Relatório Preparo, diluição e padronização de soluções

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UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE
Campus Valonguinho
Licenciatura em Química
GABRIEL LEAL AZEREDO
TALITA VIOLANTE FERREIRA DA FONSECA
FLÁVIA CRISTINA DE OLIVEIRA GONÇALVES
RELATÓRIO DE PREPARAÇÃO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E
PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES.
Niterói
2021
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO 2
2. OBJETIVOS 4
3. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 5
3.1 Prática 4 - Preparação e Diluição de Soluções 5
3.1.1 Preparar 100 mL de HCl 0,1 mol/L 5
3.1.2 Preparar 50 mL de NaOH 0,5 mol/L 6
3.1.3 Diluir solução de NaOH 0,5 mol/L 6
3.2 Prática 5 - Padronização de Soluções 7
3.2.1 Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L com padrão primário. 7
3.2.2 Padronização da solução de HCl 0,1 mol/L com padrão secundário. 8
3.2.3 Determinação da acidez do vinagre. 9
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 10
4.1 Prática 4 - Preparação e Diluição de Soluções 10
4.1.1 Preparar 100 mL de HCl 0,1 mol/L 10
4.1.2 Preparar 50 mL de NaOH 0,5 mol/L 12
4.1.3 Diluir solução de NaOH 0,5 mol/L 13
4.2 Prática 5 - Padronização de Soluções 14
4.2.1 Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L com padrão primário. 14
4.2.2 Padronização da solução de HCl 0,1 mol/L com padrão secundário. 17
4.2.3 Determinação da acidez do vinagre. 18
5. CONCLUSÃO 23
6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 25
1
1. INTRODUÇÃO
O preparo de soluções é uma ação fundamental nos laboratórios de química. Tais
soluções são de suma importância para realização de procedimentos experimentais. A
determinação de solução também destaca-se como relevante para a obtenção de
concentrações exatas. Torna-se, portanto, cabível um estudo acerca do preparo de soluções
bem como seu processo de padronização.
As soluções caracterizam-se pela dispersão homogênea de duas ou mais substâncias,
podendo ser formada pela combinação de diferentes estados físicos da matéria. Em tais
misturas, em geral, observa-se a presença de uma substância em maior quantidade (solvente)
e outra em menor quantidade (soluto). Além disso, as soluções verdadeiras possuem
partículas dispersas com cerca de 0 a 1 nm, não sendo visível e não podendo ser separada por
filtração.
A diluição das soluções ocorre pela adição de solvente a uma solução sem alterar as
quantidades de soluto presentes. A determinação das quantidades da substância dissolvida em
solvente é realizada por meio da solubilidade. Pode-se utilizar o coeficiente de solubilidade,
na qual define-se a quantidade máxima que uma substância pode dissolver-se numa dada
quantidade de solvente em uma dada temperatura. Considerando tal coeficiente, obtemos as
seguintes classificações de soluções:
● Solução não-saturada: são soluções na qual a quantidade de soluto é menor que o
valor determinado pelo coeficiente de solubilidade;
● Solução saturada: são soluções na qual a quantidade de soluto atinge o valor
determinado pelo coeficiente de solubilidade.
● Solução supersaturada: são soluções na qual a quantidade de soluto é maior que o
valor da saturação e supera o coeficiente de solubilidade.
O preparo das soluções é indicado pela sua concentração, ou seja, pela relação entre
as quantidades de soluto e solvente presente na solução. Em geral, as concentrações são dadas
por massa de soluto ou mols de soluto pelo volume da solução. Contudo, quando necessita-se
de uma concentração exata para uma solução, emprega-se um procedimento de determinação
denominado titulação. Para tal, utiliza-se uma solução padrão para determinar a concentração
presente da solução a partir de uma reação química. Pode-se definir as soluções padrões
como soluções na qual são conhecidas as concentrações exatas de uma substância química.
Tais soluções padrões podem ser classificadas como primárias ou secundárias.
2
Uma solução de padrão primário possui medidas diretas de massa de soluto e volume
total da solução, ou seja, sua concentração exata é conhecida. A preparação de tais soluções
necessitam de pesos exatos de uma determinada substância dissolvida e diluída em um
volume exato. Para tal ação, esta solução deve ser de fácil pesagem e com massa molecular
alta. Além disso, uma substância de padrão primário é pura, estável, de fácil secagem e
solúvel em um solvente adequado. Estas devem reagir com outra solução a ser padronizada, a
solução padrão secundária.
Uma solução padrão secundária é uma solução na qual sua concentração só pode ser
conhecida a partir de sua determinação necessitando de uma padronização. Para tal processo,
utiliza-se a titulação volumétrica na qual mede-se a quantidade de determinada substância em
solução a partir da quantidade necessária de um reagente para uma reação química com tal
substância. As titulações são realizadas pela adição controlada de reagente com concentração
conhecida à uma solução utilizando, em geral, buretas e erlenmeyers durante sua operação.
Quando julga-se que a reação entre o reagente e a solução ocorreu por completo, atinge-se o
seu ponto de equivalência. Neste procedimento é necessário empregar indicadores que
auxiliem na determinação do ponto de equivalência.
