Experimento 9 final

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
ENGENHARIA CIVIL 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
PROF. DR. DIOGO MONTES VIDAL 
Turma: PS2A 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTOS 9 e 10 
Preparo e Padronização de Soluções 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Rafael Martins Silva 2017054156 
Vinício Aguiar Lima 2017052625 
Vitor Matheus Passos Martins 2017054237 
 
 
 
 
 
 
 
Belo Horizonte – MG 
27/06/2017 
EXPERIMENTOS 9 e 10 
Preparo e Padronização de Soluções 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
As soluções químicas são misturas homogêneas (que apresentam uma única fase) 
de duas ou mais substâncias, sendo que a substância que se dissolve é chamada 
de soluto e a que dissolve a outra é o solvente. [1] 
Existem indicadores que comprovam se uma solução é ácida (pH<7), básica (pH>7) 
ou neutra (pH=7). Indicadores de neutralização são substâncias que mudam de cor na 
presença de íons H+ e OH- livres em uma solução, e justamente por esta propriedade 
são usados para indicar o pH. [2] 
O papel indicador universal é uma mistura de indicadores de pH em solução ou 
secos em tiras de papel absorvente. Essas tiras apresentam distintas cores para cada 
pH, em uma escala de 1 a 14. Tabelas com cores padrões das possibilidades de 
resultado do pH medido são fornecidas com as tiras, para que se possa determinar o 
valor por comparação da tabela com a cor obtida na tira embebida na solução a 
analisar.[3] 
O papel tornassol vermelho ou azul ao entrar em contato com uma determinada 
solução muda de cor. O papel tornassol azul em presença de uma solução ácida muda 
da cor azul para a vermelha. Isso ocorre porque os íons reagem mudando o arranjo dos 
átomos. O papel tornassol vermelho em contato com uma base muda da cor vermelha 
para a azul. [2] 
Já a fenolftaleína é um indicador sintético que ao se dissolver em água se ioniza 
originando íons. Os íons liberados são H+ e OH- que estabelecem um equilíbrio em 
meio aquoso. Quando se adiciona fenolftaleína em uma solução incolor, esta ao entrar 
em contato com uma base ou ácido muda de cor. Ao se adicionar solução de 
fenolftaleína em um meio ácido ela fica incolor, pois o aumento da concentração de H+ 
desloca o equilíbrio. Por outro lado, se o meio for básico, a solução de fenolftaleína se 
torna rósea. [2] 
O preparo de soluções deve obedecer à seguinte sequência: 
Medição da massa ou volume do soluto; 
Dissolução do soluto (se sólido); 
Transferência qualitativa do mesmo para um balão volumétrico; 
Preenchimento do balão volumétrico com solvente; 
Homogeneização da solução e, por fim, padronização da solução quando 
necessário. [4] 
 
Os métodos volumétricos de análise consistem na medida do volume de uma 
solução, de concentração exatamente conhecida (solução padrão), necessário para 
reagir completamente com uma espécie que se deseja quantificar (analito), ou vice-
versa.[5] 
O processo no qual se mede quantitativamente a capacidade de uma substância se 
combinar com outra é chamado de Titulação. A titulação consiste em adicionar 
controladamente, por intermédio de uma bureta, uma solução (titulante) sobre outra 
solução (titulado) que normalmente está em um Erlenmeyer até que a reação se 
complete. Uma das soluções tem que ter a concentração exatamente conhecida e a 
concentração da outra solução é determinado por comparação. [5] 
Uma substância padrão primário é um reagente puro o suficiente para ser pesado e 
usado diretamente. Apresenta um alto grau de pureza que serve como referência na 
titulação. A precisão do método é criticamente dependente das propriedades desde 
composto. [6] 
 
 
O ponto onde ocorre o fim da reação é chamado ponto de equivalência ou ponto 
final teórico. O fim da titulação deve ser identificado por alguma mudança no sistema 
que possa ser perceptível ao olho humano ou a algum equipamento de medida. Nas 
titulações visuais usa-se um reagente auxiliar, o indicador, que deverá provocar uma 
mudança visual na solução que está sendo titulada, devido a uma reação paralela deste 
com o titulante. O ponto onde isto ocorre é denominado ponto final da titulação. Em uma 
titulação ideal o ponto final coincide com o ponto de equivalência. Na prática, no entanto, 
ocorre uma pequena diferença entre esses dois pontos que representa o erro da 
titulação. O indicador e as condições experimentais devem ser selecionados de modo 
que a diferença entre o ponto final e o ponto de equivalência seja tão pequena quanto 
possível. [5] 
 
 
 
2. OBJETIVOS 
 
Esse experimento tem como finalidade o preparo de soluções e a determinação 
qualitativa de seus respectivos valores de pH, através de diferentes indicadores ácido-
base. Além disso, pretende-se empregar o método volumétrico para determinar a 
concentração exata em quantidade de matéria das soluções de ácido clorídrico e 
hidróxido de sódio preparadas. 
 
