Relatório 5 e 6 Preparo de soluções e Titulação

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO TRIÂNGULO MINEIRO 
Instituto de Ciências Tecnológicas e Exatas 
 
 
 
Fernanda de Souza Freitas 
Gustavo Henrique Mendonça Soares 
Leonardo Carvalho Siqueira 
Matheus Teixeira Romagnoli 
Monise Fernanda Maciel Melin 
Tásila Castro Ferreira 
Vitor Bambozzi Dall Acqua 
 
 
 
Experimento nº: 05 e 06 
 
 
Preparo de soluções e 
Titulação Ácido - Base 
 
 
 
Prof. Benecildo Amauri Riguetto 
Disciplina: Laboratório de Química 
 
 
 
 
 
Uberaba – MG 
26/10/2015 
 
 
Fernanda de Souza Freitas 
Gustavo Henrique Mendonça Soares 
Leonardo Carvalho Siqueira 
Matheus Teixeira Romagnoli 
Monise Fernanda Maciel Melin 
Tásila Castro Ferreira 
Vitor Bambozzi Dall Acqua 
 
 
 
 
 
Preparo de soluções e Titulação Ácido - Base 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Uberaba – MG 
26/10/2015 
Relatório apresentado ao Prof. Benecildo 
Amauri Riguetto, para a matéria 
(Laboratório de Química) ministrada no 
segundo semestre do ano de 2015. 
Apresentado na Universidade Federal do 
Triângulo Mineiro, como requisito parcial 
para composição das notas da própria 
matéria. 
Professor: Benecildo Amauri Riguetto. 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
1.1 SOLUÇÕES - CONCENTRAÇÕES 
 
Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Podemos 
ter soluções de sólidos em líquidos, de líquidos em líquidos, de gases em líquidos, 
etc. As mais importantes para nós são as soluções de sólidos em líquidos e de líquidos 
em líquidos. Numa solução de dois componentes, um sólido e outro líquido, o líquido 
é chamado solvente e o sólido soluto. Quando os dois componentes são líquidos, 
muitas vezes (mas nem sempre) se chama de solvente aquele que estiver presente 
em maior quantidade. Concentração é uma medida das quantidades relativas dos 
componentes de uma solução. Pode ser definida como a razão entre quantidade de 
soluto e quantidade de solvente (definição 1) ou entre quantidade de soluto e 
quantidade de solução (definição 2). Por exemplo, se dissolvermos 10,0 g de cloreto 
de sódio em 100 g de água, podemos dizer que a concentração é: 
 
 
 
1.2 ÁCIDOS E BASES FORTES 
 
 
A teoria de Arrhenius é usada para classificar substâncias como ácidos e 
bases, usando a água líquida como solvente. Assim, segundo esta teoria, ácida é toda 
substância que, quando dissolvida em água, leva a formação de íons hidroxônio, 
H3O+; base é toda substância que, quando dissolvida em água, causa o aparecimento 
de íons hidroxila, OH-. Ácidos, portanto, causam o aumento da concentração de íons 
H3O+ em solução aquosa. Se quantidades de matéria iguais de dois ácidos forem 
dissolvidas em volumes separados de 1 L de água, será considerado mais forte o 
ácido que gerar o maior número de íons H3O+. Assim, ácidos fortes são aqueles 
capazes de gerar grande quantidade de íons H3O+ e ácidos fracos, aqueles que só 
conseguem gerar pequenas quantidades. Esse mesmo raciocínio se aplica às bases, 
de modo que uma base forte é aquela que gera grandes quantidades de OH- e uma 
base fraca, aquela que só gera pequenas quantidades. Os ácidos fortes comumente 
utilizados em laboratórios de Química são: ácidos clorídrico, ácido nítrico e ácido 
sulfúrico. À temperatura ambiente, por exemplo, tem-se a substância HCl (cloreto de 
hidrogênio) na forma gasosa; entretanto, esse gás, quando borbulhado (dissolvido) 
em água, se ioniza completamente, levando à formação de íons H3O+, isto é: 
 
 
HCl (g) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq) (I) 
 
 
Assim, o ácido clorídrico é comercializado na forma de uma solução aquosa 
concentrada de íons H3O+ e Cl-. Os outros ácidos acima mencionados também são 
comercializados na forma de soluções aquosas concentradas; estas são 
denominadas de soluções concentradas em estoque. 
 