Este presente relatório apresentará os procedimentos e resultados das práticas
experimentais de preparação, diluição e padronização de soluções realizadas no dia 17 de
dezembro de 2021 no Instituto de Química da Universidade Federal Fluminense, sob
orientação do Professor Filipe Barra De Almeida.
3
2. OBJETIVOS
● Descrever o processo de preparação de 100 mL de HCl 0,1 mol.L-1;
● Realizar a preparação de 50 mL de NaOH 0,5 mol.L-1;
● Executar a diluição da solução de NaOH 0,5 mol.L-1;
● Realizar a padronização da solução de NaOH 0,1 mol.L-1 com padrão primário;
● Descrever a padronização da solução de HCl 0,1 mol.L-1 com padrão secundário;
● Determinar a acidez do vinagre.
4
3. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
3.1 Prática 4 - Preparação e Diluição de Soluções
3.1.1 Preparar 100 mL de HCl 0,1 mol/L
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e
equipamentos:
- 30 mL de água destilada;
- 10 mL de ácido clorídrico concentrado (HCl);
- Gelo;
- Béquer de 100 mL;
- Béquer de 50 mL;
- Capela;
- Pipeta volumétrica;
- Pipeta Pasteur graduada;
- Pera de sucção;
- Balão volumétrico;
- Recipiente de vidro.
Inicialmente, adicionou-se 30 mL de água destilada em um béquer mantido em banho
de gelo, levando-a para a capela. Com a exaustão ligada, foi transferido 10 mL de HCl
concentrado (37% de fração mássica (m/m) e densidade de 1,19 g/mL) para um béquer de 50
mL. Em seguida, com o auxílio de uma pipeta volumétrica e uma pêra de sucção, retirou-se o
volume calculado1 de HCl concentrado e adicionou-se lentamente para o béquer com água
destilada, mantido em banho de gelo devolvendo o que restou de HCl concentrado no béquer
para o frasco original. Após isso, esperou-se a solução atingir a temperatura ambiente para
transferi-la para um balão volumétrico de 100 mL. Enxaguou-se o béquer com água três
vezes para que não restasse qualquer ácido dentro do béquer. Posteriormente, com uma pipeta
Pasteur graduada, completou-se com água o balão volumétrico até atingir a parte inferior do
menisco a fim de evitar o erro de paralaxe. Em seguida, tampou-se o balão volumétrico e
agitou-se, no mínimo três vezes, com cuidado para homogeneizar a solução. Ao fim do
1 Os cálculos do volume de HCl concentrado necessário serão demonstrados na seção de Resultados e
Discussão.
5
preparo, necessitou-se transferir a solução para um recipiente de vidro na qual este deverá ser
devidamente rotulado.
3.1.2 Preparar 50 mL de NaOH 0,5 mol/L
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e
equipamentos:
- 10 mL de água destilada;
- 1,0 grama de hidróxido de sódio (NaOH(s));
- Bastão de vidro;
- Vidro de relógio;
- Espátula
- Balão volumétrico de 50 mL;
- Béquer de 50 mL;
- Balança analítica;
- Pipeta Pasteur graduada.
Em uma balança analítica, pesou-se, com o auxílio de uma espátula, a massa
previamente calculada2 de NaOH em um vidro de relógio, e o transferiu para um béquer de
50 mL. Adicionou-se aproximadamente10 mL de água destilada ao béquer e com o auxílio
de um bastão de vidro agitou-se a mistura até que o sólido estivesse totalmente diluído. Após
a solução atingir a temperatura ambiente, transferiu-se a mesma para um balão volumétrico
de 50mL, lançou-se o béquer com água destilada sucessivamente. Com uma pipeta pasteur,
completou-se o balão com água até que atingisse o traço de aferição. Por fim, tampou-se e
agitou-se a solução até que estivesse totalmente homogeneizada. Ao fim do preparo, foi
necessário reservar a solução para a realização do item 3.1.3.
3.1.3 Diluir solução de NaOH 0,5 mol/L
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e
equipamentos:
- Solução de NaOH 0,5 mol/L preparada no item 3.1.2;
- Água destilada;
- Balão volumétrico de 250 mL;
2 Os cálculos da massa de NaOH necessária serão demonstrados na seção de Resultados e Discussão.
6
- Pipeta Pasteur graduada.
Transferiu-se a solução preparada no experimento 3.1.2 para um balão volumétrico de
250 mL, rinçou-se em seguida o balão de 50 mL com água destilada e despejou-se o seu
conteúdo no balão de 250 mL. Com uma pipeta pasteur, completou-se o balão de água até
que a solução atingisse o menisco. Em seguida, tampou-se e agitou-se a vidraria até que a
solução estivesse totalmente homogeneizada. Por último, transferiu-se a solução para um
recipiente de polietileno rotulado. Ao final do preparado, calculou-se a nova concentração da
solução resultante de NaOH.
3.2 Prática 5 - Padronização de Soluções
3.2.1 Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L com padrão primário.
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e
equipamentos:
- Biftalato de potássio (KHC8H4O4)3;
- 10 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L;
- 10 mL de água destilada;
- 2 gotas de fenolftaleína;
- Vidro de relógio;
- Balança digital com capela;
- Erlenmeyer;
- Espátula;
- Bureta de 25 mL;
- Béquer.
