RELATÓRIO 5 - TITULAÇÃO E PREPARO DE SOLUÇÕES

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO TRIÂNGULO MINEIRO 
Instituto de Ciências Tecnológicas e Exatas 
 
 
 
 
Fábio Lúcio Felix 
Fernanda Lahr 
Guilherme de Melo Lozano 
Pedro José Trindade Campos 
Rafael José de Freitas 
 
 
 
 
 
Experimento nº: 05 e 06 
Preparo de Soluções e Titulação Ácido-Base 
 
 
 
 
Benecildo Amauri Riguetto 
Laboratório de Química 
 
 
 
 
 
Uberaba – MG 
04/11/2014 
 
 
2 
Fábio Lúcio Felix 
Fernanda Lahr 
Guilherme de Melo Lozano 
Pedro José Trindade Campos 
Rafael José de Freitas 
 
 
 
 
Experimento nº: 05 e 06 
Preparo de Soluções e Titulação Ácido-Base 
 
 
 
 
 
 
Relatório apresentado para fins avaliativos da disciplina 
de Laboratório de Química da Universidade Federal do 
Triângulo Mineiro. 
Prof. Dr. Benecildo Amauri Riguetto 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Uberaba – MG 
04/11/201 
 
 
3 
SUMÁRIO 
1. INTRODUÇÃO.............................................................................................................4 
1.1. SOLUÇÕES – CONCENTRAÇÃO............................................................................4 
1.2. ÁCIDOS E BASES FORTES.....................................................................................5 
1.3. TITULAÇÃO...............................................................................................................5 
2. OBJETIVOS..................................................................................................................6 
3. PARTE EXPERIMENTAL..............................................................................................7 
3.1. MATERIAIS................................................................................................................7 
3.2. MÉTODOS.................................................................................................................7 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO..................................................................................10 
4.1. SOLUÇÕES – CONCENTRAÇÕES........................................................................10 
4.2. TITULAÇÃO.............................................................................................................13 
5. CONCLUSÕES...........................................................................................................15 
6. QUESTIONÁRIOS.......................................................................................................16 
7. REFERÊNCIAS...........................................................................................................19 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
1. INTRODUÇÃO 
1.1. SOLUÇÕES - CONCENTRAÇÃO 
Os processos de análise química, na maioria das vezes, sempre envolvem o 
preparo de soluções. Uma solução, no sentido amplo, é uma dispersão homogênea de 
duas ou mais substâncias moleculares ou iônicas. Nessas condições, as dispersões 
que apresentam as partículas do disperso, ou soluto, com um diâmetro inferior a 1 nm 
são denominadas soluções verdadeiras. Quando este diâmetro situa-se entre 1nm e 
1000 nm, são classificadas como soluções coloidais. Como exemplos de soluções 
coloidais tem-se a gelatina, goma arábica, dispersões de proteínas e a fumaça. Em 
contrapartida, quando as partículas do disperso possuem diâmetro superior a 1000 nm 
obtém-se as suspensões. O "leite de magnésia" constitui uma suspensão de partículas 
de hidróxido de magnésio em água. [1] 
A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto e a 
quantidade do solvente ou da solução. Dessa forma, uma vez que as quantidades de 
solvente e soluto podem ser dadas em massa, volume ou quantidade de matéria, 
existem diversas maneiras de se exprimir a concentração das soluções, tais como: 
concentração em gramas por litro (g/L), porcentagem em massa por massa (%m/m), 
porcentagem em volume por volume (%v/v), mol por litro (mol/L), molal (mol/Kg) e 
concentração em partes por milhão (p.p.m). 
Sendo assim, determinou-se corretamente a massa das substâncias sólidas 
NaOH e NaCl e o volume de soluções aquosas de HCl e NaCl necessários para se 
obter soluções que apresentem a concentração desejada, utilizando as seguintes 
equações apresentadas abaixo: 
 
