relatório quantitativa 2017

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Sumário 
1. Objetivos: ............................................................................................................. 2 
1.1. Pratica 1 ............................................................................................................. 2 
1.2. Prática 2. ............................................................................................................ 2 
1.3. Prática 3. ............................................................................................................ 2 
1.4. Prática 4. ............................................................................................................ 2 
1.5. Prática 5 ............................................................................................................. 2 
1.6. Prática 6 ............................................................................................................. 2 
1.7. Prática 7. ............................................................................................................ 2 
1.8. Prática 8. ............................................................................................................ 2 
2. Introdução: ........................................................................................................... 2 
3. Materiais e Métodos: ........................................................................................... 5 
3.1. Materiais ........................................................................................................... 5 
3.1.1. Preparação e padronização da solução de NaOH 0,1N ...................................... 5 
3.1.2. Acidez do vinagre ............................................................................................ 5 
3.1.3. Determinação da quantidade de ácido cítrico no limão ...................................... 5 
3.1.4. Determinar o ácido acetilsalicílico na Aspirina.................................................. 6 
3.1.5. Preparar e padronizar a solução de HCL 0,1N .................................................. 6 
3.1.6. Determinação na alcalinidade da água.............................................................. 6 
3.1.7. Teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésio ......................................... 6 
3.1.8. Análise de NaOH e Na2CO3, através da precipitação dos íons carbonato ............ 6 
3.2. Métodos ............................................................................................................. 7 
3.2.1. Preparação e padronização da solução de NaOH 0,1N ...................................... 7 
3.2.2. Acidez do vinagre ............................................................................................ 7 
3.2.3. Quantidade de ácido cítrico no limão. ............................................................... 7 
3.2.4. Determinar o ácido acetilsalicílico na Aspirina.................................................. 8 
3.2.5. Preparar e padronizar a solução de HCl 0,1N ................................................... 8 
3.2.6. Determinação da alcalinidade da água.............................................................. 8 
3.2.7. Teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésio ......................................... 8 
3.2.8. Análise de uma mistura de NaOH e Na2CO3 pelo método de precipitação dos íons 
carbonato. ..................................................................................................................... 8 
4. Resultados e discussões ........................................................................................ 9 
4.1. Preparação e padronização da solução de NaOH 0,1N .......................................... 9 
4.2. Acidez do vinagre ................................................................................................ 9 
2 
 
4.3. Quantidade de ácido cítrico no limão ................................................................. 10 
4.4. Determinação do ácido acetilsalicílico na Aspirina .............................................. 11 
4.5. Preparar e padronizar a solução de HCl 0,1N..................................................... 11 
4.6. Determinação da alcalinidade da água ............................................................... 13 
4.7. Teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésio ........................................... 13 
4.8. Analise de uma mistura de NaOH e Na2CO3, através da precipitação dos íons 
carbonato .................................................................................................................... 14 
5. Conclusão: .......................................................................................................... 15 
 
 
1. Objetivos: 
 
1.1. Pratica 1: Preparar e padronizar uma solução de NaOH 0,1N, através do 
Biftalato de potássio. 
1.2. Prática 2: Determinar a acidez do vinagre. 
1.3. Prática 3: Determinar a quantidade de ácido cítrico no suco de fruta cítrica 
(limão). 
1.4. Prática 4: Determinar o ácido acetilsalicílico na Aspirina. 
1.5. Prática 5: Preparar e padronizar uma solução de HCL 0,1N 
1.6. Prática 6: Determinar a alcalinidade da água 
1.7. Prática 7: Determinar o teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésio. 
1.8. Prática 8: Analisar uma mistura de NaOH e Na2CO3, através da precipitação 
dos íons carbonato. 
 
