RELATÓRIO 4 SOLUÇÕES

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA 
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
 
SOLUÇÕES 
 
 
 
 
 
 
 
Ana Thaís Queiroz de Sousa 
 
 
 
 
 
 
 
 
Campina Grande – Paraíba 
2016 
SUMÁRIO 
1. JUSTIFICATIVA .............................................................................................. 1 
2. OBJETIVOS ...................................................................................................... 1 
3. REFERENCIAL TEÓRIO ............................................................................... 1 
4. METODOLOGIA ............................................................................................ 22 
4.1 Materiais ...................................................................................................... 22 
4.2 Métodos ....................................................................................................... 22 
4.3 Cálculos necessários para determinação da massa dos reagentes ............... 23 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO ..................................................................... 24 
6. CONCLUSÃO .................................................................................................. 25 
7. REFERÊNCIAS .............................................................................................. 25 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 
 
 
 
1. JUSTIFICATIVA 
 
 O experimento foi realizado para se se absorva os conhecimentos e métodos 
corretos de preparação de soluções, conhecimentos estes que serão necessários para vida 
acadêmica e profissional. E para elaboração do quarto relatório da disciplina de 
Laboratório de Química Geral. 
 
2. OBJETIVOS 
 
Preparar diferentes soluções e, utilizando o processo da titulação, determinar 
suas concentrações. 
 
3. REFERENCIAL TEÓRIO 
 
 Soluções são definidas como misturas homogêneas. Geralmente uma solução é 
considerada por um componente em maior quantidade, o solvente e um ou mais 
componentes denominados soluto. 
 As soluções podem ser sólidas, líquidas e gasosas. As soluções, líquidas são 
obtidas pela dissolução de um gás, líquido ou sólido em um líquido. Se esse líquido for a 
água, a solução é chamada de solução aquosa. 
 As propriedades das soluções, por exemplo, cor ou sabor, dependem de sua 
concentração. As concentrações das soluções expressam-se com maior freqüência pela 
quantidade de substância contida numa determinada quantidade em peso ou em volume 
da solução ou solvente. Geralmente, empregamos os seguintes termos para expressar as 
concentrações das soluções: composição centesimal (%), a molar (M1), molal (W), 
normal (N) e fração molar (x). 
 Em laboratório, para determinar as concentrações das soluções utiliza-se 
geralmente o método de titulação. Titulação é a determinação de uma concentração 
desconhecida de uma solução através de uma solução de concentração conhecida, 
medindo-se os volumes das soluções reagentes. Uma vez que na titulação as reações entre 
as substâncias se desenvolvem em quantidades equivalentes (Principio da equivalência), 
2 
 
torna-se mais fácil expressar as concentrações das soluções em unidades de normalidades. 
As normalidades das soluções são inversamente proporcionais aos seus volumes. 
2211 NVNV 
 (01) 
 
Onde: 
 
V1 é o volume inicial da solução; 
N1 é a normalidade inicial da solução; 
V2 é o volume final da solução (após diluição ou concentração); 
N2 é a normalidade final da solução (após diluição ou concentração). 
SOLUÇÕES 
 
Solução é uma mistura homogênea entre duas ou mais substâncias. 
O processo utilizado para obter essa mistura é chamdo 
de dissolução. 
 
 Uma solução é sempre formada pelo soluto e pelo solvente. 
 
 
 
Figura 1 – Preparação de uma solução 
 
Soluto – substância que será dissolvida. 
Solvente – substância que dissolve. 
 
 A água é chamada de solvente universal. Isso porque ela dissolve muitas 
substâncias e está presente em muitas soluções. As soluções podem ser formadas por 
qualquer combinação envolvendo os três estados físicos da matéria: sólido, líquido e 
gasoso. Exemplos de soluções no nosso dia-a-dia: álcool hidratado, acetona, água mineral 
e soro fisiológico. 
 
3 
 
Tipos de Dispersão 
 
 Dispersão – são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob a forma 
de pequenas partículas, em uma segunda substância. 
 
