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“ROTEIROS DE PRÁTICAS

LABORATORIAIS DA DISCIPLINA

DE FÍSICO-QUÍMICA”

ENGENHARIA AMBIENTAL ENGENHARIA DE ALIMENTOS

2º. PERÍODO

Prof. Dr. Paulo Bittencourt/ Profa.MSc. Angela C. Rodrigues

2

SUMÁRIO

Prática 1– VOLUME MOLAR DE UM GÁS ................................................................................ 1

Prática 2 - ADSORÇÃO DE ÁCIDO OXÁLICO EM CARVÃO ATIVO ......................................... 3

Prática 3 – DIAGRAMA DE FASES ........................................................................................... 4

Prática 4 - CINÉTICA QUÍMICA ................................................................................................ 7

Prática 5 - FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA ................ 9

Prática 6 - LEI DE HESS ......................................................................................................... 12

Prática 7 – ESTUDOS DE CORROSÃO E ELETRÓLISE ........................................................ 13

Prática 8 – VISCOSIDADE DE LÍQUIDOS .............................................................................. 15

PAPEL MILIMETRADO (reserva) ............................................................................................ 17

BIBLIOGRAFIA CONSULTADA .............................................................................................. 18

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Prática 1– VOLUME MOLAR DE UM GÁS

Objetivo: Determinar o volume molar de um gás (H2) nas CNTP Introdução Teórica: Definição de volume molar. Equações de estado (gases ideais e reais)

Procedimento: (Figura1.1) 1. Determine o volume correspondente à porção não graduada de uma bureta entre o último traço da graduação e a torneira.

2. Pese exatamente uma quantidade de Mg em fita ou em raspa, próximo de 0,030 g (limpar com palha de aço).

3. Corte uma rodela de gaze com aproximadamente 8 cm de diâmetro. 4. Feche bem a bureta preparada e nela coloque 7 – 8 mL de solução de HCI 6,0

moles/L. A seguir, com cuidado, acabe de encher complemente a bureta com água destilada. Procure não agitar a camada de ácido, no fundo da bureta. Bolhas de ar que tenham ficado aderidas à bureta (nas paredes) devem ser eliminadas (golpeando-a de leve).

5. Faça uma gaiola de gaze e coloque o Mg no meio, feche-a com o fio de cobre. Introduza a gaiola na bureta cheia de água e dobre a ponta do fio de cobre para servir de cabo. Caso necessário, adicione água para que a bureta continue totalmente cheia.

6. Coloque água num béquer de 600 mL de capacidade até mais ou menos 2/3 dele. 7. Tampe com o dedo a “boca” da bureta e inverta-a rapidamente sobre o béquer com

água. Fixe a bureta a um suporte. O ácido, ao entrar em contato com o Mg reagirá com ele liberando um gás.

8. Espere até que a reação se complete mais uns 10 minutos para que o sistema adquira à temperatura ambiente.

9. Tape com o dedo a boca da bureta, transfira-a para uma proveta quase cheia de água, à temperatura ambiente. Faça o nível do líquido dentro e fora coincidir e anote o volume de gás. (para a P atmosfera = P total)

10. Anote a pressão atmosférica e a temperatura ambiente. CÁLCULOS: 1. Encontre a pressão de vapor de H2O à temperatura ambiente (Tabela 1.1) 2. Calcule a pressão do gás H2 na temperatura ambiente.

PATM = PHIDROGÊNIO + PVAPOR D’AGUA

3. Escreva a equação geral do gás ideal para uma determinada massa, considerando as leis de Dalton e Amagat para uso de pressão parcial e volume total.

4. Calcule o volume de H2 nas CNTP (Vo de H2) usando a equação do estado de gás ideal

(item 3)

5. Calcule o volume molar de H2 nas CNTP (gás ideal).

Obs.: Cálculos a partir dos resultados experimentais.

6. Calcule o erro percentual.

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Obs: Para medir o volume do gás

nivele o volume interno e externo da água do líquido.

