Relatorio de práticas de volumetria de neutralização

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Instituto Federal de Ciência, Educação e Tecnologia Sul-Rio-Grandense
Coordenadoria do Curso de Química
Cindy Botelho Corrêa da Silva;
Diulie Born
Práticas de Volumetria de Neutralização
Pelotas/RS
2016
Cindy Botelho Corrêa da Silva;
Diulie Born
Práticas de Volumetria de Neutralização
Relatório de aula prática apresentado à disciplina de Química Analítica Quantitativa, do curso técnico em Química, do Instituto Federal de Ciência, Educação e Tecnologia Sul-Rio-Grandense, Campus Pelotas.
Professor: Leandro dos Santos
Pelotas
Julho de 2016
Sumário
Introdução
A titulometria está entre os procedimentos analíticos mais exatos, seus métodos são quantitativos e fundamentados na determinação da quantidade de um reagente de concentração conhecida que é necessária para reagir completamente com um analito. Esses métodos dividem-se em análise coulométrica, potenciométrica, amperométrica, espectrofotométrica, gravimétrica e volumétrica (SKOOG, 2006).
A volumetria é baseada no uso do volume de uma solução titulante padronizada contra um titulado, para determinar a concentração deste último. O titulante é uma solução padrão primário ou secundário, cujas características são perfeitamente conhecidas, progressivamente adicionada a um titulado - substância cuja concentração será determinada-, que será titulada até completar a reação (SKOOG,2006).Existem diferentes formas de realizar análises volumétricas, podendo ser análise por complexação,oxirredução,precipitação ou neutralização.
A volumetria de neutralização, também conhecida como volumetria ácido-base, é assim nomeada devido serem sempre estas as espécies químicas utilizadas em solução. Nesse tipo de volumetria existem duas classificações: a acidimetria, onde a solução titulante é ácida e o titulado uma substância alcalina; e a alcalimetria, onde a solução titulante é alcalina e o titulado uma substância ácida (TAMBURINI, 2013). Logo, essa técnica é fundamentada na reação entre os íons H3O+ e OH-, presentes e ionizados no meio (FERNANDES, [201?]). Os íons da volumetria de neutralização apresentam comportamento característico, pois reagem formando produtos específicos, enquanto alguns produzem água, os demais produzem uma nova espécie química, conhecida como sal. As análises só são efetivamente possíveis através do conhecimento pleno sobre as características das reações desenvolvidas (TAMBURINI, 2013).
Uma característica de extrema importância é o conhecimento da estequiometria da reação, pois saber as proporções em que ocorre a mesma é essencial para produzi-la e para desenvolvimento de cálculos relacionados a esta. A força do titulante e do titulado é outra dessas características, sendo necessário conhecê-la, uma vez que a determinação do pH seguirá diferentes cálculos de acordo com o tipo de relação existente entre a força dos seus reagentes. No ponto de equivalência, pode-se obter diferentes tipos de pH. 
A titulação de ácido e base forte apresenta pH neutro, ácido forte e base fraca apresentam pH ácido, ácido fraco e base forte proporcionam pH básico, ácido e base fraca possuem pH indefinido, enquanto ácidos ou bases polipróticos apresentam mais de um ponto de equivalência (SMANIOTTO, 2013). Durante a análise é necessária a visualização desses conceitos, através de alguma modificação indicativa de que o ponto onde o ácido e base se equivalem foi atingido. Na região do ponto de equivalência ocorrem as grandes alterações na concentração relativa ao analito ou ao titulante.
As alterações nas concentrações acompanham uma variação de pH do meio. Acaba a titulação quando a capacidade máxima de reação do analito é atingida, e para saber o momento em que isso acontece são utilizados os indicadores. Eles são frequentemente adicionados à solução do analito com a finalidade de produzir uma alteração visível (no ponto final) próxima ao ponto de equivalência. Indicadores são escolhidos mediante previa análise do comportamento do pH do meio, apresentando troca de coloração numa faixa de valores específica, mudança essa conhecida como viragem (SKOOG, 2006).
Objetivos
2.1. Prática 2: Determinação da acidez de uma amostra de vinagre
	Empregar a volumetria de neutralização para determinação da acidez de uma amostra de vinagre comercial, usando solução padrão de hidróxido de sódio como titulante. 
2.2. Prática 3: Determinação da acidez de uma amostra de limão
	Empregar a volumetria de neutralização para determinação da acidez de uma amostra de limão, usando solução padrão de hidróxido de sódio como titulante.
2.3. Prática 4: Determinação da acidez de uma amostra de refrigerante
Empregar a volumetria de neutralização para determinação da acidez cítrica de uma amostra de refrigerante, usando uma solução padrão de hidróxido de sódio como titulante. 
2.4. Prática 5: Determinação da pureza de uma amostra de ácido fosfórico comercial
Empregar a volumetria de neutralização para determinar a pureza de uma amostra de ácido fosfórico comercial, usando uma solução padrão de hidróxido de sódio como titulante.
2.5. Prática 6: Preparo e Padronização de uma Solução de HCℓ ≈ 0,1 mol L-1
Empregar a volumetria de neutralização para determinação da concentração exata de uma solução de HCℓ ≈ 0,1 mol L-1, utilizando o carbonato de sódio como reagente padrão primário. 
2.6. Prática 7: Determinação da Alcalinidade Total de uma Amostra de Água 
Empregar a volumetria de neutralização para determinação da alcalinidade total de uma amostra de água, usando uma solução padrão de ácido clorídrico como titulante. 
2.7. Prática 8: Determinação do Teor de NaOH, NaHCO3 e de Na2CO3 em uma Amostra de Soda Cáustica Comercial pelo Método da Fixação dos dois Pontos de Equivalência 
Empregar a volumetria de neutralização para determinação do teor de NaOH, NaHCO3 e Na2CO3 em uma amostra de soda cáustica comercial empregando o método da fixação dos dois pontos de equivalência.
2.8. Prática 9: Determinação do Teor de NaOH e Na2CO3 em uma Amostra de Soda Cáustica Comercial pelo Método da Precipitação dos Íons Carbonatos
Empregar a volumetria de neutralização para determinação do teor de NaOH e Na2CO3 em uma amostra de soda cáustica comercial empregando o método da precipitação dos íons carbonatos. 
2.9. Prática 10: Determinação do Teor de Mg(OH)2 em uma Amostra de Leite de Magnésia Comercial - Retrotitulação 
Empregar a volumetria de neutralização para a determinação do teor de Mg(OH)2 presente em uma amostra comercial de leite de magnésia empregando o método da retro titulação .
Materiais e Reagentes
3.1. Prática 2: Determinação da acidez de uma amostra de vinagre
Amostra de vinagre comercial 
Solução de fenolftaleína 1,0 mol L-1 
Solução padrão de NaOH 
2 Balões volumétricos de 200 mL 
2 Funis de haste longa 
2 Pipetas volumétricas de 20 mL 
Bastão de vidro 
Béquer de 100 e 250 mL 
Buretas de 25 mL 
Erlenmeyers de 125 mL 
Haste e garra para bureta 
Pêras 
Pipeta graduada de 1 e 5 mL 
Pisseta 
Proveta de 100 mL 
3.2. Prática 3: Determinação da acidez de uma amostra de limão
Amostra de limão 
Solução de fenolftaleína 1,0 mol L-1 
Solução padrão de NaOH 
Algodão
2 Argolas 
2 Balões volumétricos de 100 mL 
1 Faca 
2 Funis de haste longa 
2 Funis de haste curta 
2 Pipetas volumétricas de 10 mL 
Bastão de vidro 
Béquer de 100 e 250 mL 
Buretas de 25 mL 
Erlenmeyers de 125 mL 
Haste e garra para bureta 
Pêras 
Pisseta 
Proveta de 100 mL 
3.3. Prática 4: Determinação da acidez de uma amostra de refrigerante
Amostra de refrigerante 
Solução de fenolftaleína 1,0 mol L-1 
Solução padrão de NaOH 
1 Béquer de 300 e 500 mL 
2 Balões volumétricos de 100 mL 
2 Funis de haste longa 
2 Pipetas volumétricas de 10 mL 
2 Provetas de 100 mL 
Bastão de vidro 
Béquer de 100 e 250 mL 
Buretas de 25 mL 
Erlenmeyers de 125 mL 
Fósforo 
Haste e garra para bureta 
Pêras 
Pisseta 
Tenazpara béquer 
Tripé e tela de amianto 
3.4. Prática 5: Determinação da pureza de uma amostra de ácido fosfórico comercial
Amostra de ácido fosfórico comercial (xaroposo) 85% 
Solução de alaranjado de metila 0,2% 
Solução de timolftaleína 
Solução padrão de NaOH 
2 Balões volumétricos de 250 mL 
2 Funis de haste longa 
2 Pipetas volumétricas de 25 mL 
1 pipeta graduada de 5 mL 
Bastão de vidro 
Béquer de 100 e 250 mL 
Buretas de 25 mL 
Erlenmeyers de 125 mL 
Haste e garra para bureta 
Pêras 
Pisseta 
3.5. Prática 6: Preparo e Padronização de uma Solução de HCℓ ≈ 0,1 mol L-1
Ácido clorídrico concentrado P.A. 