 Um exemplo é a mistura entre água e areia em um copo. No início, a mistura fica 
turva, mas com o passar do tempo, as partículas maiores vão de depositando no fundo do 
copo. Mesmo assim, a água ainda fica turva na parte de cima. A água não ficará totalmente 
livre de areia. 
 
 De acordo com o tamanho das partículas, podemos classificar estas dispersões 
em solução verdadeira, coloide e suspensão. 
 Veja a seguir o diâmetro médio das partículas dispersas: 
 
Dispersão Diâmetro médio 
Soluções Verdadeiras Entre 0 e 1nm 
Coloides Entre 1 e 1.000nm 
Suspensões Acima de 1.000nm 
Obs. 1nm (nanômetro) = 1.10-9m 
 
COLOIDES 
 
 São misturas homogêneas que possuem moléculas ou íons gigantes. O diâmetro 
médio de suas partículas é de 1 a 1.000nm. Este tipo de mistura dispersa facilmente a luz, 
por isso são opacas, não são translúcidas. Podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. 
 O termo coloide vem do grego e significa "cola", foi proposto por Thomas Grahm, 
em 1860 para denominar as substâncias como o amido, cola, gelatina e albumina, que se 
difundiam na água lentamente em comparação com as soluções verdadeiras (água e 
açúcar, por exemplo). 
 Apesar de os coloides parecerem homogêneos a olho nu, a nível microscópico são 
heterogêneos. Isto porque não são estáveis e quase sempre precipitam. 
Exemplos: maionese, xampu, leite de magnésia, neblina, gelatina na água, leite, creme, 
entre outros. 
 Suspensão – são misturas com grandes aglomerados de átomos, íons e moléculas. 
O tamanho médio das partículas é acima de 1.000nm. Exemplos: terra suspensa em água, 
fumaça negra (partículas de carvão suspensas no ar). 
 
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE 
4 
 
 
 Quando adicionamos sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocada 
neste copo, o sal se dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muito açúcar 
no café preto. Nem todo o açúcar se dissolverá no café. A quantidade que não se dissolver 
ficará depositada no fundo. 
 O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para 
saturar uma quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão. 
 Em outras palavras, a solubilidade é definida como a concentração de uma 
substância em solução, que está em equilíbrio com o soluto puro a uma dada temperatura. 
 
 
Exemplos: 
 
AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C 
NaCl – 357g/L de H2O a 0°C 
AgCl – 0,00035g/100mL de H2O a 25°C 
 
 Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase 
nulo, a substância é insolúvel naquele solvente. 
 Quando dois líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e 
óleo, por exemplo). Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o 
coeficeinte de solubilidade é infinito, os líquidos são miscíves (água e álcool, por 
exemplo).Classificação das Soluções Quanto à Quantidade de Soluto 
 
 De acordo com a quantidade de soluto dissolvida na solução podemos classificá-
las em: solução saturada, solução insaturada e solução supersaturada. 
 Solução Saturada – são aquelas que atingiram o coeficiente de solubilidade. Está 
no limite da saturação. Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido, está em 
equilíbrio com o soluto não-dissolvido, em determinada temperatura. Dizer que uma 
solução é saturada é o mesmo que dizer que a solução atingiu o ponto de saturação. 
 
 
 
 Solução Insaturada (Não-saturada) – são aquelas que contêm menos soluto do que 
o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade. Não está em equilíbrio, porque se for 
adicionado mais soluto, ele se dissolve até atingir a saturação. 
 
 
5 
 
 
 Solução Supersaturada – são aquelas que contêm mais soluto do que o necessário 
para formar uma solução saturada, em determinada temperatura. Ultrapassa o coeficiente 
de solubilidade. São instáveis e podem precipitar, formando o chamado precipitado ou 
corpo de chão. 
 
