relatorio vidrarias volumetricas e determinação da constante de equil

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Universidade Federal de São João Del-Rei 
Campus Alto Paraopeba 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Vidrarias Volumétricas e não Volumétricas e Determinação da constante de equilíbrio 
 
 
 
 
Relatório apresentado como parte das exigências 
da disciplina Química Analítica Experimental sob 
responsabilidade da Profª. Ana Maria de Oliveira. 
 
 
Ana Carolina Piazzi – 134500030 
Glauber Henrique Freire Ferreira – 114550056 
Mariana Simões Gualberto – 134550045 
Nathália Morais Corrêa de Novaes – 134550046 
 
 
Ouro Branco – MG 
Setembro/2014 
 
 
RESUMO 
O experimento realizado foi divido em duas partes, sendo a primeira parte referente a 
vidrarias volumétricas e não volumétricas e, a segunda sobre determinação de constante de 
equilíbrio. O trabalho em laboratório de química analítica exige que se conheça e se saiba 
distinguir cada equipamento volumétrico para escolher o mais conveniente a sua necessidade, 
para que as medições sejam feitas de maneira adequada e saibamos reconhecer os erros 
associados a cada vidraria. Tais vidrarias são classificadas em basicamente dois grupos: As 
vidrarias TC (to contain) são aquelas que têm por finalidade conter um volume determinado de 
amostra, sendo essas vidrarias as mais exatas. E as vidrarias TD (to deliver), são utilizadas para 
a transferência de volumes sem grande exatidão, são vidrarias mais precisas. A constante de 
equilíbrio K é uma grandeza dependente da temperatura (ou pressão, quando se trata de espécies 
no estado gasoso) que expressa a influência da concentração na posição do equilíbrio químico. 
Essa constante é regida pela lei da ação da massa e envolve na sua equação as concentrações 
molares dos reagentes e produtos de uma equação química e seus coeficientes. Este experimento 
teve por objetivos: conhecer os equipamentos e técnicas de medidas de volumes em laboratório, 
aplicando os cálculos com algarismos significativos e, medir experimentalmente o pH de 
diversas soluções ácidas, básicas e de sais. Para a primeira parte, as vidrarias foram avaliadas 
pela metodologia de transferência de volumes para fazer comparações entre as aferições das 
medidas. Para a segunda, o pH das soluções foi determinado por meio de dois métodos: 
utilizando fitas indicadoras de pH e utilizando um pHmetro. O resultado mostrou que, as 
vidrarias mais indicadas para uma transferência de volume são a bureta, proveta e pipeta 
graduada. E que o béquer e o erlenmeyer são vidrarias pouco precisas e exatas. A partir dos 
valores de pH do pHmetro, foi possível o cálculo das constantes Ka e Kb das soluções ácidas e 
básicas respectivamente, pois com esse equipamento obtém-se uma maior precisão nos valores 
medidos, pois fornece valores bem definidos. Dessa maneira, em um experimento, a vidraria a 
ser utilizada e o método de determinação do pH dependerá do que se está sendo realizado e da 
precisão que essa análise exige. 
 
1. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
1.1. PARTE I - VIDRARIAS VOLUMÉTRICAS E NÃO VOLUMÉTRICAS 
O intuito do experimento realizado foi avaliar as diversas vidrarias presentes no 
laboratório de acordo com sua precisão e exatidão. “A exatidão de uma medida está relacionada 
com seu erro absoluto, isto é, com a proximidade do valor medido em relação ao valor 
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verdadeiro da grandeza. A precisão, por outro lado, está relacionada com a concordância das 
medidas entre si, ou seja, quanto maior a dispersão dos valores, menor a precisão.” (BACCAN 
et al, 1979). 
Para tal avaliação, realizou-se a comparação entre grupos de vidrarias, sendo eles 
béquer, erlenmeyer e proveta todos de capacidade volumétrica de 50ml; bureta de 25ml e 
erlenmeyer de 50ml; pipeta graduada e proveta ambas de 10ml e, um balão volumétrico e um 
erlenmeyer ambos de 50ml. Dessa maneira, verteu-se o conteúdo medido em um no outro e, 
verificou-se as aferições das medidas na nova vidraria. 
Ao se transferir a água do béquer para o erlenmeyer, notou-se que o volume de água 
ultrapassou 50 ml, e ao passar para a proveta, observou-se que o menisco estava próximo da 
marca de 50,0 (± 0,5) ml. Isso ocorre devido à pouca precisão conferida pela transferência de 
volumes de vidrarias TC, o que pode prejudicar uma experiência em que seja necessário 
trabalhar com volumes pequenos. Realizando o caminho inverso, da proveta para o erlenmeyer 
e para o béquer, o mesmo resultado foi observado, no béquer o volume se aproximou da marca 
de 50ml, e no erlenmeyer o menisco ultrapassou significativamente a marca de 50 ml. Isso nos 
permitiu criar uma ordem crescente de precisão para os aparatos: erlenmeyer, béquer, proveta. 
Quando se transferiu 10,00 (± 0,05) ml de água da pipeta para a proveta, observou-se 
que o menisco marcava 9,80 (± 0,05). Nesse procedimento, as vidrarias TD, proveta e pipeta, 
mostraram que são precisas, os volumes são corrigidos por causa da aderência do fluido nas 
paredes da vidraria, se analisar sem este erro os dois volumes aferidos seriam os mesmos. 
(BACANN et al., 2001). 
Na passagem de 25,00 (± 0,05) ml da bureta para o erlenmeyer houve uma grande 
diferença de volume, o menisco estava compreendido entre 30 ml e 40 ml. 
 Preencheu-se um balão volumétrico de 50 ml até a sua marca com água e depois se 
transferiu esse volume para uma proveta de 50 ml. Pode-se notar que o volume aferido foi o 
mesmo, o que comprova que o balão volumétrico é uma vidraria exata. 
Fazendo uma comparação entre as vidrarias volumétricas estudadas podemos fazer a 
seguinte ordem crescente de precisão: Erlenmeyer, Béquer, Balão Volumétrico, Proveta, Pipeta 
Graduada e Bureta. 
Sendo assim, o volume pode ser medido de maneira confiável com uma pipeta, uma 
bureta, ou um frasco volumétrico, como provetas e balões volumétricos. As pipetas e as buretas 
são normalmente calibradas para dispensar volumes específicos, enquanto os frascos 
volumétricos são calibrados para conter um dado volume. (SKOOG et al., 2007). Já o béquer 
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e o erlenmeyer não apresentam exatidão e precisão, sua marcação não é totalmente segura, pois, 
não há como medir pequenas variações de seu volume, uma vez que, sua marcação geralmente 
varia de 5 ml em 5 ml, ou de 10 ml em 10 ml, sendo assim, não podemos expressar sua medida 
em termos de imprecisão e, o erlenmeyer quando recebeu volume de água de outra vidraria 
apresentou uma grande discrepância entre sua medida e a medida anterior. Comparando-se a 
bureta com a proveta, temos que “a precisão alcançável com uma bureta é substancialmente 
maior que a precisão de uma pipeta”. (SKOOG et al., 2007). 
 
1.2. PARTE II –DETERMINAÇÃO DE CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 
Foi medido o pH de diversas soluções por meio de dois métodos: utilizando o pHmetro 
e fitas medidoras de pH. Os resultados de pH obtidos dadas as condições locais de temperatura 
estão detalhados na Tabela 1: 
Tabela 1:Comparação ente os valores de pH medidos utilizando fita medidora e pHmetro, das soluções em estudo. 
Solução pH (fita indicadora) pH (pHmetro) 
CH3COOH(0,5 mol L
-1) 2 2,09 
CH3COOH (0,1 mol L
-1) 2 2,35 
KOH (0,1 mol L-1) 14 13,96 
HCl (0,1 mol L-1) 0 1,34 
KCl (0,1 mol L-1) 7 6,58 
C2H3NaO2 (0,1 mol L
-1) 8 7,87 
NH4NO3 (0,1 mol L
-1) 7 6,59 
NH4OH (0,1 mol L
-1) 11 10,79 
 
