Preparo e Padronização de Soluções - Analítica Experimental II

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Universidade Estadual do Oeste do Paraná - UNIOESTE - Campus de Toledo
Centro de Engenharias e Ciências Exatas – CECE
Química Bacharelado - Analítica Experimental II
Aula Prática 1:
Preparo e padronização de soluções.
Ana Cristina Telles - R.A.: 136746
Victor Gabriel Balmant de Souza - R.A.: 94684
Professora Josiane Caetano Dragunski
TOLEDO
2022
1.0 Introdução:
O preparo de soluções é uma técnica muito utilizada em laboratório, que pode ser
realizada a partir da dissociação ou solubilização de um sólido qualquer de uma massa
previamente medida em um determinado volume de um solvente apropriado. 1
O preparo de soluções deve seguir a seguinte ordem :1
1) Pesar ou medir o soluto;
2) Dissolver o soluto, em um béquer, usando pequena quantidade do solvente;
3) Transferir quantitativamente para um balão volumétrico;
4) Completar o volume com o solvente;
5) Homogeneizar a solução;
6) Padronizar a solução preparada, quando necessário.
7) Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados.
A massa a ser pesada depende de dois fatores: da concentração da solução que
procura-se obter e do volume de solução que deseja preparar. Para o preparo da solução,
utiliza-se um balão volumétrico de volume apropriado e a concentração da solução a ser
preparada, deve ser determinada dependendo da finalidade de sua utilização. 1
Por ser utilizada em laboratórios, como por exemplo, em reações químicas e
processos analíticos, as soluções precisam necessariamente possuir seu valor de números de
mols conhecido, mais necessariamente a concentração. Daí surge a necessidade de padronizar
essas soluções, justamente para conhecer a real concentração. Uma das razões para tal
processo, é que sempre pode haver erro grosseiro do operador quanto dos equipamentos /
vidrarias (imprecisões, descalibração) ao medir ou pesar certo analito na hora do preparo
dessas soluções, ou seja, o valor nunca é exato. Outro fator que também é importante
destacar, o analito a ser dissociado nunca está 100% puro, sua grande maioria se encontra em
até 99% de pureza, já para os analitos líquidos, como por exemplo ácido clorídrico 37%, pode
não conter exatamente os 37% presentes devido ao ácido ser volátil e evaporar da solução,
diminuindo sua concentração e consequentemente apresentando diferenciação na
concentração final da solução. 2 3
Uma das técnicas utilizadas para padronizar são as titulações, neste caso o elemento a
ser analisado deve estar em solução e um dos componentes (o titulante ou o titulado) deve
obrigatoriamente possuir seu valor conhecido. A padronização pode ser efetuada a partir de
um elemento padrão primário ou secundário. O padrão primário é um composto de elevada
pureza química que serve como material de referência para os métodos titulométricos de
análises químicas quantitativas. A precisão e a exatidão dos resultados obtido é dependente
das propriedades físicas e químicas dos padrões primários. 2 3 5
O padrão secundário é um composto cuja pureza pode ser estabelecida por meio de
análise química quantitativa e que serve de referência para os métodos titulométricos. Não
preenche todos os pré-requisitos exigidos para um padrão primário, mas sua pureza pode ser
adequadamente estabelecida, assegurando as condições da análise titulométrica. 5
Em uma titulação pode ocorrer reações de neutralização, baseadas na interação dos
ácidos e das bases. Essas reações não são acompanhadas de modificações visíveis como por
exemplo uma alteração da cor da solução (na presença de um indicador de pH). Essas reações
entre um ácido e uma base forte é chamada de neutralização devido a formação de um sal e
água. 4 5
2.0 Objetivos:
Padronizar as soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio a partir de uma
solução padrão primária ou secundária.
3.0 Materiais e métodos:
3.1 Materiais / Equipamentos:
Balão volumétrico de 1L.
Béqueres de 100 mL.
Bureta graduada de 25 mL.
Pipeta volumétrica de 10 mL.
Pipeta graduada de 10 mL.
Erlenmeyer de 250 mL.
Pissete com água destilada.
Pipetador de borracha (pêra).
Pipeta de Pasteur.
Espátula.
Aquecedor e agitador magnético.
Suporte universal.
Garra dupla.
Balança analítica (com 4 casas decimais).