C = n / V (1) 
n = m / MM (2) 
C1V1 = C2V2 (3) 
 
 
 
 
5 
1.2. ÁCIDOS E BASES FORTES 
 Existem inúmeras substâncias conhecidas e catalogadas na Química e, estuda-
las, individualmente, seria praticamente impossível. Nesse sentido, agrupá-las, de 
acordo com suas propriedades e características químicas semelhantes, foi a solução 
encontrada para esse problema. 
 Segundo Arrhenius, ácidos são todos os compostos, exclusivamente 
moleculares, que dissolvidos em água sofrem ionização, liberando como único cátion o 
íon H+. Em meio aquoso, esse íon é capturado pela água, dando origem ao íon 
denominado hidrônio ou hidroxônio, H3O+. Já as bases são todos os compostos que, 
por dissociação, em solução aquosa, originam como único ânion o OH-, que é 
designado hidroxila ou oxidrila. [2] 
 A força de cada ácido está relacionada de acordo com o seu grau de ionização. 
Em outras palavras os ácidos fortes são aqueles capazes de gerar grande quantidade 
de íons H3O+ e os ácidos fracos são aqueles que geram pequenas quantidades desse 
íon. O ácido clorídrico (HCl), sulfúrico (H2SO4) e nítrico (HNO3), por exemplo, são 
ácidos fortes utilizados como reagentes em indústrias de produtos de limpeza e em 
laboratórios, na fabricação de fertilizantes e produção de explosivos, respectivamente. 
Por outro lado, a força de cada base deve-se ao grau de dissociação, ou seja, uma 
base forte gera grandes quantidades de OH- e uma base fraca produz pequenas 
quantidades desse íon. O hidróxido de sódio (NaOH) e o hidróxido de cálcio Ca(OH)2 
são bases fortes empregadas em processos da indústria petroquímica e na agricultura 
como reagente para diminuir a acidez do solo, respectivamente. [3] 
1.3. TITULAÇÃO 
 A titulação é um procedimento, amplamente empregado em vários setores 
industriais, que visa determinar a concentração de uma solução, fazendo-a reagir com 
outra solução de concentração conhecida. Dessa forma, a titulação se divide em: 
acidimetria, que determina a concentração de uma solução ácida e alcalimentria que 
consiste na identificação da concentração de uma solução básica. 
 
 
6 
 A solução ácida ou básica cuja concentração deve ser definida recebe o nome 
de solução titulada. Essa solução é colocada em um utensílio denominado erlenmeyer, 
ao qual é adicionada uma substância indicadora como a fenolftaleína, por exemplo. Em 
uma bureta é colocada a solução de concentração conhecida, designada solução-
padrão ou titulante. Assim, deixa-se gotejar, cuidadosamente, a solução padrão 
observando-se o término da titulação pela mudança de coloração da solução titulada. 
 No contexto estudado, determinou-se, por meio dos processos de titulação, a 
concentração de uma solução aquosa de HCl, empregando-se, como a solução 
titulante, a solução aquosa de concentração conhecida de NaOH. Ademais, verificou-se 
ainda, que por meio dessa técnica, é possível determinar a acidez de determinadas 
substâncias, largamente, usadas no consumo diário, como o vinagre. 
2. OBJETIVOS 
 Os principais objetivos do experimento estão vinculados à preparação de uma 
solução diluída de um ácido forte, por meio da diluição de soluções concentradas em 
estoque, e de uma solução aquosadiluída de uma base forte, a partir do soluto sólido. 
Além disso, utilizar corretamente os utensílios de laboratório tais como, a pipeta 
volumétrica e graduada, balões volumétricos, bureta e balança analítica, assim como, 
efetuar cálculos para determinar a massa de uma substância e volume de uma solução 
concentrada para se preparar uma solução diluída. 
 Aliado a isso, padronizar e utilizar uma solução diluída de base por meio da 
titulação e, a partir das reações de neutralização, determinar a concentração de 
soluções de ácidos e bases fortes. Finalmente, empregar indicadores ácido-base para 
identificar o ponto de equivalência em uma titulação. 
 