 
 
CURVAS DE SOLUBILIDADE 
 
 São gráficos que apresentam variação dos coeficientes de solubilidade das 
substâncias em função da temperatura. Veja os coeficientes de solubilidade do nitrato de 
potássio em 100g de água. A partir destes dados é possível montar a curva de solubilidade. 
 
Temperatura (°C) (g) KNO3 /100g de água 
0 13,3 
10 20,9 
20 31,6 
30 45,8 
40 63,9 
50 85,5 
60 110 
70 138 
80 169 
90 202 
100 246 
 
6 
 
 
Para qualquer ponto em cima da curva de 
solublidade, a solução é saturada. 
Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, 
a solução é supersaturada. 
Para qualquer ponto abaixo da curva de 
solubilidade, a solução é insaturada. 
 
 
 Através do gráfico também é possível observar que 
a solubilidade aumenta com o aumento da temperatura. Em geral, isso ocorre porque 
quando o soluto se dissolve com absorção de calor (dissolução endotérmica), as 
substâncias que se dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a 
serem menos solúveis as altas temperaturas. 
 
 
Figura 2 - Curva de Solubilidade de alguns sais 
 
Observando o gráfico acima sobre a solubilidade de alguns sais, responda: 
 
1) Qual o soluto mais solúvel a 
0°C? 
 
É o KI, porque solubiliza quase 130g em 
100g de água. 
 
2) Qual o C.S. aproximado do 
NaNO3 a 20°C? 
 
 
90. 
 
3) Se a temperatura de uma solução 
baixar de 70°C para 50°C, qual 
7 
 
será aproximadamente a massa 
do KBr que precipitará? 
 
70°C = 90g 
50°C = 80g 
Então: 90-80 = 10g 
 
4) Qual sal tem a solubilidade 
prejudicada pelo aquecimento? 
 
Na2SO4. 
 
5) Se o KNO3 solubiliza 90g em 
100g de água a 50°C, quanto 
solubilizará quando houver 50g 
de água? 
 
 
x = 45g de sal KNO3. 
 
6) Que tipo de solução formaria 80g 
do sal NH4Cl a 20°C? 
 
Solução Supersaturada.
Quanto à proporção do soluto/solvente 
 
 A solução pode ser: 
 
 - Concentrada: grande quantidade de soluto em relação ao solvente. Exemplo: 
H2SO4 concentrado = ácido sulfúrico 98% + água. 
 - Diluída: pequena quantidade de soluto em relação ao solvente. 
Diluir significa adicionar mais solvente puro a uma determinada solução. 
Exemplo: água + pitada de sal de cozinha. 
 
 
 
Figura 3 – Solução diluída e concentrada. 
 
TIPOS DE CONCENTRAÇÃO 
 
 Concentração é o termo que utilizamos para fazer a relação entre a quantidade de 
soluto e a quantidade de solvente em uma solução. As quantidades podem ser dadas em 
massa, volume, mol etc. 
8 
 
 
 As concentrações podem ser: 
 Concentração Comum 
 Molaridade 
 Título 
 Fração Molar 
 Normalidade 
 Molalidade 
Concentração Comum (C) 
 
 É a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros. 
 
 
 
 
Onde: 
 
C = concentração comum (g/L); 
m1= massa do soluto (g); 
V = volume da solução (L). 
 
Exemplo: 
 
Qual a concentração comum em g/L de uma solução de 3L com 60g de NaCl? 
 
 
 
C = 20g/L 
 
 Concentração comum é diferente de densidade, apesar de a fórmula parecer 
semelhante. 
 
 
 Veja a diferença, a densidade é sempre da solução, então: 
9 
 
 
 
 
 
 Na concentração comum, calcula-se apenas a msoluto, ou seja, m1. 
 
 
Molaridade (M) 
 
 A molaridade de uma solução é a concentração em número de mols de soluto e o 
volumede 1L de solução. 
 