3. PROCEDIMENTOS 
3.1 Experimento 9[7] 
3.1.1 Procedimento 1 
Procedimentos Preparação de 250 mL de Solução 0,10 mol L-1 de NaOH 
Foi calculado a massa de NaoH necessária para preparar a solução. Em seguida foi 
medido a massa de NaoH, usando para isto espátula de porcelana e vidro de relógio. 
Foi colocado o NaOH pesado em um béquer de 100 ml, contendo cerca de 50 mL de 
água destilada que foi dissolvida com auxílio de um bastão de vidro. Transferiu-se 
quantitativamente esta solução para um balão volumétrico de 250 mL, mantendo a 
temperatura igual à do ambiente, com resfriamento e agitação constantes. O volume da 
solução foi completado até o menisco de referência. Agitou-se o balão volumétrico para 
homogeneizar a solução. 
 
3.1.2 Procedimento 2 
Observação qualitativa do pH 
Transferiu-se uma pequena quantidade (3 ml) da solução de NaOH para um béquer 
e mergulhou-se a ponta de um papel tornassol vermelho na solução. Foi observado e 
anotado o resultado. O pH da solução foi medido, usando papel indicador universal, e 
foi comparado o resultado obtido com os cálculos teóricos. Em seguida adicionou-se 2 
gotas da solução alcoólica de fenolftaleína. A solução de NaoH foi guardada em frasco 
destinado especialmente para isto. 
 
3.1.3 Procedimento 3 
Preparação de 100 ml de Solução 0,10 mol L-1 de HCI 
Primeiramente calculou-se o volume de ácido clorídrico concentrado necessário 
para preparar a solução. Em seguida foi colocado, aproximadamente, 30 mL de agua 
destilada em um balão de 100,0 mL. Transferiu-se o ácido clorídrico concentrado, com 
o auxílio de uma bureta de 25,0 mL, para um balão volumétrico de 100,0 mL, contendo 
um pouco de agua destilada. Adicionou-se, aos poucos, água destilada até completar o 
volume do balão, ou seja, até o menisco de referência. Agitou-se o balão volumétrico 
para homogeneizar a solução. 
 
 
3.1.4 Procedimento 4 
Observação qualitativa do pH 
Transferiu-se uma pequena quantidade (3 mL) da solução de HCl para um béquer e 
mergulhou-se a ponta de um papel tornassol azul na solução. Em seguida, foi medido o 
pH da solução usando papel indicador universal e comparado o resultado obtido com 
os cálculos teóricos. Adicionou-se então 2 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína. 
A solução de HCI foi guardada em frasco destinado especialmente para isto. 
 
 
3.2 Experimento 10[8] 
3.2.1 Procedimento 1 
Padronização da Solução de NaoH com Solução Padrão de Hidrogenoftalato de 
Potássio 
Lavou-se a bureta com agua destilada e fez-se ambiente (lavar duas vezes com 
pequenas porções aproximadamente 3 mL cada - da solução de NaoH 0,1 mol L-1). 
Prendeu-se a bureta em suporte apropriado. Com auxílio de funil de colo curto, encheu-
se a bureta com a solução de NaoH até um pouco acima do traço que indica zero mL. 
Retirou-se as bolhas de ar que ficaram presas no bico da bureta ou aderidas as suas 
paredes internas. 
Em seguida foi aberto a torneira da bureta e deixado escoar a soluçãoaté que a 
parte inferior do menisco coincidiu com o zero ml. Foi colocado, em um béquer de 50 
ml, uma pequena porção de solução padrão de hidrogenoftalato de potássio 0,100 mol 
L-1, com esta solução, ambientou-se uma pipeta de 10 mL. Depois, pipetou-se 10,0 ml 
da solução padrão com a pipeta ambientada e transferiu-se para um Erlenmeyer de 250 
mL. Adicionou-se à solução do Erlenmeyer 3 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína 
e ela foi agitada. Foi deixado escoar lentamente a solução da bureta sobre a solução do 
Erlenmeyer, agitando-o sempre até que se persistiu uma coloração levemente rósea. 
Anotou-se o volume da solução de NaOH adicionado e repetiu-se mais duas vezes a 
titulação. Logo após, foi tirado a média dos volumes da solução de NaoH gastos. Com 
os dados obtidos calculou-se a concentração, em quantidade de matéria, da solução de 
NaOH. 
 