As bases fortes mais frequentemente utilizadas são: hidróxido de sódio e 
hidróxido de potássio. Esse sólido se dissolve em água, causando o aparecimento de 
íons hidroxila, isto é: 
 
 
NaOH (s) + H2O (l) → Na+ (aq) + OH- (aq) (II) 
 
 
O hidróxido de sódio, o álcali industrialmente mais importante, bem como o 
hidróxido de potássio, é encontrado comercialmente na forma de um sólido 
esbranquiçado, sendo adquirível a preços bastante acessíveis. 
 
 
 
 
1.3 PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
Ao preparar uma solução, o soluto deve ser inicialmente dissolvido em um 
béquer 
utilizando-se um volume de solvente inferior ao volume final da solução a ser 
preparada. Caso haja desprendimento de calor, deve-se esperar até que a solução 
volte a temperatura ambiente. Em seguida, essa solução deve ser transferida 
quantitativamente, com o auxílio de um bastão de vidro e um funil, para um balão 
volumétrico de volume igual ao que se deseja preparar de solução. Deve-se ter o 
cuidado de lavar o béquer, o funil e o bastão com pequenas quantidades de solvente, 
transferindo os volumes utilizados para o balão. Adiciona-se solvente até que a parte 
inferior do menisco esteja tangenciando a marca indicativa do volume nominal do 
balão. Preparada a solução, ela deve ser homogeneizada invertendo-se o balão 
volumétrico, bem tapado, diversas vezes. 
 
 
 
 
 1.4 TITULAÇÃO 
 
Uma das técnicas mais comuns para a determinação da concentração de um 
soluto é a titulação. O nome titulação vem de uma palavra francesa antiga “titration”, 
que significa “ensaio”. As titulações são usadas diariamente para controlar a pureza 
da água e a composição do sangue e no controle de qualidade de indústrias de 
alimentos. A solução a ser analisada é chamada de “titulado” ou “analito” e um volume 
conhecido desta solução é transferido para um frasco (erlenmeyer). A solução 
reagente, de concentração conhecida, chamada “titulante”, é adicionada lentamente 
através de uma bureta, até terminar a reação. Assim, na titulação, determina-se o 
volume de titulante necessário para reagir completamente com o titulado. A 
determinação da concentração ou da quantidade de substância pela medida do 
volume é chamada de Análise Volumétrica. 
Em uma titulação ácido-base típica, o titulado é uma base e o titulante é um 
ácido ou vice-versa. Um indicador, um corante solúvel em água, nos ajuda a detectar 
o ponto estequiométrico, o ponto no qual o volume de titulante adicionado é 
exatamente aquele requerido pela relação estequiométrica entre o titulante e titulado. 
Por exemplo, se titularmos ácido clorídrico contendo poucas gotas do indicador 
fenolftaleína, a solução é inicialmente incolor. Após o ponto estequiométrico, quando 
o excesso de base está presente, a solução analisada está básica e o indicador é 
rosa. A mudança de cor do indicador é repentina, então é fácil detectar este ponto 
estequiométrico. Este ponto estequiométrico é também conhecido como ponto de 
equivalência ou ponto de viragem. 
Normalmente, o pH no ponto final de titulação pode ser previsto. Dessa forma, 
o problema se resume em escolher um indicador em conforme apresentado na Tabela 
1. 
 
Tabela 1: Tipos de indicadores ácido-base, com zona de viragem e coloração. 
2. OBJETIVO 
 
O problema a ser resolvido nesta experiência é o da preparação de uma 
solução aquosa diluída de um ácido forte, pelo método da diluição de soluções 
concentradas em estoque, e o da preparação de uma solução aquosa diluída de uma 
base forte, a partir do soluto sólido. Transferir volumes de líquidos através de uma 
pipeta graduada. Efetuar cálculos para determinar o volume deuma solução 
concentrada em estoque a ser tomado para se preparar uma solução diluída. 
Empregar técnicas de pesagem. Utilizar balões volumétricos para preparar soluções. 
Padronizar e utilizar uma solução diluída de base através da titulação. Tomar volumes 
pré-determinados de líquidos usando uma pipeta volumétrica. Medir volume de 
líquidos usando uma bureta. Utilizar reações químicas (reações de neutralização) para 
determinar a concentração de soluções de ácidos e bases fortes. Utilizar indicadores 
ácido-base para identificar o ponto de equivalência numa titulação. 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 MATERIAIS 
 
 Reagentes, vidrarias e os equipamentos. 
 
