Apostila Química Geral e inorgânica II

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UNIVERSIDADE CATÓLICA DE PERNAMBUCO 
ENGENHARIA QUÍMICA 
ENGENHARIA AMBIENTAL 
 
 
PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA II 
 
 
ENGENHARIA QUÍMICA 
ENGENHARIA AMBIENTAL 
 
PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL E 
INORGÂNICA II 
No Prática Pág 
1 Balança 1 
2 Calibração de materiais volumétricos 4 
3 Preparação de solução de HCl 8 
4 Preparação de solução de NaOH 11 
5 Padronização da solução de HCl 12 
6 Padronização da solução de NaOH 13 
7 Determinação da acidez do vinagre 15 
8 Teor de cloro ativo na água sanitária 17 
9 Análise de leite de magnésia 19 
10 Reações de oxidação-redução 21 
11 Equilíbrio Químico 25 
12 Cinética Química 28 
13 Construção de escala de pH utilizando extrato vegetal 30 
14 Preparação de solução tampão 35 
1 
 
 
 
PRÁTICA: BALANÇA 
 
I Objetivo 
• Reconhecer a importância das medidas em química. 
• Usar balanças corretamente. 
 
II Introdução 
 Não se sabe ao certo a origem da balança, mas pode-se dizer que os antigos 
egípcios, por volta de 3.000 anos atrás, usavam sistemas de balança no comércio e em seus 
rituais místicos. Essas balanças antigas possuíam suas massas penduradas por cordas 
fixadas nos extremos da barra transversal. As balanças modernas tornaram-se populares 
somente a partir de 1946 quando ERHART METTLER introduziu o primeiro modelo 
comercial prático no mercado científico. 
É o instrumento destinado a realizar pesagem, ou seja, a determinar a massa de um 
corpo. Embora, na prática, o que se determina é a massa, é costume empregar o termo 
"peso" em vez de "massa" e de falar da operação como sendo uma pesagem. Podem ser 
classificadas em dois tipos: um braço ou prato e dois braços ou pratos. Quanto à natureza, 
pode ser mecânica, elétrica (eletromecânica) e eletrônica. 
As balanças devem atender aos requisitos: 
• Fidelidade: é fiel quando conserva a sua posição de equilíbrio original, ao 
colocarmos massas iguais sobre os dois pratos (balança de dois pratos), ou 
indica o mesmo valor quando são colocadas massas iguais de cada vez no 
prato (balança de um prato). 
• Estabilidade: é estável quando o fiel retorna à posição horizontal após a 
oscilação. 
• Sensibilidade: é expressa pelo desvio do fiel, produzido por um pequeno 
excesso de peso. 
 
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Instalação das Balanças 
 Balanças não são sensíveis apenas às vibrações, mas reagem também a oscilações 
rápidas de temperatura e as correntes de ar. Nestas circunstâncias, é preciso observar os 
seguintes pontos principais, por ocasião de sua instalação. 
• Local isento de corrente de ar. 
• Sala especial isolada do laboratório para não ficar sujeita a ação de vapores 
corrosivos. 
• Local onde haja iluminação adequada, de preferência artificial com lâmpadas 
fluorescentes. 
• Local onde não haja mudanças bruscas de temperatura. 
• Colocar sobre uma plataforma fixa (rígida), livre de vibrações e horizontal ao solo. 
 
Cuidados especiais com a balança 
• Não pesar líquidos voláteis ou corrosivos 
• Não colocar a amostra diretamente no prato da balança, mas pesa-los em recipientes 
adequados, tais como pesa-filtro, béquer pequeno, vidro de relógio etc. 
• Nunca colocar ou retirar objetos do prato de uma balança sem que esta esteja 
travada. 
• Não colocar amostra com a massa superior à capacidade da balança. 
• A colocação dos pesos em gramas, devem ser feitos com a balança travada ou semi-
travada. 
• Nunca deixar pesos na balança após a pesagem. Voltar o marcador para a posição 
zero sempre que terminar esta operação. 
• Sempre que alguma substância cair acidentalmente sobre o prato da balança, este 
deve ser imediatamente limpo. 
 
Causas de erros na pesagem 
• Efeito do empuxo do ar. 
• Nunca tocar com as mãos os objetos a serem pesados. 
• A temperatura do material deve ser aproximadamente igual a do ambiente. 
• Deficiência visual do operador. 
 
3 
 
• Distração do operador. 
• Manter as laterais da câmara de pesagem fechadas quando se faz a leitura do peso, 
pois qualquer corrente de ar externa pode causar erro na leitura. 
• Inexatidão dos pesos padrões. 
• Alteração na composição da amostra, durante a pesada. 
 
III Procedimento 
01- Verificar se a balança está ligada na corrente elétrica. 
02- Verificar se está limpa e munida de flanela ou pincel, para limpa-la. 
03- Verificar se o dessecante está em boas condições. 
04- Nivelar a balança. 
05- Zerar a balança. 
06- Verificar se a trava está funcionando. 
07- Estimar o material a ser pesado, porque não pode ser superior a capacidade da balança. 
08- Colocar o material com a balança travada. 
09- Semi-travar a balança. 
10- Colocar os pesos inteiros na ordem decrescente. 
11- Destravar a balança e encontrar o ponto de equilíbrio. 
12- Anotar a massa da amostra na caderneta. 
13- Encerar a pesagem, travando a balança e retirando os pesos e o material. 
14- Desligar a balança da tomada. 
 
 
4 
 
 
 
PRÁTICA: CALIBRAÇÃO DOS MATERIAIS VOLUMÉTRICOS 
 
I Objetivo 
Reconhecer e efetuar calibração de material volumétrico. 
 
II introdução 
 
• Unidades de Volume 
 A unidade adequada para medidas de volumes líquidos é o decímetro cúbico (dm3), 
para volumes grandes, e o centímetro cúbico (cm3), para volumes menores. 
 Na conferência geral de pesos e medidas de 1964 a antiga unidade de litro, definido 
como o volume ocupado por um quilograma de água a 4°C, foi substituído pela definição 
de que 1 L = 1 dm3. 
 
• Vidraria Volumétrica 
 A vidraria volumétrica que é destinada à análise quantitativa é em geral fabricada 
dentro de limites especificados, principalmente no que se refere à exatidão da calibração. 
São Classificadas em: 
 Vidraria Classe A - vidraria individualmente seriada e fornecida com um certificado 
de garantia de sua classificação. 
 Vidraria Classe B - vidraria calibrada com uma tolerância igual ao dobro da exigida 
pela de classe A. 
Volume contido e volume liberado 
C, TC ou In: vidraria calibrada para conter o volume especificado. 
D, TD ou Ex.: vidraria calibrada para verter o volume especificado. 
 