Tabela 1.1 – Pressão de vapor de água

Temperatura OC

Pressão mmHg

Temperatura OC

Pressão mm Hg

0. 4,6 23 21,1

1. 4,9 24 22,4

2. 5,3 25 23,8

3. 5,7 26 25,2

4. 6,1 27 26,7

5. 6,5 28 28,3

6. 7,0 29 30,0

7. 7,5 30 18,

8. 8,0 35 42,2

9. 8,6 40 55,3

10. 9,2 45 71,9

11. 9,8 50 92,5

12. 10,5 55 118,0

13. 11,2 60 149,4

14. 12,0 65 187,5

15. 12,8 70 239,7

16. 13,6 75 289,7

17. 14,5 80 355,1

18. 15,5 85 433,6

19. 16,5 90 525,8

20. 17,5 95 633,9

21. 18,7 100 760,0

22. 19,0 105 906,1

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Prática 2 - ADSORÇÃO DE ÁCIDO OXÁLICO EM CARVÃO ATIVO

Objetivos: 1. Determinar que relação existe entre a quantidade de ácido oxálico adsorvido pelo

carvão vegetal e a concentração de equilíbrio do ácido na fase aquosa.

Introdução Teórica:

.... Físico-Química de superfície;

.... Adsorção: conceito e termos empregados;

.... Adsorção física e química;

.... Parâmetros importantes que afetam a adsorção;

.... Tipos de adsorventes;

.... Isotermas;

.... Isoterma de Freundlich (log x = 1/n log c + log K ou x = K c 1/n

)

.... Isotermas de Langmuir: Equações c/x = (1/N) c + 1/NK e conceitos. Representação gráfica e análise dos resultados.

Procedimento:

1- Colocar 4,0 g de carvão ativo em um erlenmeyer de 250 mL; 2- Adicionar 100,0 mL de solução de ácido oxálico na seguinte concentração,

preparadas num balão volumétrico de 100 mL como mostrado na Tabela x.1 Tabela 10.1 – Volume de ácido oxálico de concentração 0,25 mol/L Vac e volume de água destilada (Vágua) a fim de completar 100 mL de solução.

1a. 50,0 50,0

3 – Tampa-se os erlenmeyer com rolha e agita-se freqüentemente durante mais ou menos uma hora e em seguida deixa-se em repouso durante a noite para obter-se o equilíbrio. Obs.: As etapas 1 e 2 já foram preparadas pelo Técnico. 4 – Filtra-se a solução (molhando o papel de filtro com os primeiros 5 ml de filtrado, que devem ser desprezados, pois parte do ácido oxálico fica retido no papel. Titula-se com NaOH 0,1 mol/L (na bureta) utilizando fenolftaleína como indicador, cada uma das soluções. Obs.: Deve-se titular o NaOH com o H2C2O4 0,25 mol/L (0,50 normal). Tabela 10.2 Valores obtidos na adsorção de ácido oxálico em solução aquosa de molaridade inicial (Mi) e final (Mf) e a seus números de mols no início (ni) e final (nf) em 100 mL de solução. Valores de números de mols de ácido oxálico adsorvido (na) e adsorvido por grama de carvão ativo (x).

Mi/mol L-1 Mf/mol L

-1 Ni/mol Nf/mol Na/mol X/mol/g

Cálculos:

1. Calcular a concentração C do ácido oxálico em equilíbrio com o carvão (ácido não adsorvido) em mol/L (para cada solução preparada): Na Va = Nb Vb;

2. Calcular a quantidade de matéria de ácido oxálico adsorvido por grama de adsorvente (X) em cada caso;

3. Calcular a área de carvão (em metros quadrados por grama), sabendo que a área da seção transversal de molécula de ácido oxálico é 21,0 A

2;

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Prática 3 – DIAGRAMA DE FASES

Introdução Teórica:

Conceito de fase

Regra das Fases

Sistema Binário o Sistemas gerais de dois componetes o Miscibilidade de dois líquidos. Dependência coma temperatura. Temperatura

consoluta superior e inferior. Regra da Alavanca. o Aplicação da regra das fases.

Sistema ternário o Miscibilidade de três líquidos o Representação de Gibbs e Roozeboom. o Descrição das Regiões.

Toxicidade, Características e manuseio adequado do fenol e tolueno. Objetivo:

Construção de diagramas binários e ternários e sua interpretação

Procedimento: 1. Sistema Binário (FENOL/ÁGUA)

A partir de uma solução fenólica, já preparada a 95% de água em massa (caso haja sólido aqueça o frasco em banho-maria), tomar os volumes indicados na tabela abaixo através da bureta (50 mL). Densidade da solução 1,07 g/mL. A seguir adicione volumes de água diretamente da bureta, totalizando em cada tubo 10,00 mL.