2. Introdução: 
Em uma análise volumétrica, a quantidade de um constituinte de interesse 
(amostra) é determinada através da reação desta espécie química com outra substância em 
solução, chamada solução-padrão, cuja concentração é exatamente conhecida. Sabendo-se qual 
a quantidade da solução-padrão necessária para reagir totalmente com a amostra em questão e a 
reação química que ocorre entre as duas espécies, têm-se condições para se calcular a 
concentração da substância analisada. 
Em soluções aquosas, as titulações de neutralização são aquelas nas quais íons 
hidrogênio hidratadas, H3O+, são titulados com íons hidroxila, OH-, ou vice-versa. Isto e válido 
quando ácidos fortes, bases fortes, ácidos fracos, bases fracas, sais de ácidos e sais de bases 
fracas estão envolvidos na reação de titulação, a qual, nestes casos, e descrita como: 
H3O
+
 + OH
-
 ↔ 2H2O 
 
O objetivo da titulação de uma solução básica com uma solução padronizada de um 
ácido ou vice-versa é a determinação da quantidade exata de ácido que é quimicamente 
equivalente à quantidade de base presente o ponto em que isto ocorre e o ponto de equivalência 
ponto estequiométrico ou ponto final teórico. 
3 
 
Na análise titulométrica ou titulometria, o constituinte desejado é determinado 
medindo-se sua capacidade de reação contra um reagente adequado usado na forma de uma 
solução com concentração conhecida chamada solução padrão. A solução padrão é adicionada 
progressivamente à solução que contém o constituinte até completar-se a capacidade de reação 
deste último. Esta operação, que é realizada com o auxílio de uma bureta, denomina-se 
titulação. A quantidade de constituinte é achada em função do volume ou peso da solução 
padrão (também denominada solução titulante) gasto na titulação. A titulometria de 
neutralização compreende titulações de espécies ácidas com solução padrão alcalina e titulações 
de espécies básicas com soluções padrões ácidas. Têm-se, assim, duas variantes da titulometria 
de neutralização, a alcalimetria e a acidimetria, respectivamente. O reagente titulante é sempre 
um ácido forte ou uma base forte. 
A preparação das soluções padrões requer direta ou indiretamente o uso de um 
reagente quimicamente puro. Os reagentes usados são chamados padrões primários e 
secundários. O padrão primário é um composto suficientemente puro e estável que permite 
preparar uma solução padrão (primária) por pesagem direta do composto e diluição até um 
determinado volume de solução. Um reagente padrão secundário é um composto que permite 
preparar uma solução titulante, porém sua concentração é determinadaatravés da comparação 
(padronização) de um padrão primário. 
Os métodos de titulação poderá ser diretamente, a espécie a ser determinada reage 
diretamente com a solução padrão, ou indiretamente, consiste em adicionar um excesso, 
exatamente conhecido, da solução padrão ao analito e depois determinar a parte desse excesso 
que não reagiu com outra solução padrão. É usado, principalmente, quando a velocidade da 
reação direta não é compatível com a titulação ou quando a amostra não é solúvel em água, mas 
é solúvel no reagente da titulação direta ou ainda quando não se tem indicador adequado à 
titulação. 
A etapa crítica da titulação é a parte final, em que um sinal qualquer deve indicar 
que a capacidade de reação do constituinte esgotou-se. Chama-se ponto de equivalência ou 
ponto final teórico o ponto ideal da titulação que corresponde à adição do reagente titulante em 
quantidade exatamente equivalente à quantidade do constituinte originariamente presente Em 
princípio qualquer propriedade que assinale uma variação em torno do ponto de equivalência 
pode servir para sinalizar o fim da titulação. Comumente, o ponto final na titulometria de 
neutralização é sinalizado com o auxílio de indicadores ácido-básicos – indicam por meio de 
coloração –. É, assim, muito importante posto que cada indicador possua uma zona de transição 
própria, conhecer o ponto de escala do pH em que se situa o ponto de equivalência da titulação 
e, mais do que isso, a maneira como varia o pH no curso da titulação , particularmente em torno 
do ponto de equivalência. Na tabela 1, mostra alguns indicadores usados nas analises 
quantitativas. 
4 
 
 
É muito importante conhecer o comportamento das espécies envolvidas (titulado e 
analito) e selecionar o indicador adequado. 
 