 Balança analítica; 
 Béquer de 100 ml; 
 Bastão de vidro; 
 Balão volumétrico de 100 ml; 
 Bureta de 10 ml; 
 Pipetador de borracha (“pêra”); 
 Espátula ou colher de plástico; 
 Pisseta com água destilada; 
 Frasco para armazenar a solução 
 Tubo de ensaio 
 Hidróxido de sódio PA; 
 Ácido clorídrico; 
 Fenolftaleína em solução alcoólica 1%; 
 Bureta de 25 ml; 
 Erlenmeyer de 125 ml; 
 Suporte universal; 
 Garra para bureta. 
 
3.2 MÉTODOS PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
3.2.1 Preparação de 100 ml de NaOH de 0,1 molar 
Primeiramente calculou-se a massa necessária do soluto para se preparar a 
solução, onde se usou uma espátula e um béquer para transferir-se toda a massa que 
se pesou na balança analítica. 
Colocou-se o soluto pesado em um béquer de 100 ml, contendo 
aproximadamente 40 ml de água destilada e dissolveu-se o NaOH do béquer com 
auxílio de um bastão de vidro. Esperou-se até que a solução se atingir a temperatura 
ambiente e com cuidado transferiu-se para um balão volumétrico de 100 ml. 
No balão volumétrico com o NaOH dissolvido, adicionou-se água até que o 
volume da solução atingiu a marca indicativa no gargalo do balão, após isso para 
homogeneizar-se a solução, inverteu-se o balão volumétrico várias vezes. E por fim, 
rotulou-se e se identificou a solução com uma etiqueta. 
 
 3.2.2 Preparação de 100 ml de uma solução a 0,1 mol/L em HCl 
 
 Nessa parte do experimento, calculou-se o volume necessário de HCl 
concentrado para preparar-se uma solução 0,1 mol/L. 
Com o auxílio de uma pipeta adicionou-se o volume encontrado, em um béquer 
de 100 ml, contendo no béquer, aproximadamente 50 ml água destilada. Esperou-se 
a solução atingir a temperatura ambiente e com cuidado transferiu-se para um balão 
volumétrico de 100 ml. 
 Completou-se com água, o balão volumétrico, até que o volume da solução 
atingiu a marca indicativa. Para homogeneizar-se a solução inverteu-se o balão 
volumétrico, que estava bem tampado, por várias vezes. Por fim, rotulou-se e se 
identificou a solução com uma etiqueta. 
 
 
 3.2.3 Preparo de uma solução aquosa de um sal a partir do soluto sólido 
 Realizou-se os cálculos para determinar a massa de soluto necessária 
para preparar 50 ml de solução 0,100 molal de cloreto de sódio. 
Com o auxílio de uma pipeta adicionou-se o volume encontrado, em um béquer 
de 100 ml, contendo no béquer aproximadamente 50 ml água destilada, com cuidado 
dissolveu-se o cloreto de sódio e depois se transferiu para um balão volumétrico de 
100 ml. 
 Completou-se com água, o balão volumétrico, até que o volume da solução 
atingiu a marca indicativa. Para homogeneizar-se a solução inverteu-se o balão 
volumétrico, que estava bem tampado por várias vezes. Por fim, rotulou-se e se 
identificou a solução com uma etiqueta. 
 
3.2.4 Preparo de uma solução aquosa diluída a partir da solução em 
estoque 
 
 Realizou-se os cálculos para determinar o volume de solução 0,100 molal 
necessário para preparar 25ml de solução 0,0500 molal de cloreto de sódio. 
Retirou-se o volume de solução de cloreto de sódio, utilizando uma pipeta 
graduada. 
Com o auxílio de uma pipeta adicionou-se o volume encontrado, em um béquer 
de 100 ml, contendo no béquer aproximadamente 25 ml água destilada, com cuidado 
transferiu-se para um balão volumétrico de 100 ml. 
 Completou-se com água, o balão volumétrico, até que o volume da solução 
atingiu a marca indicativa. Para homogeneizar-se a solução inverteu-se o balão 
volumétrico, que estava bem tampado por várias vezes. Por fim, rotulou-se e se 
identificou a solução com uma etiqueta. 
 
