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UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ - UNIVALI
Centro de Ciências Tecnológicas da Terra e do Mar – CTTMar Curso de Ciências Biológicas
Química
RELATÓRIO DAS AULAS PRÁTICAS
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Professor: Dra. Márcia Gilmara Marian Vieira
Acadêmicas: Bruna Miranda de Souza
Giselle Cristiane Appi
Marcia Elisa Dada
Itajaí, 2017
RESUMO
Foram feitos dois experimentos para determinar a titulação ácido-base. No primeiro experimento pesou-se 0,32 g de biftalato de potássio e utilizou-se para a titulação 15,8 mL da solução de hidróxido de sódio (NaOH) na primeira amostra, na segunda amostra a massa do biftalato de potássio foi de 0,30 g e a solução de NaOH utilizada para a titulação foi de 14,6 mL e na terceira amostra pesou- se 0,31 g de biftalato de potássio e utilizou-se 16 mL (0,016 L) da solução de NaOH. A concentração encontrada após as médias de peso e volume foi de 0,09818 M. No experimento B, a primeira amostra utilizou para a titulação 15,5 mL da solução de hidróxido de sódio (NaOH) e na segunda amostra, a solução de NaOH utilizada para a titulação foi de 15,7 mL. A concentração encontrada foi de 0,1021M.
INTRODUÇÃO
Para a realização da aula prática sobre Titulação foi necessário adquirir conhecimentos através da aula teórica e de estudos sobre o conteúdo. Alguns tópicos e perguntas foram estipulados para que, ao longo do processo, pudessem ser respondidos e desenvolvidos.
A Titulação é uma operação da química analítica na qual se faz a análise volumétrica e possui o objetivo de determinar a concentração de soluções. Esse procedimento é um processo laboratorial, que faz parte da Análise Titrimétrica, referente “à análise química quantitativa, efetuada pela determinação do volume de uma solução, cuja concentração é exatamente conhecida, que reage quantitativamente com um volume conhecido da solução que contém a substância a ser determinada.” (VOGEL, 1905, pág. 213). Nesse procedimento, o reagente que possui a concentração rigorosamente conhecida e vai dentro da bureta é denominado de titulante, já a substância que possui a concentração desconhecida, mas o volume definido (e que irá dentro do Erlenmeyer), será o titulado. A solução cuja concentração é conhecida de forma exata é a solução padrão e a substância com um volume determinado contendo a substância a ser dosada é o analito. O processo de juntar a solução padrão até o ponto em que a reação esteja completa é a titulação. No final do experimento, a solução pode ser classificada como titulada.
Os métodos volumétricos podem ser classificados em diretos ou indiretos: 
a)Método direto ou titulação direta: quando a espécie a ser determinada reage diretamente com a solução padrão. 
b)Método indireto ou Titulação indireta ou Titulação de retorno ou Contratitulação: esse método consiste em adicionar um excesso, exatamente conhecido, da solução padrão ao analito e depois determinar a parte desse excesso que não reagiu com outra solução padrão. É usado, normalmente, quando a velocidade da reação direta não é compatível com a titulação ou quando a amostra não é solúvel em água, mas é solúvel no reagente da titulação direta ou ainda quando não se tem indicador adequado à titulação.
Os métodos volumétricos da Análise Titrimétrica podem ser classificados em quatro classes e diferem entre si em aspectos tais como tipo de equilíbrio, classe de indicadores, natureza dos reagentes, classe de padrões primários e definições de peso equivalente. São elas:
1)Volumetria ácido-base: Muitos compostos, orgânicos ou inorgânicos, se comportam como ácidos ou bases (segundo a teoria de Brönsted-Lowry) e podem ser titulados com uma solução de um ácido ou de uma base fortes. Os pontos finais dessas titulações são facilmente detectados mesmo como uso de indicadores visuais. A acidez e a basicidade de muitos ácidos e bases orgânicas pode ser aumentada se a titulação for conduzida em meio não-aquoso. O resultado é um ponto final mais nítido além de ácidos e bases muito fracos poderem ser titulados. 
2)Volumetria de precipitação: Nesse caso há formação de um sal pouco solúvel entre o reagente e o analito. Os indicadores visuais também podem ser usados. 