� Balão Volumétrico 
 É um recipiente em forma de pera, com fundo chato e colo estreito e longo, provido 
de uma tampa de vidro esmerilhada ou teflon. Possui uma linha marcada no colo para 
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indicar o nível de líquido que limita o volume existente no frasco à temperatura indicada, 
sendo graduado para volume contido (TC). 
 
 Exemplos de tolerância de variações de volumes para balões classes A e B 
 
Tolerância (mL) 
Capacidade (mL) Classe B Classe A 
5.00 0.04 0.02 
25.00 0.06 0.03 
100.00 0.15 0.08 
250.00 0.30 0.15 
1000.00 0.80 0.40 
 
 
� Pipetas 
 São aparelhos volumétricos utilizados para transferência de certos volumes (TD), de 
modo preciso, a determinadas temperaturas. Existem basicamente dois tipos de pipetas, as 
volumétricas ou de transferência e as graduadas. 
 As de transferência são tubos de vidro expandidos cilindricamente na parte central, 
possuem a extremidade inferior estreita e têm a marca de calibração do seu volume gravada 
na sua parte superior. As graduadas são tubos cilíndricos com uma escala numerada de alto 
para baixo, até sua capacidade máxima. Podem ser também usadas para transferir frações 
de seu volume total. 
 
o Influência da temperatura 
A temperatura dos materiais volumétricos nem sempre é a mesma com que eles 
foram aferidos. Assim sendo, é importante saber a grandeza do erro que se comete, devido 
a variação do volume do material de vidro, com a temperatura. 
Ex: Qual a influência da variação de temperatura sobre a capacidade deum balão 
volumétrico de 500.0 mL que foi utilizado para preparar uma solução num laboratório com 
temperatura ambiente de 27°C. 
 
6 
 
Equação de dilatação cúbica VT’ = VT [ 1 + γ∆T ] 
VT → volume na temperatura inicial γ→coef. dilatação cúbica do vidro 2.5x10-5 grau -1 
VT’ → volume na temperatura final ∆T → variação de temperatura (T’- T) 
VT’ = 500 [ 1 + 2.5x10-5 ( 27 - 20 ) ] → VT’ = 500.088 mL 
Obs: Nota-se que esta variação de volume não é significativa, uma vez que a incerteza no 
volume está na segunda casa decimal. 
 
III Procedimento 
1. Determinar a densidade da água. 
2. Pesar um erlenmeyer com capacidade de 125,00 mL – ma. 
3. Transferir do material volumétrico para o erlenmeyer a água em equilíbrio térmico 
com o ambiente 
4. Anotar o tempo de escoamento (só para pipetas). 
5. Pesar o erlenmeyer com a água – mb. 
6. Calcular a massa de água (m). m = mb − ma. 
7. Calcular o volume do material volumétrico através da densidade. 
8. Calcular o erro relativo por mil (Er ‰) 
 
Er = V − R x 1000 
 R 
 
Exemplos 
Pipeta Volumétrica 
 O tempo de escoamento para qualquer pipeta deve ser tal que o escoamento livre do 
líquido não ultrapasse um minuto e não seja inferior aos seguintes valores para os volumes 
especificados. 
 
Tempo mínimo de escoamento para pipetas 
capacidade (mL) 5.0 10.0 25.0 50.0 100.0 200.0 
tempo (segundos) 15 20 25 30 40 50 
 
Er = erro relativo 
V = valor do material volumétrico 
R = valor real 
 
7 
 
Observações: 
- Neste intervalo de tempo o escoamento é mais uniforme, pois o líquido aderido nas 
paredes internas da pipeta tem a velocidade de escoamento aproximadamente igual a do 
menisco. Calculou-se este tempo, para que houvesse reprodutividade na quantidade de 
líquido retida na ponta da pipeta, após a sua utilização. Um escoamento lento tem como 
inconveniente um tempo excessivo para uma operação de transferência de líquido. 
- A pipeta deve ser aferida com, no máximo, um erro relativo de 1‰ entre as calibrações. 
Para uma pipeta de 100,00 mL, o desvio máximo aceitável é de aproximadamente 0,1 mL. 
 
Densidade absoluta da água 
Temperatura (°C) Densidade (g/mL) Temperatura (°C) Densidade (g/mL) 
25 0.997044 28 0.996323 
26 0.996783 29 0.995944 
27 0.996512 30 0.995650 
 
 
 
 
 
8 
 
 
 
PRÁTICA: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
 
I Objetivo 
• Preparar, padronizar e fatorar a soluções de HCl e NaOH. 
 
II Introdução 
Para a preparação de uma solução padrão é necessário dispor do reagente no estado 
puro. Para preparar uma solução com molaridade conhecida, pesa-se um mol, ou fração 
definida do mol, ou um múltiplo definido do mol, e em seguida dissolve-se esta massa num 
solvente apropriado, usualmente a água, completando-se o volume da solução até um volume 
concedido. Não é necessário pesar exatamente um mol (ou um múltiplo ou submúltiplo), mas 
na prática é conveniente preparar uma solução um pouco mais concentrada do que a que se 
deseja e efetuar a diluição com água destilada até a molaridade desejada. Para tanto utiliza-se 
as fórmulas M1V1 = M2V2, para o cálculo do volume de água a ser adicionado. 
 Quando não se tem o reagente na forma pura, como é o caso do ácido clorídrico e dos 
hidróxidos alcalinos (ex. hidróxido de sódio), inicialmente se prepara uma solução que tenha 
uma molaridade aproximadamente a desejada (um pouco mais concentrada), e em seguida 
padroniza-se esta solução pela titulação contra uma substância pura ( ex. carbonato de sódio, 
biftalato de potássio), ou contra uma solução da substância pura. 
 Quando a substância que se deseja utilizar para o preparo da solução padrão é um 
líquido, é necessário efetuar a medida do volume deste líquido, levando em consideração a sua 
pureza e densidade. 
 É importante salientar que algumas substâncias são utilizadas diretamente para 
preparação de soluções padrões, não sendo necessário corrigir (verificar) sua concentração. 
Estas substâncias de alta pureza e estabilidade são denominadas de Padrões Primários, e suas 
principais características são: 
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• Devem ser de fácil obtenção, purificação e secagem ( em temperaturas de 110° C - 
120° C, e terem a capacidade de se conservarem puras (as substâncias hidratadas 
geralmente não atendem a este requisito). 
• Devem permanecer inalterada ao ar, durante o procedimento de pesagem ( não ser 
higroscópica, oxidável ou sensível ao CO2). 
• Deverá apresentar baixo teor de impurezas (menor que 0.02%). 
• Possuir uma massa molar relativamente elevada, para minimizar os erros de pesagem 
(pesar no mínimo 0.2000g, com precisão de ± 0.1 mg, para que a exatidão esteja em 
torno de uma parte por mil. 
• A substância deve ser de fácil solubilidade nas condições em que vai ser utilizada. 
• A reação com a solução que vai ser padronizada deve ser estequiométrica e 
praticamente instantânea. O erro de titulação deve ser desprezível, ou fácil de 
determinar exatamente por método experimental. 
 