 
 
Onde: 
 
M = molaridade (mol/L); 
n1= número de mols do soluto (mol); 
V = volume da solução (L). 
 O cálculo da molaridade é feito através da fórmula acima ou por regra de três. 
Outra fórmula que utilizamos é para achar o número de mols de um soluto: 
 
 
 
Onde: 
 
n = número de mols (mol); 
m1 = massa do soluto (g); 
MM = massa molar (g/mol). 
 
 
 
10 
 
Exemplo: 
 
 Qual a molaridade de uma solução de 3L com 87,75g de NaCl? 
 
 
 
 
 
 Podemos utilizar uma única fórmula unindo a molaridade e o 
número de mols: 
 
 
 
 
 
Onde: 
 
M = molaridade (mol/L); 
m1 = massa do soluto (g); 
MM1= massa molar do soluto (g/mol); 
V = volume da solução (L). 
 
Título ( ) e Percentual (%) 
 
 É a relação entre soluto e o solvente de uma solução dada em percentual (%). O 
título não possui unidade. É adimensional. Varia entre 0 e 1. 
O percentual varia de 0 a 100. Os percentuais podem ser: 
 
- Percentual 
massa/massa ou 
peso/peso: 
 
%m/m ; %p/p 
 
 
 
- Percentual 
massa/volume: 
 
%m/V ; %p/V 
 
 
 
 
 
- Percentual 
volume/volume: 
 
%v/v 
 
Exemplos: 
 
NaCl 20,3% = 20,3g em 100g de solução; 
50% de NaOH = 50g de NaOH em 100mL de solução (m/v); 
46% de etanol = 46mL de etanol em 100mL de solução (v/v). 
11 
 
 
 ou 
 
Para encontrar o valor 
percentual através do 
título: 
 
 
 
 Relação entre 
concentração comum, 
densidade e título: 
 
 
Relação entre outras 
grandezas: 
 
Exemplo: 
 
1. Uma solução contém 8g de NaCl e 42g de água. Qual o título em massa da solução? E 
seu título percentual? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
% = ? 
 
 
 
 
 
2. No rótulo de um frasco de HCl há a seguinte informação: 
 
Título percentual em massa = 36,5%; 
Densidade = 1,18g/mL. 
 
Qual a molaridade desse ácido? Transformar o percentual em título:
 
 
Depois aplicar a fórmula: 
 
 
 
 
12 
 
 
 Para achar a molaridade: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fração Molar (x) 
 A fração molar é uma unidade de concentração muito utilizada em físico-química. 
Pode ser encontrado o valor da fração molar do soluto e também do solvente. É uma 
unidade adimensional. 
 
 
 ou 
 
 ou 
 
 
Onde: 
 
x = fração molar da solução; 
x1= fração molar do soluto; 
x2 = fração molar do solvente; 
n1 = n°de mol do soluto; 
n2 = n° de mol do solvente; 
n = n° de mol da solução. 
 
Observação: 
 
 
 
 
 
Exemplo: 
 
 Adicionando-se 52,0g de sacarose, C12H22O11 a 48,0g de águapara formar uma 
solução, calcule para a fração molar da sacarose nesta solução: 
 
13 
 
 
 
Para achar a fração molar do soluto (sacarose): 
 
 
 
 
 
Normalidade (N ou η) 
 
 É a relação entre o equivalente-grama do soluto pelo volume da solução. A unidade 
é representada pela letra N (normal). Está em desuso, mas ainda pode ser encontrada em 
alguns rótulos nos laboratórios. 
 
 
 Onde: 
 
N = normalidade (N); 
n Eqg1 = número de equivalente-grama do soluto; 
V = volume da solução. 
 
Como calcular o equivalente-grama? 
 
 Para ácido: 
 
 
 
Onde: 
 
1E ácido = 1 equivalente-grama do ácido; 
MM = massa molar. 
 
14 
 
Exemplo: 
 
 Quantas gramas tem 1E (um equivalente-grama) de HCl? 
 
 
 
 
Para base: 
 
 
 
 
Onde: 
 
1E base = 1 equivalente-grama da base; 
MM = massa molar. 
 