Carbonato de sódio P.A. 
Solução de alaranjado de metila 0,2% 
4 Béqueres de 500 mL 
2 Balões volumétricos de 1,0 L 
2 Funis de haste longa 
2 Pipetas graduadas de 10 mL 
2 Provetas de 100 mL 
2 Frascos de vidro etiquetados para armazenar 1,0 L de solução 
Bastão de vidro 
Béquer de 100 e 250 mL 
Buretas de 25 mL 
Erlenmeyers de 125 mL 
Espátulas 
Fósforo 
Haste e garra para bureta 
Pêras 
Pisseta 
Tenaz para erlenmeyer 
Tripé e tela de amianto 
3.6.Prática 7: Determinação da Alcalinidade Total de uma Amostra de Água 
Solução padrão de HCℓ 
Amostra de água 
Solução de alaranjado de metila 0,2% 
2 Pipetas volumétricas de 50 mL 
Béquer de 100 e 250 mL 
Buretas de 25 mL 
Erlenmeyers de 125 mL 
Haste e garra para bureta 
Pêras 
Pisseta 
3.7.Prática 8: Determinação do Teor de NaOH, NaHCO3 e de Na2CO3 em uma Amostra de Soda Cáustica Comercial pelo Método da Fixação dos dois Pontos de Equivalência
Solução padrão de HCℓ 
Amostra de soda cáustica comercial 
Solução de alaranjado de metila 0,2% 
Solução de fenolftaleína 1 mol L-1 
2 Balões volumétricos de 250 mL 
4 Béqueres de 500 mL 
2 Funis de haste longa 
2 Pipetas volumétricas de 20 mL 
Bastão de vidro 
Béquer de 100 e 250 mL 
Buretas de 25 mL 
Erlenmeyers de 125 mL 
Espátulas 
Fósforo 
Haste e garra para bureta 
Pêras 
Pisseta 
Tela de amianto 
Tenaz para erlenmeyer 
Tripé 
3.8. Prática 9: Determinação do Teor de NaOH e Na2CO3 em uma Amostra de Soda Cáustica Comercial pelo Método da Precipitação dos Íons Carbonatos
Solução padrão de HCℓ 
Cloreto de bário 
Amostra de soda cáustica comercial 
Solução de alaranjado de metila 0,2% 
Solução de fenolftaleína 1 mol L-1 
2 Balões volumétricos de 50 mL 
2 Balões volumétricos de 500 mL 
4 Béqueres de 500 mL 
2 Funis de haste longa 
8 Pipetas graduadas de 10 mL 
2 Pipetas volumétricas de 20 mL 
Bastão de vidro 
Béquer de 100 e 250 mL 
Buretas de 25 mL 
Erlenmeyers de 125 e 250 mL 
Espátulas 
Fósforo 
Haste e garra para bureta 
Pêras 
Pisseta 
Tela de amianto 
Tenaz para erlenmeyer 
Tripé 
3.9. Prática 10: Determinação do Teor de Mg(OH)2 em uma Amostra de Leite de Magnésia Comercial - Retrotitulação
Solução padrão de HCℓ 
Solução padrão de NaOH 
Solução de fenolftaleína 1 mol L-1 
8 Béqueres de plástico 600 mL 
8 Pipetas volumétricas de 50 mL 
Bastão de vidro 
Béquer de 100 mL 
Buretas de 25 mL 
8 Conta-gotas 
Erlenmeyers de 125 e 250 mL 
Pêras 
Pisseta 
4. Procedimento
4.1. Prática 2: Determinação da acidez de uma amostra de vinagre
Pipetou-se 20 mL da amostra de vinagre de cereal de arroz e transferiu-se para um balão volumétrico de 200 mL, completando o volume com água destilada e homogeneizou-se a solução.
Pipetou-se uma alíquota de 10 mL e transferiu-se para um erlenmeyer de 125 mL, adicionou-se 20 mL de água destilada e 3 gotas de fenolftaleína.
Titulou-se a solução padronizada de NaOH até a primeira coloração rosa permanente.
Realizou-se o procedimento em triplicata e foi feito o ensaio do branco para estimar o erro associado ao procedimento.
O procedimento foi realizado conforme a figura 01:
Figura 01. Fluxograma do procedimento de determinação da acidez de uma amostra de vinagre.
4.2. Prática 3: Determinação da acidez de uma amostra de limão
Foram espremidos limões, e filtrou-se os bagaços, pipetou-se 10 mL da amostra e transferiu-se para um balão volumétrico de 100 mL, o volume foi completado com água destilada. Homogeneizou-se a solução.
Pipetou-se uma alíquota de 10 mL da solução diluída e transferiu-se para um erlenmeyer de 125 mL, adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína.
Titulou-se com a solução padronizada de NaOH até a primeira coloração rosa permanente.
Realizou-se o procedimento em triplicata e fez-se o ensaio do branco.
O procedimento pode ser observado através da figura 02:
Figura 02. Fluxograma do procedimento de determinação da acidez de uma amostra de limão.
4.3. Prática 4: Determinação da acidez de uma amostra de refrigerante
Transferiu-se cerca de 300 mL do refrigerante para um béquer, aqueceu-se até a ebulição, para haver liberação de ácido carbônico, este que evaporou, evitando que o produto gerado interferisse na acidez do meio. Resfriou-se em banho de gelo.
Pipetou-se uma alíquota de 10 mL da amostra e transferiu-se para um erlenmeyer de 125 mL, acrescentou-se 50 mL de água destilada, adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína.
Titulou-se com a solução padronizada de NaOH até a primeira coloração rosa permanente.
O procedimento foi realizado em triplicata e foi feito o ensaio do branco.
Através da figura 03 pode-se ter melhor visualização do procedimento:
Figura 03. Fluxograma do procedimento de determinação da acidez de uma amostra de refrigerante.
4.4. Prática 5: Determinação da pureza de uma amostra de ácido fosfórico comercial
4.4.1. Preparo da solução
Devido à alta concentração, que resultaria em um gasto muito grande de titulante, preparou-se uma solução intermediária.
Para o preparo da solução intermediária, foi usada a equação 1 para obter-se o valor da concentração molar do ácido:
 				d x T = Mx MM (1)
Onde d = densidade, T= título, M= concentração molar e MM= massa molar.
1710 g L-1 x 0,85 = M x 98 g mol-1
M = 14,83 mol L-1
Sabendo-se o valor da concentração molar, foi possível descobrir o volume necessário de ácido para o preparo da solução intermediária conforme a equação 2:
M1 x V1 = M2 x V2 				 (2)
Onde M1 = concentração inicial do ácido fosfórico comercial, V1 = volume utilizado para o preparo da solução intermediária, M2 = concentração do ácido após ser diluído, V2= volume da solução após a diluição. 
14,83 mol L-1 x V1 = 1,0 mol L-1 x 50 mL
V1= 3,37 mL
Preparou-se 50 mL de uma solução intermediária de ácido fosfórico comercial 1,0 mol L-1(volume para as duas bancadas).
 Pipetou-se uma alíquota de 25 mL da solução intermediária e diluiu-se em um balão volumétrico de 250 mL (volume para cada bancada).
	Pode se visualizar o preparo da solução através da figura 04:
Figura 04. Procedimento de preparo da solução intermediária.
O ácido fosfórico é um ácido triprótico cujas constantes de ionização são: K1 = 7,5 x 10-3; K2 = 6,2 x 10-8 e K3 = 4,8 x 10-13. 
O ácido fosfórico pode ser titulado como monoprótico ou diprótico, entretanto, não é titulável como triprótico, visto que a terceira constante de ionização corresponde a um ácido tão fraco e não há inflexão apreciável para o terceiro ponto de equivalência. Nessa prática titularemos o primeiro e segundo hidrogênio ionizável.
4.4.2. Titulação de um hidrogênio ionizável
	Pipetou-se uma alíquota de 10 mL da solução diluída e transferiu-se para um erlenmeyer de 125 mL, adicionou-se 3 gotas de alaranjado de metila.
	Titulou-se com a solução padronizada de NaOH até a primeira coloração laranja permanente.
	Realizou-se o procedimento em triplicata. O ensaio do branco serviu apenas como correferência para as outras soluções, pois o pH na região do primeiro ponto de equivalência não é muito pronunciado, de modo a ser realizado apenas para uma comparação de cor para observação do ponto de viragem do indicador. 
	Pode-se visualizar o procedimento através da figura 05:
Figura 05. Fluxograma do procedimentoda determinação da pureza de uma amostra de ácido fosfórico comercial, com titulação de um hidrogênio ionizável.
4.4.3. Titulação de dois hidrogênios ionizáveis
	Pipetou-se uma alíquota de 10 mL da solução diluída e transferiu-se para um erlenmeyer de 125 mL, adicionou-se 3 gotas de timolftaleína.
	Titulou-se com a solução padronizada de NaOH até a primeira coloração azul permanente.
	Realizou-se o procedimento em triplicata e fez-se o ensaio do branco para estimar o erro associado ao procedimento.
	
O procedimento pode ser observado através da figura 06:
Figura 06. Fluxograma do procedimento da determinação da pureza de uma amostra de ácido fosfórico comercial, com titulação de dois hidrogênios ionizáveis.