Tubo no

1 2 3 4 5 6 7 Fenol (mL) 1,00 2,00 3,00 4,00 5,00 6,00 7,00

Antes de colocar o termômetro e o fio de cobre (conforme a figura), ajuste-os por fora do tubo. Verifique se ao agitar o fio não existe resíduos deste ou da rolha contaminarem a amostra. Caso necessário limpe o fio com palha de aço.

Agitando bem cada mistura, aqueça lentamente o banho de água até que a solução fique límpida. Ler a temperatura. Deixar esfriar, agitando sempre, e registrar a temperatura em que a mistura começa a turvar. Tirar o valor médio das temperaturas. Tabelar e plotar a temperatura contra o teor em massa de fenol. Incluir o valor da pressão ambiente na legenda. Considere a densidade da água 1,00 g/mL.

Determinar a temperatura critica da solução. OBS. Procure manter o fenol o maior tempo

possível na capela.

“Como você deve saber o fenol e ALTAMENTE PERIGOSO, CORROSIVO E DESIDRATANTE. Não deixe este entrar em contato com a

pele. Muito cuidado na agitação do tubo, pois este pode eventualmente quebrar. Cuidado para não tocar o fio de cobre. ANTIDOTO: ETANOL, retire o excesso de fenol e lave com muita água. A queimadura normalmente começa deixando manchas brancas na pele.”

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2. Sistema Ternário (ETANOL/TOLUENO/ÁGUA)

Encher 3 buretas de 25 mL com tolueno, etanol e água destilada. Preparar seis tubos de ensaio com as seguintes misturas:

Tubo no

1 2 3 4 5 6

Etanol (mL) 1,25 3,75 7,5 9,0 11,5 12,0

Tolueno (mL) 10,25 8,00 5,75 3,5 1,0 0,5

A seguir, adicionar água destilada em cada um dos tubos, agitando vigorosamente

entre as adições até começar a turvação da mistura. Registrar os volumes de água usado. Nas Primeiras misturas os volumes serão

pequenos, portanto para os tubos 1, 2 e 3 faça adições, gota a gota, através de pipetas graduadas.

Tabelar os resultados encontrados calculando o teor em volume dos componentes na turvação da mistura.

Plotar as percentagens de composição num gráfico triangular. Medir a temperatura e a pressão ambiente e incluir no gráfico.

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Prática 4 - CINÉTICA QUÍMICA

1 - OBJETIVO

Estudar o efeito da concentração dos reagentes na velocidade de uma reação químicas. 2 - INTRODUÇÃO TEÓRICA

A lei da ação das massas, para uma reação genérica:

a A + b B + c C m M + n N + o O Estabelece que: V = K[A]

a [B]

b[C]

c

Onde: V = velocidade da reação K = constante, específica para cada reação [ ] = molaridade = número de mols de soluto por litro de solução A equação proposta por Guldberg e Waage mostra que um aumento na molaridade de qualquer um dos reagentes provoca um aumento na velocidade da reação. Escolhemos a reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico porque produz enxofre:

H2SO4 + Na2S2O3 Na2SO4 + H2O + SO2 + S

O enxofre formado, sendo insolúvel em água, provoca uma turvação que permite ver quando a reação ocorre. Assim poderemos medir o tempo de duração da reação. Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando água à solução de tiossulfato de sódio, verificaremos como a diminuição da concentração de um dos reagentes influi no tempo da reação, isto é na velocidade da reação. Dadas as variáveis:

n = número de mols que reagiram = V x M

t = tempo (em segundos) de duração da reação Podemos calcular a velocidade da reação com a fórmula:

V = n

t 3 - METODOLOGIA 3.1 - MATERIAL

3 Bureta de 25 mL (3) Suporte universal (3)

Cronômetro Béquer de 100 mL (3)

Etiquetas Estante para tubo de ensaio

Tubos de ensaio (10)

3.2 - REAGENTES

Solução 0,3 M de ácido sulfúrico, H2SO4

Solução 0,3 M de tiossulfato de sódio, Na2S2O3 3.3 - PROCEDIMENTO

1) Rotule três buretas e três béqueres de 100 mL: água, ácido sulfúrico e tiossulfato de sódio. 2) Carregue corretamente cada bureta com o respectivo líquido e deixe sob cada uma o béquer identificado. 3) Pegue quatro tubos de ensaio e, utilizando a bureta, coloque, em cada um, 4 mL da solução 0,3 M de ácido sulfúrico. 4) Numere outros quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4.