Utilizou-se como padrão primário o Biftalato de potássio (KHC8H4O4).
Primeiramente, calculou-se a massa do biftalato de potássio para o consumo de 10 mL de
solução 0,1 mol/L de NaOH. Em seguida, com o auxílio do vidro de relógio, pesou-se na
balança 0,20445 g e g de biftalato. Colocou-se o sólido no erlenmeyer com auxílio0, 20449 
de uma espátula e com uma pequena quantidade de água destilada enxaguou-se o vidro de
relógio transferindo-se para o erlenmeyer todo o possível resíduo de biftalato. Após isso,
completou-se com 10 ml de água e 2 gotas de fenolftaleína. Com a bureta de 25 mL,
3 O Biftalato de potássio deve ser devidamente secado em estufa e mantido em dessecador antes deste
procedimento experimental.
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colocou-se pequena quantidade de NaOH 0,1 mol/L para seu condicionamento, recolhendo-se
posteriormente o líquido em um béquer. Em seguida, adicionou-se a solução de NaOH 0,1
mol/L acima da marca de zero mL da bureta de 25 mL sem nenhum vestígio de ar presente.
Com o auxílio da bureta, despejou-se pequenas gotas da solução de NaOH no erlenmeyer
contendo a solução padrão até o seu ponto de equivalência observado pela mudança de
coloração para levemente rosa.
Anotou-se os volumes gastos e repetiu-se novamente a titulação. Calculou-se a
concentração de hidróxido de sódio (NaOH) com base nos volumes consumidos na titulação
e nas quantidades de biftalato de potássio (KHC8H4O4) pesado.
3.2.2 Padronização da solução de HCl 0,1 mol/L com padrão secundário.
Em sua execução, necessitou-se os seguintes materiais e equipamentos listados
abaixo:
- Solução de NaOH padronizada no item 3.2.1;
- 10 mL de solução de HCl 0,1 mol/L;
- 2 gotas de fenolftaleína;
- Água destilada;
- Pipeta volumétrica;
- Pera de sucção;
- Erlenmeyer;
- Bureta;
- Béquer.
Neste procedimento experimental a solução de NaOH padronizada no item 3.2.1 será
utilizada como padrão secundário. Necessitou-se transferir, com auxílio de uma pipeta
volumétrica e uma pera de sucção, 10 mL de solução de HCl 0,1 mol/L para um erlenmeyer.
Posteriormente, adicionou-se 2 gotas de fenolftaleína. Em uma bureta, colocou-se uma
pequena quantidade de NaOH 0,1 mol/L para seu condicionamento, recolhendo-se
posteriormente o líquido em um béquer. Em seguida, adicionou-se a solução de NaOH 0,1
mol/L padronizada, colocando o seu volume na marca zero da bureta. Realizou-se o gotejo da
solução no erlenmeyer contendo a solução de HCl 0,1 mol/L até o aparecimento do ponto de
equivalência demonstrado pela mudança de coloração da solução para rósea. Ao fim do
procedimento, anotou-se o volume gasto e repetiu-se o procedimento.
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3.2.3 Determinação da acidez do vinagre.
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e
equipamentos:
- 10 mL de vinagre;
- Solução de NaOH;
- 2 gotas de fenolftaleína;
- Pipeta volumétrica;
- Pera de sucção;
- Balão volumétrico de 100 mL;
- Água destilada;
- Erlenmeyer;
- Béquer;
- Bureta.
Com o auxílio de uma pipeta volumétrica e uma pera de sucção, adicionou-se 10 mL
de vinagre no balão volumétrico de 100 mL e completou-se com água destilada para
homogeneizar. Em seguida, transferiu-se 10 mL dessa solução para o erlenmeyer e
adicionou-se 2 gotas de fenolftaleína. Na bureta utilizou-se a solução de NaOH 0,1 mol/L do
experimento 3.2.1 que foi gotejada no erlenmeyer, no qual, continha a solução de vinagre, até
a mudança da sua coloração. Repetiu-se mais uma vez esse mesmo procedimento. Anotou-se
os volumes gastos e calculou-se a relação entre a massa de ácido acético CH3COOH e o
volume de vinagre. Além disso, foi verificado se o resultado, descrito posteriormente, estava
de acordo com a instrução normativa.