4.5. Prática 6: Preparo e padronização de uma solução de HCℓ≈0,1 mol L-1
	Preparou-se 1,0 L de uma solução de HCℓ ≈ 0,1 mol L-1, transferiu-se a solução para um recipiente de vidro e rotulou-se.
	Aferiu-se uma massa média de 0,0802 g de carbonato de sódio, previamente seco a 200 ºC durante 1 hora e resfriado em dessecador. Dissolveu-se a massa aferida em 25 mL de água destilada e acrescentou-se 3 gotas de alaranjado de metila.
Titulou-se a solução de HCℓ até a primeira coloração laranja permanente.
	Realizou-se o aquecimento até ebulição durante dois minutos para eliminar por evaporação o gás carbônico, que em solução se apresenta como um produto ácido gerado ao longo da reação de neutralização e pode influenciar na coloração da titulação, porque gera alteração no pH, acidificando o meio. E após esfriou-se em água.
Obs.: Se a solução voltar a ficar amarela, continue a titulação.
Realizou-se o procedimento em triplicata, e o ensaio do branco foi feito só para servir como correferência para as outras soluções. Pois a titulação do branco costuma ser utilizada para detectar e compensar os erros sistemáticos na análise, ocasionados pela presença de impurezas nos reagentes ou outros efeitos devidos ao analito. E neste caso não se faz necessária, uma vez que a solução de HCℓ preparada será padronizada ao final do processo de titulação.
Pode-se observar o procedimento feito através da figura 07:
Figura 07. Fluxograma do procedimento de padronização de uma solução de HCℓ≈ 0,1 mol L-1.
4.6. Prática 7: Determinação da alcalinidade total de uma amostra de água
	Pipetou-se uma alíquota de 50 mL da amostra de água da torneira e transferiu-se para um erlenmeyer de 125 mL, adicionou-se 3 gotas de alaranjado de metila.
	Titulou-se a solução padronizada de HCℓ até a primeira coloração laranja,que se apresentou permanente mesmo após a realização de aquecimento à ebulição durante dois minutos. Obs.: O aquecimento foi proposto pelo mesmo motivo comentado no procedimento 4.5.
	Realizou-se o procedimento em triplicata e fez-se o ensaio do branco com água destilada para estimar o erro associado ao procedimento.
	Através da figura 08 pode-se melhor visualizar o procedimento:
Figura 08. Fluxograma do procedimento de determinação da alcalinidade total de uma amostra de água da torneira.
4.7. Prática 8: Determinação do teor de NaOH, NaHCO3 e de Na2CO3em uma amostra de soda cáustica comercial pelo método da fixação dos dois pontos de equivalência
	Fez-se o cálculo a partir da equação 3 para descobrir a massa de soda cáustica a ser pesada para preparar-se a solução.
					(3)
m1= 0,7 g
Pesou-se exatamente 0,6910 g de soda cáustica na balança.
	Preparou-se 250 mL de uma solução de soda cáustica comercial 0,07 mol L-1.
Pipetou-se uma alíquota de 20 mL da solução, transferiu-se para um erlenmeyer de 125 mL e adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína.
Titulou-se com a solução padronizada de HCℓ até a primeira descoloração permanente e anotou-se o volume gasto. Acrescentou-se 3 gotas de alaranjado de metila e continuou-se a titulação, sem zerar a bureta, até a mudança permanente de coloração, que permaneceu inalterada mesmo após a realização de aquecimento à ebulição durante dois minutos. O aquecimento foi proposto pelo mesmo motivo comentado no procedimento 4.5. Anotou-se o segundo volume gasto da solução titulante.
Realizou-se o procedimento em triplicata e fez-se o ensaio do branco na segunda parte da titulação, com o alaranjado de metila.
O procedimento pode ser observado a partir da figura 09:
Figura 09. Fluxograma do procedimento de determinação do teor de NaOH, NaHCO3 e Na2CO3 em uma amostra de soda cáustica comercial.
4.8. Prática 9: Determinação do teor de NaOH e Na2CO3 em uma amostra de soda cáustica comercial pelo método da precipitação dos íons carbonatos
4.8.1. Determinação do álcali total (carbonato + hidróxido)
	Ferveu-se cerca de 1,0 L de água, em ebulição por 5 minutos, e deixou-se esfriar até a temperatura ambiente.
Fez-se o cálculo a partir da equação 3 para descobrir a massa de soda cáustica a ser pesada para preparar-se a solução.
m1= 1,4 g
Pesou-se 1,4505 gramas de soda cáustica comercial.
	Preparou-se 500 mL de uma solução de soda cáustica comercial 0,07 mol L-1, com a água previamente fervida.
	Pipetou-se uma alíquota de 20 mL da solução de soda cáustica e transferiu-se para um erlenmeyer de 125 mL. Adicionou-se 3 gotas de alaranjado de metila.
	Titulou-se com a solução padronizada de HCℓ até a primeira coloração laranja permanente.
	Ferveu-se a solução titulada durante dois minutos pelo mesmo motivo comentado no procedimento 4.5e esfriou-se em água.
	Obs.: Caso a solução volte a ficar amarela, continue a titulação.
	Realizou-se o procedimento em triplicata e fez-se o ensaio do branco para estimar o erro associado ao procedimento.
	
Pode-se observar o procedimento através da figura 10:
Figura 10. Fluxograma do procedimento de determinação do álcali total.
4.8.2. Determinação do álcali parcial (hidróxido)
Fez-se o cálculo a partir de uma regra de três para descobrir a massa de cloreto de bário a ser pesada para preparar-se a solução:
X = 0,5 g BaCℓ2
Pesou-se 0,5059 gramas de BaCℓ2.Preparou-se 50 mL de uma solução de BaCℓ2 1%.
	Pipetou-se uma alíquota de 20 mL da solução de soda cáustica e transferiu-se para um erlenmeyer de 125 mL.
	Aqueceu-se a solução a 70 ºC, para favorecer a formação de carbonato de bário pouco solúvel, e adicionou-se sob aquecimento e constante agitação, com auxílio de uma pipeta, a solução de BaCℓ2 1%, até que não se formou mais precipitado.
	Esfriou-se a solução a temperatura ambiente e adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína.
	Titulou-se a solução padronizada de HCℓ até a descoloração da solução.
	Realizou-se o procedimento em triplicata e fez-se o ensaio do branco para estimar o erro associado ao procedimento.
	
O procedimento pode ser visualizado pela figura 11:
Figura 11. Fluxograma do procedimento de determinação do álcali parcial.
4.9. Prática 10: Determinação do teor de Mg(OH)2 em uma Amostra de Leite de Magnésia Comercial – Retrotitulação
Agitou-se vigorosamente o frasco que continha leite de magnésia comercial,até formar uma emulsão bem homogênea,para ter-se completa dissolução do analito,aferiu-se imediatamente, com o auxílio de um conta-gotas, cerca de 1,00 g da amostra em um erlenmeyer. 
Adicionou-se no erlenmeyer 50,00 mL de solução padrão de HCℓ, agitou-se até dissolver completamente a amostra e adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína.
Titulou-se com a solução padronizada de NaOH até a primeira coloração rosa permanente.
Realizou-se o procedimento em triplicata e foi feito o ensaio do branco para estimar o erro associado.
	Pode-se observar esse procedimento a partir da figura 12:
Figura 12. Procedimento de determinação do teor de Mg(OH)2 em uma Amostra de Leite de Magnésia Comercial
Resultados e Discussão
Prática 2: Determinação da acidez de uma amostra de vinagre
O teor do ácido no vinagre apresentado no rótulo da amostra pode ser observado a partir da figura 13:
Figura 13. Informação do teor de ácido acético contido no vinagre comercializado.Através da tabela 01 pode-se observar o volume da solução de NaOH que foi gasto no procedimento da prática:
	Tabela 01. Volumes da solução de NaOH gastos durante a titulação.
	Erlenmeyer
	V NaOH
	V NaOH – V branco
	1
	8,41 mL
	8,33 mL
	2
	8,40 mL
	8,32 mL
	3
	8,31 mL
	8,31 mL
	4(branco)
	0,08 mL
	-
	Utilizando regra de três, calculou-se a quantidade de matéria de NaOH presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 8,33 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
	A reação que ocorre entre o hidróxido de sódio e o ácido acético pode ser apresentada pela seguinte equação:
	Considerando a proporção estequiométrica de 1:1 dos reagentes na reação tem-se que:
	Cálculo para obter-se a concentração molar do ácido acético a partir da quantidade de matéria e o volume em litros do mesmo conforme a equação 3:
O valor obtido se refere à concentração do ácido acético no erlenmeyer, que é a mesma concentração encontrada no balão volumétrico. Para se descobrir a concentração molar do ácido acético na amostra utilizou-se a equação 2:
Onde M1 e V1correspondem à concentração molar e o volume do balão volumétrico, respectivamente, V2representa o volume retirado da amostra de vinagre e M2significa a concentração molar de ácido acético na amostra.