3)Volumetria de complexação: Nas titulações complexiométricas o reagente é um agente complexante e forma com o analito (um íon metálico) um complexo solúvel. O reagente é, normalmente, um agente quelante. Os indicadores podem ser usados para formar um complexo fortemente colorido com o metal. 
4)Volumetria de oxidação-redução: As titulações redox envolvem a reação entre um agente oxidante e um agente redutor. Deve haver uma grande diferença entre as capacidades de oxidar e de reduzir desses reagentes para se obter pontos finais bem definidos.
Na Análise Titrimétrica, alguns reagentes são adotados, como soluções de referência, com concentrações definidas, e recebem o nome de padrões primários ou padrões secundários. O padrão primário seria então, um composto com pureza suficiente para que se possa preparar uma solução padrão mediante a pesagem direta da quantidade necessária da substância, e em seguida, realizar uma diluição até um volume definido de uma solução. A solução que se obtém é considerada uma solução padrão primária. 
Para ser considerado padrão primário, o composto precisa atender à algumas especificações:
Sua obtenção deve ser fácil, assim com sua purificação, secagem (de preferência a 110 – 120ºC) e preservação em estado puro. (Esta condição não é, usualmente, satisfeita pelas substâncias hidratadas, pois é difícil fazer a remoção completa da umidade superficial sem que ocorra uma decomposição parcial.)
A substância deve se manter estável na presença do ar, não deve se alterar durante a pesagem, ou seja, não pode ser higroscópica, não pode se oxidar ao ar e nem ser afetada pela presença de dióxido de carbono (CO2). A composição do padrão deve permanecer invariável, durante sua estocagem.
A substância utilizada deve proporcionar testes de impurezas por meio de ensaios qualitativos ou de outra natureza, que possua sensibilidade conhecida. (O total de impurezas não pode exceder as marcas de 0,01 a 0,02%)
O padrão deve possuir uma massa molecular relativa e elevada, com a finalidade de que os erros de pesagem possam ser desprezíveis. (A precisão na pesagem é normalmente 0,1 a 0,2mg; para possuir exatidão de 1 parte em 1000, necessita-se empregar amostras que pesem pelo menos 0,2g.)
Nas condições na qual será empregada, a substância deve ser facilmente solúvel.
A reação com a solução padrão dever ser estequiométrica e praticamente instantânea. O erro de titulação deve ser considerado desprezível, ou de fácil determinação por método experimental.
Na prática, geralmente existe uma certa dificuldade na obtenção de um padrão primário ideal, e comumente se faz um compromisso entre as exigências que foram relatadas. Alguns padrões primários que são utilizados nas diversas titulações.
Titulação Ácido-Base: carbonato de sódio (Na2CO3), tetraborato de sódio (Na2B4O7), hidrogenoftalato de potássio [KH(C6H4O4), azeótropo do ácido clorídrico, hidrogenoiodato de potássio [KH(IO3)2] e ácido benzoico (C6H5COOH)
Titulação de Complexação: prata (Ag), nitrato de prata (AgNO3), cloreto de sódio (NaCℓ), diversos metais (zinco – Zn; magnésio
– Mg; cobre – Cu; manganês – Mn espectropicamente puros.) e diversos sais, dependendo da reação a ser utilizada.
Titulação de precipitação: prata (Ag), nitrato de prata (AgNO3), cloreto de sódio (NaCℓ), cloreto de potássio (KCℓ) e brometo de potássio (KBr – preparado a partir de bromato de potássio = KBrO3)
Titulação de oxidação-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 ferro puro (Fe).
Os sais não constituem bons padrões, já que possuem uma certa dificuldade de secagem eficaz. No entanto, alguns sais que não eflorescem, como o tetraborato de sódio (Na2B4O7) 10H2O eo sulfato de cobre (CuSO4) 5H2O, demonstram ser padrões secundários com resultados satisfatórios.
Uma substância recebe a denominação de padrão secundário quando pode ser usada em padronizações, já que seu teor de substância ativa foi determinado pela comparação contra um padrão primário. Segue-se daí que uma solução padrão secundária é uma solução na qual o soluto dissolvido não foi determinado pela pesagem do composto dissolvido, mas pela titulação de um volume da solução contra um volume conhecido de uma solução padrão primária.