9
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1 Prática 4 - Preparação e Diluição de Soluções
4.1.1 Preparar 100 mL de HCl 0,1 mol/L
Esta prática experimental visava demonstrar a formação de 100 mL de HCl 0,1 mol/L
a partir da diluição de HCl concentrado em meio aquoso. Ao preparar essa solução, foi
preciso determinar o volume de HCl inicial necessário para a realização do experimento. Para
tal determinação, utilizou-se os seguintes dados fornecidos para esta prática experimental:
- Concentração final de HCl = 0,1 mol/L;
- Volume final da solução = 100mL ou 0,1 L;
- Massa molar do HCl = 36,46 g/mol;
- Fração mássica de HCl em solução = 37%;
- Densidade da solução = 1,19 g/mL
Sabe-se que uma solução de HCl concentrado (37%) possui 37 gramas de HCl por
100 g de solução. Logo, é possível determinar o volume total da solução utilizando a equação
de densidade, na qual teremos:
𝐷 (𝑔/𝑚𝐿) = 𝑚(𝑔)𝑉(𝑚𝐿)
Onde:
- = Densidade da solução em gramas por mL;𝐷 (𝑔/𝑚𝐿)
- = Massa da solução em gramas;𝑚(𝑔)
- = Volume total da solução.𝑉(𝑚𝐿)
Substituindo os valores dados para este procedimento experimental, obtém-se o
volume total da solução dividindo a massa (100 g) pela densidade (1,19 g/mL):
1, 19 𝑔/𝑚𝐿 = 100𝑔𝑉(𝑚𝐿)
𝑉(𝑚𝐿) = 100𝑔1,19 𝑔/𝑚𝐿 = 84, 0 𝑚𝐿 𝑜𝑢 0, 084 𝐿
Destarte, ao encontrar o volume total da solução, é possível calcular a concentração
inicial de HCl presente na solução utilizando seguinte fórmula matemática:
𝐶 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) = 𝑚(𝑔)𝑀𝑀(𝑔/𝑚𝑜𝑙)·𝑉(𝐿)
10
Onde:
- = Concentração da solução em mol por L;𝐶(𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Massa do soluto em gramas;𝑚(𝑔)
- = Massa Molar do soluto em gramas por mol;𝑀𝑀(𝑔/𝑚𝑜𝑙)
- = Volume da solução em litros.𝑉(𝐿)
Substituindo os valores dados para este procedimento experimental, determina-se a
concentração inicial:
𝐶 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) = 37𝑔36,46 𝑔/𝑚𝑜𝑙·0,084 𝐿 = 12, 08 𝑚𝑜𝑙/𝐿
A partir do valor encontrado, pode-se calcular o volume inicial necessário para
realizar o preparo da solução, considerando a seguinte equação:
𝐶
𝑖
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑖
 (𝐿) = 𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑓
 (𝐿)
Onde:
- = Concentração inicial da solução em mol por litros;𝐶
𝑖
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume inicial da solução em litros;𝑉
𝑖
 (𝐿)
- = Concentração final da solução em mol por litros;𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume final da solução em litros;𝑉
𝑓
 (𝐿)
Alterandovalores encontrados na equação:
12, 08 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 𝑉
𝑖
 (𝐿) = 0, 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 0, 1 𝐿
𝑉
𝑖
 (𝐿) = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿·0,1 𝐿12,08 𝑚𝑜𝑙/𝐿 = 0, 83 𝐿 
Logo, obtemos que o volume inicial necessário de HCl é 0,83 mL.
Destarte, ao final desta prática, é esperado notar que são necessários 0,83 mL de HCl
para formar 100 mL de uma solução de 0,1 mol/L de HCl. Além disso, observa-se que em
100 ml de solução de HCl 37%, a concentração de HCl puro é de 12,08 mol/L.
11
4.1.2 Preparar 50 mL de NaOH 0,5 mol/L
Para o preparo de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,5 mol/L, fez-se
necessário calcular a massa inicial necessária de NaOH(s). Destarte, utilizou-se os seguintes
dados fornecidos para esta prática experimental:
- Concentração final de NaOH = 0,5 mol/L;
- Volume final da solução = 50 mL ou 0,05 L;
- Massa molar do NaOH = 39,997 g/mol;
Para a determinação da massa necessária, utilizou-se a fórmula de concentração, na
qual temos:
𝐶 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) = 𝑚(𝑔)𝑀𝑀(𝑔/𝑚𝑜𝑙)·𝑉(𝐿)
Onde:
- = Concentração da solução em mol por L;𝐶(𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Massa do soluto em gramas;𝑚(𝑔)
- = Massa Molar do soluto em gramas por mol;𝑀𝑀(𝑔/𝑚𝑜𝑙)
- = Volume da solução em litros.𝑉(𝐿)
Sabe-se que a concentração desejada é 0,5 mol/L e o volume final da solução é 50 mL
ou 0,05 L. Logo, foi possível calcular a massa, aplicando também a massa molar do NaOH4:
0, 5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 = 𝑚(𝑔)40 𝑔/𝑚𝑜𝑙·0,05 𝐿
𝑚(𝑔) = 40𝑔/𝑚𝑜𝑙 · 0, 5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 0, 05 𝐿
𝑚(𝑔) = 1, 0 𝑔
Notou-se que é necessário 1,0 grama de NaOH(s) para o preparo da solução. Também
observou-se, ao realizar esta prática, o desprendimento de calor. Tal fato é resultado da forte
reação exotérmica entre o NaOH(s) e a água. Logo, tornou-se necessário agitar a mistura para
mantê-la em temperatura ambiente.
A concentração encontrada aproxima-se da concentração desejada, contudo esta está
sujeita a possíveis erros. Pode-se citar os possíveis erros sistemáticos associados a preparação
do experimento como possíveis erros de determinação da massa na balança e erros de
observação. Além disso, também deve-se considerar o uso de valores de medição
aproximados bem como possíveis erros associados à utilização das fórmulas aplicadas.