 
 
Exemplo: 
 
Quantos equivalentes-grama tem em 80g de NaOH? 
 
 
 
 
 
Para sal: 
 
 
Onde: 
 
1E sal = 1 equivalente-grama do sal; 
MM = massa molar. 
 
 
Exemplo: 
 
Quantas gramas tem 1E de NaCl? 
15 
 
 
 
Resumindo as três fórmulas, o equivalente-grama pode ser dado por: 
 
 
 
Onde: 
 
MM = massa molar; 
x = n° de H+, n° de OH- ou n° total de elétrons transferidos. 
Algumas relações entre normalidade, molaridade e massa: 
 
 
 
Exemplo: 
 
Qual a massa de ácido sulfúrico (H2SO4) contida em 80mL de sua solução 0,1N? 
 
Dados: 
 
MM = 98g/mol 
V = 80mL = 0,08L 
N = 0,1N 
m1= ? 
 
Calcular o equivalente-grama: 
 
 
 
Calcular a massa: 
 
 
 
 
 
16 
 
MOLALIDADE 
 
 A molalidade de um soluto é a quantidade de substância (grandeza referida até 
1969 como “número de moles”) por unidade de massa de solvente (e não de solução) e 
exprime-se matematicamente pela seguinte equação: 
 
 
 
 Na qual msoluto é a molalidade do soluto, nsoluto é a quantidade de soluto dissolvido 
e msolvente é a massa de solvente. 
 
 O símbolo m nesta equação é utilizado com significados distintos: molalidade e 
massa. Para evitar esta ambiguidade, é possível utilizar-se o símbolo b para indicar 
molalidade. 
 
 
 
 No Sistema Internacional de Unidades (SI), a unidade de molalidade é mol kg-1, 
juntamente com os seus múltiplos e submúltiplos. Por vezes, a unidade mol kg-1 era 
referida como “molal”, isto é, era equivalente dizer-se que a molalidade de uma solução 
era 2,0 mol kg-1 ou 2,0 molal. 
 
 A molalidade, embora menos utilizada que a concentrações, apresenta algumas 
vantagens. Uma delas é que o cálculo da molalidade requer apenas medições precisas de 
massas, o que facilmente se consegue atendendo à elevada sensibilidade e precisão das 
balanças analíticas atuais. Outra das vantagens é que o valor da molalidade não depende 
de fatores externos como a temperatura ou a pressão, pelo que o seu valor permanece 
constante. 
DILUIÇÃO 
 Consiste em adicionar mais solvente puro a uma determinada solução. 
A massa de uma solução após ser diluída permance a mesma, não é alterada, porém a sua 
concentração e o volume se alteram. Enquanto o volume aumenta, a concentração 
diminui. Veja a fórmula: 
 
 
 
Onde: 
17 
 
 
M1 = molaridade da solução 1 
M2 = molaridade da solução 2 
V1 = volume da solução 1 
V2 = volume da solução 2 
 
 Para esta fórmula, sempre M1 e V1 são mais concentrados e M2 e V2 são mais 
diluídos. 
 
Exemplo: 
 
 Um químico deseja preparar 1500mL de uma solução 1,4mol/L de ácido clorídrico 
(HCl), diluindo uma solução 2,8mol/L do mesmo ácido. Qual o volume de solução que 
havia na primeira solução a ser diluída? 
 
Dados: 
 
 
 
 
 
 
 
 Observe que as unidades de volume foram mantidas em mL. Se uma das unidades 
for diferente, deve-se transformar para litros. 
 
MISTURA DE SOLUÇÕES 
 
 De mesmo soluto: na mistura de soluções de mesmo soluto não há reação química 
entre estas soluções. Neste caso, o valor do volume final é a soma das soluções. 
 
 
 
 
 
 
18 
 
Onde: 
 
C = concentração comum (g/L); 
M = molaridade (mol/L); 
V = volume (L). 
Exemplo: 
 
 Qual a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60mL de 
solução a 5mol/L com 300mL de solução a 2mol/L? 
 