 
 
 
7 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1. MATERIAIS 
Para a realização do experimento utilizou-se os seguintes instrumentos listados 
abaixo: 
 Balança analítica 
 Béquer de 100 mL 
 Bastão de vidro 
 Balão volumétrico de 100 mL 
 Bureta de 10 mL 
 Bureta de 25 mL 
 Pipetador 
 Espátula ou colher de plástico 
 Erlenmeyer de 125 mL 
 Pisseta com água destilada 
 Tubo de ensaio 
 Hidróxido de sódio (PA) 
 Ácido clorídrico 
 Fenolftaleína em solução alcoólica 1% 
 Erlenmeyer de 125 mL 
 Suporte universal 
 Garra para bureta (tipo borboleta) 
3.2. MÉTODOS 
3.2.1. Preparação de 100 mL de uma solução de NaOH a 0,100 mol/L. 
Para preparar a solução calculou-se a massa necessária de soluto. Em seguida, 
com auxílio de uma espátula, transferiu-se a massa NaOH, correspondente ao valor 
 
 
8 
calculado, para um béquer de 100 mL. Colocou-se, aproximadamente, 40 mL de água 
destilada a esse béquer e dissolveu-se a mistura com a ajuda de um bastão de vidro. 
 Após um curto intervalo de tempo, transferiu-se a solução para um balão 
volumétrico de 100 ml e adicionou-se nele água destilada até a altura do menisco. Para 
homogeneizar a solução contida no balão volumétrico, inverteu-se essa vidraria várias 
vezes. Ao final, rotulou-se o esse balão com auxílio de caneta para vidro. 
3.2.2. Preparação de 100 mL de uma solução a 0,100 mol/L em HCl 
Calculou-se o volume necessário de solução de HCl concentrada para preparar 
uma solução 0,100 mol/L e com uma pipeta graduada adicionou-se o volume medido 
em um béquer de 100 mL, que já continha aproximadamente 50 mL de água destilada. 
Depois disso, agitou-se a solução com auxílio do bastão de vidro. 
Logo após um tempo, transferiu-se a solução, cuidadosamente, para um balão 
volumétrico de 100 mL e, imediatamente, adicionou-se água destilada até a altura do 
menisco. Para homogeneizar a solução contida no balão volumétrico, inverteu-se essa 
vidraria várias vezes. Ao final, rotulou-se esse balão com auxílio de caneta para vidro. 
3.2.3. Preparo de uma solução aquosa de um sal a partir do soluto sólido 
Calculou-se a massa de soluto necessária para preparar 50 mL de solução 0,100 
molal de cloreto de sódio. Em seguida, com auxílio de uma espátula, transferiu-se a 
massa NaOH, correspondente ao valor calculado, para um béquer de 100 mL. Colocou-
se, aproximadamente, 10 mL de água destilada a esse béquer e dissolveu-se a mistura 
com a ajuda de um bastão de vidro. Então, transferiu-se a solução para um balão 
volumétrico de 50 mL e adicionou-se nele água destilada até a altura do menisco. Para 
homogeneizar a solução contida no balão volumétrico, inverteu-se essa vidraria várias 
vezes. Ao final, rotulou-se o balão com auxílio da caneta. 
 