Para obter-se o teor de ácido acético na amostra, inicialmente calculou-se a massa de ácido presente no vinagre da amostra:
Sabendo-se que a massa corresponde a 42,592956 gramas, foi possível calcular o teor do ácido acético no vinagre a partir da regra de três apresentada a seguir: 
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 02:
	Tabela 02. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (% m/V)
	Concentração (mol L-1)
	1
	4,26
	0,70988
	2
	4,25
	0,70903
	3
	4,21
	0,70136
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4. O teste foi realizado com a intenção de conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor. 
			(4)
Os resultados obtidos com o teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média, não precisando serem rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
 		 (5)
Calculou-se o desvio padrão, conforme a equação 6, com base nos três teores obtidos.
 				 (6)
Onde S significa desvio padrão,representa o somatório do cálculo da média subtraída das concentrações, elevado ao quadrado e N representa o número de determinações utilizadas.
S=0,026457513 %
S = 0,03 % (Desvio Padrão)
4,21 ------- 4,27
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma pequena variação entre os valores, que podem ir de 4,21% a 4,27%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7. Este que foi calculado para fornecer a variação dos dados obtidos com base na média, que indica o quão consistentes são os mesmos, é empregado para estimar a precisão do experimento.
					 (7)
Onde CV = coeficiente de variação, S = desvio padrão e = média aritmética das concentrações molares obtidas.
CV = 0,707547169 %
CV = 0,71 %
O resultado acima mostra que os valores possuem concordância entre si, uma vez que coeficiente de variação é também desvio padrão relativo em percentual e o mesmo apresentou-se baixo, com apenas 0,71%.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8. O nível de confiança foi calculado para observação da proximidade entre a estimativa obtida e a estimativa original, ou seja, para analisar a precisão da medida encontrada. 
					 (8)
Onde µ= Intervalo de confiança, t =Valor Crítico da Distribuição t de Student (para 3 determinações com nível de confiança de 95%, é igual a 4,3027), S= Desvio padrão e N= Número de determinações.
Intervalos de confiança são usados para indicar a confiabilidade de uma estimativa. São usados para descrever quão confiáveis são os resultados de uma pesquisa. Uma pesquisa que resulte em um intervalo de confiança pequeno é mais confiável do que uma que resulte num intervalo de confiança maior. 
O intervalo de confiança obtido indica que a faixa de valores em que a média calculada está contida, com probabilidade de 95%, é pequena. Obteve-se como resultado o valor de 0,07%, o que indica que o resultado é considerado confiável.
Pode-se visualizar na tabela 03 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 03. Resultados obtidos na análise.
	Teor médio
	4,24% g/mL
	Concentração média
	0,7066758 mol L-1
	Desvio padrão
	0,03%
	Coeficiente de variação
	0,71%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,0997
	Teste Q - Menor valor
	0,9002
Segundo Meneguzzo e Rizzon (2006), os parâmetros do teor de acidez estabelecidos pela legislação do vinagre para o consumo, são de máximo 6% e mínimo 4%. A legislação brasileira estabelece em 4% o teor mínimo de ácido acético para vinagre. O valor médio obtido, de 4,24% encontra-se nos padrões segundo a legislação e condiz com o rótulo que apresentava o valor de 4,2% de acidez.
Prática 3: Determinação da acidez de uma amostra de limão
Com a tabela 04 é possível observar o volume da solução de NaOH que foi gasto no procedimento da prática:
	Tabela 04.Volumes da solução de NaOH gastos durante a titulação.
	Erlenmeyer
	V NaOH
	V NaOH – V branco
	1
	9,39 mL
	9,31 mL
	2
	9,51 mL
	9,43 mL
	3
	9,50 mL
	9,42 mL
	4(branco)
	0,08 mL
	-
Utilizando regra de três, calculou-se a quantidade de matéria de NaOH presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 9,31 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
A reação que ocorre entre o hidróxido de sódio e o ácido cítrico pode ser apresentada pela seguinte equação:
Considerando a proporção estequiométrica de 1:3 dos reagentes na reação foi feita uma regra de três para determinara quantidade de matéria do ácido que reagiu com a base:
Cálculo para obter-se a concentração molar do ácido cítrico a partir da quantidade de matéria e o volume em litros do mesmo conforme a equação 3:
O valor obtido se refere à concentração do ácido cítrico no erlenmeyer, que é a mesma concentração encontrada no balão volumétrico. Para descobrir a concentração molar do ácido cítrico na amostra utilizou-se a equação 2.
Para obter-se o teor de ácido cítrico na amostra, inicialmente calculou-se a massa de ácido presente no limão, através da concentração encontrada no cálculo acima:
Sabendo-se que a massa corresponde a 50,77748481 gramas, foi possível calcular o teor do ácido cítrico no limão a partir da regra de três apresentada a seguir: 
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 05:
	Tabela 05. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (% m/V)
	Concentração (mol L-1)
	1
	5,08
	0,26447
	2
	5,14
	0,26788
	3
	5,14
	0,26759
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor. 
Os cálculos referentes ao teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média, não precisando serem rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
 5,09 ------------ 5,15
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência amédia e, neste caso, há uma pequena variação entre os valores, que podem ir de 5,09% a 5,15%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
O resultado acima mostra que os valores possuem concordância entre si, uma vez que coeficiente de variação é também desvio padrão relativo em percentual e o mesmo apresentou-se baixo, com apenas 0,58%, apresentando dados homogêneos. O coeficiente de variação fornece a variação dos dados obtidos em relação à média. Quanto menor for o seu valor, mais homogêneos serão os dados. O coeficiente de variação é considerado baixo (apontando um conjunto de dados bem homogêneos) quando for menor ou igual a 10%.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8.
Intervalos de confiança são usados para indicar a confiabilidade de uma estimativa. Quanto menor for o intervalo de confiança, mais confiável é considerado.
O intervalo de confiança obtido indica que a faixa de valores em que a média calculada está contida, com probabilidade de 95%, é pequena. Obteve-se como resultado o valor de 0,07%, o que indica que o resultado é considerado confiável.
Pode-se visualizar na tabela 06 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 06. Resultados da análise.
	Teor médio
	5,12% g/mL
	Concentração média
	0,2666439111 mol L-1
	Desvio padrão
	0,03%
	Coeficiente de variação
	0,58%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,0825
	Teste Q - Menor valor
	0,9176
O limão possui um alto teor de ácido cítrico, é considerado como sendo a fruta mais cítricas de todas as da sua família , possui teor de 5 a 7%, que, quando livre, é ácido, porém ao ser ingerido, em contato com o meio celular no interior do organismo humano, é oxidado e funciona como um agente complexante, tamponante e como um bloqueador de prótons (H+), comportando-se como um alcalinizante, isto é, um neutralizante da acidez interna, estabilizando o meio em pH levemente alcalino (TRUCOM, [201?]).
Obtivemos um teor médio de 5,12%, o que indica que o valor está dentro do teor normal de ácido cítrico no limão.
5.3. Prática 4: Determinação da acidez de uma amostra de refrigerante
Com a tabela 07 é possível observar o volume da solução de NaOH que foi gasto no procedimento da prática:
	Tabela 07.Volumes da solução de NaOH gastos durante a titulação
	Erlenmeyer
	V NaOH
	V NaOH – V branco
	1
	3,21 mL
	3,20 mL
	2
	3,21 mL
	3,20 mL
	3
	3,01 mL
	3,00 mL
	4(branco)
	0,01 mL
	-
Utilizando regra de três, calculou-se a quantidade de matéria de NaOH presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 3,20 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
A reação que ocorre entre o hidróxido de sódio e o ácido cítrico pode ser apresentada pela seguinte equação:
Considerando a proporção estequiométrica de 1:3 dos reagentes na reação foi feita uma regra de três para determinara quantidade de matéria do ácido que reagiu com a base:
Cálculo para obter-se a concentração molar do ácido cítrico a partir da quantidade de matéria e o volume em litros do mesmo conforme a equação 3:
O valor obtido se refere à concentração do ácido cítrico no erlenmeyer, que é a mesma concentração encontrada no balão volumétrico. Para descobrir a concentração molar do ácido cítrico na amostra utilizou-se a equação 2:
Para obter-se o teor de ácido cítrico na amostra, inicialmente calculou-se a massa de ácido presente no refrigerante, através da concentração encontrada no cálculo acima:
Sabendo-se que a massa corresponde a 0,058176853 gramas, foi possível calcular o teor do ácido cítrico no refrigerante a partir da regra de três apresentada abaixo:
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 08:
	Tabela 08. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (% m/V)
	Concentração (mol L-1)
	1
	0,0058
	3,03 x 10-4
	2
	0,0058
	3,03 x 10-4
	3
	0,0054
	2,84 x 10-4
Não foi calculado o teste Q, pelo fato de se ter obtido duas concentrações molares iguais, restando apenas dois valores diferentes.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S=0,000331662479 %
S = 0,0003% (Desvio Padrão)
0,0054 ------- 0,0060
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma pequena variação entre os valores, que podem ir de 0,0054% a 0,0060%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
CV = 5,263157895%
CV = 5,26%
O resultado obtido acima é maior do que os que foram obtidos nas outras práticas. Partindo do pressuposto de que quanto menor o coeficiente de variação, mais homogêneos serão os dados, pode-se dizer que foi o valor menos homogêneo encontrado, comparando-se com as duas práticas anteriores. Porém o coeficiente de variação é considerado baixo quando for menor ou igual a 10%, então o valor de 3,51% embora mais elevado que os anteriores, também é considerado baixo, ou seja, homogêneo.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8, porém considerando t de Student igual a 12,7062 (valor utilizado para 2 determinações com nível de confiança de 95%): 
O intervalo de confiança obtido indica que a faixa de valores em que a média calculada está contida, com probabilidade de 95%, é pequena. Obteve-se como resultado o valor de 0,0027%, o que indica que o resultado é considerado confiável, porque quanto menor for o intervalo de confiança, mais confiável ele se apresenta.