Titulação Ácido-base
Na Titulação ácido-base, tem-se como objetivo, ao titular uma substância alcalina, com uma solução padrão de um ácido é determinar a quantidade de ácido que é o exato equivalente químico da quantidade de base presente. O ponto de equivalência é o ponto em que essa situação ocorre, podendo ser chamado também de ponto estequiométrico ou ponto final teórico. Ao final da reação, a solução aquosa contém o sal correspondente (ou vice-versa). Se o ácido e a base forem eletrólitos fortes, ao chegar ao ponto de equivalência da reação, a solução será neutra e terá pH = 7. Caso ou a base ou o ácido seja um eletrólito fraco, o sal estará hidrolisado, num certo grau e a solução no ponto de equivalência ligeiramente ou ácida ou alcalina. O pH da solução, de forma exata, no ponto de equivalência, pode ser calculado pela constante de ionização do ácido fraco ou da base fraca, e a concentração da solução, facilmente. Em uma titulação real, o ponto de equivalência será caracterizado pelo valor definido da concentração de íons H+ na solução, e o valor depende do da natureza dos compostos (ácido e base) e da concentração da solução. 
Existe um momento, num determinado ponto em que esse processo acontece, e esse ponto é chamado de ponto de equivalência ou ponto final teórico. Nota-se o término da titulação devido a alguma alteração física, que é provocada pela solução padrão, ou muitas vezes, pela adição de um reagente auxiliar ou indicador. Após a reação entre a substância e a solução padrão estar quase completa, pode-se adotar outra forma de medição física. Ao usar o indicador, ele vai alterar a coloração ou a turvação do líquido que está sendo titulado. O ponto de ocorrência desse evento é denominado de ponto final da titulação. Em uma titulação ideal, o ponto final visível e o ponto final estequiométrico irão coincidir, mas em uma titulação prática, a situação muda um pouco. Ocorre, na maioria das vezes, uma pequena diferença, e é o que constitui o erro de titulação. A escolha do indicador e as condições experimentais devem ser selecionadas de forma que a diferença entre os dois pontos final seja a menor possível.
Existem vários compostos que recebem a denominação indicadores de neutralização ou indicadores ácido-base. Seu papel na titulação é alterar a cor do composto em relação a concentração de íon H+ que é encontrada. Essa substância possui uma principal característica que é de a mudança de uma cor, que é predominantemente “ácida” para uma cor predominantemente “alcalina” não ocorrer de forma muito rápida e súbita, mas sim, em um pequeno intervalo de pH, que é o chamado intervalo de mudança de cor ou a zona de viragem do indicador. Essa zona de viragem de cor, na escala do pH, varia muito em função dos variados indicadores. Para as diversas titulações do tipo ácido-base, existe a possibilidade de escolher um indicador que exibe uma modificação de cor perceptível em um pH próximo ao correspondente ao ponto de equivalência.
Os indicadores podem ser divididos em ácidos e básicos. Os ácidos possuem, em sua estrutura, íons ionizáveis. Quando o meio está ácido, a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios em resposta ao efeito do íon comum, e nesta situação a molécula se encontra neutra. Quando o meio está alcalino, os hidrogênios do indicador são atraídos fortemente pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador e que possuem coloração diferente da coloração da molécula, causando a alteração de cor. No caso dos indicadores básicos possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido (pH<7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da coloração da molécula).
Uma parte do procedimento da Titulação é a realização da curva de titulação. 
A curva é a representação gráfica do do pH do titulado á medida em que se adiciona o titulante na reação. O gráfico é pH sobre volume. No gráfico, o primeiro ponto indica o pH inicial, e o último ponto o pH final. Em determinado ponto da curva, o ela vai ter um aumento ou diminuição de forma abrupta onde a única alteração é a de pH e não de volume. Essa parte da curva é a chamada zona de variação brusca e o ponto de intermédio é o ponto de equivalência.
2. OBJETIVO
Os experimentos tinham como objetivo fazer medidas de volume, conhecer e manusear os materiais necessários ao processo de titulação de uma solução, reconhecer os procedimentos realizados em uma titulação, aplicar cálculos na prática de laboratório para análise de resultados da titulação, padronizar substâncias de concentração desconhecida, a partir de um indicador, estabelecer a padronização de NaOH, estabelecer a padronização de HCl.
3. MATERIAIS E METODOS
3.1. Vidrarias
As vidrarias usadas nos procedimentos foram:
Becker: Uso geral em laboratórios. Serve para fazer reações entre as soluções. Dissolver substancias solidas, efetuar reações de precipitação e aquecer líquidos.