Exemplos de padrões primários 
a) Reações ácido-base: 
Carbonato de sódio (Na2CO3), Tetraborato de sódio (Na2B4O7), Hidrogenoftalato de potássio 
[KH(C8H4O4)], Hidrogenoiodato de potássio [KH(IO3)2], Ácido benzóico (C6H5COOH). 
b) Reações de formação de complexos: 
Prata, Nitrato de prata, Cloreto de sódio, metais ( zinco, magnésio, cobre e manganês 
espectroscopicamente puros) e diversos sais. 
c) Reações de precipitação: 
Prata, Nitrato de prata, Cloreto de sódio, Cloreto de potássio, Brometo de potássio 
(preparado a partir do bromato de potássio). 
d) Reações de óxido-redução: 
 Dicromato de potássio (K2Cr2O7), Bromato de potássio (KBrO3), Iodato de potássio 
(KIO3), Hidrogenoiodato de potássio [KH(IO3)2], Oxalato de sódio (Na2C2O4), Óxido de 
arsênio III (As2O3) e o Ferro puro. 
 
 
 
 
10 
 
Preparação, e estocagem de soluções padrões 
 A amostra, em quantidade adequada, deve ser pesada num pesa-filtro tarado e 
transferida para um funil de haste curta inserido num balão volumétrico de capacidade 
adequada, com cuidado para não se perder fragmentos da amostra. Em seguida pesa-se 
novamente o pesa-filtro para que se obtenha a massa exata de padrão utilizado. A substância 
colocada no funil é arrastada para o balão com jatos de água destilada, e o funil é totalmente 
lavado por dentro antes de ser retirado do balão. Dissolve-se o conteúdo do balão por 
agitação (rotação), completando-se o volume até o menisco com o solvente, tendo o cuidado 
de usar tubo conta-gotas para aferir o volume final. Finalmente, agita-se o balão por inversão 
tendo-se o cuidado para evitar qualquer vazamento. 
 Para solução que não são preparadas a partir de padrão primário (ex. hidróxido de 
sódio, ácido clorídrico), a pesagem do pesa-filtro, ou de um béquer, só precisa ser realizada 
uma vez primeira, e o conteúdo pode ser arrastado do béquer por lavagem com pequenas 
porções de água destilada. O mesmo procedimento de lavagem pode ser utilizado para a 
transferência de ácido clorídrico de uma proveta ou bureta, para um balão volumétrico. 
 Soluções de hidróxido de sódio devem ser estocadas em frascos de polietileno, e 
preferencialmente com dispositivos contendo cal sodada na entrada de ar. As soluções de 
nitrato de prata, permanganato de potássio e iodo devem ser conservadas em frascos de vidro 
escuros. 
 O frasco de estocagem deve ser limpo e seco, e deve ser lavado com um pouco da 
solução antes da transferência do resto do conteúdo para o referido frasco. Após a 
transferência da solução para o frasco de estocagem, fechar imediatamente e colocar rótulo 
com as seguintes indicações: Nome da solução, concentração, data de preparo,iniciais ou 
nome do preparador, outros dados importantes. 
 
 
11 
 
III Procedimento 
Preparação de solução de HCl 
1. Calcular o volume de HCl concentrado que deve ser usado para preparar _____ mL de 
solução _____ molar. 
2. Colocar aproximadamente _____ mL de água destilada num balão volumétrico de 
_____ mL de capacidade. 
3. Transferir da bureta para o balão, _____ mL de ácido clorídrico concentrado. 
4. Completar o volume do balão até a aferição com água destilada. 
5. Agitar, invertendo o balão várias vezes, tendo o cuidado de segurar a rolha 
esmerilhada, a fim de homogeneizar a solução. 
6. Guardar a solução em um frasco limpo, seco e devidamente identificado e rotulado. 
OBS: Produto corrosivo e que libera vapores ácidos. Trabalhar em capela, tendo o cuidado 
com os olhos. Em caso de acidente lavar imediatamente a parte atingida com água da torneira 
por cerca de 15 minutos. AVISAR AO PROFESSOR IMEDIATAMENTE. 
 
Preparação de solução de NaOH 
1. Calcular a massa de hidróxido de sódio que deve ser usado para preparar _____ mL de 
solução _____ molar. 
2. Pesar aproximadamente _____ g de NaOH em um béquer de 100,00 mL. 
3. Dissolver o hidróxido de sódio com água destilada e diluir para aproximadamente 
50,00 mL. 
4. Transferir a solução para um balão volumétrico de _____ mL de capacidade e 
completar o volume com água destilada até a aferição. 
5. Agitar, invertendo o balão várias vezes, tendo o cuidado de segurar a rolha 
esmerilhada, a fim de homogeneizar a solução. 
6. Guardar a solução em um frasco limpo, seco e devidamente identificado e rotulado. 
OBS: Produto cáustico e perigoso. Cuidado com os olhos e tecidos. Em caso de acidente 
lavar imediatamente a parte atingida com água da torneira por cerca de 15 minutos. AVISAR 
AO PROFESSOR IMEDIATAMENTE. 
 
12 
 
 
Padronização de Ácido Clorídrico com Carbonato de sódio. 
 
Na2CO3 + 2HCl → CO2 + H2O + 2NaCl 
 
1. Pesar em um erlenmeyer com capacidade de 125,00 mL _____ g de carbonato de sódio 
puro, para titular mais ou menos 20,00 mL de solução de HCl. 
2. Dissolver o carbonato de sódio com água destilada e diluir para aproximadamente 
50,00 mL. 
3. Abastecer uma bureta de 50,00 ml de capacidade com solução de HCl de concentração 
conhecida. 
4. Adicionar uma gota de alaranjado de metila no erlenmeyer. 
5. Titular com HCl gota a gota, com agitação constante, até a viragem para laranja. 
6. Aquecer a solução suavemente até a ebulição, durante 5 minutos, para remover o gás 
carbônico. 
7. Se a cor da solução voltar a amarela, continue a titulação até a viragem para laranja. 
8. Anotar o volume gasto. 
9. _Calcular o fator do HCl. 
 