Na análise titulométrica, também existe a curva de titulação, uma representação 
gráfica que mostra a maneira como varia o logaritmo de uma concentração crítica com a 
quantidade de solução titulante adicionada. O logaritmo desta concentração crítica sofre uma 
variação notável nas imediações do ponto de equivalência e este fato é de grande importância 
para a localização do ponto final da titulação. Na titulometria de neutralização, a concentração 
crítica variável refere-se ao íon hidrogênio; a curva de titulação é obtida lançando o pH em 
função do volume de solução padrão adicionado (ou da porcentagem do titulante total 
estequiometricamente requerida). 
Se a solução do titulado for de um ácido (portanto, de pH baixo), ao se gotejar o 
titulante (que é uma base), deverá haver um aumento gradativo do pH. Como mostra a imagem 
2. 
 
Por outro lado, se a solução do titulado for de uma base (portanto, de pH elevado), 
ao se gotejar o titulante (que é um ácido), deverá haver uma diminuição gradativa do pH. Como 
mostra a imagem 3. 
Tabela 1 
5 
 
 
 
3. Materiais e Métodos: 
3.1. Materiais 
3.1.1. Preparação e padronização da solução de NaOH 0,1N 
 Haste universal 
 Garra 
 Pêra 
 Funil de haste longa 
 Espátula 
 Bastão de vidro 
 Balança analítica 
 Erlenmeyer 250 mL 
 Balão volumétrico 1000 
mL 
 Béquer 100 e 250 mL 
 Proveta 100 mL 
 Biftalato de potássio 
 Hidróxido de sódio 
 Fenolftaleina 
 Pipeta graduada de 5 e 10 
mL 
 Bureta 50 mL 
3.1.2. Acidez do vinagre 
 Haste universal 
 Garra 
 Pêra 
 Funil 
 Erlenmeyer 125 mL 
 Balão volumétrico 50 e 
100 mL 
 Béquer 100 e 250 mL 
 Proveta 100 mL 
 Pipeta volumétrica 5 e 10 
Ml 
 Bureta 25 mL 
 Hidróxido de sódio 0,1N 
Fc= 
 Fenolftaleina 
 Vinagre 
 
3.1.3. Determinação da quantidade de ácido cítrico no limão 
 Haste universal 
 Garra 
 Pêra 
 Funil 
 Faca 
 Algodão 
 Erlenmeyer 125 mL 
 Balão volumétrico 50 e 100 
mL 
 Béquer 100 e 250 mL 
 Proveta 100 mL 
 Pipeta volumétrica 5 e 10 
mL 
 Bureta 25 mL 
 Hidróxido de sódio 0,1N 
Fc=1,0005 
6 
 
 Fenolftaleina  Limão
 
3.1.4. Determinar o ácido acetilsalicílico na Aspirina 
 Haste universal 
 Garra 
 Pêra 
 Bastão de vidro 
 Balança analítica 
 Bureta 50 mL 
 Pistilo 
 Gral 
 Erlenmeyer 250 mL 
 Béquer 100 e 250 mL 
 Hidróxido de sódio 0.1N 
fc= 1,0005 
 Aspirina 
 
3.1.5. Preparar e padronizar a solução de HCL 0,1N
 Haste universal 
 Garra 
 Pêra 
 Tripé 
 Bico de Bunsen 
 Tela de amianto 
 Pisseta/ água destilada 
 Funil de haste longa 
 Espátula 
 Ácido clorídrico 0,1 N 
 Na2CO3 
 Balança analítica 
 Erlenmeye 250 mL 
 Balão volumétrico 1000 mL 
(1L) 
 Béquer 100 mL 
 Proveta50 mL 
 Pipeta graduada 5 e 10 mL 
 Bureta 50 mL 
 
3.1.6. Determinação na alcalinidade da água 
 Haste universal 
 Garra 
 Pêra 
 Funil de haste longa 
 Espátula 
 Erlenmeye125 mL 
 Balão volumétrico 250 mL 
 Béquer 100 mL 
 Proveta50 mL 
 Pipeta graduada 5 e 10 mL 
 Pipeta volumétrica 25 e 50 
mL 
 Bureta 25 mL 
 HCl 0,1 
 Água mineral 
 