Bureta: A bureta é um instrumento laboratorial, confeccionado em vidro temperado e formato cilíndrico, estreito e com uma torneira na extremidade inferior. Tal torneira serve para controlar com bastante exatidão a quantidade de solução liquida que sairá pela passagem e sua composição pode tanto ser de vidro ou polietileno. Na extensão de seu corpo existe uma graduação, que indica a dosagem de determinado elemento químico. Vale destacar que a bureta é um instrumento essencial para todo tipo de laboratório, pois tem uma forte ligação com à precisão na transferência de volumes, o que por sua vez, influência nos processos químicos e nos resultados de sua análise laboratorial.
Balão de Erlenmeyer: É um frasco de vidro ou plástico, que tem uma vasta utilização; podendo ser usado para misturas e soluções, e principalmente para a titulação. Contudo, o Erlenmeyer possui algumas limitações, não sendo utilizado para determinar medidas precisas, apenas medidas aproximadas. A boca estreita do Erlenmeyer torna-se vantajosa quando o solvente é volátil, impedindo-o de evaporar. Do mesmo jeito, nas soluções químicas, o bico estreito não permite que respingue para fora, mesmo quando é agitado.
Pisseta ou frasco lavador: Assim chamado o recipiente utilizado para lavagem de materiais ou recipientes através de jatos de agua, álcool ou outros solventes.
Pipeta Volumétrica: A pipeta é um material de laboratório muito utilizado, e sua função principal é transportar quantidades precisas de material líquido. Existem diversos tipos, porém no uso para com a titulação, usasse a pipeta volumétrica. A pipeta volumétrica é um instrumento em vidro que permite a medição e transferência rigorosa de volumes de líquidos. É um tubo longo e estreito, com uma zona central mais larga, aberto nas duas extremidades, marcado com uma linha horizontal que indica o volume exato de líquido que pode transferir. Também há pipetas volumétricas com um segundo traço próximo da ponta inferior e com um bolbo de segurança.
Proveta: A proveta é um tubo cilíndrico com base e aberto em cima, que pode ser fabricado com plástico ou vidro. Sua principal característica é a presença de medidas em toda a sua extensão. É utilizada para medição de volumes de líquidos, com baixa precisão. Sua graduação pode ser variada, assim como sua altura. Em comparação comoutro instrumento, a bureta possui menos possibilidade de erro do que a proveta.
3.2. Experimento A
3.2.1. Materiais utilizados
Utilizou-se uma solução de 0,1000 mol/L de NaOH para que fosse determinada sua concentração real (solução preparada pelos alunos nas aulas de soluções), biftalato de potássio (204,23 mol/l), espátula, fenolftaleína a 1% (indicador), bastão de vidro, canetinha, béquer de 100 mL (NaOH), suporte universal com garras para bureta, bureta de 25 mL, 3 ehrlenmeyer de 125 mL, água destilada, béquer de 250 mL para descarte e balança semi-analítica.
3.2.2. Procedimentos
Lavou-se a bureta três vezes com água destilada, usando o frasco lavador para rinsar a bureta esvaziando-a num béquer de descarte de 250 mL a cada vez. Reservou-se aproximadamente 90 mL da solução 0,1000 mol/L de hidróxido de sódio a ser padronizado no béquer identificado com NaOH. Fez-se a rinsagem da bureta duas vezes, com um pouco de solução de NaOH que será padronizada.
Feito isto, encheu-se a bureta com a solução de NaOH e zerou-se a bureta recolhendo o excesso de solução no béquer de descarte, de forma que o menisco inferior ficasse no marcado zero. Separou-se três erlenmeyer identificando-os de 1 a 3. Meçou-se na balança semi- analítica a massa de biftalato de potássio calculada teoricamente e dissolveu-se esta quantidade em aproximadamente 50 mL água destilada. Adicionou-se ainda, a cada um dos erlenmeyer, três gotas do indicador. Titulou-se cada solução dos 3 erlenmeyer gotejando a solução de NaOH da bureta no erlenmeyer até o aparecimento da cor rosa. Então anotou-se o volume gasto de NaOH, lendo direto na bureta. Encheu-se novamente a bureta com NaOH a ser padronizado, zerou e repetiu-se a titulação duas vezes mais, utilizando os outros dois erlenmeyer. Anoto-se os volumes gastos em cada titulação. Fez- se os cálculos, determinando o número de moles de NaOH contidos no volume V gasto e assim calculou-se a concentração real da solução alcalina.