As fitas indicadoras de pH fornecem respostas satisfatórias quando o objetivo é saber 
qual faixa de pH a solução se encontra, uma vez que o resultado é expresso com apenas um 
algarismo significativo, sendo este incerto, pois nesse método utiliza-se a observação de uma 
gama de cores a qual pode ser interpretada de forma diferente por diferentes pessoas, devido afatores como condição da visão da pessoa, iluminação do ambiente, entre outros. Este tipo de 
método é geralmente utilizado quando não é necessário um valor de pH definido e sim de uma 
faixa de pH onde o experimento possa ser realizado em boas condições. 
O pHmetro apresenta resultados mais confiáveis, pois tem o número de algarismos 
significativos maior e também, por se tratar de um aparelho eletrônico, está sujeito a uma menor 
subjetividade. Desse modo, para determinação das constantes Ka e Kb, foram utilizados os 
valores obtidos com o pHmetro, visto que, são dados mais precisos. 
 
 
Somente foram calculadas as constantes de dissociação para ácidos e bases. Não foram 
calculados os K’s dos sais, devido ao fato de que ao se dissociar, pode-se obter sais básicos, 
neutros ou ácidos. A dissociação do KCl em água leva a formação dos íons K+ e Cl-, como pode 
ser visto na Equação 1, porém não há alteração no pH uma vez que esses íons sofrendo hidrólise 
levam à formação do mesmo sal e água. O pH medido do KCl foi de 6,58 o que difere do 
esperado que seria 7,00 para sais neutros. (FELTRE, 2004). 
𝐾𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝐾
+
(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙
−
(𝑎𝑞) (1) 
Por outro lado na dissociação do NH4NO3, mostrado na Equação (2), e na do 
CH3COONa, demonstrada na Equação (3), os íons formados sofrem hidrólise, sendo que no 
caso do NH4NO3 há a formação de H
+ quando o íon NH4
+ se hidrolisa, caracterizando-o como 
um sal ácido, confirmado pelo valor de pH obtido de 6,59 que é menor que 7,00. No caso do 
CH3COONa há a formação de OH
- quando o íon H3CCOO
- se hidrolisa, caracterizando-o como 
um sal básico, confirmado pelo pH obtido de 7,87que é maior que 7,00. 
𝑁𝐻4𝑁𝑂3(𝑎𝑞) → 𝑁𝐻4
+
(𝑎𝑞)
+ 𝑁𝑂3
−
(𝑎𝑞)
 (2) 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎(𝑎𝑞) → 𝐻3𝐶𝐶𝑂𝑂
−
(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎
+
(𝑎𝑞) (3) 
Para o cálculo da constante de dissociação ácida de um composto que se dissolve em 
água conforme a Equação 4, tem-se a Equação 5 onde o colchete indica que os valores de 
entrada na equação são os de concentração. 
𝐻𝐴 ↔ 𝐻+ + 𝐴− (4) 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+][𝐴−]
[𝐻𝐴]
(5) 
Foram feitos os seguintes cálculos para a constante de dissociação ácida da solução de 
0,1 mol L-1de HCl. A Equação 6 demonstra a dissociação do HCl, que é um ácido forte e 
dissocia-se completamente em água. A Equação 7 demonstra como a Equação 5 fica quando 
em função do HCl: 
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝐻
+
(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙
−
(𝑎𝑞)(6) 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+][𝐶𝑙−]
[𝐻𝐶𝑙]
(7) 
A partir da Equação do pH, descrita na Equação 8, podemos obter a concentração de H+ 
e Cl-, uma vez que a relação estequiométrica é de um para um e, como o HCl é um ácido forte 
e possui alto grau de dissociação, tem-se a Equação 9: 
[𝐻+] = 10−𝑝𝐻(8) 
[𝐻+] = [𝐶𝑙−] = 10−1,34 =
0,046𝑚𝑜𝑙
𝐿
 (9) 
Têm-se a concentração de HCl no equilíbrio no valor de 0,054 mol L-1 definida pela 
Equação 10, uma vez que a estequiometria é de um para um. 
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[𝐻𝐶𝑙] = 0,1 − [𝐻+] ⇒ [𝐻𝐶𝑙] = 0,054 𝑚𝑜𝑙/𝐿 (10) 
Tendo em mãos os valores de concentração, obtém-se a Equação 11 que também 
demonstra o resultado: 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+][𝐶𝑙−]
[𝐻𝐶𝑙]
= 
[0,046][0,046]
[0,054]
 = 0,039 (11) 
Os cálculos foram feitos de forma análoga para a solução de CH3COOH 0,5 e 0,1 mol 
L-1, que é um ácido fraco e dissocia-se parcialmente conforme a Equação 12. 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−
(𝑎𝑞) + 𝐻
+
(𝑎𝑞) (12) 
Os resultados dos cálculos de Ka e os valores previstos em literatura estes últimos, 
considerados a uma temperatura de 25ºC (VOGEL et al, 1981) foram dispostos na Tabela 2: 
 