Exemplo de cálculo: 
• Calcular a massa de Na2CO3 necessária para titular 10,00 mL de solução de HCl 0,50 
M Dados: Na- 23 C- 12 O- 16 
 m = M . V(L) . M → m = 106 x 0,01 x 0,50 → m = 0,2650 g de Na2CO3 
 2 2 
• Fator do HCl: 
Gastou-se 9,80 mL de solução de HCl para neutralizar 0,2650 g de Na2CO3. 
F = VT/VP → F = 10,0/9,8 → F = 1,0204 
Onde: VT → volume teórico VP → volume prático F → fator da solução de HCL 
 MR = MD x F MR → molaridade real MD → molaridade desejada 
 Variação do fator → 0,98 < F < 1,02 
 
13 
 
 
Padronização de Hidróxido de Sódio com ácido clorídrico 
 
NaOH + HCl → NaCl + H2O 
 
1. Pipetar 10,00 mL da solução de hidróxido de sódio e colocar num erlenmeyer com 
capacidade de 125,00 mL. 
2. Abastecer uma bureta de 50,00 ml de capacidade com solução de HCl de concentração 
conhecida. 
3. Adicionar três gotas de fenolftaleína no erlenmeyer. 
4. Titular com solução de HCl gota a gota, com agitação constante, até a viragem para 
incolor. 
5. Anotar o volume gasto. 
6. Repetir a operação por mais duas vezes. 
7. Calcular o fator do NaOH. 
 
 
Exemplo de cálculo: 
Gastou-se 9,75 mL de ácido HCl 0,50 M e fator 1,0204 para neutralizar 10,00 mL de solução 
de NaOH 0,50 M 
 NaOH + HCl → NaCl + H2O 
 n° de mols = n° de mols 
 V MR = V’ MR’ 
V MD F = V’ MD’ F’ → F = V’ MD’ F’ → F = 9,75 x 0,50 x 1,0204 → F=0,9949 
 
V → volume do hidróxido de sódio V’ → volume do ácido clorídrico 
MD → molaridade do hidróxido de sódio MD’ → molaridade do ácido clorídrico 
F → fator do hidróxido de sódio F’ → fator do ácido clorídrico 
 
QUESTÕES 
1. O que significa solução 1,00 mol/L de ácido clorídrico? 
V M D 10,00 x 0,50 
 
14 
 
2. Qual o estado físico do HCl ? 
3. O que é o ácido muriático ? 
4. Que cuidados deveriam ser tomados se o HCl concentrado tivesse sido pipetado e 
entrado em contato com a boca? 
5. Qual o volume de HCl conc. que deve ser utilizado para preparar uma solução 0,20 
mol/L? 
6. Qual a massa de NaOH que deve ser pesada para preparar uma solução 0.50 mol/L? 
7. Qual o estado físico do NaOH? 
8. O que é soda cáustica? 
9. Que cuidados deveriam ser tomados se o NaOH entrasse em contato com a pele? 
10. Que volume de água devemos adicionar a 480.0 mL de solução de HCl 0.30 M e fator 
1,0204 para transformá-la numa solução 0.30 M e fator 1.00. 
11. Que massa de hidróxido de sódio com 97% de pureza, devemos adicionar a 350.0 mL 
de solução de NaOH 0.25 M e fator 0,9384 para transformá-la numa solução 0.25 M 
e fator 1.00. (obs: desconsiderar o aumento de volume na adição do hidróxido) 
 
 
 
 
 
 
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PRÁTICA: DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO VINAGRE 
 
I Objetivo 
Determinar a porcentagem (teor) de ácido acético no vinagre, realizando a titulação de 
um ácido fraco com uma base forte. 
 
II Introdução 
O ácido acético é um ácido fraco, que possui uma constante de ionização (Ka) cujo valor é 
1,7539 x 10-5, à 25 oC. Este ácido é amplamente utilizado pela indústria química, tanto na 
forma de ácido acético glacial, cujo grau de pureza é 99,8% (m/m), como em soluções 
diluídas (BACCAN et al, 2001). Sua obtenção ocorre a partir da oxidação do álcool etílico 
ou por meio da fermentação, sob a ação de microrganismos como a Micodema aceti. 
O vinagre um produto amplamente utilizado, e de fácil comercialização, é de extrema 
importância que este produto esteja dentro dos padrões exigidos pela legislação, cuja 
concentração mínima de ácido acético deve ser superior a 4%. 
O teor de ácido acético no vinagre é determinado volumetricamente titulando-se certa 
quantidade do mesmo com solução padrão de hidróxido de sódio, utilizando-se uma solução 
de fenolftaleina como indicador. 
 CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O 
III Procedimento 
1. Determinar a densidade do vinagre. (d = 1,100 g/mL ) 
2. Pipetar exatamente uma amostra de 2,00 mL de vinagre e transferir para um 
erlenmeyer com capacidade de 100 mL. 
3. Adicionar ao mesmo erlenmeyer, cerca de 30,0mL de água destilada e 2 gotas de 
fenolftaleina. 
4. Abastecer corretamente, com solução de NaOH, uma bureta de 50,00 mL. 
5. Titular com solução de NaOH gota a gota, com agitação constante, até a viragem do 
indicador. 
6. Repetir a operação por mais duas vezes. 
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IV questões 
a) Qual a massa de NaOH necessária para neutralizar 2.00mL da amostra? 
b) Qual o teor (% m/m) de ácido acético no vinagre? 
c) Qual dos vinagres: álcool, vinho ou maçã, possuimaior acidez. 
d) Como é obtido o vinagre? 
e) Se você ingere 20.0 mL de vinagre numa salada, quantos gramas de ácido acético ingeriu? 
f) O vinagre é uma substância ou uma mistura? 
 
V Bibliografia 
 
OLIVEIRA, Edsor Albuquerque de. Aulas Práticas de Química, São Paulo, 2 a ed., 
Moderna, 1990, 178 p. 
 
BACCAN, N.; ANDRADE, J.C. Química Analítica Quantitativa, 3. ed., Edgard Blucher, 
2001, 259 p. 
 