 
 
 
 
 
 
 De diferentes solutos que reagem entre si: ocorre reação entre as substâncias que 
compõe a mistura. Para que a reção seja completa entre os 
solutos, os volumes misturados devem obedecer à proporção 
estequiométrica que corresponde à reação química. Veja as fórmulas utilizadas: 
 
Reação de Neutralização: 
 
 
 
 
 
 
Pode-se usar a seguinte fórmula: 
 
 
 
Onde: 
19 
 
 
xa = número de H+ 
xb = número de OH- 
 
 Estes cálculos também podem ser feitos por regra de três e utilizando as outras 
fórmulas. 
 
Exemplo: 
 
 Juntando-se 300mL de HCl 0,4mol/L com 200mL de NaOH 0,6mol/L, pergunta-
se quais serão as molaridades da solução final com respeito: 
 
 
 
a) ao ácido: b) à base: c) ao sal formado: 
 
 
Montar a reação química: 
 
 
 Calcular n (número de mol) do ácido e 
da base: 
 
 
20 
 
Se forma 0,12mol de ácido e também de base e a proporção estequiométrica é 1:1, então 
a molaridade final de ácido e de base é zero porque reagiu todo o soluto. 
 
 Calcular a molaridade do sal. Antes achar o volume final: 
 
 
 
 
Titulação 
 
 Método de análise volumétrica que consiste em 
determinar a concentração de ácido ou de base através de 
um volume gasto de uma das soluções com molaridade 
conhecida. Este método é muito utilizado em laboratórios 
químicos e são manipulados os seguintes reagentes e 
vidrarias: erlenmeyer (vidro usado para guardar e 
preparar soluções), bureta (tubo de vidro graduado em 
milímetros com torneira) e indicador ácido-base 
(fenolftaleína, alaranjado de metila etc). 
 Na bureta, coloca-se a solução de concentração 
conhecida, a qual é adicionada a uma alíquota (porção) da solução com concentração a 
ser determinada. O momento no qual o indicador muda de cor denomina-se: ponto de 
equivalência. Anota-se o volume gasto na bureta. Através deste volume, podemos 
estabelecer as quantidades, em mol, que reagiram entre si. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 Tabela Resumo das Fórmulas de Soluções: 
 
TIPO DE CONCENTRAÇÃO FÓRMULA UNIDADE 
 
CONCENTRAÇÃO COMUM 
 
 
g/mL 
 
MOLARIDADE 
 
 e 
 
mol/L 
 
NÚMERO DE MOL 
 
 
 
mol 
 
TÍTULO ou 
 
Adimensional 
 
PERCENTUAL 
 
 
 
% 
CONCENTRAÇÃO, TÍTULO E 
DENSIDADE 
 
 
 
g/mL 
 
DENSIDADE, 
CONCENTRAÇÃO E TÍTULO 
 
 
 
g/mL 
 
FRAÇÃO MOLAR 
 
Adimensional 
 
NORMALIDADE 
 
 
N 
EQUIVALENTE-GRAMA 
 
 
g 
DILUIÇÃO 
 
- 
MISTURA DE SOLUÇÃO DE 
MESMO SOLUTO 
 
 
 
- 
 
 
 
224. METODOLOGIA 
 
4.1 Materiais 
 
 Balança Analítica; 
 Balão volumétrico; 
 Bastão de vidro; 
 Béquer; 
 Bureta; 
 Erlenmeyer; 
 Funil; 
 Indicadores de pH; 
 Pipeta; 
 Pipetador; 
 Pisseta; 
 Provetas.
 
 
4.2 Métodos 
 
PARTE I – Preparação e Diluição de soluções. 
 