3.3 MÉTODOS TITULAÇÃO ÁCIDO - BASE 
3.3.1 Titulação de uma solução de HCl 
Na primeira etapa da titulação, utilizou-se uma solução padrão de NaOH para 
fazer a titulação da solução de HCl, onde pipetou-se com uma pipeta volumétrica, 10 
ml de ácido clorídrico e colocou-se em um erlenmeyer de 125 ml. Adicionou-se ao 
erlenmeyer com HCl, aproximadamente 15 ml de água destilada e uma gota de 
fenolftaleína. O experimento realizou-se em triplicada e por fim calculou-se a 
concentração exata do HCl. 
 
3.3.2 Determinação da acidez do vinagre (Ácido acético – HAc) 
 
Na segunda parte do experimento de titulação, para titular a acidez do vinagre, 
pipetou-se 5 ml de vinagre e o diluiu em 50 ml de água destilada em um balão 
volumétrico. Depois, retirou-se 10 ml da solução, do balão volumétrico e transferiu-se 
para o frasco de erlenmeyer de 125 ml. Após isso, acrescentou-se uma gota de 
fenolftaleína no erlenmeyer e titulou com uma solução de NaOH com concentração 
de 0,1 mol/L. Realizou-se o experimento também em triplicada e por fim anotou-se os 
resultados obtidos e calculou-se a acidez do vinagre em (% e m/v). 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Efetuaram-se os cálculos da massa de soluto necessária para preparar a 
solução de 100 mL de NaOH a 0,100 mol/L, utilizando-se a operação matemática 
(regra de três), comparando com a massa de um mol de NaOH, obtendo-se a 
quantidade de matéria necessária para o preparo da solução de 0,4 gramas. O mesmo 
procedimento foi adotado para obter a quantidade de HCl e NaCl, obtendo-se assim 
respectivamente 0,83 ml e 0,29g. 
Tabela 1: Soluções 
Soluto Volume da solução (ml) 
Quantidade de matéria 
(mol/l) 
Massa do soluto 
NaOH 100 0, 100 0,415 g 
HCl 100 0, 100 0,83 ml 
NaCl 50 0,100 0,302 g 
 
Obteve-se assim três soluções homogêneas, verificando que a água é um 
solvente para as três substancias analisadas, sendo que nenhuma esteve em excesso 
na solução. 
A realização do segundo experimento foi feita pela mistura de HCl, fenolftalena 
e água. Na titulação do HCl, calculou-se a concentração exata de HCl por meio da 
concentração real do NaOH= 0,0879 mol/L. Realizou-se o experimento uma vez e 
obteve-se um volume de NaOH= 8,8 mL. Estabeleceu-se uma relação entre 
concentração e volume para efetuar o cálculo da quantidade de matéria de NaOH 
(concentração × volume = mol) que foi de 7,73 ×10-4 mols. 
Através da relação C1 × V1= C2 × V2 foi possível determinar a concentração da 
solução de HCl, pois o volume e a concentração de NaOH eram conhecidos e o 
volume de HCl também. 
 
Tabela 2: Concentração de HCl. 
Testes 
Volume de NaOH 
(mL) 
Quantidade de 
matéria (mol) 
Volume da 
solução de 
HCl (mL) 
Concentração da 
solução de HCl 
(mol/L) 
1 8,8 
7,73 ×10-
4 
10,0 0, 083 
 
Observou-se que a mistura de ácido base obtida era homogênea e apresentou 
mudança de cor. 
A determinação de acidez do vinagre foi feita com a mistura de vinagre, 
fenolftaleína e titulação de NaOH. Calculou-se a concentração de vinagre, pela 
relação C=n*V, obtendo 0,8 mol/L de vinagre. Foi determinada também sua massa 
molar de 60g/mol. Com isso, foi feita a titulação, obtendo 4,8% de concentração de 
vinagre na solução. 
 