17 
 
 
 
 
PRÁTICA: TEOR DE CLORO ATIVO NA ÁGUA SANITÁRIA 
 
I Objetivo 
Determinação do teor de “Cloro ativo” em uma amostra de água sanitária 
 
II Introdução 
O Hipoclorito de Sódio é utilizado em processos de desinfecção, esterilização e 
desodorização de águas industriais, água potável e piscinas; branqueamento de celulose, 
limpeza de roupas, produção da água sanitária e outros. É usado frequentemente em 
solução aquosa como desinfetante e como agente alvejante, conhecida como água sanitária. 
Devido ao baixo custo, o consumo do produto clandestino vem aumentando com 
passar do tempo, podendo o consumidor estar sendo lesado, se houver uma quantidade 
menor de hipoclorito de sódio, pois seu produto não terá a eficácia esperada. 
O método utilizado nesse experimento baseia-se no fato do cloro poder deslocar o 
iodo de seus sais. Com isso, ao se adicionar iodeto de potássio (KI) à solução, poderemos 
dosar o iodo liberado com solução padronizada de tiossulfato de sódio (Na2S2O3), usando 
solução de amido como indicador. 
2KI + Cl2 2KCl + I2 
I2 + 2 Na2S2O3 2 NaI + Na2S4O6 (tetrationato de sódio) 
 
III Procedimento 
1. Tomar 20,0 mL de amostra e transferir para um balão volumétrico de 100mL. 
2. Completar o volume do balão até a aferição com água destilada. 
3. Agitar, invertendo o balão várias vezes, tendo o cuidado de sgurar a rolha 
esmerilhada, a fim de homogeneizar a solução. 
4. Retirar uma alíquota de 10,0 mL e transferi para um erlenmeyer de 125,00mL. 
5. Juntar ao erlenmeyer aproximadamente 1,0 mL de solução de KI a 15%, 1,0mL de 
solução de H2SO4 2,0 N e seis gotas da solução de amido. 
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18 
 
6. Titular o iodo liberado com solução padrão de Na2S2O3 0,05M, até a viragem para 
incolor. 
7. Calcular o teor dr cloro ativo. 
 
Exemplo de cálculo: 
 
 
% Cl2 = V. N. 0,0355. Fd. 100 
 Va 
 
 
 
V=Volume em mL de Na2S2O3 
N= Normalidade do Na2S2O3 
0,0355 = Miliequivalente do cloro 
Va-=Volume da amostra 
Fd=Fator de diluição 
 
 
19 
 
 
 
PRÁTICA: ANÁLISE DE LEITE DE MAGNÉSIA 
 
I Objetivo 
Determinar o teor de hidróxido de magnésio em leite de magnésia 
 
II Introdução 
 Uma experiência que ilustra uma aplicação prática em volumetria ácido - base é a 
análise do leite de magnésia. A titulação direta de uma alíquota da amostra não é indicada, 
por se tratar de uma suspensão líquida opaca dificultando a percepção de uma mudança 
precisa de cor. Para contornar o problema deve-se adicionar um excesso de solução padrão 
de ácido clorídrico para dissolver e neutralizar todas as partículas em suspensão, resultando 
numa solução hialina. Em seguida, titula-se o excesso do ácido com solução padrão de 
NaOH. 
Á amostra é adicionado excesso de solução de ácido, ocorrendo a seguinte reação: 
 
Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl 2 + 2 H2O 
 
O excesso do ácido clorídrico é contra titulado com solução padrão de hidróxido de 
sódio, ocorrendo neutralização. 
 
 HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
1. Procedimento 
1. Agitar vigorosamente o leite de magnésia. Pesar imediatamente não mais que 2,0 g da 
amostra em erlenmeyer de 125,00 mL. 
2. Adicionar em cada amostra com agitação constante, solução em excesso de ácido 
clorídrico 0,50 M, até dissolução completa. 
3. Adicionar ao erlenmeyer três gotas do azul de bromotimol. 
4. Titular o excesso do ácido clorídrico com solução padrão de hidróxido de sódio. 
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20 
 
5. Calcular a porcentagem de hidróxido de magnésio na amostra. 
 
Exemplo de cálculo 
n° de mols de Mg(OH)2 = ½ [ VHCl . MHCl − VNaOH . MNaOH ] (obs: volume em litros) 
 
 
% Mg(OH)2 = n° de mols de Mg(OH)2 x 58,34 g/mol x 100 
 massa da amostra (g) 
 
 
III Bibliografia 
 
BACCAN, N.; ANDRADE, J.C.; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. C. Química Analítica 
Quantitativa Elementar, 2 ed., Campinas: UNICAMP, 1979, 259p. 
 
OLIVEIRA, ALBUQUERQUE, E. Aulas Práticas de Química, São Paulo, Moderna, 1994. 
 
21 
 
 
 
 
PRÁTICA: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 
 
 
I Objetivo 
• Demonstrar, experimentalmente, os princípios úteis à compreensão dos fenômenos de 
oxi-redução. 
 
II Introdução 
 
Na doação do sangue ou retirada de uma amostra para a realização de um exame, 
observa-se que o sangue apresenta uma coloração vermelha escura, entretanto quando nos 
cortamos a cor do sangue é vermelho vivo. Esta diferença na cor é devido aos diferentes 
estados de oxidação do ferro que está presente na molécula da hemoglobina. O estado 
reduzido do ferro (ferroso, Fe2+) é encontrado na hemoglobina desoxigenada (Fe2+ - 
hemoglobina) é vermelho escuro, enquanto o estado oxidado (férrico, Fe3+) é encontrado na 
hemoglobina rica em oxigênio (Fe3+ - hemoglobina) é vermelho brilhante. 
 
III Procedimento 
III a Estados de oxidação do manganês 
O sistema de reação analisado será o íon MnO4-. 
 
 
 
 
a) Identifique 4 tubos de ensaio e adicione as soluções de KMnO4, H2SO4 e NaOH de acordo 
com esquema da tabela abaixo. 
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22 
 
• Qual a cor do íon permanganato no tubo 1? 
• Qual o estado de oxidação do manganês nos quatro tubos? 
b) Com uma leve agitação, adicione lentamente uma solução 0,5 mol/L de bissulfito de sódio 
nos tubos de ensaio 2,3 e 4 até que não ocorram mais mudanças de cor. 
 
Redução do Mn7+ a Mn2+ em meio ácido 
 
Redução do Mn7+ a Mn6+ em meio básico 
 
 
Redução do Mn7+ a Mn4+ em meio neutro 
 
As equações para reações ocorridas são: 
MnO4– (aq) + HSO3–(aq) → Mn2+(aq) + SO42 –(aq) (meio ácida) 
MnO4– (aq) + HSO3–(aq) → MnO42 – (aq) + SO42 –(aq) (meio básica) 
MnO4– (aq) + HSO3– (aq) → MnO2(aq) + SO42 –(aq) (meio neutro) 
 
Tubo 
KMnO4 
0,03 g/L
 
H2SO4 
2,0 mol/L 
NaOH 
1,0 mol/l 
NaHSO3 
0,5 g/L 
COR Íon 
01 5,0 mL ---------------- ---------------- -------------------- MnO4– 
02 5,0mL 3 gotas ---------------- 3 gotas Mn2+ 
03 5,0 mL --------------- 0,5 mL 1 gota MnO42– 
04 5,0 mL ----------------- ---------------- 3 gotas MnO2 
 
3 
 
• Qual é o estado final de oxidação do íon manganês em cada reação? 
• Faça o balanceamento de cada equação pelo método do íon elétron. 
 