Pode-se visualizar na tabela 09 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 09. Resultados da análise.
	Teor médio
	0,0057% g/mL
	Concentração média
	0,000297 mol L-1
	Desvio padrão
	0,0003%
	Coeficiente de variação
	5,26%
	Nível de confiança
	
O uso do ácido cítrico em refrigerante é regulamentado pela Portaria n° 544, do Ministério da Agricultura, Pecuária e Abastecimento (MAPA) de 16 de novembro de 1998, onde a acidez titulável permitida, é maior ou igual a 0,1 grama de ácido cítrico por 100 mL de refrigerante (BRASIL, 1998).
Obtivemos o valor de 0,0057 g/mL, ou seja, 0,57 gramas de ácido por 100 mL, o que atende as especificações regulamentadas, pois o valor se apresenta maior do que a acidez mínima permitida, esta que vale 0,1 gramas a cada 100 mL.
5.4. Prática 5: Determinação da pureza de uma amostra de ácido fosfórico comercial
5.4.1. Titulação de um hidrogênio ionizável
Com a tabela 10 é possível observar o volume da solução de NaOH que foi gasto no procedimento da prática:
	Tabela 10. Volumes da solução de NaOH gastos durante a titulação.
	Erlenmeyer
	V NaOH
	1
	3,15 mL
	2
	3,51 mL
	3
	3,55 mL
Utilizando regra de três, calculou-se a quantidade de matéria de NaOH presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 3,15 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
A reação que ocorre entre o hidróxido de sódio e o ácido fosfórico com apenas 1 hidrogênio ionizável pode ser apresentada pela seguinte equação:
Considerando a proporção estequiométrica de 1:1 dos reagentes na reação, utilizou-se a equação 2 para calcular a quantidade de matéria do ácido fosfórico presente na sua alíquota, a partir da concentração molar e do volume de NaOH:
Foi feita uma regra de três para saber a massa de ácido presente na quantidade de matéria contida no erlenmeyer:
Fez-se o cálculo para saber a massa de ácido presente na solução contida no balão:
Sabendo-se que a massa corresponde a 0,657685 gramas, foi possível calcular o teor do ácido fosfórico a partir da regra de três apresentada abaixo, onde 3,37mL representa o volume de ácido encontrado através das equações 1 e 2 no procedimento para opreparo da solução intermediária.
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 11:
	Tabela 11. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (% m/V)
	Concentração (mol L-1)
	1
	19,52
	0,026844
	2
	21,75
	0,029912
	3
	21,99
	0,030253
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor:
Os cálculos referentes ao teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média, não precisando serem rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S = 1,362075622%
S = 1,36%
19,73 ------- 22,45
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma certa variação, entre os valores, que podem ir de 19,73% a 22,45%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
CV = 6,45 %
O coeficiente de variação ainda não é considerado elevado, partindo-se da ideia de que ele só é considerado alto quando ultrapassar os 10%, porém com tal valor obtido (6,45%) pode-se perceber que os dados já não se encontram homogêneos como os dados obtidos nos primeiros testes aqui realizados.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8.
O intervalo de confiança obtido indica que a faixa de valores em que a média calculada está contida, com probabilidade de 95%, não é tão pequena. Obteve-se como resultado o valor de 3,38%, o que indica que o resultado não é considerado muito confiável, comparando-se com outros testes, porque quanto menor for o intervalo de confiança, mais confiável é considerado.
Pode-se visualizar na tabela 12 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 12. Resultados da análise.
	Teor médio
	21,09% g/mL
	Concentração média
	0,029003 mol L-1
	Desvio padrão
	1,36%
	Coeficiente de variação
	CV = 6,45 %
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,1000
	Teste Q - Menor valor
	0,9000
5.4.2. Titulação de dois hidrogênios ionizáveis
Com a tabela 13 é possível observar o volume da solução de NaOH que foi gasto no procedimento da prática, com a titulação de 2 hidrogênios ionizáveis:
	Tabela 13. Volumes da solução de NaOH gastos durante a titulação
	Erlenmeyer
	V NaOH
	V NaOH – V branco
	1
	9,31 mL
	9,11 mL
	2
	9,02 mL
	8,82 mL
	3
	9,50 mL
	9,30 mL
	4(branco)
	0,20 mL
	-
A reação que ocorre entre o hidróxido de sódio e o ácido fosfórico com 2 hidrogênios ionizáveis pode ser apresentada pela seguinte equação:
Considerando a proporção estequiométrica de 1:2 dos reagentes na reação, foi feita uma regra de três para descobrir a concentração molar do ácido fosfórico apresentando 2 hidrogênios ionizáveis:
Foi feita uma regra de três para saber a massa de ácido presente na quantidade de matéria contida no erlenmeyer:
Fez-se o cálculo para saber a massa de ácido com 2 hidrogênios ionizáveis presente na solução contida no balão:
Sabendo-se que a massa corresponde a 0,951033895 gramas, foi possível calcular o teor do ácido fosfórico a partir da regra de três apresentada abaixo:
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 14:
	Tabela 14. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (% m/V)
	Concentração (mol L-1)
	1
	28,22%
	0,038818
	2
	27,32%
	0,037582
	3
	28,81%
	0,039627
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor:
Os cálculos referentes ao teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média, não precisando serem rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S = 0,750366577%
S = 0,75%
27,37------------28,87%
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma pequena variação entre os valores, que podem ir de 27,37% a 28,87%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
CV = 2,67%
O coeficiente de variação apresentou-se baixo, com o valor de 2,67%, então pode-se afirmar que os dados se encontram homogêneos.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8.
O intervalo de confiança obtido indica que a faixa de valores em que a média calculada está contida, com probabilidade de 95%,é pequena. Obteve-se como resultado o valor de 1,86%, o que indica que o resultado é considerado confiável, porque quanto menor for o intervalo de confiança, mais confiável é considerado.
Pode-se visualizar na tabela 15 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 15. Resultados da análise.
	Teor médio
	28,12% g/mL
	Concentração média
	0,03867567 mol L-1
	Desvio padrão
	0,75%
	Coeficiente de variação
	 CV = 2,67%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,3956
	Teste Q - Menor valor
	0,6044
O ácido fosfórico sofre deliquescência, ou seja, apresenta umidade absorvida da atmosfera, portanto não é um reagente padrão primário, pois não apresenta uma concentração exatamente conhecida. Este ácido é usualmente comercializado em forma de solução aquosa, estando nesta concentrado a 85%(SCIENTIA [ 201?]). 
Obtivemos o teor médio de 28,12%, um resultado bem abaixo do qual o ácido é comumente comercializado.
5.5. Prática 6: Preparo e Padronização de uma Solução de HCℓ ≈ 0,1 mol L-1
5.5.1. Resultados do grupo
Na tabela 16 podemos verificar os valores obtidos da titulação da solução de HCℓ com o carbonato de sódio:
	Tabela 16. Dados obtidos no procedimento de padronização
	Erlenmeyer
	mcarbonato de sódio (g)
	VHCℓ (mL)
	MHCℓ (mol L-1)
	1
	0,0745
	16,51
	0,08514
	2
	0,0812
	17,38
	0,08815
	3
	0,0850
	18,15
	0,08836
Para o preparo da solução de HCℓ, baseou-se primeiramente em um cálculo realizado a partir da equação 1:
1190 g L-1 x 0,37 = M x 36,5 g mol-1
M = 12,06 mol L-1
Foi realizado com a concentração molar do ácido encontrada um cálculo de acordo com a equação 2:
12,06 mol L-1 x V1 = 0,1 mol L-1 x 1000 mL
V1= 8,29 mL
Onde M1= concentração inicial do ácido clorídrico, V1= volume utilizado para o preparo da solução deste mesmo ácido, M2 e V2 concentração do ácido na solução preparada e volume da mesma, respectivamente. 
Cálculo da quantidade de matéria de carbonato de sódio presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 0,0745 gramas do mesmo, a partir do seu peso molecular (106 g mol-1):
A reação do HCℓ com o carbonato de sódio está representada pela seguinte equação:
Na2CO3(s) + 2HCℓ(aq)2NaCℓ(aq) +CO2(g) + H2O(ℓ)
Considerando a proporção estequiométrica de 1:2 dos reagentes na reação foi feita uma regra de três para determinar a quantidade de matéria do ácido que reagiu com o Na2CO3:
Cálculo para obter-se a concentração molar do ácido clorídrico a partir da quantidade de matéria e o volume em litros do mesmo conforme a equação 3:
Usou-se o mesmo tipo de cálculo acima para os outros dois erlenmeyers.