 
 
 
 
 
Tabela 3: Concentração de vinagre 
Testes Volume de NaOH (mL) 
Quantidadede matéria 
vinagre 
Massa molar 
vinagre 
Concentração da 
solução de 
Vinagre (mol/L) 
1 10 
0,8 
mol/l 
60 g/mol 0, 048 
 
Com a solução pode-se observar que a fenolftaleína em meio básico apresenta 
coloração rosa e apresenta mudança de PH, já em meio ácido é incolor. 
Observa-se que a acidez obtida através dos cálculos está dentro dos padrões 
aceitos para o consumo comercial que é de 4% e a encontrada 4,8%. 
5. CONCLUSÕES 
Com o término do experimento compreendeu-se como ocorre o preparo de 
soluções, cálculo de concentração e estequiometria que consistem em práticas 
básicas que serão utilizadas ao longo do processo de análises laboratoriais. A 
importância da precisão dos cálculos, bem como a utilização correta das vidrarias e 
equipamentos manuseados é relevante ao ponto de vista da segurança nos 
resultados. A metodologia a ser apresentada em laboratório garantirá sucesso e 
confiabilidade no procedimento, e a segurança pessoal é indispensável, já que alguns 
materiais utilizados são ácidos e requerem atenção especial e conhecimento prévio 
sobre suas particularidades. A molaridade é uma forma de medida que apresenta uma 
desvantagem: ela varia de acordo com a temperatura, devido à expansão ou 
concentração da solução. Ao se diluir uma solução, permanece inalterada a 
quantidade do soluto e varia apenas a quantidade de solvente, produzindo uma 
diminuição na concentração. A operação inversa de diluir uma solução é concentrar. 
Logo, concluiu-se que é possível determinar a concentração do ácido, por meio da 
titulação, desde que tenha conhecimento exato da concentração da base. Apesar das 
divergências no cálculo da concentração exata do ácido, tanto no experimento com o 
HCl, tanto para o vinagre, pode-se perceber que os valores obtidos foram aceitáveis, 
devido a utilização do valor real dos volumes dos componentes das misturas. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
Apostila Laboratório de Química - 2015/2º semestre 
 
EMBRAPA. Sistemas de produção do vinagre. Disponível em: 
<http://sistemasdeproducao.cnptia.embrapa.br/FontesHTML/Vinagre/SistemaProduc
aoVinagre/legislacao.htm>. Acesso em: 26 out. 2015. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANEXO 
 
Questões 
Experimento 05: 
1. Defina o que é uma solução. 
Solução é qualquer mistura homogêneo e é formado por soluto e solvente, em que o 
soluto e que é uma substância dissolvida pelo solvente. 
2. O que é uma reação exotérmica? Dê um exemplo. 
Uma reação exotérmica é uma reação em que há a liberação de energia em forma de 
calor e a variação da entalpia final é negativa, sendo os produtos menos energéticos do que os 
reagentes. Um exemplo de reação exotérmica é a formação da água: 
½ O2(g) + H2(g)  H2O(l) (ΔH = -68,3 Kcal/mol ou -285,49 KJ/mol) 
3. Defina concentração de uma solução. 
Definese concentração de uma solução como a quantidade de soluto presente numa da
da quantidade desolução. Essa quantidade pode ser expressa em massa ou volume. 
4. O que é uma substância higroscópica? 
É uma substância que tem uma capacidade desidratante, desta forma tem uma grande 
capacidade de absorver água, como por exemplo, uma solução de HCl. 
5. Dissolveu-se 56,8 g de Na2SO4 em água e completou-se o volume para 1000 mL. 
Qual a concentração, em mol/L, desta solução? 
A massa molar de Na2SO4 = 142g/mol. Como 1000 mL é igual a 1L. 
O número em mols é calculado: 
56,8g ___________ x mol 
142g ___________ 1 mol 
Portanto x= 0,4 mol. 
Utilizando a formula da concentração: C= m/v, para mol/L, temos: 
C=0,4mol/L 
 
Experimento 06: 
1. 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? 
 Poderia sim usar uma solução ácida para padronizar uma básica, um exemplo é o ftalato 
ácido de potássio (KHC8H4O4), um ácido fraco que é um padrão primário normalmente 
empregado na padronização de soluções alcalinas. Deve-se levar em consideração seu grau de 
pureza, estabilidade, se a massa molar é relativamente alta, volatilidade, e se não é higroscóp ico. 
2. Por que é necessário padronizar a solução de hidróxido de sódio? 
Necessitamos de padronizar a solução de hidróxido de sódio, pois este reagente não é 
padrão primário, porque é higroscópio e sempre contem uma quantidade indeterminada de água 
e carbonato de sódio adsorvida no solido. Assim o hidróxido de sódio deve ser padronizado 
para poder determinar a concentração real da solução. 
3. O que é e para o que serve um padrão primário? 
Um padrão primário é aquele cuja pureza pode ser assegurada de tal forma que pode-se 
preparar uma solução de concentração conhecida pela pesagem direta da substância seguida de 
diluição a um volume definido. 
 