IIIb Reação do íon manganês (VIII) com celulose 
Adicione 2,0 mL de solução 1,0 mol/L de NaOH a 10,0 mL de uma solução de 
permanganato de potássio e misture. A solução deve apresentar uma cor púrpura, indicando a 
presença de íon manganês (VII). Coloque duas ou três camadas de papel de filtro branco em 
uma cápsula de porcelana e umedeça com a solução. Qualquer alteração na cor é devido a 
uma mudança no estado e oxidação do manganês. As cores associadas com os estados de 
oxidação do manganês são: púrpura (7+), verde (6+), laranja (4+), violeta (3+) e rosa claro 
para incolor (2+). 
 
• Quais os estados de oxidação observados? 
• O íon manganês no permanganatode potássio foi oxidado ou reduzido pela celulose? 
• Explique em termos de transmissão e absorção de luz pelas soluções, a variedade de 
cores associadas com os diferentes estados de oxidação do manganês. 
 
IIIc Reações Perigosas 
 Oxidantes são altamente reativos e podem liberar oxigênio provocando a queima de 
substâncias inflamáveis. As empresas fabricantes e de entregas devem identificar suas 
embalagens químicas com etiquetas apropriadas, tais como a cor amarela ou vermelha para 
líquidos inflamáveis. 
 
 
Combustão espontânea (demonstrativa) 
� Mistura de um oxidante com um composto orgânico. 
*Use material adequado de segurança, faça o experimento na capela. 
 Coloque ± 5,0 g de KMnO4 em uma cápsula de porcelana. Com uma espátula faça um 
pequeno buraco e adicione rapidamente 3,0 mL de glicerina. Afaste um pouco e observe. 
• Descreva o que foi observado. 
• Por que oxidantes devem ser armazenados em separado de substâncias inflamáveis. 
 
4 
 
 
A reação ocorrida é representada pela equação: 
 14 KMnO4 + 4 C3H5(OH)3 → 7 K2CO3 + 7 Mn2O3 + 5 CO2 + 16 H2O + luz + calor 
 
� Mistura de um redutor forte com água. 
 Coloque em um béquer de 250 mL contendo água destilada (200 mL), adicione uma 
gota de fenolftaleina e um pequeno pedaço de sódio metálico. Observe e anote. 
• Descreva o que foi observado. 
• Escreva a equação das reações ocorridas. 
 
� Reações do Iodeto 
 - Coloque em dois tubos de ensaios 2,0 mL da solução de KI e em seguida adicione 2,0 
mL de solução de H2SO4 2,0 mol/L. 
- No primeiro tubo adicione 4 gotas de água oxigenada a 10 vol. e no segundo tubo 4 
gotas de solução de KMnO4 0,02 mol/L. 
 - Depois de alguns minutos adicione 1,0 mL de CCl4 em cada tubo, agite 
energicamente o conteúdo e depois deixe em repouso. A observação deve ser dirigida para as 
cores da solução aquosa e do tetracloreto de carbono antes e depois da agitação, 
desprendimento gasoso ou não, aquecimento ou resfriamento do tubo, etc. Anote as 
observações e explique os resultados empregados. 
 
KI + H2SO4 + H2O2 → I2 + K2SO4 + H2O 
KI + H2SO4 + KMnO4 → MnO + I2 + K2SO4 + H2O 
 
� Reações com Metais 
Zinco 
- Colocar 2,0 mL de uma solução 0,5 mol/L de sulfato de cobre II em tubo de ensaio. 
- Adicionar no mesmo tubo, um pedaço de zinco. 
- Agitar e observar durante 10 minutos. 
• Escreva as semi-reações de oxidação e redução. 
Cobre 
 
5 
 
- Colocar 2,0 mL do ácido nítrico concentrado em tubo de ensaio. 
- Adicionar um pedaço de fio de cobre. Observar durante 10 minutos. 
- Ajuste os coeficientes da equação: 
 Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O 
 
 
 
6 
 
 
 
PRÁTICA: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
I Objetivo 
• Verificar, experimentalmente, o princípio de “LE CHATELIER”. 
 
II Introdução 
Equilíbrio químico é a parte da físico-química que estuda os fenômenos químicos 
reversíveis. Lê Chatelier, cientista francês, enunciou o principio geral do deslocamento de 
equilíbrios químicos. “Quando uma força atua sobre um sistema em equilíbrio, este se 
desloca no sentido de anular a força aplicada”. Este é o princípio da fuga ante a força. A 
concentração, a pressão e a temperatura são forças que atuam sobre os equilíbrios químicos. 
Nessa experiência estudaremos os deslocamentos de equilíbrios químicos em função 
da concentração adicionando substâncias que provocam o deslocamento de equilíbrio, as 
quais serão observadas pelas mudanças na intensidade das cores das soluções. Quando se 
aumenta a concentração de um dos componentes do equilíbrio, ele se desloca no sentido de 
consumir o reagente adicionado. Quando se diminui a concentração de um dos componentes 
do equilíbrio, ele se desloca para repor o componente retirado. 
Uma ação reversível clássica é a que se processa entre o cloreto de ferro III e o 
tiocianato de amônio (Fe3+ / SCN−), sendo formada uma solução de coloração vermelha, cuja 
intensidade depende da concentração das substâncias. 
 FeCl3 + 3 NH4SCN <===> Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl 
 VERMELHO 
Outro equilíbrio que será observado é o que ocorre com cromatos (soluções amarelas) 
dicromatos (soluções alaranjadas) em solução aquosa. Dissolvendo certa quantidade de 
dicromato de potássio em água, ocorrerá a dissolução do sal: K2Cr2O7 <===> 2 K+ + 
Cr2O72−, o ânion Cr2O72− e a água entram em equilíbrio. 
 Cr2O72− + H2O <===> 2 CrO42− + 2 H+ 
 ALARANJADO AMARELO
 
 
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7 
 
III Procedimento 
Influencia da concentração no equilíbrio Fe3+ / SCN−), 
1. Medir com uma proveta 50,0 mL de água destilada e transferir para um béquer de 
100,0 mL; 
2. Adicionar no mesmo béquer, duas gotas das soluções saturadas de cloreto férrico e 
duas de tiocianato de amônio. 
3. Numerar quatro tubos de ensaio e colocar em cada um deles 10 mL da solução do item 
1, medidos em uma pipeta. Separar o tubo 4 para comparação (padrão). 
4. Ao tubo 1, adicionar três gotas de solução de FeCl3. Agitar até homogeneizar. 
5. Adicionar ao tubo 2, três gotas de solução de NH4SCN. Agitar até homogeneizar. 
6. Ao tubo 3, adicionar uma ponta de espátula de NH4Cl sólido. Agitar até homogeneizar. 
7. Comparar as colorações obtidas nos tubos 1,2 e 3 com a cor do padrão (tubo 4). 
8- Fazer suas anotações. 
• Explique o que ocorreu. 
• Para que lado houve o deslocamento do equilíbrio? Por quê? 
 