Tabela 2: Valores de Ka determinados experimentalmente e previstos em literatura das soluções ácidas de estudo. 
Solução Ácida Ka (Calculado) Ka (previsto em literatura) 
HCl (0,1 mol L-1) 0,039 1,00 x 107 
CH3COOH(0,5 mol L
-1) 1,34 x10-4 1,74 x 10-5 
CH3COOH (0,1 mol L
-1) 2,08x10-4 1,74 x 10-5 
 
Para o cálculo da constante de dissociação básica de um composto que se dissocia em 
água conforme a Equação 13, tem-se a Equação 14: 
𝐵𝑂𝐻 ↔ 𝐵+ + 𝑂𝐻−(13) 
𝐾𝑏 = 
[𝐵+][𝑂𝐻−]
[𝐵𝑂𝐻]
 (14) 
Foram feitos os seguintes cálculos para a constante de dissociação básica da solução de 
0,1 mol L-1de KOH. A Equação 15 demonstra a dissociação do KOH, que é uma base forte e 
dissocia-se completamente em água e a Equação 16 demonstra como fica a Equação 14 quando 
em função do KOH: 
𝐾𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐾(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) (15) 
𝐾𝑏 = 
[𝐾+][𝑂𝐻−]
[𝐾𝑂𝐻]
 (16) 
Para obter-se a concentração de OH-, deve-se partir do princípio enunciado na Equação 
17, onde pode-se determinar o pOH a partir do pH: 
𝑝𝑂𝐻 = 14 − 𝑝𝐻 ⇒ 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 13,96 ⇒ 𝑝𝑂𝐻 = 0,04 (17) 
Com o pOH em mãos pode-se determinar a concentração de OH- e K+, uma vez que a 
relação estequiométrica é de 1 para 1, com a Equação 18: 
[𝑂𝐻−] = [𝐾+] = 10−𝑝𝑂𝐻 = 10−0,04 = 0,91(18) 
Têm-se a concentração de KOH igual a -0,81mol L-1 encontrada a partir da Equação 19: 
[𝐾𝑂𝐻] = 0,1 − [𝑂𝐻−] ⇒ [𝐾𝑂𝐻] = 0,1 − 0,91 = −0,81𝑚𝑜𝑙/𝐿 (19) 
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Assim sendo pode-se encontrar o Kb seguindo a Equação 20: 
𝐾𝑏 =
[0,91][0,91]
[−0,81]
 (20) 
Para a determinação da Kb para a NH4OH, fizeram-se cálculos analogamente aos 
realizados para o KOH. A Equação 21 demonstra a dissociação do NH4OH, que é uma base 
fraca e dissocia-se parcialmente em água e a Equação 22 demonstra como fica a Equação 14 
quando em função do NH4OH. Aconcentração de íons, consideradas equivalentes, foi de 
6,17x10-4 mol L-1 e a concentração final de NH4OH foi de 9,94x10
-2 mol L-1. 
𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) (21) 
𝐾𝑏 = 
[𝑁𝐻4
+][𝑂𝐻−]
[𝑁𝐻4𝑂𝐻]
 (22) 
Os resultadosobtidos em condições experimentais e os valores previstos em literatura, 
(considerados a 25ºC) (FELTRE, 2004) estão dispostos na Tabela 3: 
 