3.1.7. Teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésio 
 Haste universal 
 Garra 
 Pêra 
 Funil de haste longa 
 Espátula 
 Erlenmeye250mL 
 Balão volumétrico 250 mL 
 Béquer 100 mL 
 Proveta50 mL 
 Pipeta graduada 5 e 10 mL 
 Pipeta volumétrica 50 mL 
 Bureta 50 mL 
 HCl 0,1N 
 Fenolftaleina 
 NaOH 0,1N – Fc= 0,10005 
 Leite de magnésia 
 
3.1.8. Análise de NaOH e Na2CO3, através da precipitação dos 
íons carbonato 
7 
 
 
 Haste universal 
 Garra 
 Pêra 
 Funil de haste longa 
 Espátula 
 Erlenmeye 125 mL 
 Balão volumétrico 250 
mL 
 Béquer 100 mL 
 Proveta 50 mL 
 Pipeta graduada 1 e 5 mL 
 Pipeta volumétrica 20 mL 
 Bureta 25 mL 
 HCl 0,1 N 
 Alaranjada de metila 
 Fenolftaleina 
 NaOH 0,1N 
 
3.2. Métodos 
3.2.1. Preparação e padronização da solução de NaOH 0,1N 
No preparo da solução padrão alcalina, foi pesado em um béquer 
aproximadamente 4g de Hidróxido de Sódio (NaOH), onde diluiu-se a amostra 
da mesma em água destilada, sendo transferido para um balão volumétrico. Logo 
após, pesamos aproximadamente 0,9 g de biftalato de potássio em um 
erlenmeyer na balança analítica, em seguida dissolveu-se a amostra em 25 mL 
de água destilada e então foi adicionado 3 gotas de fenolftaleína ( indicador). 
Em seguida, foi necessário ambientar a bureta com o NaOH para melhor 
titulação, por fim, a titulação é iniciada com 50mL de NaOH na bureta, e 
biftalato de potássio com 3 gotas de fenolftaleína e água destilada no 
erlenmeyer, até primeira mudança de cor, e então a leitura do volume gasto foi 
anotado. 
3.2.2. Acidez do vinagre 
Primeiramente foi preparada a solução, diluindo 10 mL da amostra em 
100 mL de água destilada em um balão volumétrico, para determinação da acidez no 
vinagre, sendo pipetado 10 mL da amostra e colocado em um erlenmeyer,e adicionado 3 
gotas do indicador de fenolftaleína, após a amostra ter sido preparada, a bureta foi 
ambientalizada e então iniciou-se a titulação com a solução de NaOH 0,1N até 
mudança de cor e a leitura do volume gasto de NaOH foi anotado. 
3.2.3. Quantidade de ácido cítrico no limão. 
Primeiro foi feito o preparo da amostra, o limão foi cortado e retirado o 
suco, logo o mesmo foi filtrado. 10 mL do suco de limão foi diluído em um balão 
volumétrico de 100 mL e após isso, 10 mL desta amostra foi passado para um 
8 
 
erlenmeyer e adicionado 3 gotas de fenolftaleína. Foi feita a titulação com 25 mL de 
NaOH 0,1N na bureta e volume gasto foi anotado. 
3.2.4. Determinar o ácido acetilsalicílico na Aspirina 
A amostra de aspirina foi pesada e passada para um graal, onde foi moída 
e pesada novamente. A massa foi colocada em um erlenmeyer e diluída com água e 
álcooletílico (colocando o álcool primeiro e após a água) e logo, colocado 3 gotas de 
fenolftaleína. Em seguida começou-se a titulação, onde foi colocado em uma bureta a 
solução padrão de NaOH 0,1N. 
3.2.5. Preparar e padronizar a solução de HCl 0,1N 
No preparo da solução de ácido clorídrico, foi adicionado o volume de 
8,3 mL que foi calculado, medido e, logo, foi diluído em 1000 mL de água destilada. 
Após isso foi calculado, também, a massa que seria necessária de Na2CO3 para 40 e 50 
mL de HCl. Depois da solução preparada e padronizada, foi pesado 0,2240g de 
Na2CO3, para reagir com 25mL de água destilada, e então adicionou-se três gotas de 
alaranjado de metila, e titulado com a solução de HCl 0,1 mol /L, até a mudança de 
cor, e então foi feita a leitura do volume gasto de HCl. 
3.2.6. Determinação da alcalinidade da água 
 Primeiro foi feito uma diluição do HCl 0,1 mol/L para 0,01 mol/L, onde 
foi pipetado 10 mL do HCl 0,1 mol/L em um balão volumétrico de 500 mL, pois o que 
seria determinado era o quanto de carbonato de cálcio que contém na água, o qual é um 
valor muito baixo. Então por essa finalidade, foi necessário a diluição do HCl. Foi 
colocado mais duas gotas de alaranjado de metila e feita a titulação. Os valores foram 
anotados e após isso, foi feito os cálculos. 
 