Deslocamento do Equilíbrio Cr2O72− / 2 CrO42− 
1. Numerar seis tubos de ensaio e adicionar 3,0 mL da solução de K2Cr2O7 ou K2CrO4 de 
acordo com a tabela abaixo. 
2. Aos tubos 1 e 4, colocar 0,5 mL de solução de HCl e agitar até homogeneizar. 
3. Aos tubos 2 e 5, colocar 0,5 mL de solução de NaOH e agitar até homogeneizar. 
 
TUBO SOLUÇÃO ADICIONAR COLORAÇÃO DESLOCAMENTO 
01 K2Cr2O7 HCl 
02 K2Cr2O7 NaOH 
03 K2Cr2O7 -------- padrão -------- 
04 K2CrO4 HCl 
05 K2CrO4 NaOH 
06 K2CrO4 ------- padrão -------- 
- Comparar as colorações dos tubos 1 e 2 com o tubo 3. Justificar. 
- Comparar as colorações dos tubos 4 e 5 com o tubo 6. Justificar. 
 
8 
 
Deslocamento do Equilíbrio Cr2o72− / 2 Cro42− e BaCrO4 
 BaCr2O7 + H2O <===> BaCrO4 + 2 H+ + CrO42− 
ALARANJADO AMARELO
 
PARCIALMENTE SOLUVEL EM ÁGUA INSOLUVEL EM ÁGUA 
1. Numerar quatro tubos de ensaio e adicionar em cada um deles 3,0 mL da solução de 
K2Cr2O7 ou K2CrO4 de acordo com a tabela abaixo. 
2. Adicionar nos quatro tubos de ensaio 1,0 mL de solução de BaCl2. Agitar até 
homogeneizar. 
3. Nos tubos 1 e 3, coloque 1,0 mL de solução de HCl e agitar até homogeneizar. 
4. Nos tubos 2 e 4, coloque 1,0 mL de solução de NaOH e agitar até homogeneizar. 
 
Tubo Solução Adicionar Coloração Deslocamento 
01 K2Cr2O7 + BaCl2 HCl 
02 K2Cr2O7 + BaCl2 NaOH 
03 K2CrO4 + BaCl2 HCl 
04 K2CrO4 + BaCl2 NaOH 
 
• Anotar e explicar o resultado observado. 
 
9 
 
 
 
PRÁTICA: CINÉTICA QUÍMICA 
 
I Objetivo 
• .Investigar o efeito da concentração de um dos reagentes sobre o tempo de reação. 
 
II Introdução 
 A velocidade média de uma reação pode ser determinadas em função das quantidades 
de reagentes que foram consumidos ou dos produtos formados em um determinado intervalo 
de tempo. Dada uma reação química hipotética:WZYX +→+ 
 Admitindo-se que o intervalo de tempo ( ∆T) em minutos, foram consumidos “n” mols 
do reagente X, a velocidade média da reação será dada pela expressão: 
T
nVm ∆
∆
= mols/min 
 Nesta experiência será realizada a reação entre uma solução de Iodato de Potássio, 
fonte de íons IO3-, e uma solução de bissulfito de sódio, fonte de íons HSO3-, utilizando 
amido como indicador. 
 A reação pode ser representada por uma etapa inicial: 
 
 
Quando os íons HSO3- tiverem sido consumidos, os íons I- reagirão com o restante dos íons 
IO3- para produzir o iodo (I2). 
 
 
 O iodo liberado forma com o amido (indicador) um composto não definido de cor azul. 
A cor azul é devido à absorção das moléculas do iodo na superfície das partículas de 
disperso. 
 
 
IO3- + 3 HSO3- I - + 3 SO42- + 3 H+ (Lenta) 
5 I- + IO3- + 6 H+ 3 H2O + 3 I2 (Rápida) 
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10 
 
III Procedimento 
1. Colocar no tubo de ensaio 1 mL da solução A. Em seguida adicionar 9 mL de água 
destilada; 
2. Em outro tubo de ensaio, colocar 10 mL de solução B; 
3. Verter o conteúdo dos dois tubos em um béquer e rapidamente disparar o cronômetro; 
4. Agitar constantemente o sistema até que haja o primeiro sinal de alteração da cor. 
Anotar o Tempo. 
Proceder de forma semelhante para os demais tubos de ensaio de acordo com o esquema do 
quadro abaixo: 
Tubo Sol A (mL) H2O (mL) Conc. (mol/L) Sol B (mL) Tempo (s) 
1 1 9 0,002 * 10 
2 2 8 10 
3 3 7 10 
4 4 6 10 
5 5 5 10 
6 6 4 10 
7 7 3 10 
8 8 2 10 
9 9 1 10 
 
*Podemos calcular a concentração de cada solução através da expressão da diluição de 
soluções MiVi = MfVf, para a solução no tubo 1 temos: 0,02 x 1 = Mf x 10 Mf = 0,002 
mol/L. Calcular a concentração (mol/L) em cada tubo com a solução de KIO3. 
 
III Bibliografia 
TRINDADE, D. F.; BISPO, J. G. et al. Química básica experimental –São Paulo: Parma, 
1980.
 
11 
 
 
 
PRÁTICA: PREPARAÇÃO DE UMA ESCALA DE pH COM EXTRATO DE 
VEGETAIS 
 
I Objetivo 
 Montar uma escala de pH utilizando flores vermelhas ou repolho roxo e Identificar o 
pH de várias substâncias com o extrato. 
 
II Procedimento 
Extrato de flores: 
 - Retirar as pétalas de várias flores vermelha. 
 - Macerar em um almofariz com cuidado. 
 - Adicionar no almofariz, 20 mL de álcool etílico. 
 - Esperar 5 minutos e filtrar. 
 