4 A massa molar do NaOH corresponde a 40 g/mol.
12
4.1.3 Diluir solução de NaOH 0,5 mol/L
Esta prática visava apresentar a diluição da solução de NaOH 0,5 mol/L em meio
aquoso levando a formação de uma solução de nova concentração. Ao preparar tal diluição,
utilizou-se os seguintes dados obtidos para esta prática experimental:
- Concentração inicial da solução = 0,5 mol/L;
- Volume inicial da solução = 50 mL ou 0,05 L;
- Volume final da solução = 250 mL ou 0,25 L;
Observa-se que, antes da diluição, a solução possuía um volume de 50 mL. Após a
diluição, o volume foi para 250 mL. Já a concentração inicial era de 0,5 mol/L e é necessário
o cálculo da nova concentração de NaOH. Para isso verifica-se que a seguinte fórmula:
𝐶
𝑖
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑖
 (𝐿) = 𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑓
 (𝐿)
Onde:
- = Concentração inicial da solução em mol por litros;𝐶
𝑖
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume inicial da solução em litros;𝑉
𝑖
 (𝐿)
- = Concentração final da solução em mol por litros;𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume final da solução em litros;𝑉
𝑓
 (𝐿)
Alterando os valores fornecidos na fórmula, obtivemos:
0, 5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 0, 05 𝐿 = 𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 0, 25 𝐿
𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) = 0,5 𝑚𝑜𝑙/𝐿·0,05 𝐿0,25 𝐿 = 0, 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿
Nota-se que a diluição da solução de NaOH 0,5 mol/L no meio aquoso tornou
possível obter uma solução de NaOH 0,1 mol/L. Destaca-se que ao realizar a diluição, a
quantidade do solvente aumenta bem como o volume da solução. Os valores da quantidade de
soluto, contudo, permanecem sem alteração. Tais fatos alteram a concentração e tornam a
solução mais diluída.
13
4.2 Prática 5 - Padronização de Soluções
4.2.1 Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L com padrão primário.
Ao realizar esse experimento, visa-se demonstrar a padronização da solução de NaOH
0,1 mol/L a partir da utilização de biftalato de potássio (KHC8H4O4) como padrão primário.
Primariamente, tornou-se necessário calcular a massa de biftalato de potássio (KHC8H4O4)
necessária para o consumo de 10 mL da solução NaOH 0,1 mol/L. Para tal determinação,
considera-se a proporção estequiométrica de 1:1 dos reagentes na reação, logo o número de
mols de NaOH será igual ao número de mols de KHC8H4O4:
KHC8H4O4𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 
Sabe-se que a concentração inicial de NaOH é 0,1 mols por 1 litro de solução. Logo, é
possível determinar o número de mols de NaOH realizando a multiplicação da concentração
inicial pelo volume a ser consumido na reação. Para tal determinação, utiliza-se a seguinte
relação:
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝐶
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝐿)
Onde:
- = Número de mols de hidróxido de sódio (NaOH);𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 
- = Concentração da solução de NaOH em mols por litro de solução;𝐶
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume da solução de NaOH em litros.𝑉
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝐿)
Substituindo valores apresentados para esta prática:
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0, 1 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 0, 01 (𝐿) = 0, 001 𝑚𝑜𝑙𝑠
Considerando a proporção estequiométrica de 1:1 dos reagentes na reação, tem-se que
o número de mols de NaOH é igual ao número de mols de KHC8H4O4:
KHC8H4O4𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 = 0, 001 𝑚𝑜𝑙𝑠 
14
Sabe-se que o número de mols é dado pela divisão entre a massa da amostra e o peso
molecular do composto. Destarte, pode-se calcular a massa de biftalato de potássio
correspondente a 0,001 mols a partir do peso molecular do biftalato de potássio (204,22
g/mol) utilizando a seguinte relação:
KHC8H4O4 =𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 
𝑚
𝐾𝐻𝐶8𝐻4𝑂4 
(𝑔)
𝑀𝑀
𝐾𝐻𝐶8𝐻4𝑂4 
(𝑔/𝑚𝑜𝑙)
Onde:
- KHC8H4O4= Número de mols de biftalato de potássio (KHC8H4O4);𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 
- = Massa de biftalato de potássio (KHC8H4O4) em gramas;𝑚𝐾𝐻𝐶8𝐻4𝑂4 (𝑔)
- = Massa Molecular do biftalato de potássio que corresponde a𝑀𝑀
𝐾𝐻𝐶8𝐻4𝑂4
 (𝑔/𝑚𝑜𝑙)
204,22 g/mol.
Substituindo pelos valores encontrados durante a prática, obtém-se:
= 0, 001 𝑚𝑜𝑙𝑠 
𝑚
𝐾𝐻𝐶8𝐻4𝑂4 
(𝑔)
204,22 (𝑔/𝑚𝑜𝑙)
𝑚
𝐾𝐻𝐶8𝐻4𝑂4 
(𝑔) = 0, 001 𝑚𝑜𝑙𝑠 · 204, 22 (𝑔/𝑚𝑜𝑙) 
𝑚
𝐾𝐻𝐶8𝐻4𝑂4 
(𝑔) = 0, 20422 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠 
A massa necessária de biftalato de potássio (KHC8H4O4) para reagir com 10 mL de
solução de NaOH 0,1 mol/L é 0,20422 gramas, de acordo com os cálculos realizados e
demonstrados anteriormente.