 
 
 
9 
3.2.4. Preparo de uma solução aquosa diluída a partir da solução em estoque 
Calculou-se o volume de solução 0,100 molal de NaCl, necessário para preparar 
25 ml de solução 0,0500 molal de cloreto de sódio. Logo após, com auxílio de uma 
pipeta graduada, transferiu-se, do balão volumétrico de 50 mL, contendo a solução 
0,100 molal de NaOH, o volume correspondente ao valor encontrado nos cálculos, para 
o balão volumétrico de 25 mL. Adicionou-se água destilada até a altura do menisco e 
para homogeneizar a solução contida nesse balão volumétrico, inverteu-se essa 
vidraria várias vezes. Ao final, rotulou-se o balão com auxílio de caneta para vidro. 
3.2.5. Titulação de uma solução de HCl 
Mediu-se em um béquer 100 mL, aproximadamente, 50 mL de solução de NaOH 
de concentração 0,100 mol/L. Com pipeta volumétrica mediu-se 10 mL de solução de 
HCl, contida em estoque. Depois disso, adicionou-se esse volume em um erlenmeyer 
de 125 mL. Nesse utensílio colocou-se, aproximadamente, 15 mL de água destilada e 
agitou-se com o bastão de vidro. Nesse mesmo recipiente acrescentou-se uma gota do 
indicador ácido-base fenolftaleína. 
Logo depois, com a bureta de 25 mL, ajustada no suporte universal, despejou-se, 
cuidadosamente, 25 mL da solução de NaOH contida no béquer de 100 mL. Então, 
posicionou-se o erlenmeyer abaixo da bureta, abriu-se a chave desse equipamento e 
deixou-se gotejar a solução padrão e, simultaneamente, executou-se movimento 
circulares sobre o erlenmeyer até que a solução mudasse de cor. Por fim, anotou-se o 
volume gasto para neutralização, medido na bureta, e, a partir disso, calculou-se a 
concentração exata de HCl. Repetiu-se esse procedimento 2 vezes. 
3.2.6. Determinação da acidez do vinagre (Ácido acético – HAc) 
Pipetou-se 5 mL de vinagre e diluiu-se para 50 mL em um balão volumétrico. 
Então, retirou-se 10 mL dessa nova solução, com auxílio da pipeta volumétrica de 10 
mL e transferiu-se para um erlenmeyer de 125 mL. Posteriormente, adicionou-se uma 
gota de fenolftaleína e a titulou, com solução de NaOH 0,100 mol/L, conforme descrito 
 
 
10 
no item anterior. Anotou-se o resultado obtido e assim, calculou-se a acidez do vinagre 
em (% m/v). Repetiu-se esse procedimento 2 vezes. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
4.1. SOLUÇÕES - CONCENTRAÇÕES 
4.1.1. Preparação de 100 mL de uma solução de NaOH a 0,100 mol/L 
 A Tabela 1, apresentada abaixo, fornece os dados necessários, para determinar 
a massa de hidróxido de sódio para o preparo de uma solução aquosa de 100 mL e 
concentração 0,100 mol/L. 
 
Tabela 1 – Dados empregados no cálculo da massa de NaOH a ser pesada 
Massa molar (NaOH) 
Volume da solução a ser 
preparada 
Concentração molar da 
solução a ser preparada 
40 g/mol 100 ml 0,100 mol/L 
 
 A partir dos dados, apresentados na Tabela 1 acima, e dos cálculos, baseados 
nas equações (1) e (2), determinou-se que a massa de NaOH, necessária para preparar 
100 mL de uma solução de NaOH a 0,100 mol/L, corresponde a 0,4 g. Com auxílio de 
uma espátula pesou-se, rapidamente, essa quantidade, pois o hidróxido de sódio, em 
seu estado sólido, é uma substância altamente higroscópica e, por isso, é capaz de 
absorver elevados teores de umidade presente no meio ambiente. 
 Por outro lado, ao dissolver essa massa em 40 mL de água destilada, contida 
no béquer de 100 mL, verificou-se que houve um relativo aquecimento do béquer, 
liberando calor para a vizinhança. Nessas condições, pode-se afirmar que se trata de 
uma reação exotérmica. Reações como essas se caracterizam pela liberação de 
energia térmica, pois como os reagentes são mais energéticos do que os produtos essa 
energia é liberada pelo sistema promovendo um aumento da temperatura do meio. 
 