3.2.2 Procedimento 2 
Padronização da Solução de HCI com Solução Padronizada de NaoH 
Com auxílio de funil de colo curto, encheu-se a bureta com a solução de NaOH 
até um pouco acima do traço que indica zero mL. Retirou-se as bolhas de ar que 
aderidas às paredes internas. Abriu-se a torneira da bureta, deixou-se escoar a solução 
até que a parte inferior do menisco coincidiu com o zero mL. Em seguida, foi colocado 
em um béquer de 50 mL uma pequena porção da solução de HCl e com esta solução, 
foi ambientado uma pipeta de 10 mL. Pipetou-se 10,0 mL da solução de HCl, com a 
pipeta ambientada e transferiu-a para um Erlenmeyer 250 mL. Adicionou-se à solução 
do Erlenmeyer 3 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína e agitou. Foi escoado 
lentamente a solução da bureta sobre a solução do Erlenmeyer, agitando-o sempre, até 
que persistiu uma coloração levemente rósea. O volume da solução de NaoH adicionado 
foi anotado. Repetiu-se mais duas vezes a titulação. Tirou-se a média dos volumes da 
solução de NaoH gastos. Com os dados obtidos calculou-se a concentração, em 
quantidade de matéria, da solução de HCI. 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
4.1 Experimento 9 
4.1.1 Procedimento 1 
 
Preparação de 250 mL de Solução 0,10 mol L-1 de NaOH 
 
Primeiramente, calculou-se a massa necessária de 𝑁𝑎𝑂𝐻 para preparar uma solução 
contendo 0,10 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 da base em 250 𝑚𝐿 . 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟𝑁𝑎𝑂𝐻 = 39,99 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
 
1 mol _______ 39,99 g de NaOH  x = 39,99 𝑔 de 𝑁𝑎𝑂𝐻 
0,1 mol __________ x 
 
39,99 g de NaOH _______ 1000 mL de solução  p = 1 𝑔 de 𝑁𝑎𝑂𝐻 
 p _______ 250 mL de solução 
 
 
 
Posteriormente, mediu-se a massa de 𝑁𝑎𝑂𝐻 usando uma balança eletrônica, 
manuseando uma espátula e um vidro de relógio. Logo após, o 𝑁𝑎𝑂𝐻 foi dissolvido 
quantitativamente em um béquer contendo 50 𝑚𝐿 de água e transferido para o balão 
volumétrico de 250 mL, ou seja, toda a base foi cuidadosamente dissolvida para que 
não houvesse perda e consequentemente erro de concentração. Foi necessárias várias 
agitações no processo para que ocorresse a homogeneização da solução e a manteve 
em temperatura ambiente, com resfriamento, pois a solução era exotérmica. 
 
4.1.2 Procedimento 3 
 
Observação Qualitativa do pH 
 
Após transferir uma pequena quantidade da solução de 𝑁𝑎𝑂𝐻 (cerca de 3mL) para 
um béquer, mergulhou-se papel tornassol vermelho na solução e esse tornou-se azul, 
indicando a característica básica da solução. Posteriormente, mergulhou-se o papel 
tornassu azul na solução a qual nada ocorreu. 
Usando o papel indicador universal, o pH obtido foi 13, o que coincide com o valor 
teórico calculado da seguinte forma: 
 
Obs: Lembrando que 𝑁𝑎𝑂𝐻 é uma base forte e se dissolve completamente na água, 
ou seja, a concentração de 𝑂𝐻−1 é 0,1 𝑚𝑜𝑙𝐿−1 
 
𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 
𝑝𝐻 = 14 − (−log [𝑂𝐻−1] 
𝑝𝐻 = 14 − 1 
𝑝𝐻 = 13 
 
Outro teste de pH foi feito usando a solução alcoólica de fenolftaleína, a qual a 
solução mostrou-se rósea, ou seja, básica. 
 
 
 
 
 
4.1.3 Procedimento 3 
 
Procedimento: Preparação de 100 mL de Solução 0,10 mol L-1 de HCl 
 
Para este procedimento de preparar uma solução de 𝐻𝐶𝑙 0,10 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 em 100 mL de 
solução, utilizou-se ácido clorídrico com teor de 37% em massa. A partir destes dados, 
calculou-se a massa necessária 
 
 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎𝐻𝐶𝑙 = C.V.Massa Mol = 0,10 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 − 1 . 0,1 𝐿 . 36,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 0,365 𝑔 
 
0,365 𝑔 100% → msolução 0,98 g 
 
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 37% 
 
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜= 
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐
 = 
0,98 𝑔
1,19 𝑔/𝑐𝑚3
 = 𝟎, 𝟖𝟐 𝒎𝑳 
 
Em um balção volumétrico de 100 𝑚𝐿 colocou-se 30 𝑚𝐿 e transferiu-se 0,82 𝑚𝐿 de 
𝐻𝐶𝑙 concentrado, com o auxílio de uma bureta para este balão volumétrico. 
Após isso, adicionou-se água destilada até os 100 𝑚𝐿 e homogeneizou a 
solução agitando. 
 