3.2 Reagentes:
Fenolftaleína, .𝐶
20
𝐻
14
𝑂
4(𝑎𝑞)
Verde de bromocresol, .𝐶
21
𝐻
14
𝐵𝑟
4
𝑂
5
𝑆
(𝑎𝑞)
Hidróxido de sódio em micro pérola, 99%, marca Neon..𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑠)
Carbonato de sódio, 99%, marca Impex.𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3(𝑠)
Ácido clorídrico, 37%, marca CRQ.𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
3.3 Métodos:
3.3.1 Preparo de soluções:
Foi preparado as soluções de e de . Para𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1
tal, calculou-se o volume a ser utilizado de e a massa de utilizando as𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 37% 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑠)
fórmulas abaixo:
𝐶 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) = 𝑚 (𝑔)𝑀𝑀 (𝑔/𝑚𝑜𝑙) 𝑥 𝑉 (𝐿) (1)
𝑑 (𝑔/𝑚𝐿) = 𝑚 (𝑔)𝑉 (𝑚𝐿) (2)
Os cálculos foram realizados e anotados. Para a solução ácida, foi coletado o volume
de aproximadamente 8,0 mL de na capela com uma pipeta graduada de 5 mL e𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 37%
colocado em um béquer de 100 mL com um pouco de água destilada. Essa solução de ácido
foi transferida do béquer para um balão volumétrico de 1L, o béquer foi lavado com água
destilada por 3 vezes, a água das lavagens também foi colocada no balão e o mesmo foi
completado com água destilada até o menisco. Agitou-se bem e deixou a solução reservada.
Para a solução básica, foi pesada a massa de aproximadamente 4,0 g de e𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑠)
dissolvida em um béquer de 100 mL com um pouco de água destilada. Essa solução de base
foi transferida do béquer para um balão volumétrico de 1L, o béquer foi lavado com água
destilada por 3 vezes, a água das lavagens também foi colocada no balão e o mesmo foi
completado com água destilada até o menisco. Agitou-se bem e deixou a solução reservada.
Observações foram feitas e anotadas.
3.3.2 Padronização do ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L−1 com carbonato de sódio
(Na2CO3):
Nesta etapa foi demandado que pesasse em um erlenmeyer entre 0,10 g e 0,12 g de
, anotando a massa até a quarta casa decimal. Para melhor diagnóstico e maior𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3(𝑠)
precisão dos dados, essa análise foi realizada em triplicata, logo separou-se 3 erlenmeyers de
250 mL e enumerados de 1 a 3. A massa de para cada erlenmeyer foi anotada.𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3(𝑠)
Para cada erlenmeyer foi adicionado cerca de 15 mL de água destilada e agitado até a
dissolução completa. Logo após adicionou-se cerca de 2 gotas de verde de bromocresol.
Observações foram feitas e anotadas.
De antemão montou-se o aparato de titulação com o suporte universal, garra dupla e a
bureta graduada de 25 mL, a mesma foi lavada com água destilada, preenchida com a solução
preparada de , retirada as bolhas de ar do interior e aferido o menisco.𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1
A titulação ácido-base foi iniciada com o erlenmeyer nº1 com a adição da solução
, sob agitação. A titulação foi parada assim que a solução no erlenmeyer𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1
começou a ficar esverdeada, o que indica o ponto (ou o início) de viragem do pH. O
erlenmeyer foi levado para a chapa de aquecimento e fervida por 2 minutos
aproximadamente. Observações foram feitas e anotadas. Após esfriar a temperatura próxima
a do ambiente, a solução voltou a ser titulada até o ponto de viragem. O volume da solução de
consumida foi aferido e anotado. Esse mesmo processo foi realizado para os𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
erlenmeyer nº 2 e 3.
Todas as observações e cálculos foram realizados e anotados.
3.2.3 Padronização do hidróxido de sódio (NaOH) com uma solução padronizada de
HCl:
Nesta etapa, com um pipeta volumétrica de 10 mL, adicionou-se a mesma quantidade
da solução de preparada anteriormente em um erlenmeyer de 250𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1
mL. A esta solução foram acrescentadas 3 gotas de fenolftaleína. Observações foram feitas e
anotadas.
Utilizou-se o mesmo aparato de titulação anterior. A titulação ácido-base foi iniciada
com a adiçãoda solução padronizada anteriormente, sob agitação. A titulação foi𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
parada assim que a solução no erlenmeyer ficou transparente. O volume da solução de
consumida foi aferido e anotado.𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
Todas as observações e cálculos foram realizados e anotados.