 
11 
 Depois disso, despejou-se a mistura presente nesse béquer no balão 
volumétrico de 100 mL e completou-se o com água destilada até a altura do menisco. 
Por fim, inverteu-se esse utensílio tampado para homogeneizar a solução. 
4.1.2 Preparação de 100 mL de uma solução a 0,100 mol/L em HCl 
 A Tabela 2, apresentada a seguir, fornece os dados necessários, para 
determinar o volume da solução de ácido clorídrico, em estoque, necessário para o 
preparo de uma solução aquosade 100 mL e concentração 0,100 mol/L. 
 
Tabela 2 – Dados empregados no cálculo do volume de solução de HCl a ser medido 
na pipeta graduada 
Densidade da 
solução de HCl em 
estoque 
Concentração 
molar da solução 
Título da solução 
de HCl em estoque 
Massa molar do 
HCl 
1,19 0,100 mol/L 37% 36,46 g/mol 
 
A partir dos dados, apresentados na Tabela 2 acima, e dos cálculos, baseados 
nas expressões (1) e (2), determinou-se que o volume de solução aquosa de HCl, 
necessário para preparar 100 mL de uma solução a 0,100 mol/L em HCl corresponde a 
0,830 mL. Mediu-se esse volume com auxílio de uma pipeta graduada e, logo depois, 
adicionou-se essa quantidade ao béquer de 100 mL que continha 50 mL de água. 
Essa diluição prévia se faz necessária, uma vez que a reação de hidratação do 
ácido clorídrico é altamente exotérmica. Se a água for adicionada sobre o ácido 
clorídrico concentrado, poderá ferver e espirrar de forma perigosa. Sendo assim, 
verificou-se que se deve adicionar o ácido sobre a água e não o contrário. 
Depois disso, a solução foi transferida para o balão volumétrico de 100 mL e 
completou-se o volume restante com água destilada até a altura do menisco. Por fim, 
agitou-se a solução várias vezes para sua homogeneização. 
 
 
12 
4.1.3. Preparação de uma solução aquosa de um sal a partir do soluto sólido 
 A Tabela 3, apresentada adiante, fornece os dados necessários, para 
determinar a massa de cloreto de sódio necessária para o preparo de uma solução 
aquosa de 50 mL e concentração 0,100 mol/L. 
 
Tabela 3 - Dados empregados no cálculo da massa de NaCl a ser pesada 
Densidade da água 
a 25°C 
Massa molar (NaCl) Volume de solução Molalidade 
0,9975 58,44 g/mol 50 ml 0,100 mol/Kg 
 
 A partir dos dados apresentados na Tabela 3 acima, e dos cálculos envolvendo 
regras de três simples, determinou-se que a massa de NaCl, necessária para preparar 
50 mL de uma solução de NaCl a 0,100 molal corresponde a 0,291 g. Após dissolver 
essa quantidade em uma pequena quantidade de água destilada contida no béquer de 
100 mL, transferiu-se essa mistura para o balão volumétrico de 50mL e completou-se 
com água destilada até a altura do menisco. Por último inverteu-se o balão várias vezes 
para homogeneização dessa solução. 
 É necessário salientar que, utilizou-se a concentração em molalidade, visto que 
como a concentração em molaridade (mol/L) depende do volume de solução ela pode 
se alterar conforme a variação de temperatura, devido à dilatação e contração das 
substâncias na fase líquida. Nesse contexto, usar uma concentração que não dependa 
da variação da temperatura, faz-se necessário nesses casos. 
 
4.1.4. Preparo de uma solução aquosa diluída a partir da solução em estoque 
 
 A Tabela 4, apresentada em seguida, fornece os dados necessários, para 
determinar o volume da solução de NaCl, 0,100 molal, em estoque, necessário para o 
preparo de uma solução aquosa de 25 mL e concentração 0,0500 molal. 
 