1. Utilizando os dados do rótulo, calculou-se o volume de ácido clorídrico 
concentrado necessário para preparar 500 mL de solução a 1N: 
 
2. Calculou-se o volume da solução anterior necessário para preparar 250 mL de 
solução 0,1N: 
 
Mediu-se esse volume com uma proveta e adicione em um balão de 250 mL contendo 
cerca de 100 mL, de água destilada. Lavou-se algumas vezes a proveta com um pouco de 
água destilada transferindo sempre para o balão. Agitou-se cuidadosamente o balão. 
Adicionou-se água destilada até completar os 250 mL. Agitou-se novamente até 
homogeneizar a solução. 
PARTE II – Preparação de uma solução de NaOH 
1. Determinou-se a quantidade de hidróxido de sódio (NaOH) necessária para 
preparar 250 mL de solução 0,1N: 
 
PARTE III – Padronização da Solução de Ácido Clorídrico com Carbonato de 
Sódio. 
1. Calculou-se a massa de carbonato de sódio que reage completamente com 30 mL 
de solução a 0,1N de ácido clorídrico: 
23 
 
2. Pesou-se em um vidro de relógio limpo e seco, a massa de carbonato de sódio 
calculada e transfira quantitativamente para um erlenmeyer de 125 mL. A 
quantidade de água utilizada nesse processo deve ser 40 mL; 
3. Adicionou-se, a seguir, algumas gotas de indicador alaranjado de metila e titule 
essa solução com a solução de ácido clorídrico preparada na Parte I seguindo a 
técnica de titulação. 
 
PARTE IV – Titulação de uma base por um ácido. 
1. Foi transferido para um erlenmeyer de 125 mL, 25 mL da solução de hidróxido 
de sódio; 
2. Adicionou-se, a seguir, algumas gotas de indicador fenolftaleína e titule essa 
solução com a solução de ácido clorídrico padronizada na Parte III. 
4.3 Cálculos necessários para determinação da massa dos 
reagentes 
 
Dados: 
 
 T = 37% 
 d = 1.19 g/cm³ 
 
 𝑁 =
𝑑 × τ × 103
𝐸𝑞
 = 
1,19 × 0,37 × 103
36,5
 = 12,06 Eq/L 
 
 𝑁𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 × 𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = 𝑁𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 × 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 => 0,2 × 0,25 = 12,06 × 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 => 
 
=> 0,05 = 12,06 × 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 => 𝑽𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟒 L de HCl 
 