Extrato de repolho: 
 - Cortar em pedaços pequenos aproximadamente 10 folhas de repolho roxo. 
 - Colocar as folhas em um béquer de 1000mL contendo 500mL de água destilada. 
 - Ferver até que a mistura adquira uma cor azul. 
 - Reduzir o volume até ± 300mL. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
DISCIPLINA QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA II 
 
12 
 
Preparação da escala de pH 
Ácida 
 - Numerar 13 tubos de ensaio. 
 - Colocar no 1º tubo, 10 mL de solução de HCl 0,1mol/L. 
 - Nos tubos de números 2 a 6 adicionar 9 mL de H2O destilada. 
 - Retirar 1 mL da solução do tubo 1, adicionar ao tubo 2 e agitar. 
 - Transferir 1 mL da solução do tubo 2 para o tubo 3 e agitar. 
 - Continuar esse procedimento até o tubo 6. 
 - Calcular a concentração das soluções de HCl nos 6 tubos 
 
Básica 
 - Colocar no 13º tubo, 10 mL de solução de NaOH 0,1mol/L. 
 - Nos tubos de números 12 a 8 adicionar 9 mL de H2O destilada. 
 - Retirar 1 mL da solução do tubo 13, adicionar ao tubo 12 e agitar. 
 - Transferir 1 mL da solução do tubo 12 para o tubo 11 e agitar. 
 - Continuar esse procedimento até o tubo 8. 
 - Calcular a concentração das soluções de NaOH nos 6 tubos 
 
 Neutro 
- Adicionar 10 mL de água destilada no tubo 7. 
 
 Extrato 
- Adicione nos 13 tubos de ensaio 1 mL do extrato vegetal . 
 
 
 
 
 
 
 
OBS. Lavar as pipetas antes de cada operação. 
 
13 
 
Teste da escala 
Separar seis tubos de ensaio e adicionar: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Observar e comparar com a escala de cores, citando o pH aproximado de cada um dos seis 
experimentos. 
 
 
14 
 
UNIVERSIDADE CATÓLICA DE PERNAMBUCO 
CURSO: ENGENHARIA QUÍMICA E ENGENHARIA AMBIENTAL 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA II 
 
TÍTULO: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
I Objetivos 
• Entender o funcionamento de uma solução tampão 
• Verificar se uma solução tem efeito tampão; 
• Especificar as etapas para preparar uma solução tampão. 
 
II Introdução 
 Tampões são soluções que resistem a variações de pH pela adição de ácidos ou bases (numa 
determinada faixa). Essas soluções são essenciais para a vida das células e organismos. Geralmente, utiliza-se 
tampão no estudo de processos bioquímicos in vitro. 
 As soluções tampões são constituídas quimicamente de um ácido fraco e seus sais ou de uma base 
fraca e seus sais. Os principais tampões que estabilizam o pH em torno do pH neutro, fisiologicamente 
importante para células (7,35 - 7,45) são tampão bicarbonato - ácido carbônico e tampão fosfato. Valores de 
pH acima de 7,4 e abaixo de 6,8 não são compatíveis com a vida humana, entretanto existem algumas 
enzimas do corpo humano e de aplicações ambiental e industrial cujo pH ótimo para crescimento é ácido ou 
básico. 
Exemplificando, tampão acetato é composto de ácido acético (H3CCOOH) e íon acetato (H3CCOO- ). Ele 
pode ser preparado a partir do ácido acético e um dos seus sais (acetato de sódio ou potássio). 
Entretanto, mesmo não havendo no laboratório o sal acetato é possível preparar tampão acetato só a partir de 
ácido acético adicionando-se NaOH ou KOH para gerar o sal correspondente. 
 
Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto ocorre porque essas soluções contêm um 
componente ácido e um básico em sua constituição. Para que possamos entender o mecanismo de ação dessas 
soluções, vamos considerar o sistema tampão ácido acético e acetato de sódio. Desde que o sal (acetato de 
sódio) é um eletrólito forte, em solução aquosa estará completamente dissociado: 
 
 
O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons: 
 
A constante de ionização para o ácido acético é dada por: 
 
É importante ressaltar que, na solução tampão, a principal contribuição para aconcentração de íons acetato, 
que é a base conjugada do ácido acético, é proveniente do sal. Portanto, a ionização do ácido acético é 
negligenciável frente ao excesso de sal (efeito do íon comum), assim como é negligenciável a hidrólise do íon 
acetato frente ao excesso de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a expressão da constante de 
 
15 
 
equilíbrio para o ácido acético, substituindo- se o termo [CH3COO–] (que representa a base conjugada do 
ácido) por [Sal]: 
 
Assim, é possível verificar o que acontece com uma solução tampão, composta por ácido acético e acetato de 
sódio, quando a ela for adicionado um ácido ou uma base fortes. 
 
Adição de Ácido 
Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação da concentração dos íons H+ no meio (uma 
perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pela 
base conjugada dotampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco, 
conforme a reação abaixo: 
 
Adição de base 
Se uma base for adicionada a um tampão, ocorrerá uma elevação da concentração dos íons OH– no meio 
(uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será 
neutralizada pelo ácido acético do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar 
pouco, conformea reação abaixo: 
 
 
pH do tampão : é dado pela relação do nº.de mols do sal pelo ácido e matematicamente expressa pela 
fórmula: 
pH = pKa + log [sal] / [ácido] (1) 
pKa = -log Keq 
Sendo que pka é uma constante para determinado ácido, valor esse encontrado em manuais de laboratório, e 
Keq é a constante de equilíbrio de dissociação do ácido fraco. 
 
III Procedimento 
 
a) Preparo das soluções tampão 
Utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch, calcule a quantidade em gramas de acetado de sódio 
(CH3COONa) que deverá ser adiciona a 100 mL de uma solução de ácido acético (CH3COOH) 1 mol/L, para 
que o tampão tenha pH = 4,75. Dados: MM CH3COONa = 82 g/Mol; Ka = 1,78x10-5. 
Adicione em um béquer 100mL de ácido acético 1,0 Mol/L 
Pese ___g de acetato de sódio e dissolva no ácido acético 
Rotule como solução tampão acetato de sódio 
 
 
16 
 
b) Propriedades da solução tampão 
Adição de ácido 
a) Reserve dois copos de béquer d e 50 mL e identifique-os em A1 e A2; 
b) Adicione 40 mL de água destilada ao béquer A1; 
c) Adicione 40 mL de solução tampão ao béquer A2; 
d) Adicione 1mL de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L em cada béquer e leia o pH. Anote o ocorrido e comente. 
 
Adição de base 
a) Reserve dois copos de béquer d e 50 mL e identifique-os em B1 e B2; 
b) Adicione 40 mL de água destilada ao béquer B1; 
c) Adicione 40 mL de solução tampão ao béquer B2; 
c) Adicione 1mL de ácido clorídrico (NaOH) 1 mol/L em cada béquer e leia o pH. Anote o ocorrido e 
comente. 
 
Questões 
1. De que é constituída uma solução tampão? 
2. Calcule o percentual de aumento de pH após adição de NaOH 
3. Calcule o percentual de aumento de pH após adição de HCl