 
 
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Tabela 4 - Dados empregados no cálculo do volume de solução de NaCl, 0,100 molal, 
a ser medido na pipeta graduada 
Molalidade da solução 
(NaOH) em estoque 
Volume de solução a ser 
preparada 
Molalidade da solução a ser 
preparada 
58,44 g/mol 25 ml 0,0500 mol/Kg 
 
 A partir dos dados, apresentados pela Tabela 4 acima, e do cálculo baseado na 
equação (3), determinou-se que o volume de solução aquosa de NaCl, 0,100 molal, 
necessário para preparar 25 mL de uma solução aquosa de NaCl a 0,0500 molal 
corresponde a 12,5 mL. Mediu-se o volume com auxílio de uma pipeta graduada e, logo 
depois, adicionou-se essa quantidade diretamente ao balão volumétrico de 25 mL, 
completou-se com água destilada até a altura do menisco e inverteu-se a vidraria para 
homogeneizar a nova solução. 
4.2. TITULAÇÃO 
4.2.1 Titulação de uma solução de HCl 
Para a titulação da solução aquosa de ácido clorídrico, utilizou-se como titulante, 
a solução aquosa de hidróxido de sódio a uma concentração de 0,1025 mol/L. Sendo 
assim, para realizar esse procedimento, pipetou-se 10 mL de solução de HCl para um 
erlenmeyer de 125 ml, adicionou-se 15 mL de água destilada e uma gota do indicador 
ácido/base fenolftaleína. 
Nesse sentido, verificou-se que a adição de água se dá apenas para efeito de 
observação do experimento, pois uma menor concentração facilita a identificação do 
ponto de viragem. Além disso, a adição de água não compromete o processo de 
titulação, uma vez que o número de mols de soluto permanece o mesmo. 
Ao término da titulação, notou-se que para a neutralização completa da solução 
aquosa de HCl é necessário, aproximadamente, 7 mL de solução de NaOH. De fato, no 
momento em que a solução titulada mudou de cor adquirindo coloração rosa-escuro, 
 
 
14 
fechou se a torneira da bureta, e os volumes nominais lidos nesse utensílio, nas duas 
repetições do processo se aproximavam de 7,0 mL. 
Obteve-se a concentração exata da solução de HCL partindo-se do pressuposto 
de que toda neutralização segue o princípio da equivalência. Em outras palavras, ela só 
se completa quando o número de hidrogênios ionizáveis é igual ao número de 
hidroxilas dissociáveis. Logo, como se conhecia, a partir da bureta, o volume gotejado 
de base na solução titulada até a mudança de cor, por cálculos estequiométricos 
simples, determinou-se a concentração do ácido, como verificado na Tabela 5, 
apresentada abaixo: 
 
Tabela 5 - Volume gasto da solução de NaOH para neutralização completa da solução 
de HCl. 
Execução 
Concentração 
NaOH (mol/L) 
Volume adicionado 
de NaOH (mL) 
Concentração HCl 
Obtido 
1ª 0,1025 7,0 0,071 mol/L 
2ª 0,1025 6,9 0,070 mol/L 
 
4.2.2. Determinação da acidez do vinagre 
Após pipetar 5 mL de vinagre, diluiu-se para 50 mL em um balão volumétrico. Em 
seguida, utilizou-se apenas 10 mL dessa solução para a titulação. Durante esse 
processo, verificou-se que é necessário em torno de 8 mL, de solução de NaOH a uma 
concentração de 0,1025 mol/L para atingir o ponto de viragem, conforme verificado nas 
duas repetições. 
Para determinar a acidez do vinagre em %m/v, baseando-se no volume aferido 
de solução de NaOH, calculou-se a concentração da solução de HAc, utilizando-se 
regra de três simples. Neste contexto, foi feita a análise quantitativa do valor da acidez 
do vinagre, como mostra a Tabela 6, apresentada a seguir: 
 