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5) Utilizando as buretas, coloque nos tubos numerados a solução 0,3 M de Na2S2O3 e H2O segundo a tabela seguinte. Tabela 1:

Tubo

Volume em mL [M] da mistura M1.V1 = M2.V2

n = número de mols de Na2S2O3

que reagiram v

, m

,

Tempo de reação

(s)

Velocidade

V = n

t mol/s

Na2S2O3 0,3 M

H2O Total

1 6 mL 0 mL 6 mL 6 x 0,3 = 6 M2

M2= 0,30 n = 0,006 x 0,30

n = 18 x 10-4

2 4 mL 2 mL 6 mL 4 x 0,3 = 6 M2

M2 = 0,20 n = 0,006 x 0,20

n = 12 x 10-4

3 3 mL 3 mL 6 mL 3 x 0,3 = 6 M2

M2= 0,15 n = 0,006 x 0,15

n = 9 x 10-4

4 2 mL 4 mL 6 mL 2 x 0,3 = 6 M2

M2 = 0,10 n = 0,006 x 0,10

n = 6 x 10-4

6) Pegue o tubo de ensaio 1 e um dos tubos contendo 4 mL de H2SO4, do passo 3. Pegue também um cronômetro ou um relógio que marque segundos. 7) Adicione os 4 mL de ácido ao tubo 1 e acione o cronômetro imediatamente. 8) Observe atentamente o tubo 1 e, assim que começar a aparecer uma turvação, pare o cronômetro. Lance na tabela o tempo (em segundos) que demorou para aparecer a turvação. 9) Jogue fora o conteúdo do tubo 1 e lave-o em seguida. Essa operação deve ser feita imediatamente, para evitar que o tubo fique manchado. 10) Repita os passos 6, 7, 8 e 9 para os tubos 2, 3 e 4, anotando na tabela 1 o tempo gasto em cada reação. 11) Se houver dúvida com relação a alguma medida, refaça essa medição.

12) Calcule agora a velocidade de cada reação, dividindo cada valor de n pelo tempo da reação correspondente. 4 - DISCUSSÃO

1) Confeccionar um gráfico em papel milimetrado, utilizando os dados de concentração e velocidade da reação e unir os pontos por uma curva (evite uma linha quebrada). Se achar conveniente, você pode multiplicar por 10 ou 100 todas as velocidades e expressar seus valores nos resultados encontrados.

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Prática 5 - FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO

QUÍMICA

1 – OBJETIVOS

Determinar os fatores que afetam a velocidade de uma reação química. 2 – FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

Nesta unidade serao analisados fatores que alteram a velocidade da reacao do ion permanganate (MnO4

-) em meio ácido com o íon oxalato (C2O4

-2).

5C2O4-2

(aq) + 2 MnO4-(aq) + 16H+

(aq) 10CO2(g) + 2Mn2+(aq) + *H2O(l)

Das espécies envolvidas na reação apenas a solução de íons permanganato apresenta coloração violeta, que lhe é característica, as demais soluções são incolores. Desta maneira, a velocidade da reação pode ser observada em função do tempo necessário para que se de o tempo de descoloração do permanganato.

1. Objetivo Verificar a influencia da concentração dos reagentes, temperatura e catalisador na velocidade das reações químicas.

METODOLOGIA Materiais:

H2SO4 2,5 mol/L 3 Erlenmeyers de 100 mL

Ácido oxálico 0,20 mol/L 1 Proveta de 50 mL e de 10 mL

KMnO4 0,04 mol/L 1 pipetas de 5 mL e 10 mL

Solução de MnSO4 0,05 mol/L Cronometro

Água destilada Fósforos

Buretas

2. Procedimento 2.1. Influencia da concentração dos reagentes:

a. Adicionar em um erlenmeyer de 250,0 mL limpo e seco 2,00 mL de solução 0,04 mol/L de KMnO4, com pipeta graduada.

b. Adicionar a outro erlenmeyer de 250,0 mL, com uma proveta, 5,0 mL de solução de ácido sulfúrico 2,5 mol/L e 2,50 mL de solução 0,20 mol/L de ácido oxálico com uma pipeta graduada.