4.1.4 Procedimento 4 
 
Observação qualitativa do pH 
 
Transferiu-se uma pequena quantidade da solução de 𝐻𝐶𝑙 que foi preparada para um 
béquer e mergulhou-se papel tornassol vermelho na solução e nada ocorreu. Agora, ao 
colocar o papel tornassol azul, o mesmo adquiriu cor vermelha, indicando a acidez na 
solução. 
Posteriormente, mediu-se o pH pelo papel indicador universal e obteve-se pH 1. O que 
coincide com o pH teórico calculado da seguinte forma: 
 
Obs: Lembrando que 𝐻𝐶𝐿 é um ácido forte e se dissolve completamente na água, 
ou seja, a concentração de 𝐻+1 é 0,1 𝑚𝑜𝑙𝐿−1 
 
𝑝𝐻 = −log [𝐻+1] 
𝑝𝐻 = −log [0,1] 
 
Finalmente, adicionou-se 2 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína na solução, a 
qual manteve-se o tom incolor. 
 
4.2 Experimento 10 
4.2.1 Procedimento 1 
Padronização da solução de NaOH com Solução padrão de Hidrogenoftalato de 
Potássio 
Após adicionar a solução de NaOH para o Erlenmeyer com solução padrão de 
hidrogenoftalato de potássio até que a coloração desta segunda solução atingisse uma 
coloração levemente rósea, anotou-se o valor de 10 mL de NaOH utilizados na 1º 
titulação, 9.9 mL na 2º titulação e 10 mL na 3º. 
Assim, mediu-se a média encontrada para as três titulações e encontrou-se o 
valor de 9.9667 mL de NaOH. 
A partir desse valor encontrado, foi feito o cálculo da concentração da solução 
de NaOH. 
 
C1V1 = C2V2 
No qual: 
C1 = Concentração da solução de hidrogenoftalato de potássio; 
V1 = Volume usado da solução de hidrogenoftalato de potássio. 
C2 = Concentração da solução de NaOH (Valor que queremos encontrar). 
V2 = Volume médio encontrado da solução de NaOH. 
 
Logo, temos: 
0,100 mol/L * 10 mL = C2 * 9.667 mL 
C2 = 0.103 mol/L 
4.2.2 Procedimento 2 
Padronização da solução de HCl com Solução padronizada de NaOH 
 
Após adicionar a solução de NaOH para o Erlenmeyer com solução de HCl até 
que a coloração desta segunda solução atingisse uma coloração levemente rósea, 
anotou-se o valor de 9.8 mL de NaOH utilizados na 1º titulação, 9.7 mL na 2º titulação 
e 9.8 mL na 3º. 
Assim, mediu-se a média encontrada para as três titulações e encontrou-se o 
valor de 9.7667 mL de NaOH. 
A partir desse valor encontrado, foi feito o cálculo da concentração da solução 
de NaOH. 
 
C1V1 = C2V2 
No qual: 
C1 = Concentração da solução NaOH. 
V1 = Volume médio encontrado da solução de NaOH. 
C2 = Concentração da solução de HCl (Valor que queremos encontrar). 
V2 = Volume da solução de HCl 
 
Logo, temos: 
0.103 mol/L * 9.7667 = C2 * 10 mL 
C2 = 0.1006 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. CONCLUSÃO 
 
Com o desenvolvimento e os resultados obtidos pelos experimentos realizados, foi 
possível a comparação entre a parte teórica, vista em livros e nos rótulos das soluções, 
com o resultado obtido na prática. Além disso, também foiadquirido conhecimento a 
respeito da manipulação de soluções. 
Com a existência de diversos fatores que afetam a real concentração e o pH das 
substâncias, fica evidente a importância do cuidado durante a manipulação das 
soluções. Para tanto, são utilizados indicadores de neutralização e o método da titulação 
na análise volumétrica, para determinação correta de medidas. 
Com esses procedimentos, a produção industrial de soluções é mais segura para o 
consumo humano e, além disso, evita o desperdício de substâncias. 
 
6. REFERÊNCIAS 
 
[1]http://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-uma-solucao-quimica.htm 
[2]http://brasilescola.uol.com.br/quimica/indicadores-ph.htm 
[3]http://www.blog.mcientifica.com.br/tag/papel-indicador-universal 
[4] Apostila de Química Geral Experimental UFMG / 1° semestre 2017. Página 55. 
[5]http://www.ufjf.br/baccan/files/2011/05/Aula_pratica_2.pdf 
[6]http://www.ufjf.br/nupis/files/2012/03/aula-3-Quimica-Analitica-IV-Curso-
Farm%C3%A1cia-2012.11.pdf 
[7] Apostila de Química Geral Experimental UFMG / 1° semestre 2017. Páginas 56 e 57. 
[8] Apostila de Química Geral Experimental UFMG / 1° semestre 2017. Páginas 62 e 63.