 
 
 
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Tabela 6 – Volume necessário para determinação da concentração e acidez do HAc 
Execução 
Concentração 
NaOH (mol/L) 
Volume adicionado 
de NaOH (mL) 
Concentração 
HAc 
Obtido 
Acidez 
HAc 
1ª 0,1025 8 0,82 mol/L 4,8% 
2ª 0,1025 8,2 0,84 mol/L 5,04% 
 
5. CONCLUSÕES 
Os objetivos dos experimentos foram obtidos. No primeiro experimento, 
preparou-se uma solução aquosa diluída do ácido forte HCl, empregando o método de 
diluição de soluções com concentração conhecida. Além disso, obteve-se outra solução 
aquosa diluída de uma base forte, a partir de um soluto sólido NaOH. Sendo assim, 
compreendeu-se que é possível determinar, a partir de cálculos estequiométricos 
simples, a massa de uma substância ou volume de uma solução, necessários para o 
preparo de uma solução com concentração definida. Por outro lado, na etapa de 
preparação de tais soluções, trabalhou-se com reagentes considerados perigosos, por 
isso entendeu-se que se deve ter cuidado extra ao manuseá-los, para evitar acidentes 
no laboratório. 
Já no segundo experimento, aprendeu-se que a titulação é o método mais fácil 
para padronizar uma solução desconhecida baseando-se em outra solução de 
concentração conhecida. Nesse sentido, éde notória importância conhecer as reações 
de neutralização envolvidas e o princípio da equivalência, para determinar com exatidão 
a concentração de soluções de ácidos e bases fortes. Ademais, durante esse processo 
verificou-se que a identificação do ponto de viragem empregando um indicador ácido-
base específico é um processo, relativamente, simples de ser observado. 
 Com esses dois experimentos, aprimorou-se as técnicas de transferência de 
volumes de líquidos por meio das pipetas graduadas e volumétricas, assim como, o 
manuseio correto de equipamentos como os balões volumétricos, erlenmeyer, bureta e 
balança analítica. Por tudo isso, percebe-se que estudar as técnicas, envolvidas nos 
 
 
16 
processos de preparo de soluções e titulação de soluções, é essencial para o 
desenvolvimento de inúmeros setores industriais contemporâneos. 
6. QUESTIONÁRIOS 
1) Defina o que é uma solução. 
 
RESPOSTA: 
 Uma solução é qualquer mistura homogênea de duas ou mais substâncias. 
 
2) O que é uma reação exotérmica? Dê um exemplo. 
 
RESPOSTA: 
 Uma reação exotérmica é uma reação química cuja energia é transferida de um 
meio interior para o meio exterior, assim aquecendo o ambiente, ou seja, ocorre 
liberação de calor, sendo, portanto, a energia final dos produtos menor que a energia 
inicial dos reagentes. Um exemplo de reações é a queima de produtos inflamáveis, 
como o álcool e a gasolina. 
 
3) Defina concentração de uma solução. 
 
RESPOSTA: 
 A concentração é a razão entre a quantidade ou a massa de uma substância e 
o volume do solvente em que esse composto se encontra dissolvida. 
 
4) O que é uma substância higroscópica? 
 
RESPOSTA: 
 Uma substância higroscópica é aquela substância que possui a propriedade de 
absorver água. 
 
 
 
17 
5) Dissolveu-se 58,6g de 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 em água e completou-se com o volume para 1000 mL. 
Qual a concentração, em mol/L, desta solução? 
RESPOSTA: 
 Concentração: 
56,8 𝑔
(142
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)(1 𝐿)
 = 0,37 mol/L 
 
6) Neste experimento utiliza-se uma solução padronizada de base para padronizar uma 
solução básica. Poderia se usar uma solução ácida para padronizar uma básica? Caso, 
afirmativo, quais as considerações práticas e teóricas que se deve levar em 
consideração? 
 