4.0 Resultados e discussões:
4.1 Preparo de soluções:
Foi preparado as soluções de e de . Para𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1
tal, calculou-se o volume a ser utilizado de e a massa de utilizando as𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 37% 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑠)
fórmulas 1 e 2.
Como o ácido utilizado está presente em 37% do volume no frasco,𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
consequentemente o volume retirado não conterá a concentração necessária para o preparo da
solução. Assim se faz essencial o cálculo de concentração, densidade e regra de três para
descobrir o quanto de volume se faz necessário retirar do frasco que corresponde a um valor
100% em relação à concentração.
Logo, considerou-se a densidade de 1,19 g/mL e a concentração a ser𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 37%
obtida seria de . Logo, utilizando a fórmula de concentração (Equação 1), 0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1
obteve-se:
 0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 = 𝑚 (𝑔)36,46 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑥 0,1 𝐿
 𝑚 = 3, 646 𝑔 
Seguindo, utilizou a fórmula de densidade (Equação 2), obteve-se:
1, 19 𝑔/𝑚𝐿 = 3,646 𝑔𝑉
𝑉 = 3, 0638 𝑚𝐿
Como explicado anteriormente, esse volume de 3,0638 mL representa uma
porcentagem de 37% em relação à concentração, logo utilizou-se uma regra de três básica
para obter-se um valor 100%.
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 %
3, 0638 𝑚𝐿 37
𝑋 𝑚𝐿 100
Logo obteve-se um volume de 8,3 mL de a ser retirado do frasco para o𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 37%
preparo dessa solução ácida. Foi coletado esse volume na capela com uma pipeta graduada
de 10 mL e colocado em um béquer de 100 mL com um pouco de água destilada. Essa
solução de ácido foi transferida do béquer para um balão volumétrico de 1L completado com
água destilada até o menisco. Agitou-se bem a solução e reservou-se.
Para a solução básica, observou-se que o hidróxido de sódio sólido utilizado continha
uma pureza de 99%, porém foi considerado que a massa pesada corresponderia a uma pureza
de 100%, por serem valores muito próximos. Neste caso utilizou a fórmula concentração
(equação 1), obtendo-se:
 0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 = 𝑚 (𝑔)40,0 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑥 0,1 𝐿
 𝑚 = 4, 0 𝑔 
A massa de hidróxido de sódio foi pesada em uma balança analítica anotando as 4
casas após a vírgula, o qual obteve-se um valor de 4,0083 g. O pesado foi𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑠)
dissolvido em um pouco de água destilada, observou-se que a solução elevou a temperatura
razoavelmente, devido a dissociação do hidróxido em água, essa solução foi transferida para
um balão volumétrico de 1L e o mesmo foi completado com água destilada até o menisco.
Agitou-se bem a solução e reservou-se.
4.2 Padronização do ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L−1 com carbonato de sódio
(Na2CO3):
No erlenmeyer 1, foi pesado 0,1014 g de e dissolvido em água destilada,𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3(𝑠)
ao adicionar o verde de bromocresol, este ficou com coloração azul. O mesmo processo foi
realizado com os erlenmeyers 2 e 3, sendo a massa pesada para ambas de 0,1008 g e 0,1010
g, respectivamente.
Erlenmeyer 1:
Foi feita a titulação de gota a gota até a solução ficar com coloração verde, porém,
neste primeiro a solução passou do ponto de viragem e ficou com cor amarelada. Utilizou-se
20,6 mL de solução de HCl.
A equação da reação desta titulação é:
(1)𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
+ 2𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
→ 2𝑁𝑎𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
Nela também ocorre duas protonações, sendo elas:
(2)𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
2− + 𝐻
3
𝑂
(𝑎𝑞)
+ ↔ 𝐻𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
− + 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
(3)𝐻𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
− + 𝐻
3
𝑂
(𝑎𝑞)
+ ↔ 𝐶𝑂
2(𝑔)
+ 2𝐻
2
𝑂
(𝑙)
Com o presente na solução, é estabelecido o equilíbrio como apresentado abaixo:𝐶𝑂
2
(4)𝐻
2
𝑂
(𝑙)
+ 𝐶𝑂
2(𝑔)
↔ 𝐻
2
𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
↔ 𝐻𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
− + 𝐻
3
𝑂
(𝑎𝑞)
+
Este equilíbrio representa a viragem do indicador verde de bromocresol após
adicionar certo volume de HCl menor que o necessário para reagir todo o . Por𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
isso a solução é aquecida, favorecendo a eliminação do , assim voltando a coloração𝐶𝑂
2(𝑔)
azul. Se mesmo após aquecer a cor da solução não é revertida, quer dizer que houve excesso
de ácido adicionado. Adicionando HCl após eliminar o gás carbônico, o carbonato e o
indicador assume cor verde definitiva.
