses valores na tabela, reservando as medidas de 
volume para o final de cada corrida; 
6)- Realize a primeira medida. Manobre a torneira própria do aparelho, desviando a 
água que circula para a proveta de medida e ao mesmo tempo, comece a recolher a água 
de condensação em outra proveta. Recolha os dois volumes até fluir 1L de gás 
combustível, cessando o desvio de água para a proveta de medida e retirando a proveta 
da água de condensação. Anote os volumes das provetas, Va e Vc; 
7)- As principais variações nos valores, ocorrem nos volumes medidos pelas provetas. 
Por isso, é recomendávelse fazer mais cinco corridas, anotando os dados para verificar 
quais são as tendências de constância; 
8)- Faça a medida da pressão atmosférica ambiente, (Patm em mmHg) conforme descrito 
anteriormente; 
Cálculos e relatório: 
1)- Determine o valor de ∆ P (medida em mm H2O) = H2 – H1, 
convertendo-a para mm de Hg. Use a expressão: 
∆ P (em mm Hg) = ∆ P (em mm H2O) x ( ^oágua / ^oHg), 
Onde a massa específica da água e do mercúrio referem-se á temperatura T1 e podem 
ser tomadas como sendo aproximadamente iguais aos valores de 25 oC: 
respectivamente, 0,997 g/cm3 e 13,6 g/cm3. 
Determine a pressão do gás pela relação: 
Pgás = Patm + ∆ P ; 
2)- Calcule o valor do volume do gás em CNTP (V0), 
V0 = 273 Vgás Pgás/760 T1 (com T1 em Kelvin e Vgás = 1L); 
3)- Calcule o calor de combustão do gás pela expressão, resultante do balanço térmico: 
∆Hcomb. = -Va ^água Cp,água (T3 – T2) + Vc ^´água Lv,água - Vc ^´água C´p,água (T4 – 100) 
Onde os diversos valores da massa específica e do calor específico podem, com 
aproximação, ser substituidos pelos valores a 25 oC: 0,997 g/cm3 e 4,17 J/g.K e seu 
calor latente de vaporização pode ser tomado como sendo igual a 2.257,2 J/g. 
4)- Se três determinações mais próximas, realizadas, produzirem valores diferentes para 
os volumes de água circulante e condensada e as temperaturas, calcule, pela expressão 
acima, os três valores correspondentes de ∆Hcomb. e determine a média aritmética entre 
eles: (∆Hcomb.médio); 
5)- Calcule o poder calorífico médio inferior pela expressão: 
∆Hcomb.médio inferior = ∆Hcomb. médio/ Vo 
6)- Expresse o calor de combustão em kJ e o poder calorífico inferior em kJ/m3; 
7)- Usualmente, com finalidades comparativas, expressa-se o poder calorífico de um 
combustível em kJ/kg, ou em kcal/kg. Para tal, consideraremos que um metro cúbico de 
GLP pesa 2,2Kg (Item 3 da referência 3.) e 1 cal = 4,17J. Então: 
(∆Hcomb. médio inferior em kcal/kg) = (∆Hcomb. médio inferior em kJ/m3) /(4,17 x 2,2) 
8)- Os valores calculados podem então ser comparados com os que estão disponíveis na 
literatura (Referência 2.). 
Referências: 
1)- Vídeo, mostrando o funcionamento de um calorímetro de Junkers, existente no 
Departamento de Engenharia Química da Universidade de Toronto, Canadá: 
https://www.youtube.com/watch?v=HeofLEQ6wuA 
2)- Página da cooperativa Copagaz, apresentando propriedades do GLP: 
http://www.copagaz.com.br/representantes/o_que_e_glp.asp 
3)- Site Bombeiros Emergência, com considerações e parâmetros interessantes: 
http://www.bombeirosemergencia.com.br/glp.html 
4)- Página da Wikipedia em portugês e em inglês sobre GLP (LPG em inglês): 
http://pt.wikipedia.org/wiki/G%C3%A1s_liquefeito_de_petr%C3%B3leo 
http://en.wikipedia.org/wiki/Liquefied_petroleum_gas 
5)- Página do Corpo de Bombeiros Paraná, com vários links sobre GLP: 
http://www.bombeiros.pr.gov.br/ 
6)- Biografia de Hugo Junkers em português: 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Hugo_Junkers 
 JAPB, 20 de abril de 2015.