RESPOSTA: 
 Na realidade utilizou-se uma solução básica para padronizar uma solução 
ácida. Mas, se a solução a ser padronizada fosse uma base, o procedimento ocorreria 
normalmente da mesma forma, pois o objetivo é padronizar a solução. 
 
7) Por que é necessário padronizar a solução de hidróxido de sódio? 
 
RESPOSTA: 
 É necessário padronizar a solução de hidróxido de sódio para que se encontre 
a concentração real da solução. Por ser uma substância que reage facilmente com o 
CO2 do ar e também absorve a umidade do mesmo. Logo a solução de NaOH deve ser 
titulada pela titulação direta de uma solução de padrão primário 
 
8) O que é e para que ser um padrão primário? 
 
RESPOSTA: 
 É uma substância empregada como titulante em uma análise volumétrica. Ela 
deve possuir uma concentração exata para que seja possível determinar a 
concentração exata de outras substâncias. 
 
 
 
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9) Quais as características desejáveis de um padrão primário? 
 
RESPOSTA: 
 Um padrão primário é uma substância que deve ser de fácil obtenção, 
purificação, dessecação e conservação. As impurezas devem ser facilmente 
identificáveis em ensaios qualitativos conhecidos, o teor de impurezas não deve ser 
superior a 0,01 – 0,02%, a substância não deve ser higroscópica ou eflorescente. Não 
deve possuir também elevados Kps, de modo a formar uma solução perfeita. Além 
também de possuir elevado peso molecular e ser sólida. 
 
10) Por que precisamos usar uma pipeta volumétrica para medir a alíquota da solução 
ácida na titulação. 
 
RESPOSTA: 
 Deve-se usar a pipeta volumétrica para colocar corretamente a quantidade de 
solução ácida, sem que ultrapasse exageradamente a quantidade de solução para o 
ponto de viragem. 
 
11) Determine o teor de ácido acético em sua amostra de vinagre. Mostre explicita e 
organizadamente todos os cálculos realizados. Expresse seus resultados em mol/L e 
gramas de ácido acético por mL de solução. 
 
RESPOSTA: 
 Inicialmente, utilizando um volume de 10 mL de Vinagre, 8 mL de base a uma 
concentração de 0,1025 obtém-se a seguinte relação: 
 
(10 mL).C1 = (8 mL) (0,1025 mol/mL) 
C1 = 0,082 mol/mL 
 
A partir dessa concentração em 10 mL, pode-se encontrar a concentração para 1 litro. 
 
 
 
19 
0,082 mol – 10 mL 
w - 1000 mL 
w = 8,2 mol/L 
Assim, encontrou-se uma concentração de ácido acético no vinagre de 8,2 mol/L 
 
12) Sabendo que o teor nominal de ácido acético no vinagre é 4,0 % (m/v), compare 
este resultado com o resultado que você obteve. Discuta as prováveis fontes de erro. 
 
RESPOSTA: 
 Foi encontrado um teor de 4,8% de ácido acético no vinagre. Um possível erro 
para essa diferença entre o valor encontrado e o valor nominal, está na incorreta 
aferição da quantidade de vinagre para diluir em 50 mL no balão volumétrico. 
7. REFERÊNCIAS 
[1] DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DA UFP. Preparo de Soluções. Disponível em: 
<http://www.quimica.ufpr.br/fmatsumo/antigo/2011_CQ092_PreparacaoDeSolucoes_Pr
atica2.pdf> 
 
[2] RAGAZZI, Marcos. Ácidos de Arrhenius. Apostila Bernoulli. 4 ed. Vol 3. Editora 
Bernoulli. Belo Horizonte – MG, 2013, p. 25- 33. 
 
[3] RAGAZZI, Marcos. Bases de Arrhenius. Apostila Bernoulli. 4 ed. Vol 3. Editora 
Bernoulli. Belo Horizonte – MG, 2013, p.33- 41.