4. Quais as características desejáveis de um padrão primário? 
Devem ser de fácil obtenção no mercado a preço razoável; ter fácil de purificar, secar 
(110 oC a 120 oC), sem água na composição (de hidratação, de cristalização). 
Ser inalterável ao ar, o que implica em uma substância não higroscópica, não oxidável, 
estável ante o CO2 atmosférico. Estas características são especialmente importantes quando da 
pesagem e do armazenamento. 
Deverá ter um equivalente-grama elevado pois, deste modo, erros referentes a 
manipulação e a aparelhagem serão minimizados (lembre que muitas vezes trabalha-se com 
precisão de 1x10-4g). 
Deve ser o mais solúvel possível em condições ambiente, um dos grandes empecilhos 
ao uso de aquecimento são as vidrarias volumétricas. 
A reação de entre o padrão e a substância em teste deve ser a mais rápida possível, 
ocorrer à temperatura ambiente, e ter estequiometria definida. 
5. Por que precisamos usar uma pipeta volumétrica para medir a alíquota da solução 
ácida na titulação. 
Precisamos usar a pipeta volumétrica para medir a alíquota da solução ácida, pois ela 
nos dá o seu volume preciso. 
6. 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 -
1 e gramas de ácido acético por mL de solução. 
Para encontrar a acidez do vinagre para a primeira titulação, foram realizados os 
seguintes cálculos: 
Utilizou-se a massa molar do CH3COOH igual a 60 g/mol para encontrar a massa de 
CH3COOH na amostra utilizada. 
 1 mol ___________ 60g 
6,15 x10-4mol ___________ x g 
Logo, em 6,15 mol de CH3COOH havia 0,0369 g. 
0,0369g ___________ 10 mL de vinagre 
 x g ___________ 1000 mL de vinagre 
Portanto, em 1000 mL da solução de vinagre havia 3,69g de CH3COOH. 
Como houve a diluição, multiplicou-se o resultado por 10, o que resultou em 36,90g de 
CH3COOH em 1000mL de solução de vinagre. 
Utilizando a densidade do vinagre igual a 1,05g/mL, calculou-se a acidez do vinagre: 
 1 mL ___________ 1,05g de vinagre 
 1000 mL ___________ x g de vinagre 
Logo x é igual a 1050g. 
Acidez em % = 36,90g x 100% 
 1050g 
Portanto a acidez do vinagre na primeira titulação era de 3,51%. 
Já para encontrar a acidez do vinagre da primeira titulação, foram realizados os seguintes 
cálculos: 
Utilizou-se a massa molar do CH3COOH igual a 60 g/mol para encontrar a massa de 
CH3COOH na amostra utilizada. 
1 mol ___________ 60g 
 6,33 x10-4mol ___________ x g 
Logo, em 6,33 mol de CH3COOH havia 0,0369 g. 
0,0380g ___________ 10 mL de vinagre 
 x g ___________ 1000 mL de vinagre 
Portanto, em 1000 mLda solução de vinagre havia 3,80g de CH3COOH. 
Como houve a diluição, multiplicou-se o resultado por 10, o que resultou em 38,00g de 
CH3COOH em 1000mL de solução de vinagre. 
Utilizando a densidade do vinagre igual a 1,05g/mL, calculou-se a acidez do vinagre: 
 1 mL ___________ 1,05g de vinagre 
 1000 mL ___________ x g de vinagre 
Logo x é igual a 1050g. 
Acidez em % = 38,00g x 100% 
 1050g 
Portanto a acidez do vinagre na primeira titulação era de 3,62%. 
 
 
 
7. 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. 
Os resultados obtidos se aproximaram do teor nominal, porém não foram idênticos, sendo uma 
provável fonte de erro a diluição do vinagre ou até mesmo a qualidade do vinagre utilizado que 
poderia possuir uma acidez menor. Outro fator pode ser na determinação equivocada do ponto 
de equivalência