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4. O teste foi realizado com a intenção de conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao maior e ao menor valor.
O cálculo acima indica que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, este que para 3 observações e 95% de confiançaapresenta o valor de 0,970, logo não interferem na média e não precisam ser rejeitados. Sendo assim, utilizou-se todos os valores de concentração para os próximos cálculos.
Após ter-se os valores das concentrações molares, fez-se a média e obteve-se 0,08722 mol L-1. E foi feito o cálculo de desvio padrão conforme a equação 6: 
S = 1,801513253 x 10-3 mol L-1
0,08542 --------- 0,08902
O resultado do desvio padrão estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, foi de 0,00180, o que indica que houve uma pequena variação entre os valores.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7:
O coeficiente de variação fornece a variação dos dados obtidos em relação à média. Quanto menor for o seu valor, mais homogêneos serão os dados. O coeficiente de variação é considerado baixo (apontando um conjunto de dados bem homogêneos) quando for menor ou igual a 10%, como foi apresentado nesse caso, que o resultado obtido foi de 2,06%.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8:
O intervalo de confiança obtido indica que a faixa de valores em que a média calculada está contida, com probabilidade de 95%, é pequena. Obteve-se como resultado o valor de 0,00447, o que indica que o resultado é considerado confiável, pois quanto menor o intervalo, mais confiável será o resultado.
Na tabela 17 é possível observar os resultados dos cálculos, que foram obtidos pelo grupo no procedimento:
	Tabela 17. Resultados obtidos pelo grupo.
	Concentração média
	0,08722 mol L-1
	Desvio padrão
	0,00180%
	Coeficiente de variação
	 CV = 2,06%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,0652
	Teste Q - Menor valor
	0,9348
5.5.2. Resultados da bancada
Os resultados de concentração obtidos na bancada podem ser vistos através da tabela 18:
	Tabela 18. Valores de concentração da solução de HCℓ obtidos na bancada 02
	0,08514 mol L-1
	0,08909 mol L-1
	0,08739 mol L-1
	0,08750 mol L-1
	0,08815 mol L-1
	0,09893 mol L-1
	0,08763 mol L-1
	0,08953 mol L-1
	0,08836 mol L-1
	0,08789 mol L-1
	0,08925 mol L-1
	0,08816 mol L-1
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor. 
 O valor foi rejeitado, pois o Q crítico para 12 amostras é 0,479.
O valor foi rejeitado, pois o Q crítico para 11 amostras é 0,502.
 O valor foi aceito, pois o Q crítico para 10 amostras é 0,466.
O valor foi aceito, pois o Q crítico para 10 amostras é 0,466.
Os cálculos acima realizados indicam que dois dos dados encontrados são maiores do que o Q crítico, logo interferem na média, e precisaram ser excluídos.
Calculou-se a média aritmética entre os 10 valores que restaram e obteve-se a concentração de 0,08830 mol L-1.
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S = 0,000757943123 mol L-1
S = 0,00076 mol L-1
0,08754------------0,08906
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma variação muito pequena entre os valores, que podem ir de 0,08754 mol L-1 a 0,08906 mol L-1.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7:
CV = 0,86%	
	Como o coeficiente de variação foi baixo, pode-se concluir que os dados foram homogêneos.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8, porém considerando t de Student igual a 2,2622 (valor utilizado para 10 determinações com nível de confiança de 95%): 
O intervalo de confiança obtido indica que a faixa de valores em que a média calculada está contida, com probabilidade de 95%, é pequena. Obteve-se como resultado o valor de 0,00054 mol L-1, o que indica que o resultado é considerado confiável, pois quanto menor for o intervalo de confiança, mais confiável é considerado.
Pode-se observar os resultados obtidos através da tabela 19:
	Tabela 19. Resultados da análise.
	Concentração média
	0,08830 mol L-1
	Desvio padrão
	0,00076%
	Coeficiente de variação
	 CV = 0,86%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (10 amostras)
	0,466
	Teste Q - Maior valor
	0,1379
	Teste Q - Menor valor
	0,0542
Para as próximas práticas, consideraremos a solução de HCℓ padronizada, tendo como concentração molar o valor de 0,08830 mol L-1, que foi a média dos valores obtidos na bancada.
5.6. Prática 7: Determinação da Alcalinidade Total de uma Amostra de Água 
Utilizando regra de três, calculou-se a quantidade de matéria de HCℓ presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 3,00 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
A reação do HCℓ com o carbonato de sódio está representada pela seguinte equação:
Na2CO3(s) + 2HCℓ(aq)2NaCℓ(aq) +CO2(g) + H2O(ℓ)
Considerando a proporção estequiométrica de 1:1 dos reagentes na reação, utilizou-se a seguinte regra de três, para calcular a quantidade de matéria de NaHCO3presente no primeiro erlenmeyer:
Foi realizada uma regra de três para saber a massa de NaHCO3 presente na quantidade de matéria contida no erlenmeyer:
Fez-se o cálculo para saber a massa, em gramas (g), de NaHCO3 presente em cada litro de água:
Foi realizado o cálculo para saber a massa, em miligramas (mg), de NaHCO3presente em cada litro de água:
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 20:
	Tabela 20. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	
	Concentração (mg L-1)
	1
	
	41,41
	2
	
	37,09
	3
	
	29,67
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor:
Os cálculos referentes ao teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média, não precisando serem rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre as concentrações obtidas nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S = 5,937823675 mg L-1
S = 5,94 mg L-1 (Desvio Padrão)
30,12 ------- 42,00
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma significativa variação, entre os valores, que podem ir de 30,12 mg L-1 a 42,00 mg L-1.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
CV = 16,47%
O coeficiente de variação deixa de ser considerado baixo, partindo-se da ideia de que ele é considerado alto quando ultrapassa os 10%, e logo com tal valor obtido (16,47%) pode-se afirmar que os dados estão bem dispersos, e o indicado seria refazer a prática para tentar obter-se dados mais homogêneos para depois então prosseguir com a análise.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8:
O intervalo de confiança obtido indica que a faixa de valores em que a média calculada está contida, com probabilidade de 95%,é alta. Pois, obteve-se como resultado o valor de 14,76 mg L-1 o que indica que o resultado não é considerado muito confiável, comparando-se com outros testes, porque quanto menor for o intervalo de confiança, mais confiável é considerado. 
Pode-se observar os resultados obtidos através da tabela 21:
	Tabela 21. Resultados da análise.
	Concentração média
	36,06 mg L-1
	Desvio padrão
	5,94 mg L-1
	Coeficiente de variação
	16,47%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,3680
	Teste Q - Menor valor
	0,6320
A água apresenta alcalinidade total, que é uma medida de sua capacidade de reação com ácidos fortes para atingir determinado valor de pH. Essa alcalinidade na água natural, é a combinação de íons bicarbonatos (HCO3-),carbonatos (CO3-2) e hidroxilas (OH-), apresentando normalmente valores numa faixa entre 30 a 500mg/L de CaCO3, sendo esta a unidade utilizada para sua representação. (MORAES, 2008) Portanto, o resultado médio encontrado (36,06 mg L-1) se encaixa nos valores aceitáveis para alcalinidade total da água.
5.7. Prática 8: Determinação do Teor de NaOH, NaHCO3 e de Na2CO3 em uma Amostra de Soda Cáustica Comercial pelo Método da Fixação dos dois Pontos de Equivalência
Para determinar o volume de cada composto utilizou-se as equações 9, 10 e 11:
V NaHCO3 = VAM - VF(9)
V Na2CO3 = 2VNaHCO3(10)
V NaOH = VAM – VNa2CO3(11)
Pode-se observar na tabela 21 os volumes da solução de HCℓ gastos, a partir de cada um dos indicadores, no procedimento:
	Tabela 22. Volumes de HCℓ utilizados na titulação.
	Erlenmeyer
	Volume (mL)
 (fenolftaleína)
	Volume (mL)
 (alaranjado de metila)
	Valaranjado - Vbranco(mL)
	1
	7,81
	8,43
	8,33
	2
	7,81
	8,31
	8,21
	3
	7,65
	8,00
	7,90
	 4 (Branco)
	-
	0,10
	-
5.7.1. Determinação do teor de NaHCO3:
Para saber o volume de NaHCO3 foi utilizada a equação 9:
VNaHCO3 = 8,33 mL – 7,81 mL
V NaHCO3 = 0,52 mL
Utilizando regra de três, calculou-se a quantidade de matéria de HCℓ presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 0,52 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
A reação que ocorre entre o bicarbonato de sódio e o ácido clorídrico pode ser apresentada pela seguinte equação:
Considerando a proporção estequiométrica de 1:1 dos reagentes na reação foi feita uma regra de três para determinara quantidade de matéria do ácido que reagiu com o bicarbonato:
Para obter-se o teor de bicarbonato de sódio na amostra, inicialmente calculou-se a massa deste presente na solução:
Sabendo-se que a massa corresponde a 0,0482118 gramas, foi possível calcular o teor do bicarbonato de sódio a partir da regra de três apresentada a seguir: 
Para descobrir o valor de concentração utilizou-se a equação 3:
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 22:
	Tabela 23. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (%)
	Concentração (mol L-1)
	1
	6,98
	0,002296
	2
	5,37
	0,001766
	3
	3,35
	0,001104
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor. 