Para este procedimento experimental, foram utilizadas 2 soluções de biftalato de
potássio (KHC8H4O4) diluídas em aproximadamente 10 mL de água destilada com adição de
2 gotas de fenolftaleína. O uso de fenolftaleína tornou-se necessário para visualizar o ponto
de viragem ou equivalência, na qual obtém coloração rósea em meio básico. Cada uma das
soluções passou por uma análise titulométrica com a adição da solução de NaOH 0,1 mol/L.
A fim de determinar a concentração final de NaOH após seu processo de
padronização, utilizou-se a seguinte relação matemática:
𝐶
𝑖
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑖
 (𝐿) = 𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑓
 (𝐿)
Onde:
15
- = Concentração inicial da solução de NaOH em mol por litros;𝐶
𝑖
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume inicial da solução de NaOH em litros;𝑉
𝑖
 (𝐿)
- = Concentração final da solução de NaOH em mol por litros;𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume final da solução de NaOH em litros;𝑉
𝑓
 (𝐿)
Para Replicata 1:
0, 1 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 0, 01(𝐿) = 𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 0, 0105 (𝐿)
𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿·0,01𝐿0,0105 𝐿 = 0, 095 𝑚𝑜𝑙/𝐿
Para Replicata 2:
0, 1 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 0, 01(𝐿) = 𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 0, 0108 (𝐿)
𝐶
𝑓
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿·0,01𝐿0,0108 𝐿 = 0, 092 𝑚𝑜𝑙/𝐿
Apresentou-se os seguintes resultados:
Replicata 1 Replicata 2
Coloração da Solução Rosa fraco Rosa forte
Massa de biftalato de potássio (g) 0,20445 0, 20449
Volume gasto da solução de NaOH (mL) 10,5 10,8
Concentraçãosolução de NaOH (mol/L) 0,095 0,092
Fator de Correção da concentração (fc)5 0,95 0,92
Média das concentrações (mol/L ) 0,0935
Tabela 1: Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L.
Observa-se que o valor gasto da solução de NaOH foi, em média, 10,65 mL.
Encontrou-se a concentração média de 0,0935 mol/L, diferindo-se 0,00065 mol/L da solução
inicial de 0,1 mol/L.
5 Para determinação do fator de correção dividiu-se a concentração real pela concentração teórica (fc =
Creal/Cteórica).
16
O ponto de equivalência usando a fenolftaleína durante a padronização do NaOH
demonstrou algumas dificuldades. A solução demonstrava a mudança de coloração em
determinados momentos, contudo, após a agitação, a solução mantinha-se incolor. Tornou-se
difícil determinar quando a solução ficava realmente rosada. Tais pontos podem ser
demonstrados pelos resultados obtidos na Tabela 1. Era esperado que as soluções
apresentassem uma leve coloração rósea, contudo em uma das replicatas demonstrou uma
coloração de rosa forte. Tal fato pode ser explicado pelo excesso de NaOH, que em contato
com o indicador de fenolftaleína, apresentou que a solução estava básica. A apresentação
desta solução, também pode ser explicada pelos possíveis erros de preparação como a medida
de massa dos sais, possíveis erros nos cálculos das concentrações e dificuldades de percepção
do ponto de equivalência. Além disso, a falta de ambientação a técnica de titulação é um
outro fator que pode ter favorecido erros no ponto de equivalência.
A reação formada durante esta padronização é uma do tipo ácido-base, formando sal e
água. Primariamente, a reação entre NaOH(s) e a água pode ser descrita na seguinte equação
química:
NaOH(s) + H2O(l) → NaOH(aq)
A reação entre o hidróxido de sódio (NaOH(aq) ) e o biftalato de potássio (KHC8H4O4
(aq)) resulta na formação de um sal e água. Tal fato pode ser observado pela reação
representada a seguir:
NaOH(aq) + KHC8H4O4 (aq) → NaKHC8H4O4 (aq) + H2O(l)
4.2.2 Padronização da solução de HCl 0,1 mol/L com padrão secundário.
Nesta prática esperava-se observar a padronização da solução de HCl 0,1 mol/L a
partir da solução padronizada de NaOH. A solução padronizada de NaOH utilizada deverá
ser o resultado da titulação demonstrada no item 3.2.1. Esta apresentará uma solução de
coloração rósea. Espera-se, contudo, que ao realizar a adição desta solução a solução de HCl
0,1 mol/L, seu ponto de equivalência seja demonstrado pela mudança de incolor para uma
coloração levemente rosa. Inicialmente, a solução irá tender a ficar incolor devido a presença
da fenolftaleína em meio ácido, contudo, após a adição de NaOH, espera-se que atinja-se o
ponto de equivalência demonstrado pelo aparecimento da coloração rosa. A visualização do
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ponto de equivalência na padronização do HCl pode apresentar dificuldades devido à
tendência da solução em manter a cor incolor mesmo após a agitação.