c. Transferir o volume de solução de erlenmeyer que contem a mistura dos ácidos sulfúrico e oxálico para o erlenemeyer que contem a solução de permanganato, agitar e deixar em repouso. Começar a marcar o tempo

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imediatamente após a mistura das soluções até o instante que a mistura se tornar incolor.

d. Anotar o tempo de descoloração na tabela a seguir. e. Repetir os procedimentos acima para os erlenmeyers 2, 3 e 4, adicionando

água ao erlenmeyer que contem permanganato antes da mistura. f. Guardar o resultado do erlenmeyer 4 para utilizar no item 2.3. g. Traçar um gráfico de [MnO4

-] versus tempo de descoloração.

h. Calcular a velocidade média e um dado intervalo de tempo. i. Calcular a velocidade instantânea num instante determinado pelo

professor.

Erlenmeyer H2SO4 H2C2O4 H2O KMnO4 t(s) [MnO4-] Velocidade

1 5,0 mL 2,5 mL -- 2,00 mL

2 5,0 mL 2,5 mL 5,0 mL 2,00 mL

3 5,0 mL 2,5 mL 10,0 mL 2,00 mL

4 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL

2.2. Influencia da temperatura

a. Anotar na tabela abaixo, o resultado do tempo de descoloração da solução do erlenmeyer 4, realizado na experiência 2.1.

b. Adicionar a outro erlenmeyer 5,0 mL de solução 2,5 mol/L de ácido sulfúrico e 2,50 mL de solução de ácido oxálico. Determinar a temperatura da mistura.

c. Aquecer o erlenmeyer contendo a mistura 20 ºC acima da temperatura do ambiente.

d. Misturar as soluções dos ácidos com a de permanganato, agitar e deixar em repouso. Marcar o tempo de descoramento da solução imediatamente após a mistura.

e. Repetir o procedimento para o erlenmeyer 3, aquecendo a mistura dos acido 30 ºC acima da temperatura do ambiente.

f. Anotar os resultados obtidos na tabela abaixo.

Erlenmeyer H2SO4 H2C2O4 H2O KMnO4 T (ºC) t(s) [MnO4

-] Velocidade

1 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL Ambiente

2 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL + 20 ºC

3 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL + 30 ºC

2.3. Efeito do Catalisador a. Anotar na tabela abaixo o resultado do tempo de descoramento da solução

do erlenmeyer 4 realizado na experiência 2.1. b. Adicionar em um erlenmeyer 2,00 mL de solução 0,04 mol/L de

permanganato de potássio e 15 mL de água destilada. c. Adicionar em outro erlenmeyer de 250 mL, 5,0 mL de solução 2,5 mol/L de

ácido sulfúrico 2,5 mol/L e 2,50 mL de solução de ácido oxálico 0,20 mol/L. Acrescente a esse mesmo erlmemeyer 5 gotas de solução de sulfato de manganês (MnSO4).

d. Transferir a solução ácida resultante para o erlenmeyer que contem a solução de permanganato de potássio. Marcar o tempo de descoramento imediatamente após a mistura.

e. Anotar os resultados na tabela a seguir e calcular a velocidade de ração para os sistemas.

Erlenmeyer H2SO4 H2C2O4 H2O KMnO4 MnSO4 t(s) [MnO4-] Velocidade

1 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL ---

2 5,0 mL 2,5 mL 15,0 mL 2,00 mL 5 gotas

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Prática 6 - LEI DE HESS

Objetivo: Comprovação da Lei de Hess

Procedimentos:

A) Entalpia de dissolução do NaOH em água. 1. Pesar 2 g de NaOH (0,100 mols) em um béquer de 250 mL. 2. Acrescentar 100 mL de água destilada de temperatura conhecida (

Temperatura inicial = Ti). 3. Dissolver no Béquer o NaOH nos 100 mL de H2O e anotar a temperatura final

(Tf). 4. Calcular o valor liberado (q1) pela dissolução dos 2,00 g de NaOH (0,05 E)

desprezando o aquecimento do vidro (q1).

Q1=m1cpT m1=100g de H2O T = Tf – Ti cp=1,00 cal/g oC

5. Calcular o valor de dissolução por mol de NaOH (q

DISS).