Os cálculos referentes ao teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média, não precisando serem rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S = 1,818859533%
S = 1,82%
3,41------------7,05
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma significativa variação entre os valores, que podem ir de 3,41% a 7,05%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
CV = 34,80%
O coeficiente de variação fornece a variação dos dados obtidos em relação à média. Quanto menor for o seu valor, mais homogêneos serão os dados. O coeficiente de variação é considerado baixo quando for menor ou igual a 10%, o que não foi o caso. Sendo o valor obtido igual a 34,80%, pode-se afirmar que os dados estão bem dispersos, o indicado seria refazer a prática para tentar obter-se dados mais homogêneos para depois então prosseguir com a análise.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8:
O intervalo obtido acima mostra que há grande dispersão entre os dados, estes então não poderão ser considerados confiáveis.
Pode-se visualizar na tabela 24 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 24. Resultados da análise.
	Teor médio
	5,23 %
	Concentração média
	0,001722 mol L-1
	Desvio padrão
	1,82%
	Coeficiente de variação
	34,80%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,4446
	Teste Q - Menor valor
	0,5554
5.7.2. Determinação do teor de Na2CO3:
Para saber o volume de Na2CO3 foi utilizada a equação 10:
V Na2CO3 = 2 x 0,52 mL
V Na2CO3 = 1,04 mL
Utilizando regra de três, calculou-se a quantidade de matéria de HCℓ presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 1,04 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
A reação que ocorre entre o carbonato de sódio e o ácido clorídrico pode ser apresentada pela seguinte equação:
Na2CO3(aq) + 2HCℓ(aq)2NaCℓ(aq) +CO2(g) + H2O(ℓ)
Considerando a proporção estequiométrica de 1:2 dos reagentes na reação foi feita uma regra de três para determinara quantidade de matéria do ácido que reagiu com o carbonato:
Para obter-se o teor de carbonato de sódio na amostra, inicialmente calculou-se a massa deste presente na solução contida no erlenmeyer:
Essa massa corresponde à massa contida no erlenmeyer. Para saber a massa de Na2CO3 presente na solução do balão volumétrico, foi feita uma regra de três, sendo 20 mL o valor da alíquota utilizada, e 250 mL o volume do balão:
Com esse valor de 0,0608387 gramas, foi possível fazer o cálculo do teor, baseando-se no valor de soda cáustica comercial pesado na balança, que foi de 0,6910:
Para descobrir o valor de concentração utilizou-se a equação 3:
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 25:
	Tabela 25. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (%)
	Concentração (mol L-1)
	1
	8,80
	0,002296
	2
	6,78
	0,001766
	3
	4,23
	0,001104
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor.
O teste Q do Na2CO3 se apresenta igual ao teste do NaHCO3, pois seu volume é o dobro do apresentado pelo NaHCO3 e sua quantidade de matéria, a metade,devido a diferença entre as proporções estequiométricas com que estes reagem com o HCℓ.E uma vez que a concentração das substâncias se baseia na relação entre volume e quantidade de matéria, os valores de concentração destes acabam sendo iguais.
Os cálculos referentes ao teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média, não precisando serem rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S = 2,290120084%
S = 2,29%
4,31------------8,89
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma significativa variação entre os valores, que podem ir de 4,31% a 8,89%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
CV = 34,70%
O coeficiente de variação fornece a variação dos dados obtidos em relação à média. Quanto menor for o seu valor, mais homogêneos serão os dados. O coeficiente de variação obtido foi alto, tendo valor de 34,70%, pode-se afirmar que os dados estão bem dispersos, o indicado seria refazer a prática para tentar obter-se dados mais homogêneos para depois então prosseguir com a análise.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8:
O intervalo obtido acima mostra que há grande dispersão entre os dados, tendo como intervalo 5,69%, então não se pode considerar tais resultados como sendo confiáveis.
Pode-se visualizar na tabela 26 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 26. Resultados da análise.
	Teor médio
	6,60 %
	Concentração média
	0,001722 mol L-1
	Desvio padrão
	2,29%
	Coeficiente de variação
	34,70%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	TesteQ - Maior valor
	0,4446
	Teste Q - Menor valor
	0,5554
5.7.3. Determinação do teor de NaOH:
Para saber o volume de NaOH foi utilizada a equação 11:
V Na2CO3 = 8,33 mL - 1,04 mL
V Na2CO3 = 7,29 mL
Utilizando regra de três, calculou-se a quantidade de matéria de HCℓ presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 7,29 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
A reação que ocorre entre o hidróxido de sódio e o ácido clorídrico pode ser apresentada pela seguinte equação:
NaOH(aq) + HCℓ(aq)NaCℓ(aq) +H2O(ℓ)
Considerando a proporção estequiométrica de 1:1 dos reagentes na reação foi feita uma regra de três para determinara quantidade de matéria do ácido que reagiu com o hidróxido de sódio no erlenmeyer:
Para obter-se o teor de hidróxido de sódio na amostra, inicialmente calculou-se a massa que se encontrava presente na solução contida no erlenmeyer:
Essa massa corresponde à massa contida no erlenmeyer. Para saber a massa de NaOH presente na solução do balão volumétrico, foi feita uma regra de três, sendo 20 mL o valor da alíquota utilizada, e 250 mL o volume do balão:
Com esse valor de 0,3218535 gramas, foi possível fazer o cálculo do teor, baseando-se no valor de soda cáustica comercial pesado na balança, que foi de 0,6910:
Para descobrir o valor de concentração utilizou-se a equação 3:
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 26:
	Tabela 27. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (%)
	Concentração (mol L-1)
	1
	46,58
	0,032185
	2
	47,34
	0,032715
	3
	47,28
	0,032671
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor. 
Os cálculos referentes ao teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média, não precisando serem rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S = 0,422551772%
S = 0,42%
46,65------------47,49
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma pequena variação entre os valores, que podem ir de 46,65% a 47,49%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
CV = 0,89%
O coeficiente de variação fornece a variação dos dados obtidos em relação à média. Quanto menor for o seu valor, mais homogêneos serão os dados. O coeficiente de variação é considerado baixo quando for menor ou igual a 10%. Como nosso coeficiente de variação foi de 0,89%, podemos considerá-lo baixo, indicando que os dados encontram-se homogêneos. 
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8:
O intervalo obtido mostra que há uma pequena dispersão entre os dados, tendo como intervalo 1,04%, então podemos considerar os resultados como sendo confiáveis.
Pode-se visualizar na tabela 28 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 28. Resultados da análise.
	Teor médio
	47,07 %
	Concentração média
	0,032524 mol L-1
	Desvio padrão
	0,42%
	Coeficiente de variação
	0,89%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,0830
	Teste Q - Menor valor
	0,9170
5.8. Prática 9: Determinação do Teor de NaOH e Na2CO3 em uma Amostra de Soda Cáustica Comercial pelo Método da Precipitação dos Íons Carbonatos
5.8.1 Álcali Total
Para descobrir o volume de Na2CO3 utilizou-se a equação 12:
 V Na2CO3= Vtotal – VNaOH				(12)
Utilizando a equação 3,calculou-se a quantidade de matéria de HCℓ presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 2,16 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
A reação do HCℓ com o carbonato de sódio está representada pela seguinte equação:
Na2CO3(aq) + 2HCℓ(aq)2NaCℓ(aq) +CO2(g) + H2O(ℓ)
Considerando a proporção estequiométrica de 1:2 dos reagentes na reação foi feita uma regra de três para determinar a quantidade de matéria do Na2CO3 que reagiu com o ácido:
Utilizando a regra de três, e calculou-se a quantidade de matéria de Na2CO3 presente na solução:
Foi feita uma regra de três para saber a massa de Na2CO3 presente na solução:
Fez-se por meio de regra de três a determinação do teor de Na2CO3 na amostra de soda cáustica comercial analisada:
Realizou o cálculo segundo a equação 3, para descobrir a concentração molar de Na2CO3 em cada erlenmeyer:
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 29:
	Tabela 29. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (%)
	Concentração (mol L-1)
	1
	8,71
	0,004768
	2
	12,26
	0,006711
	3
	5,89
	0,003223
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor:
Os cálculos referentes ao teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média e não são rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S = 3,191966479%
S = 3,19%
5,76------------12,14
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma significativa variação, entre os valores, que podem ir de 5,76% a 12,14%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
CV = 35,64%
O coeficiente de variação deixa de ser considerado baixo quando ultrapassa os 10%, que foi o caso, pois obteve-se 35,64%, então pode-se perceber que os dados não se encontram homogêneos como os dados obtidos nos primeiros testes aqui realizados.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8:
O intervalo de confiança obtido indica que a faixa de valores em que a média calculada está contida, com probabilidade de 95%,é alta. Obteve-se como resultado o valor de 7,92%, o que indica que o resultado não é considerado muito confiável, comparando-se com outros testes, porque quanto menor for o intervalo de confiança, mais confiável é considerado.