3.2.7. Teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésio 
No primeiro momento foi colocado 1g de leite de magnésio junto de 50 
mL de HCl 0,1 mol/L e mais duas gotas fenolftaleína. Na bureta foi adicionado NaOH 
0,1 mol/L e logo iniciou-se a titulação, foram anotado os volumes e feito os cálculos. 
3.2.8. Análise de uma mistura de NaOH e Na2CO3 pelo 
método de precipitação dos íons carbonato. 
Para o preparo da solução, foi diluído 2 g de NaOH em 500 mL de água 
destilada, logo após pipetou-se 20 mL desta solução em um erlenmeyer, adicionamos 
três gotas do indicador fenolftaleína e junto 1mL de BaCl₂ e titulamos com HCl 0,1N 
até a primeira mudança de cor. No segundo momento seguiu-se com o mesmo 
procedimento, porém com a utilização do indicador alaranjado de metila e sem o cloreto 
de bário, e assim foi feito a titulação até a primeira mudança de cor. 
9 
 
 
4. Resultados e discussões 
4.1. Preparação e padronização da solução de NaOH 0,1N 
Massa de NaOH: 
 
1mol ------- 40g de NaOH 
0,1mol----- x 
X= 4g de NaOH 
Para que o erro não 
ultrapasse: 
100 ml ------0,1ml 
 X --------- 0,04ml 
X= 40 ml 
Quantidade de massa de 
biftalato de potássio: 
 Para 40ml NaOH 
0,1 mol ------- 1000ml 
X ------- 40ml 
 X= 0,004 mol 
 1mol ------ 204,22g de C8H5O4K 
 0,004mol----- x 
 X= 0,81688g C8H5O4K 
Para 50ml de NaOH 
0,1mol----- 1000ml 
 X ---------- 50 ml 
X= 0,005 mol 
1mol------204,22g C8H5O4K 
0,005mol--- x 
X= 1,0211g de C8H5O4K 
Fc= 0,10005/1 
Fc= 0,10005 
A massa de biftalato de potássio foi medida para estar entre 0,81688g até 
1,0211g para que não ocorra de faltar NaOH na bureta. Conforme os cálculos foi 
possível realizar o preparo e a padronização do NaOH corretamente, através do biftalato 
de potássio, que é um padrão primário. 
 
4.2. Acidez do vinagre 
CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O 
 
 
 
Diluição do vinagre 
 C1 x V1 = C2 x V2 
 0,7500 x V1 = 0,1 x 200ml 
 V1=26,66 ml 
 Volume: 9,75ml de NaOH 
 0,10005 mol ----- 1000ml 
Volume Quantidade de 
mol (NaOH) 
Estequiometria 
(CH3COOH) 
Quantidade de 
massa 
9,75 ml 0,000975mol 0,000975mol 0,0585g 
9,85 ml 0,000985mol 0,000985mol 0,0591g 
10 
 
 X --------- 9,75ml 
 X= 0,000975mol de NaOH 
 Estequiometria: 1:1 
 0,000975 mol de CH3COOH 
 
 
Massa de CH3COOH 
1mol--------- 60g 
 0,000975---- x 
 X= 0,0585g de CH3COOH 
 Média das massas: 0,0588g 
 0,0588g ------10 ml (amostra) 
 X --------- 200ml 
 X=1,176g em 200ml de solução 
 1,176g ------ 25ml de vinagre 
 X -------- 100% 
 X= 4,7% de acidez no vinagre 
 
Os valores obtidos nos outros volumes foram encontrados através das 
equações feitas acima. 
O teor do acido acético para o vinagre deve estar entre 4 e 6 %. Dessa 
maneira é possível dizer que o valor encontrado para a amostra analisada esta nos 
padrões permitidos. 
 