6. Determinar a entalpia de dissolução do NaOH em água. 7. Escrever a reação de dissolução do NaOH em água. B) Entalpia de neutralização de NaOH por HCI.

1. Determinar a temperatura (Ti) de cada uma das soluções aquosas de concentração 1,00 mol/L de NaOH e de HCI deve ser a mesma).

2. Misturar 50 mL de solução aquosa, 1,00 mol/L de HCI e 50 mL de solução aquosa 1,0 mol/L de NaOH.

3. Determinar a temperatura final da mistura (Tf) do item 2. 4. Calcular o calor liberado (q2) pela neutralização de 0,100 mol/L de ácido

clorídrico com 0,100 do hidróxido de sódio (q2).

Q2=m2cpT m2=100g T = Tf – Ti cp=1,00 cal/g oC

5. Calcular o valor liberado pela neutralização de 1 mol/L de NaOH e de 1 mol/L de

HCI (q NEUT

). 6. Determinar a entalpia de neutralização da reação considerando a solução 0,5

mol/L infinitamente diluída. 7. Escrever a reação de neutralização. C) Entalpia da dissolução e neutralização simultâneas do NaOH por HCI em

solução aquosa (único experimento). 1. Pesar 2,00 g de NaOH em um béquer de 250 mL. 2. Acrescentar 100 mL de HCI na concentração 1,00 mol/L conhecida a

Temperatura final (Tf). 3. Dissolver o NaOH (item 1) nos 100 mL de HCI (item 2) e anotar a temperatura

final (Tf). 4. Calcular o calor liberado (q3) pela dissolução e neutralização de 0,05

Equivalentes-grama do NaOH.

Q3=m3 cpT m3=100g de H2O (considerar) T = Tf – Ti cp=1,00 cal/g oC

5. Calcular o calor liberado pela dissolução e neutralização simultânea de 1

Equivalentes grama de NaOH por HCI. (q di+Ne

). 6. Determinar a entalpia do processo da dissolução e neutralização simultânea do

NaOH sólido em solução aquosa de HCI. 7. Escrever a reação de dissolução e neutralização simultâneas do NaOH sólido

aquosa de HCI. 8. verificar que a soma das reações solicitadas nos itens A.7 e B.7 resulta na

reação solicitada no item C.7. 9. Comprove a Lei de Hess.

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Prática 7 – ESTUDOS DE CORROSÃO E ELETRÓLISE

1ª Parte: CORROSÃO DO FERRO EM MEIO AQUOSO Objetivo: Estudar o processo de corrosão tanto em meio aquoso a diferentes valores de pH.

Procedimento:

Tomar 6 tubos de ensaio e em cada um colocar um prego limpo e polido (evite gordura do dedo).

Adicionar cerca de 2 mL das seguintes soluções (0,1 mol/L): o NaOH, NaCl, HCl, Na2CO3, KNO3 e H2O (torneira).

Determinar aproximadamente a concentração de íons hidrogênio em cada solução, usnado papel indicador universal, bastando notar se a solução é acida, básica ou neutra.

Após as soluções e os pregos terem permanecido em contato por uma hora, juntar gotas de ferricianeto de potássio (0,1 mol/L) a cada uma das soluções e observar mudanças.

Juntar uma gota de solução de ferricianeto de potássio (0,1 mol/L) a cerca de 1 mL de solução de sulfato ferroso. Comparar o resultado com o de cada um dos testes anteriores.

Observar e registrar qualquer transformação, descrevendo as possíveis reações. 2ª Parte: PILHA DE CORROSÃO/PROTEÇÃO Objetivo: Estudar o processo de corrosão tanto em meio aquoso a diferentes valores de pH

em células galvânicas. Procedimento:

o Colocar em um béquer de 250 mL, 50 mL de solução de NaCl a 3%, 2 de fenolftaleína e 4 gotas de ferricianeto de potássio (0,1 mol/L). Obs: prepare 4 béqueres idênticos.

o Imergir parcialmente 2 eletrodos metálicos, sendo um de cobre e outro de ferro, ligados por meio de um fio de cobre, como mostra o esquema abaixo:

o Em outro béquer, repita o mesmo procedimento, substituindo a placa de Cu por Zn.

