Guia de Aulas praticas de Quimica Analitica
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real da base. 
3) Calcule a normalidade da solução de HCl, usando a equação de equivalência 
aplicada no ponto de final da titulação (Nbase fatorada.Vbase fatorada= Nácido.Vácido). 
4) Calcule o fator de correção e utilize o fator para calcular a normalidade do HCl. 
(FC= Volume esperado/volume titulado, N real= N esperada x FC). 
Referência 
HARRIS, D. A. Análise Química Quantitativa. 6ª ed. LTC \u2013 Livros Técnicos e 
Científicos Editora: Rio de Janeiro, 2005. 
SKOOG, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J. Crouch, S. R. Fundamentos de Química 
Analítica. 8ª ed. Pioneira Thomson Learning; São Paulo, 2006. 
 
Prática QAP5 \u2013 Equilíbrio Químico (constante de equilíbrio de dissociação de 
ácido e produto iônico da água) 
 
1. Introdução 
 Um ácido fraco é um ácido que não ioniza significativamente numa solução; ou 
seja, se o ácido, representado pela fórmula geral HA, quando dissolvido numa solução 
15 
 
aquosa ainda restará uma quantidade significativa de HA não dissociado. Ácidos 
fracos dissociam como: 
 
As concentrações de equilíbrio de reagentes e produtos são relacionadas pela 
expressão da constante de acidez ou constante de dissociação ácida, (Ka): 
 Eq. (1) 
Como a água está em excesso é comum escrever a constante de dissociação do 
ácido da seguinte forma: 
 Eq. (2) 
 
A constante de equilíbrio keq pode ser chamada de constante de acidez e r 
representada por ka.Uma base fraca também pode ser definida como uma substância 
que não está completamente dissociada na solução. A dissociação de uma base fraca 
também pode ser representada por uma equação no equilíbrio, como: 
 
E a constante de dissociação da base (kb) pode ser dada por: 
 Eq (3) 
 
No caso de considerar uma reação no equilíbrio de dissociação de um ácido e 
na formação da base conjugada podemos considerar que para a reação direta e 
inversa teremos: 
 
 O produto da concentração de [H3O
+] X [OH-] é conhecido como produto 
iônico da água e é, a 25ºC igual a 10-14. 
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O valor de pH é definido como a concentração de íons hidrônio [H3O
+] e pode 
ser calculado através da seguinte equação: 
 
pH = - log [H3O
+] Eq. (4) 
 
Assim é possível determinar as concentrações de equilíbrio de um ácido fraco e 
de um ácido forte através da determinação do pH da solução, tendo os valores das 
constantes de dissociação bem como estimar o valor da constante de dissociação dos 
ácido e da base. 
2. Material e Métodos 
2.1 Material 
-Solução de ácido clorídrico 0,1M (ka=1.10
7). 
-Solução de ácido acético 0,1M (ka=1.10
-5). 
-Solução de NaOH 0,1M fatorada. 
-Solução de fenolftaleína 0,5% 
-4 Erlenmeyer de 250 mL. 
-bureta de 25 mL 
-Papel indicador universal de pH 
-Papel universal indicador de pH 
2.2 Procedimento 
-Transferir 10 mL de solução de HCl 0,1M, com exatidão, para um elenmeyer de 250 
mL, medir o valor do pH, utilizando o papel de indicador universal e adicionar 3 gotas 
do indicador fenolftaleína. 
- Transferir 10 mL de ácido acético 0,1M, com exatidão, para um elenmeyer de 250 
mL, medir o valor do pH, utilizando o papel de indicador universal e adicionar 3 gotas 
do indicador fenolftaleína. 
-Adicionar à solução de NaOH fatorada á bureta. 
-Iniciar a titulação da solução de HCl e da solução do ácido acético até a viragem do 
indicador. 
-Realizar o experimento em duplicata. 
3. Responder na seção de Exercícios do relatório: 
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a) Calcule a acidez total do ácido clorídrico e do ácido acético em solução, 
usando a equação de equivalência aplicada no ponto de final da titulação (Nbase 
fatorada.Vbase fatorada=Nácido.Vácido). 
 
b) Considerando as reações abaixo calcule utilizando os valores de pH e a 
constante de dissociação de cada ácido a concentração no equilíbrio de cada 
espécie envolvida na dissociação dos ácidos. 
 