4.3. Quantidade de ácido cítrico no limão 
Volume Mol de NaOH Mol de C6H8O7 Massa (C6H8O7) 
15,80ml 0,001581 mol 0,000526 mol 0,100992g 
15,70ml 0,001571 mol 0,000523 mol 0,100530g 
 
C6H8O7 + 3 NaOH C6H5O7Na3 + 3 H2O 
10ml de limão diluído em 
um balão volumétrico de 
100ml, 10 ml retirado da 
solução colocado no erlenmeyer. 
Mol de NaOH 
0,10005 mol ---- 1000ml 
 X -------- 15,80ml 
X= 0,00158 mol de NaOH 
 
Estequiometria 1:3 
1mol C6H8O7-----3 mol NaOH 
 X ------- 0,00158 mol 
X= 0,000526 mol C6H8O7 
 
11 
 
Massa de Ác. cítrico 
1 mol C6H8O7 ----- 192g 
0,000526 mol ------- X 
X= 1,00992g de C6H8O7 
Média das massas: 0,10076g 
0,10076g ------10ml 
 X -----100ml 
X= 1,0076g ---- 10ml 
 X ------- 100% 
X= 10,076% acidez no limão 
Os valores obtidos nas outras titulações foram feitas através das mesmas 
equações acima. 
A porcentagem de ácido cítrico encontrada na amostra foi de 10,76%, acima do 
esperado. Normalmente o teor de acido cítrico encontrado nos limões são de mais ou 
menos 6%. Essa alta concentração de ácido cítrico na amostra talvez tenha se dado pelo 
tipo e pela qualidade do limão, sendo que alguns contêm um teor um pouco mais alto do 
que os outros. 
 
 
4.4. Determinação do ácido acetilsalicílico na Aspirina 
Volume Mol de 
NaOH 
Mol de 
C9H8O4 
Massa de 
(C9H8O4) 
29,60ml 0,00296 mol 0,00296 mol 0,533g 
29,50ml 0,00295 mol 0,00295 mol 0,531g 
 
C9H8O4 + NaOH C9H7O4Na + H2O 
Massa da aspirina inteira: 0,6231g 
Massa da aspirina moída: 0,5808g 
Mol de NaOH 
0,10005 mol----- 1000ml 
 X -------- 29,60ml 
X= 0,00296 mol de NaOH 
Estequiometria 1:1 
X= 0,00296 mol de C9H8O4 
1mol ---------- 180,13g C9H8O4 
0,00296 mol---- X 
X= 0,533g 
0,533g C9H8O4------0,5808g Aspirina 
 X ------------ 0,6231 g Aspirina 
X= 0,57g de C9H8O4 
Através do volume gasto de NaOH, da massa molar de ácido 
acetilsalicílico e de cálculos foi possível saber a quantidade de massa de AAS na 
Aspirina, que é de no máximo 0,5g, desta maneira correspondendo ao valor encontrado 
no comprimido estudado. 
 
4.5. Preparar e padronizar a solução de HCl 0,1N 
12 
 
 
2 HCl + Na2CO3 2 NaCl + H2CO3 
Rotulo HCl : 37% ; densidade = 
1,18g/ml 
HCl 0,1 mol/L 
n = m/MM 
0,1 = m/36,5 
m = 3,65g 
d = m/v 
1,18g/ml = 3,65g/V 
V= 3,09 ml 
3,09 ml ---- 37% 
X ------- 100% 
X= 8,36 ml de HCl 
Massa de Na2CO3 
pesada 
Mol de Na2CO3 Mol de HCl Mol/L de HCl 
0,2121g 0,0020028 mol 0,004018 mol 0,10185 mol/L 
0,2123g 0,0020009 mol 0,004006 mol 0,1016 mol/L 
 