Embasando nessa análise podemos explicar a coloração amarelada da solução, mesmo
após aquecer a cor não reverteu, indicando excesso de HCl.
Erlenmeyer 2:
A titulação foi feita até a solução adquirir a cor verde, sendo utilizados 21,6 mL de
HCl. Após aquecer por aproximadamente 2 minutos, a solução voltou a cor azul, então
titulada novamente; com a adição de 2 gotas (0,1 mL) a solução ficou amarela, passando do
ponto de viragem.
Erlenmeyer 3:
Foi utilizado 20,4 mL de HCl nesta titulação até a solução ficar verde; aquecendo até
voltar a cor azul. Ao titular novamente, com 1 gota (~0,1 mL) a solução passou do ponto de
viragem, ficando amarela.
Com as informações obtidas a partir das 3 titulações, foi calculado a concentração real
da solução de HCl preparado.
Utilizando a fórmula da equação 3, foi calculado o nº de mols do para𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3(𝑎𝑞)
descobrir o nº de mols do HCl, sendo a proporção de 1:2. Em seguida, foi calculada a
concentração do HCl utilizando a fórmula da equação 1.
(3)𝑛 = 𝑚𝑀𝑀
1) ⇒𝑛
𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
= 0,1014 𝑔105,99 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑛𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
= 9, 566𝑥10−4𝑚𝑜𝑙
1 mol ———— 2 mol HCl𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
𝑥 = 1, 886𝑥10−3𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
———– x9, 566𝑥10−4𝑚𝑜𝑙
⇒𝐶
𝐻𝐶𝑙
= 1,886𝑥10
−3𝑚𝑜𝑙
20,6𝑥10−3𝐿
𝐶
𝐻𝐶𝑙
= 0, 09155 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
O ácido presente no 1º erlenmeyer possuía uma concentração de aproximadamente
.0, 09155 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
2) ⇒𝑛
𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
= 0,1008 𝑔105,99 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑛𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
= 9, 510𝑥10−4𝑚𝑜𝑙
1 mol ———— 2 mol HCl𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
𝑥 = 1, 902𝑥10−3𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
———– x9, 510𝑥10−4𝑚𝑜𝑙
⇒𝐶
𝐻𝐶𝑙
= 1,902𝑥10
−3𝑚𝑜𝑙
21,7𝑥10−3𝐿
𝐶
𝐻𝐶𝑙
= 0, 08764 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
O ácido presente no 2º erlenmeyer possuía uma concentração de aproximadamente
.0, 08764 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
3) ⇒𝑛
𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
= 0,1010 𝑔105,99 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑛𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
= 9, 529𝑥10−4𝑚𝑜𝑙
1 mol ———— 2 mol HCl𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
𝑥 = 1, 9058𝑥10−3𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
———– x9, 529𝑥10−4𝑚𝑜𝑙
⇒𝐶
𝐻𝐶𝑙
= 1,9058𝑥10
−3𝑚𝑜𝑙
20,4𝑥10−3𝐿
𝐶
𝐻𝐶𝑙
= 0, 09342 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
O ácido presente no 3º erlenmeyer possuía uma concentração de aproximadamente
.0, 09342 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
Com as 3 concentrações encontradas, foi feita a média dessa análise em triplicata
(utilizando a fórmula da equação 4), sendo esta considerada a concentração real da solução
preparada.
(4)𝑀é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑒 [ ]𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 = Σ [ ]𝑛𝑛 
Logo,
⇒𝑀é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑒 𝐶
𝐻𝐶𝑙
= 0,09155+0,08764+0,093423 𝑀𝐶𝐻𝐶𝑙 = 0, 0908 𝑚𝑜𝑙. 𝐿
−1
A concentração real da solução de HCl preparada foi de , um valor0, 0908 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
próximo ao proposto.0, 1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
Para fins de comparação, montou-se a Tabela 1.
Tabela 1: Valores de concentrações de na soluções preparadas e sua média.𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
Erlenmeyer 1 Erlenmeyer 2 Erlenmeyer 2 Média
Concentrações
( )𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
0,09155 0,08764 0,09342 0,0908
Para obter um valor que representasse a porcentagem da efetividade da análise,
utilizou-se a equação 5 que fornece um valor percentual da relação entre concentração real
obtida e a esperada.