Os valores de volume da solução padronizada de NaOH poderão ser utilizados para
determinar a nova concentração da solução de HCl. Para tal determinação, utiliza-se a
seguinte relação:
𝐶
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝐿) = 𝐶
𝐻𝐶𝑙
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝐻𝐶𝑙
 (𝐿)
Onde:
- = Concentração da solução de NaOH em mol por litros;𝐶
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume gasto da solução de NaOH em litros;𝑉
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝐿)
- = Concentração da solução de HCl em mol por litros;𝐶
𝐻𝐶𝑙
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume inicial da solução de HCl em litros;𝑉
𝐻𝐶𝑙
 (𝐿)
Sabe-se que o volume inicial da solução de HCl é 10 mL ou 0,01 L. A concentração
da solução de NaOH foi calculada durante seu procedimento de padronização conforme
demonstrado no item 4.2.1 e seu volume será dado pelo volume gasto da solução de NaOH
durante a titulação. Logo, espera-se que, ao substituir estes valores determinados, a nova
concentração da solução de HCl seja encontrada. Se os valores de concentração de HCl
encontrados nas duas replicatas realizadas apresentarem uma diferença maior que 5%, uma
terceira replicata deverá ser realizada. Além disso, também deverá ser considerada a média
aritmética das concentrações.
Em suma, a reação entre o hidróxido de sódio (NaOH(aq) ) e o ácido clorídrico (HCl(aq))
resulta na formação de um sal e água. Tal fato pode ser observado pela reação representada a
seguir:
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
4.2.3 Determinação da acidez do vinagre.
Esta prática experimental visa a determinação da acidez do vinagre a partir da
titulação de neutralização com a solução de NaOH. O vinagre é uma substância obtida da
fermentação acética do vinho tendo como principal constituinte o ácido acético.
O regulamento técnico para fixação dos padrões de identidade e qualidade para
vinagres é fornecido pelo Ministério de Agricultura, Pecuária e Abastecimento (MAPA,
2012) por meio da Instrução Normativa nº 6 de 3 de abril de 2012. Estabelece-se que a acidez
18
volátil em ácido acético (CH3COOH) em fermentado acético deve ser no mínimo 4,00
gramas por 100 mL de ácido acético. Apesar da inclusão de outras substâncias ácidas em
pequenas quantidades, considera-se apenas o ácido acético para a determinação da acidez.
(MAPA, 2012).
O processo de titulação pode ser descrito pela reação entre a solução de NaOH 0,1
mo1/L e o ácido acético (CH3COOH) a seguir:
CH3COOH (aq) + NaOH (aq) → NaCH3COO (aq) + H2O (l)
Para este procedimento experimental, foram utilizadas 2 soluções de vinagre diluídas
em aproximadamente água destilada com adição de 2 gotas de fenolftaleína. Cada uma das
soluções passou por uma análise titulométrica com a adição da solução de NaOH 0,1 mol/L.
Apresentou-se os seguintes resultados:
Replicata 1 Replicata 2
Coloração da Solução. Rosa Forte Rosa Forte
Volume de Vinagre (mL). 10 10
Volume gasto da solução de NaOH (mL). 1,3 1,35
Volume médio gasto da solução de NaOH (mL). 1,325
Concentração solução de NaOH (mol/L). 0,1 0,1
Tabela 2: Valores gastos para determinação da acidez do vinagre.
Ao visualizar os valores obtidos, observa-se que foram gastos aproximadamente 1,325
mL da solução de NaOH. Também nota-se que as soluções apresentaram uma coloração de
rosa forte. Tal fato indica um excesso da solução de NaOH, o que torna a solução muito
básica. Tal excesso pode ser justificado pela dificuldade da percepção do ponto de viragem,
onde em determinados momentos a solução parecia reagir mas não havia mudança de
coloração.
A fim de obter a concentração de ácido acético, utilizou-se a seguinte relação
matemática:
𝐶
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑉𝑖𝑛𝑎𝑔𝑟𝑒
 (𝐿) = 𝐶
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝐿)
19
Onde:
- = Concentração de ácido acético em mol por litros;𝐶
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume inicial da solução de vinagre em litros;𝑉
𝑉𝑖𝑛𝑎𝑔𝑟𝑒
 (𝐿)
- = Concentração da solução de NaOH em mol por litros;𝐶
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)
- = Volume final da solução de NaOH em litros;𝑉
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝐿)
Sabe-se que o volume inicial da solução de vinagre é 0,01 litros ou 10 mL, a
concentração da solução de NaOH é 0,1 mol/L. Além disso, sabe-se que a média dos valores
de volumes gastos da solução de NaOH corresponde a 1,325 mL. Substituindo os valores
obtidos:
𝐶
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
 (𝐿) = 𝐶
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 𝑉
𝑁𝑎𝑂𝐻
 (𝐿)
𝐶
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 0, 01 (𝐿) = 0, 1 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) · 0, 001325 (𝐿)
𝐶
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿·0,001325 𝐿0,01 𝐿 = 0, 01325 𝑚𝑜𝑙/𝐿
O valor da concentração de ácido acético determinado foi 0,01325 mol/L. A partir do
valor encontrado, transformou-se para o valor de ácido acético em gramas. Primariamente
determinou-se o número de moles de ácido acético (CH3COOH) utilizando a seguinte
relação onde para 1 litro de solução ou 1000 mL, obtemos 0,01325 mol. Para 100 mL de
solução de vinagre, obtemos:
= = 1,325 10-3 mols𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 0,01325 (𝑚𝑜𝑙/𝐿)·0,1 𝐿1 𝐿 ·
CH3COOH 1,325 10-3 mols𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 = ·
Sabe-se que númerode mols é dado pela divisão entre a massa da amostra de ácido
acético pela sua massa molar. Destarte, pode-se determinar a massa da amostra de ácido
acético, utilizando a seguinte fórmula:
CH3COOH=𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 
𝑚
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 
(𝑔)
𝑀𝑀
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 
(𝑔/𝑚𝑜𝑙)
Onde:
20
- = Número de moles de ácido acético (CH3COOH) em mol;𝑛𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 (𝑔)
- = Massa de ácido acético (CH3COOH) em gramas;𝑚𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 (𝑔)
- = Massa Molecular do ácido acético que corresponde a 60,052𝑀𝑀
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
 (𝑔/𝑚𝑜𝑙)
g/mol.