Pode-se visualizar na tabela 30 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 30. Resultados da análise.
	Teor médio
	8,95 %
	Concentração média
	0,0049007 mol L-1
	Desvio padrão
	3,19%
	Coeficiente de variação
	35,64%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,5570
	Teste Q - Menor valor
	0,4429
5.8.2. Álcali Parcial
Utilizando a equação 3, calculou-se a quantidade de matéria de HCℓ presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 17,71 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
A reação do HCℓ com o NaOH está representada pela seguinte equação:
NaOH(aq) + HCℓ(aq)NaCℓ(aq) + H2O(ℓ)
Considerando a proporção estequiométrica de 1:1 dos reagentes na reação foi feita uma regra de três para determinar a quantidade de matéria de NaOH que reagiu com o HCℓ:
Foi feita uma regra de três para saber a massa de NaOH presente na quantidade de matéria contida no erlenmeyer:
Essa massa corresponde à massa contida no erlenmeyer. Para saber a massa de NaOH presente na solução do balão volumétrico, foi feita uma regra de três, sendo 20 mL o valor da alíquota utilizada, e 250 mL o volume do balão:
Com esse valor de 0,7818965 gramas, foi possível fazer o cálculo do teor, baseando-se no valor de soda cáustica comercial pesado na balança, que foi de 1,4505 gramas:
Para descobrir o valor de concentração utilizou-se a equação 3:
Usou-se o mesmoprocedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 31:
	Tabela 31. Resultados obtidos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (%)
	Concentração (mol L-1)
	1
	53,90
	0,078190
	2
	51,16
	0,074216
	3
	59,11
	0,08739
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor. 
Os cálculos referentes ao teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média, não precisando serem rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S = 4,038446483%
S = 4,04%
50,68------------58,76
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma significativa variação entre os valores, que podem ir de 50,68% a 58,76%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
CV = 7,38%
O coeficiente de variação fornece a variação dos dados obtidos em relação à média. Quanto menor for o seu valor, mais homogêneos serão os dados. O coeficiente de variação é considerado baixo quando for menor ou igual a 10%. Como nosso coeficiente de variação foi de 7,38%, ele já é bem significativo, indicando que os dados não se encontram homogêneos como deveriam, mas ainda são aceitáveis, pelo fato de não ultrapassarem os 10%.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8:
O intervalo obtido acima mostra que há uma grande dispersão entre os dados, tendo como intervalo 10,04%, não sendo possível considerar tais resultados como sendo confiáveis. O aconselhado seria repetir a análise, para obter-se dados mais coesos. 
Pode-se visualizar na tabela 32 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 32. Resultados da análise.
	Teor médio
	54,72 %
	Concentração média
	0,079932 mol L-1
	Desvio padrão
	4,04%
	Coeficiente de variação
	7,38%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,6551
	Teste Q - Menor valor
	0,3449
Através da tabela 33 pode se comparar os resultados dentre as duas análises, de determinação do álcali total e álcali parcial:
Tabela 33. Resultados da análise.
	Ensaio
	VHCℓ gasto 
na primeira titulação (mL)
	VHCℓ gasto na segunda titulação (mL)
	NaOH mol L-1
	Na2CO3 mol L-1
	%NaOH
	%Na2CO3
	1
	19,87
	17,71
	0,078190
	0,004768
	53,90
	8,71
	2
	19,85
	16,81
	0,074216
	0,006711
	51,16
	12,26
	3
	20,88
	19,42
	0,08739
	0,003223
	59,11
	5,89
5.9. Prática 10: Determinação do Teor de Mg(OH)2 em uma Amostra de Leite de Magnésia Comercial - Retrotitulação
Utilizando regra de três, calculou-se a quantidade de matéria de NaOH presente no primeiro erlenmeyer, este contendo 15,70 mL do mesmo, a partir de sua concentração molar padronizada:
A reação que ocorre entre o hidróxido de sódio e o ácido clorídrico pode ser apresentada pela seguinte equação:
NaOH(aq) + HCℓ(aq)NaCℓ(aq) +H2O(ℓ)
De acordo com a estequiometria de 1:1 da reação entre ácido e base, e por meio da equação 3, descobriu-se a quantidade de matéria de HCℓ que reagiu com o NaOH: 
Foi realizada uma regra de três para saber o volume de HCℓ, em litros, presente na quantidade de matéria contida no erlenmeyer:
Fez-se o cálculo, segundo a equação 9 para descobrir-se a quantidade de volume de HCℓ, em litros, que reagiu com o Mg(OH)2: 
 VHCℓ= Vtotal - Vexcesso			 	 (13)
VHCℓ = 0,05000L – 0,01515L
VHCℓ = 0,03485L
Onde VHCℓ corresponde ao volume de HCℓ que reagiu com o Mg(OH)2, Vtotal representa o volume total de HCℓ envolvido na titulação (0,05000L) e Vexcesso corresponde ao volume de HCℓ em excesso no meio, que reagiu com o NaOH.
Utilizou-se a regra de três abaixo para saber-se a quantidade de matéria do ácido presente no volume do mesmo que reagiu com o Mg(OH)2:
A reação do HCℓ com o Mg(OH)2 está representada pela seguinte equação:
2 HCℓ(aq) + Mg(OH)2(aq)MgCl2(aq)+ 2 H2O(ℓ)
Foi realizado o cálculo para descobrir-se a quantidade de matéria de Mg(OH)2 presente no erlenmeyer:
Fez-se o cálculo da concentração molar de Mg(OH)2, no primeiro erlenmeyer, segundo a equação 3, utilizando o volume de NaOH que reagiu com o excesso de HCℓ e a quantidade de matéria de Mg(OH)2: 
Foi realizada uma regra de três para saber a massa de Mg(OH)2 presente na quantidade de matéria contida no erlenmeyer:
Fez-se o cálculo para saber-se o teor em g/mL de Mg(OH)2 no erlenmeyer:
Usou-se o mesmo procedimento de cálculos para os outros erlenmeyers, obtendo como resultado os dados referentes à tabela 34:
	Tabela 34. Resultados dos cálculos em cada erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Teor (%)
	Concentração (mol L-1)
	1
	7,86
	0,098002
	2
	7,81
	0,096302
	3
	8,18
	0,112862
Fez-se o cálculo do teste Q conforme a equação 4 para conferir a validade dos dados determinados, aplicando-se a equação ao menor e ao maior valor. 
Os cálculos referentes ao teste Q indicam que os dados encontrados são menores do que o Q crítico, que é 0,970, logo não interferem na média, não precisando serem rejeitados.
Calculou-se a média aritmética entre os teores obtidos nos três erlenmeyers conforme a equação 5:
Calculou-se o desvio padrão conforme a equação 6:
S = 0,0403%
S = 0,04%
7,91------------7,99
O resultado do desvio padrão, estima a precisão e expressa a dispersão dos dados tendo como referência a média e, neste caso, há uma variação pouco significativa entre os valores, que podem ir de 7,91% a 7,99%.
Fez-se também o cálculo do coeficiente de variação conforme a equação 7.
CV = 0,50%
O coeficiente de variação fornece a variação dos dados obtidos em relação à média. Quanto menor for o seu valor, mais homogêneos serão os dados. O coeficiente de variação é considerado baixo (apontando um conjunto de dados bem homogêneos) quando for menor ou igual a 10%, como foi apresentado nesse caso, que o resultado obtido foi de 0,50%.
Calculou-se o nível de confiança conforme a equação 8.
O intervalo de confiança obtido indica que a faixa de valores em que a média calculada está contida, com probabilidade de 95%, é bem pequena. Obteve-se como resultado o valor de 0,10, o que indica que o resultado é considerado confiável, pois quanto menor o intervalo, mais confiável será o resultado.
Foi realizado também os cálculos de erro absoluto e relativo, através das equações 10 e 11, considerando o valor verdadeiro apresentado pelo rótulo da embalagem de leite de magnésia:
 			 	 (14)
Onde E corresponde a erro absoluto, e xi e xv representam o valor de determinação encontrado e o valor de determinação verdadeiro, respectivamente.
 	 			 (15)
Onde E% representa o erro relativo, e xi e xv representam o valor de determinação encontrado e o valor de determinação verdadeiro, respectivamente.
Pode-se visualizar na tabela 35 os resultados obtidos nos cálculos realizados nessa análise:
	Tabela 35. Resultados dos cálculos.
	Desvio padrão
	0,04%
	Coeficiente de variação
	0,50%
	Nível de confiança
	
	Q crítico (3 amostras)
	0,970
	Teste Q - Maior valor
	0,8973
	Teste Q - Menor valor
Erro absoluto
Erro relativo
	0,1026
0,6%
7,02%
Conclusão
Conclui-se que o vinagre encontrava-se dentro dos padrões de legislação e condizia com o rótulo, apresentando 4,24% de teor médio de ácido acético; o limão apresentou teor médio de 5,12%, o que indica que o valor está dentro do teor normal de ácido cítrico no limão, este que é de 5 a 7%; o refrigerante atendeu as especificações regulamentadas, possuindo 0,0057 g mL-1, valor maior que a acidez mínima permitida; o ácido fosfórico comercial, sendo tratado como monoprótico apresentou