Para 40 ml de HCl 
0,1 mol ------ 1000 ml 
 X ------ 40 ml 
X= 0,004 mol de HCl 
1 mol ------ 106g Na2CO3 
0,004 mol ---- X 
X= 0,212g de Na2CO3 
Para 50 ml de HCl 
0,1 mol ------ 1000 ml 
 X ------ 50 ml 
X= 0,005 mol de HCl 
1 mol ------ 106g Na2CO3 
0,005 mol ---- X 
X= 0,265g Na2CO3 
Volume gasto de HCl na bureta: 39,45 
ml 
1 mol ------ 106g Na2CO3 
 X ------- 0,2121g 
X= 0,0020009 mol Na2CO3 
Estequiometria 2:1 
2 mol HCl ----- 1 mol Na2CO3 
 X ------ 0,0020009 mol 
X= 0,004018 mol HCl 
0,004018 mol HCl ----- 39,45 ml HCl 
 X ------- 1000 ml 
X= 0,10185 mol/L 
Média das concentrações: 0,10169 
mol/L 
Fc= 0,10169/0,1 
Fc= 1,0169 mol/L 
13 
 
A massa de carbonato de sódio foi pesada entre 0,212g e 0,265g para que o 
volume gasto de HCl não ultrapassasse o volume da bureta, que era de 50 mL. 
Conforme os cálculos acima, foi possível efetuar a preparação e 
padronização do HCl, através do carbonato de sódio, que é um padrão primário. 
4.6. Determinação da alcalinidade da água 
Volume Mol de HCl Mol de CaCO3 Massa CaCO3 
12,75 0,000305 mol 0,0000652 mol 6,525mg 
12,90 0,000132 mol 0,000066 mol 6,6 mg 
 
2 HCl + CaCO3 CaCl2 + H2CO3
DiluiçãoC1 x V1 = C2 x V2 
0,1 mol/L x V1 = 0,001 mol/L x 500 ml 
V1= 50 ml 
Quantidade de mol de HCl 
0,01 mol ------- 1000ml 
X ------- 12,75 
X = 0,000130 mol HCl 
Estequiometria 
2 mol de HCl ----- 1 mol de CaCO3 
0,00013 mol ------- X 
X= 0,0000652 mol de CaCO3 
Quantidade de Massa de CaCO3 
1 mol --------- 100g 
0,000065mol---- X 
X= 0,006525g de CaCO3 
X= 6,525mg 
Diluição 
6,525mg ------ 50ml 
 X ----- 1000ml 
X= 130,5mg/L 
 
O resultado das outras titulações foram calculadas da mesma maneira dos 
cálculos acima. Para saber a alcalinidade da água foi necessário saber a quantidade de 
carbonato de cálcio na água. O resultado que obtivemos estava dentro dos padrões 
esperado.
4.7. Teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésio 
 
NaOH + HClexc. NaCl + H2O 
Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2 + 2 H2O 
Bureta – NaOH 0,1 mol/L x fc = 0,10398 
14 
 
Volume Mol de NaOH Mol de HCl Mol de Mg(OH)2 Massa Mg(OH)2 
20,20 ml 0,0021004 mol 0,005078 mol 0,0029776 mol 0,0837g 
17,00 ml 0,001767 mol 0,005078 mol 0,001655 mol 0,089797g 
 
Quantidade de mol de NaOH que reagiu 
com HCl 
0,10398 mol ------ 1000ml 
 X ---------- 20,20 ml 
X= 0,0021004 mol 
Quantidade de mol de HCl 
10156 mol ------ 1000ml 
 X -------- 50ml 
X= 0,005078 mol 
Mol de HCL – mol de NaOH = mol de 
Mg(OH)2 
0,005078 – 0,0021004 = 0,0029776 
Estequiometria 2:1 
2 mol HCl ------- 1 mol de Mg(OH)2 
0,0029776 mol ---- X 
X= 0,001488 mol Mg(OH)2 
Quantidade de massa de Mg(OH)2 
1 mol ------ 58,3 g de Mg(OH)2 
0,001488 mol ---- X 
X= 0,089797g 
Média das massas de Mg(OH)2 = 
0,08524 x 100% 
X = 8,524% 
 