 
 Cálculo da massa de NaOH 
 
 N = 
𝒎𝟏
𝑬𝒒 ×𝑽
 Eq = 
𝑴𝑴
𝑽𝒂𝒍ê𝒏𝒄𝒊𝒂 𝒅𝒐 𝑪á𝒕𝒊𝒐𝒏
 => Eq = 
40
1
 => Eq = 40 
 
 0,5 = 
𝒎𝟏
𝟒𝟎 ×𝟎,𝟓
 => 𝑚1 = 0,5 × 40 × 0,5 => 𝒎𝟏 = 10g 
 
 Cálculo da massa de Na2CO3 
 
 N = 
𝒎𝟏
𝑬𝒒 ×𝑽
 Eq = 
𝑴𝑴
𝑽𝒂𝒍ê𝒏𝒄𝒊𝒂 𝒅𝒐 𝑪á𝒕𝒊𝒐𝒏
 => Eq = 
106
2
 => Eq = 53 
 
 0,1 = 
𝒎𝟏
𝟓𝟑 ×𝟎,𝟎𝟒
 => 𝑚1 = 0,1 × 53 × 0,04 => 𝒎𝟏 = 0,212g 
 
Cálculo da concentração molar do ácido preparado 
 
24 
 
 N = 
𝒎𝟏
𝑬𝒒 ×𝑽
 ɱ =
m1
MM×V
 
 N = 
ɱ ×MM
𝑬𝒒
 => ɱ =
N ×Eq
MM
 => ɱ =
12,06 ×36,5
36,5
 => ɱ = 𝟏𝟐, 𝟎𝟔 𝐦𝐨𝐥/𝐋 
 
Cálculo da concentração molar da base preparada 
 
 N = 
𝒎𝟏
𝑬𝒒 ×𝑽
 ɱ =
m1
MM×V
 
 
 N = 
ɱ ×MM
𝑬𝒒
 => ɱ =
N ×Eq
MM
 => ɱ =
0,5 ×40
40
 => ɱ = 𝟎, 𝟓 𝐦𝐨𝐥/𝐋 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 No experimento, faremos o uso do método da titulação, pois por meio dele 
será determinado o volume gasto de HCl para que atinja o ponto de equivalência 
(ponto de viragem) com as seguintes bases: 
Na2CO3 (carbonato de sódio – base fraca) 
NaOH (hidróxido de sódio – base forte) 
 Titulamos primeiro o Na2CO3, para que se padronize o HCl e se determine 
a sua concentração; colocamos o indicador aconselhado para soluções com a faixa 
de pH do carbonato de sódio (Ph entre 8-9,5), que é o alaranjado de metila. 
Na titulação, até o ponto de viragem do carbonato de sódio, foram gastos 20 mL 
de HCl. Com estas informações calcularemos a sua concentração 
 
VNa2CO3 x NNa2CO3 = VHCl x NHCl 
25 x 0,1 = 20 x NHCl 
NHCl = 0,125 N 
 
 Após a padronização do ácido, determinaremos também a concentração no 
NaOH por meio de titulação, a diferença é que o indicador usado para a faixa de 
pH dessa solução é a fenoftaleína, que após adicionada a solução colore-a com 
um rosa oscilando para o lilás. 
 Na titulação, até o ponto de viragem do hidróxido de sódio, foram gastos 
24,4 mL de HCl. Com estas informações, estabeleceremos a proporção que 
determinará a concentração do hidróxido de sódio. 
 
VNaOH x NNaOH = VHCl x NHCl 
25 x NNaOH = 24,4 x 0,125 
NNaOH = 0,122 N 
25 
 
 
Observamos que, os resultados deram bem próximos de 0,1 N, a proximidade só 
não foi maior, devido aos erros de pesagem e manuseio dos reagentes na 
preparação da solução, além da perda de volume de alguns reagentes, na hora da 
transferência do becker para o balão volumétrico. 
 
6. CONCLUSÃO 
 
 A partir da preparação e diluição de Soluções e ainda, usando o método da 
Titulação e Padronização, concluí-se que o experimento realizado confirma o enunciado 
no estudo das Soluções. Com base na mesma, podem-se realizar cálculos que prevêem os 
resultados dos experimentos, e pode-se verificar que os resultados experimentais se 
aproximavam dos valores previstos na teoria. 
 É possível apontar algumas fontes de erro, como: o fato de a balança analítica 
estar descalibrada, a imprecisão na pipetagem do volume desejado, a evaporação das 
substâncias durante o manuseamento das mesmas e a imprecisão na medição do volume 
de solução diluída no balão volumétrico antes da homogeneização. 
 Apesar disso, o experimento realizado foi capaz de confirmar vários itens teóricos 
no estudo das Soluções. Podem-se tomar medidas experimentais, efetuar contas e 
comparar a dados achados na teoria. 
 
7. REFERÊNCIAS 
 
 ATKINS, P. W. - Físico-Química – 6ª edição, vol. 1. Editora LTC. Rio de 
Janeiro, 2001; 
 
 Apostila de Química Experimental. Universidade Federal de Campina Grande 
– Centro de Ciências e Tecnologia – Unidade Acadêmica de Engenharia Química, Vários 
Autores. Parte II – Experiência nº 3; 
 
 BROWN, T.L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. - Química, A Ciência Central, 
9ª Edição; São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005; 
 
 Green Book: IUPAC Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. 
Second Edition, Blackwell Scientific Publications, Oxford, 1993; 
 
26 
 
 Só Química. Soluções, disponível no site 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/solucoes/. Acesso dia 02 de Setembro de 2016./