 
 
 
 
c) Explique a diferença entre acidez total titulável e acidez da solução. 
Referência 
HARRIS, D. A. Análise Química Quantitativa. 6ª ed. LTC \u2013 Livros Técnicos e 
Científicos Editora: Rio de Janeiro, 2005. 
SKOOG, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J. Crouch, S. R. Fundamentos de Química 
Analítica. 8ª ed. Pioneira Thomson Learning; São Paulo, 2006. 
 
Prática de QAP6 \u2013 Determinação da curva de titulação de ácido forte e fraco com 
base forte. 
 
1. Introdução 
 
A reação ácido-base pode ser caracterizada em função do pH do meio. A 
variação do pH em função dos incrementos de volume de base adicionados pode ser 
apresentada na forma de um gráfico. Esse gráfico representa a curva de titulação. 
A variação do pH é relativamente lenta nos estágios iniciais e finais da 
titulação. Contudo, Nas imediações do ponto de equivalência se observa uma variação 
brusca no pH, conferindo às curvas de titulação um aspecto sigmóide típico. 
A forma da curva de titulação varia em função da natureza das soluções 
reagentes e de suas concentrações, sobretudo com relação à inclinação e à extensão 
da curva no intervalo de variação brusca de pH. O ponto de equivalência corresponde 
ao ponto de inflexão na curva de titulação. 
18 
 
O cálculo do pH no decorrer da titulação leva em consideração as espécies 
presentes em soluções em cada etapa: antes do ponto de equivalência, no ponto de 
equivalência e depois dele. 
 
2. Material e Métodos 
2.1 Material 
-Solução de ácido clorídrico 0,1M (ka=1.10
7). 
-Solução de ácido acético 0,1M (ka=1.10
-5). 
-Solução de NaOH 0,1M fatorada. 
-Solução de fenolftaleína 0,5% 
-4 Erlenmeyer de 250 mL. 
- bureta de 25 mL 
-Medidor de pH 
 
2.2 Procedimento 
 
-Transferir 10 mL de solução de HCl 0,1M, para um erlenmeyer de 250 mL, medir o 
valor do pH, 
- Transferir 10 mL de ácido acético 0,1M para um elenmeyer de 250 mL, medir o valor 
do pH. 
-Adicionar à solução de NaOH fatorada á bureta. 
-Iniciar a titulação da solução de HCl e da solução do ácido acético a cada 1 mL de 
base adicionada anotar o valor do pH. 
- Proceder a titulação até uma mudança brusca de pH 
-Adicionar mais 2 mL, anotando o pH a cada adição de base. 
-Realizar o experimento em duplicata. 
 
Para o relatório: 
1) Construa a curva de titulação do ácido acético e do ácido clorídrico. 
2) Calcule a concentração de ácido acético e clorídrico e um ponto antes do 
equilíbrio e no ponto de equilíbrio. 
3) Calcule a concentração de OH- após o ponto de equivalência. 
 
3. Referência 
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HARRIS, D. A. Análise Química Quantitativa. 6ª ed. LTC \u2013 Livros Técnicos e 
Científicos Editora: Rio de Janeiro, 2005. 
SKOOG, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J. Crouch, S. R. Fundamentos de Química 
Analítica. 8ª ed. Pioneira Thomson Learning; São Paulo, 2006. 
RODELLA, A. A.; LAVORENTI, A., ALVES, E. M. KAMOGAWA, M. Y. Disciplina Lce-
108. Química Inorgânica e Analítica- Guia De Aulas Práticas e Exercícios. 
Universidade Estadual de São Paulo. Piracicaba: USP, 2007. 
 
Prática QAP7. Aplicações da volumetria de neutralização: determinação do 
poder de neutralização (PN) de calcários. 
1. Introdução 
 
O íon CO3
2- é a base, através do qual, em geral, rochas carbonatadas 
neutralizam a acidez do solo. A capacidade máxima de neutralização de um material 
pode ser estimada em laboratório, fazendo-o reagir com uma quantidade conhecida e 
em excesso de ácido clorídrico. O ácido deverá estar em excesso em relação à massa 
de carbonato analisado, pois o que