Substituindo pelos valores determinados anteriormente, obtemos:
1,325 10-3mols =·
𝑚
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 
(𝑔)
60,052 (𝑔/𝑚𝑜𝑙)
= (1,325 10-3mol) = 0,07957 gramas𝑚
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 
(𝑔) · · 60, 052 (𝑔/𝑚𝑜𝑙)
Em conformidade com a Instrução Normativa nº 6 de 3 de abril de 2012, a acidez
volátil em ácido acético (CH3COOH) em fermentado acético deve ser no mínimo 4,00
gramas por 100 mL. Observa-se que o valor de massa de ácido acético obtido 0,07957
gramas apresenta-se abaixo de 4 gramas, demonstrando a não conformidade com a Instrução
Normativa nº 6. Pode-se associar este resultado aos erros cometidos durante a execução da
prática bem como possíveis erros de cálculo.
21
5. CONCLUSÃO
Os experimentos descritos neste relatório possibilitaram um melhor entendimento e
observações atreladas ao preparo, diluição e padronização de soluções. Além disso,
demonstrou-se um procedimento de determinação de concentração de soluções denominado
titulação.
A Prática 4 voltou-se ao preparo e diluição de soluções. No preparo de solução de
HCl e de NaOH foi de suma importância o cuidado com a precisão e a observação do
menisco para evitar o erro de paralaxe, assim como efetuar os cálculos necessários através do
uso de relações matemáticas relacionadas a densidade, a concentração molar e diluição. Além
disso, foi possível visualizar uma mistura homogênea no preparo dessas soluções. Na prática
voltada à diluição de solução de NaOH 0,5 mol/L, encontrou-se a nova concentração de
NaOH após a adição de 200 mL de água destilada. Considerou-se a concentração inicial, bem
como os volumes iniciais e finais para o cálculo da nova concentração de NaOH. Logo,
obteve-se a concentração de NaOH 0,1 mol/L.
O processo de padronização de soluções foi abordado nos procedimentos da Prática 5.
Na padronização da solução NaOH 0,1 mol/L utilizou-se o biftalato de potássio (KHC8H4O4)
como padrão primário. Tornou-se necessário calcular a massa de biftalato de potássio
(KHC8H4O4) a partir das relações de concentração, número de moles e massa molar. Notou-se
que ambas as soluções padronizadas apresentaram coloração de rosa em tons fortes devido ao
excesso da solução de NaOH que tornou o meio básico. Tal excesso pode ser justificado pela
dificuldade da percepção do ponto de viragem.
A padronização da solução de HCl 0,1 mol/L visava utilizar solução padronizada de
NaOH como padrão secundário. Esperava-se que o ponto de equivalência fosse demonstrado
pela mudança de coloração do incolor para levemente rosa. A determinação da acidez do
vinagre demonstrou a titulação de neutralização da solução de NaOH com o vinagre, na qual
este possui ácido acético como principal constituinte. Realizou-se os cálculos da relação entre
a massa de ácido acético (CH3COOH) e o volume de vinagre. Além disso, utilizou-se a
Instrução Normativa nº 6 de 3 de abril de 2012 fornecida pelo Ministério de Agricultura,
Pecuária e Abastecimento a fim de determinar a acidez volátil do ácido acético no vinagre.
Em suma, a apresentação dos experimentos demonstraram resultados positivos em
grande parte. As pesquisas realizadas no desenvolvimento deste presente trabalho permitiram
visualizar o preparo, a diluição e a padronização de soluções. Além disso, a realização dessa
22
prática foi de suma importância, pois ampliou-se a nossa capacidade de percepção e
assimilação, quanto aos experimentos realizados e a teoria vista em sala de aula.
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6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
UFF. Manual de Instruções e Roteiro de Experimentos. Niterói:João Célio G. da Silva,
2020. 117 p.
Ministério de Agricultura, Pecuária e Abastecimento (MAPA). Instrução Normativa nº 6.
Brasília: 03 de abril de 2012.
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