(5)% = 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 [ ] 𝑟𝑒𝑎𝑙𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 [ ] 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑥 100
O qual obteve-se:
% = 0,09080,1 𝑥 100
% = 90, 8% 𝑑𝑒 𝑒𝑓𝑖𝑐𝑖ê𝑛𝑐𝑖𝑎
Pode-se dizer que a concentração real do ácido clorídrico é próxima da esperada.
4.3 Padronização do hidróxido de sódio (NaOH) com uma solução padronizada de
HCl:
Nesta etapa, adicionou-se 10 mL da solução de preparada anteriormente𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 
em um erlenmeyer de 250 mL e 3 gotas de fenolftaleína, deixando a solução com cor rosa.A titulação foi parada assim que a solução no erlenmeyer ficou transparente,
indicando o ponto de viragem de pH. Como resultado final da titulação ácido-base com a
adição da solução no titulado , obtendo um volume consumido da solução𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 
ácida de 10,4 mL para neutralizar o titulado.
A equação da reação desta titulação é:
(4)𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
+ 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
→ 𝑁𝑎𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
Para a padronização do NaOH, normalmente é usado um padrão primário (biftalato de
potássio), mas neste experimento, foi utilizado um padrão secundário, a solução de HCl.
Com a concentração do HCl encontrada anteriormente, fez-se o cálculo da
concentração real da solução de NaOH preparada. Com proporção de 1:1, utilizou-se uma
fórmula derivada da equação 1: para encontrar o nº de mols do HCl, o qual pode𝑛 = 𝐶𝑥𝑉
ser considerado o mesmo para o NaOH, e em seguida a fórmula da equação 1 para encontrar
a concentração do NaOH.
⇒𝑛
𝐻𝐶𝑙
= 0, 0908 × 10, 4𝑥10−3 𝑛
𝐻𝐶𝑙
= 9, 4432𝑥10−4𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙 = 𝑁𝑎𝑂𝐻
⇒𝐶
𝑁𝑎𝑂𝐻
= 9,4432𝑥10
−4𝑚𝑜𝑙
10𝑥10−3𝐿
𝐶
𝑁𝑎𝑂𝐻
= 0, 0944 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
Para o experimento, deveria ter sido feita em triplicata, porém, como não teve muito
tempo para esta parte, foi feita apenas uma vez. Portanto, a concentração encontrada através
do cálculo foi considerada a concentração verdadeira da solução de NaOH preparada.
Para obter um valor que representasse a porcentagem da efetividade da análise,
utilizou-se a equação 5 que fornece um valor percentual da relação entre concentração real
obtida e a esperada. O qual obteve-se:
% = 0,09440,1 𝑥 100
% = 94, 4 % 𝑑𝑒 𝑒𝑓𝑖𝑐𝑖ê𝑛𝑐𝑖𝑎
Pode-se dizer que a concentração real do hidróxido de sódio é próxima da esperada
( ).0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1
5.0 Conclusões:
Diante dos fatos apresentados anteriormente, é possível concluir que os métodos de
preparo e padronização de soluções empregados nesse procedimento experimental se
mostraram eficientes, o qual obteve-se concentrações muito próximas do esperado - relação
entre a concentração da solução preparada e a concentração esperada.
6.0 Referências bibliográficas:
UFJF (Juiz de Fora/MG). Universidade Federal de Juiz de Fora et al. LABORATÓRIO DE1
FUNDAMENTOS DE QUÍMICA: Preparo e Diluição de Soluções. LABORATÓRIO DE
FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, [S. l.], p. 1-3, 2 maio 2022. Disponível em:
https://www.ufjf.br/quimica/files/2018/03/Aula-11-Laboratório-de-Fundamentos-de-Química
-Aula-n°-11-Preparo-e-Diluicao-de-Solucoes.pdf. Acesso em: 2 maio 2022.
BACCAN, N., ANDRADE, J. C., GODINHO, O. E., BARONE, J. S.; Química Analítica2
Quantitativa Elementar; 1ª ed.; São Paulo: Edgard Blucher ltda, 1946.
ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o3
meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
ALEXÉEV, V.; Análise Quantitativa; 3ª ed.; Editora Livraria Lopes da Silva, 1983.4
KÁTIA, Messias; Titulometria: Conceitos Gerais; Universidade Federal da Paraíba, Centro5
de Ciências Exatas e da Natureza, 2010.