3ª Parte: Liga Metálica. Objetivo: Estudar o processo de formação de uma liga metálica Cobre/Zinco – Latão

Procedimento:

Coloque uma ponta de espátula de zinco em pó na capsula de porcelana o Cubra o zinco com solução de NaOH 6 mol/L até um terço da capacidade da capsula

de porcelana. o Aqueça até quase a ebulição e mergulhe a placa de cobre, previamente limpa com

palha de aço por 4 minutos. o Quando a placa estiver prateada retire-a e lave com água (pissete). Seque

cuidadosamente em papel toalha.

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o Usando uma pinça metálica segure a placa na chama do bico de bunsen até notar a produção de uma cor dourada.

O zinco em pó, colocado em meio fortemente alcalino, forma íons zincato, demonstrando o seu caráter anfótero:

Zno + 2OH

- ZnO2

-2 + H2(g)

Ao se colocar a placa de cobre nesta solução ocorre a deposição de zinco metálico sobre o cobre

Cuo + ZnO2

-2 + 2H2O Zn

o + Cu

2+ + 4OH

-

Ao aquecer a placa de zinco se difunde entre o cobre, formando a liga conhecida como latão, de cor dourada.

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Prática 8 – VISCOSIDADE DE LÍQUIDOS

1. Objetivo

Determinar a viscosidade de óleos lubrificantes

2. Introdução

A equação de Poiseuille, usada para calcular a viscosidade de um fluido em função do tempo de escoamento através de um capilar.

Onde: V = volume L = comprimento do capilar p = pressão do liquido R = Raio do capilar t = tempo de escoamento

Tabela 4 = viscosidade da água em função da temperatura

Temperatura (ºC) Coeficiente de viscosidade

(em milipoise) Densidade (g/mL)

10 13.03 0.99973

15 11.39 0.99913

20 10.02 0.99822

25 8.904 0.99707

30 7.975 0.99568

35 7.194 0.99406

40 6.529 0.9925

50 5.468 0.98807

60 4.665 0.98323

Porém, podemos determinar a viscosidade relativa a um padrão de referência,

com viscosidade () bem conhecida, como por exemplo, a água.

Onde p = viscosidade padrão em uma dada temperatura.

a = viscosidade da amostra em mesma temperatura.

Sabendo que a viscosidade () de um liquido é proporcional a sua densidade (); podemos escrever a equação para calculo da viscosidade relativa como:

Como a viscosidade padrão é conhecida, pode-se calcular a viscosidade da

amostra.

3. Procedimento

Parte I - determinação da viscosidade da água e do óleo lubrificante. a) Fixar uma bureta de 25,00 mL com auxílio de uma garra metálica, a um suporte

universal, encher a bureta lentamente até um pouco acima da escala zero com água destilada.

b) Abrir a torneira para preencher a extremidade inferior da bureta, zerar de modo que a base do menisco do liquido na bureta tangencie a marca zero da escala.

c) Colocar sob a bureta um béquer de 50 mL para receber a água. d) Abrir completa e rapidamente a torneira da bureta para escoar toda a água. e) Anotar o tempo necessário para escoar os 25,00 mL de água da bureta. Repetir por

mais duas vezes.

= pR

4t

8LV

p

a

= ptp

ata

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f) Determinar a temperatura da água. Com auxilio da tabela 4 anotar a densidade e a viscosidade da água.

g) Secar a bureta, lavando a mesma com cerca de 5 mL de álcool ou acetona. h) Repetir os procedimentos a, b, c, d e e, utilizando a amostra de óleo lubrificante novo

no lugar da água. i) Repetir o procedimento por mais duas vezes e calcular o valor médio. j) Lavar a bureta com hexano até retirar todo o óleo. Esperar secar. k) Repetir os procedimentos a, b, c, d e e, utilizando a amostra de óleo lubrificante usado

no lugar da água. l) Repetir o procedimento duas vezes. m) Determinar a viscosidade de ambos os óleos.

Parte II – Determinação da densidade do óleo lubrificante. a) Determinar a massa de um balão volumétrico de 5 mL vazio. b) Adicionar óleo lubrificante no balão volumétrico até o traço de aferição. c) Determinar a massa do balão volumétrico contendo a amostra de óleo lubrificante. d) Calcular a massa do óleo contido no balão e) Calcular a densidade do óleo. f) Repetir o procedimento, usando um balão limpo e seco para o óleo lubrificante

usado.

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PAPEL MILIMETRADO (reserva)

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BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

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