Os valores encontrados nas outras titulações foram calculados da mesma 
maneira dos cálculos acima. O teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésia é de 
8%, o valor encontrado da amostra foi 8,52%, um teor próximo do que é permitido. 
4.8. Analise de uma mistura de NaOH e Na2CO3, através da 
precipitação dos íons carbonato 
HCl + NaOH NaCl + H2O 
2 HCl + Na2CO3 2 NaCl + H2CO3 
BaCl2 + Na2CO3 2 NaCl +BaCO3 
Amostra com BaCl2 = 18,95 ml 
Amostra sem BaCl2 = 19,45 ml 
Quantidade de mol de NaOH 
que reagiu com HCl 
0,1 mol x 1,056 ----- 1000 ml 
 X ------------- 19,45 ml 
X= 2,05392x10
-3
 molxL
-1
 
(NaOH) 
0,1 mol x 1,056 ------ 1000 ml 
 X -------------- 18,95 ml 
X= 2,00112x10
-3
 molxL
-1
 
Massa de NaOH na mistura 
15 
 
1 mol --------------- 40g NaOH 
2,05392x10
-3
 mol----- x 
X= 0,0821g NaOH 
0,0821g NaOH ------ 20 ml 
 X ---------- 500 ml 
X= 2,05392g de NaOH 
2,05392g -------100% 
 2 g --------------- X 
 X= 97,37% 
 Amostra 1 – Amostra 2 = 
Volume de Na2CO3 
 Volume = 0,5 ml 
 0,1 mol x 1,056 ------ 1000ml 
 X -------------- 0,5ml 
 X= 5,28 x10
-5
 
 Estequiometria 
2 mol HCl ------ 1 mol Na2CO3 
5,28 x10
-5
 ------- X 
X= 2,64x10
-5
 mol Na2CO3 
Massa de Na2CO3 
1 mol ---------- 106g 
2,64x10
-5
------ X 
X= 0,002798g Na2CO3 
Diluição 
0,002798g Na2CO3 ------20ml 
 X ----------------- 500ml 
X= 0,06996g 
2,00112g ------ 100% 
0,0,06996g ----- X 
X= 3,41% 
 
Através da titulação de neutralização, foi possível determinar a pureza do 
NaOH, comprovando pelos estudos e cálculos, tendo como pureza 97,37%.
5. Conclusão: 
Concluí-se que a técnica de titulação é um procedimento exato e preciso, 
tendo como objetivo determinar as quantidades de soluções padrões que seria preciso 
para que ocorresse o ponto de viragem com determinados indicadores. 
Preparo e padronização de uma solução padrão alcalina: Os resultados 
obtidos pelos grupos foram próximos ao valor de concentração 0,1 N. 
Determinação do vinagre: foram obtido resultados satisfatórios, os 
cálculos dentro dos padrões esperado para o ácido acético que se encontra entre 3,5% - 
8%. 
Determinação de ácido cítrico no limão: Não foi obtido o resultado 
esperado, que seria um teor de mais ou menos 6%. 
16 
 
Determinação do ácido acetilsalicílico na Aspirina: O valor obtido de 
AAS na aspirina, estava dentro dos padrões, correspondendo ao esperado. 
Preparo e padronização do HCl 0.1N com padrão primário: Obtivemos 
valores bem próximos de 0,1N, no entanto podemos dizer que os resultados foram 
satisfatórios. 
Determinação da alcalinidade: Nesta análise os resultados se 
encontraram dentro dos padrões esperado, pois foi analisada a viragem das cores e os 
valores obtidos satisfatórios. 
Determinar o Teor de Hidróxido de Magnésio ( Mg(OH)2 ) no leite de 
Magnésia: Obteve-se na análise que o resultado calculado foi de 8,52% que foi um 
valor bem próximo ao do fabricante ( 8%). 
Determinação de pureza do NaOH: Com as devidas análises, foi 
possível determinar a quantidade de matéria (pureza) da soda cáustica que apresentou 
97,37% de pureza e assim avaliar se ele atende ou não as especificações e necessidades 
de quem o utilizarão