Tabela 3: Valor de Kb calculado experimentalmente e previsto em literatura. 
Solução Básica (0,1mol L-1) Kb(calculado) Kb(previsto em literatura) 
KOH 1,02 - 
NH4OH 3,83x10
-6 1,78x10-5 
 
Observa-se que os valores previstos em literatura e calculados diferem devido a uma 
série de fatores, entre eles destaca-se a imprecisão dos valores de pH obtidos pelo pHmetro 
devido à sua imprecisão como também foi coletado o pH de apenas uma replicata, sendo 
necessário o uso de mais replicatas e um tratamento estatístico para uma melhor precisão e, 
também devido as condições experimentais, como temperatura, visto que na literatura os dados 
são considerados a 25ºC, e os realizados experimentalmente foram em condições locais de 
temperatura e pressão. 
Quanto maior o Ka, mais forte o ácido, assim sendo foi possível observar que o HCl é 
mais forte. Da mesma forma, quanto maior o Kb mais forte é a base, assim sendo o KOH é a 
base mais forte. (SKOOG et al, 2007). 
 
2. CONCLUSÃO 
 Ao realizar um experimento, há a necessidade de conhecer e estudar previamente os 
tipos de vidrarias que serão utilizados no processo, pois com a execução das experiências tais 
instrumentos podem interferir nos resultados. Por exemplo, ao utilizarmos uma vidraria TC para 
a medição de um volume, gerou-se um erro considerável que poderia se propagar ao longo de 
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um experimento e impedir o rendimento esperado. Cada medida que é realizada,envolve certo 
grau de incerteza ou erro e, a dimensão desse erro dependerá da natureza e da grandeza da 
medida, do tipo de instrumento de medida e da habilidade de manuseio do mesmo. Sendo assim, 
para um resultado mais confiável é necessário que escolhamos uma vidraria volumétrica que 
nos gere uma menor incerteza em nossa medida. 
A partir dos valores medidos de pH de cada solução, utilizando o pHmetro, foi possível 
a determinação das constantes de dissociação de alguns ácidos e base. A partir destas 
constantes, pode-se observar qual o ácido ou base mais forte, sendo que quanto maior o Ka ou 
Kb mais forte o ácido ou base respectivamente. Foi possível também perceber a influência que 
a exatidão de um método utilizado experimentalmente causa nos cálculos das constantes. 
Quanto maior a exatidão de um método, mais próximos os valores medidos estarão dos valores 
previstos em literatura. 
 
3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BACCAN, N., ANDRADE, J.C., GODINHO, O.E.S., BARONE, J.S. Química Analítica 
Quantitativa Elementar. 3ª edição, Campinas: Edgar Blücher, 2001. 168-176 p. 
 
BACCAN, N., DE ANDRADE, J. C., GODINHO, O.E. S., BARONE, J. S. Química 
Analítica Quantitativa Elementar. 1ª edição. São Paulo: Edgard Blucher ; Campinas: 
Universidade Estadual de Campinas, 1979. 9 p. 
 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química 
Analítica. 8ª Edição, São Paulo: Thomson, 2007. 1124p. 
 
VOGEL, A. I. Análise Química Qualitativa, 3ª Edição, São Paulo: Mestre Jou, 1981. 655p. 
 
FELTRE, R. Físico – Química. 6ª Edição, São Paulo: Moderna, 2004. 185p.