3.3 Experimento B
3.3.1. Materiais Utilizados
Utilizou-se uma solução de NaOH padronizada, solução de HCl para padronizar, Fenolftaleína a 1% (indicador), béquer de 50 mL (HCl), béquer de 100 mL (NaOH), béquer de 250 mL para descarte, bureta de 25 mL, ehrlenmeyer de 125 mL, pipeta volumétrica de 10 mL (NaOH), água destilada, pipetador, suporte universal com garras para bureta, balança semi-analítica e canetinha.
3.3.2. Procedimentos
Lavou-se a bureta colocando três vezes água destilada, esvaziando-a num béquer de descarte 250 mL, a cada vez. Reservou- se aproximadamente 90 mL da solução 0,1000 mol/L de hidróxido de sódio padronizado no béquer identificado com NaOH. Depois, rinsou- se a bureta com um pouco de solução de NaOH padronizado. Fez-se isso duas vezes. Feito isto, encheu-se a bureta com a solução de NaOH e zerou-se a mesma, recolhendo o excesso de solução no béquer de descarte, de forma que o menisco inferior ficasse no marcado zero. Após, separou-se três erlenmeyer identificando-os de 1 a 3, pipetando em cada um deles 10 mL de solução de HCl, acrescentando um pouco de água destilada e 3 gotas de fenolftaleína. Titulou-se cada solução dos 3 erlenmeyer gotejando a solução de NaOH da bureta no erlenmeyer até aparecimento da cor rosa.
Anotou-se então o volume gasto, lendo direto na bureta. Encheu-se novamente a bureta com NaOH a ser padronizado, zerou e repetiu-se a titulação duas vezes mais, utilizando os outros dois erlenmeyer. Anotaram-se os volumes gastos em cada titulação fez-se os cálculos.
RESULTADOS
Experimento A
Ao juntar a fenolftaleína à solução de biftalato de potássio, a solução permaneceu incolor, pois a fenolftaleína apenas altera a sua coloração em soluções básicas. Há medida em que se adicionava o hidróxido de sódio e agitava-se o balão erlenmeyer, a solução apresentava uma coloração rosa. Fechando-se a torneira, privando a solução de NaOH de se juntar ao biftalato, a cor desaparecia passados alguns segundos. Continuando sempre da mesma forma, adicionando NaOH e agitando o balão, após alguns minutos, a coloração apareceu e quando a fechou-se a torneira, a cor ao invés de desaparecer, intensificou-se e permaneceu. A cor apresentada no final da titulação foi carmim (ou lilás), cor que a fenolftaleína apresenta quando se encontra em soluções básicas com valor de pH entre 10,00 e 12,00.
Prepararam-se três amostras, das quais segue o resultado abaixo:
Primeira amostra: pesou-se 0,32 g de biftalato de potássio e utilizou-se para a titulação 15,8 mL (0,0158 L) da solução de hidróxido de sódio (NaOH).
Segunda amostra: a massa do biftalato de potássio foi de 0,30 g e a solução de NaOH utilizada para a titulação foi de 14,6 mL (0,0146 L).
Terceira amostra: pesou-se 0,31 g de biftalato de potássio e utilizou-se 16 mL (0,016 L) da solução de NaOH.
 
4.1.1. Cálculo teórico (colocar os cálculos do primeiro procedimento aqui)
Para o preparo de 15 ml de uma solução de HCl 0,1000M:
 	→	 
Ma = 0,1000 x 0,015 x 204,23 Ma = 0,3063g
Primeira amostra:
0,30 g	15,00 mL	X = 16 mL
0,32 g	X
Segunda amostra:
0,30 g	15,00 mL	X = 15 mL
0,30 g	X
Terceira amostra:
0,30 g	15,0 mL	X = 15,5 mL
0,31 g	X
4.1.2. Cálculo experimental
Média da massa do biftalato de potássio: 0,32 g + 0,30 g + 0,31 g = 0,63 g
𝑀𝐴 =
0,63 g
3	= 0,31 𝑔
Média do volume de NaOH: 15,8 mL + 14,6 mL + 16 mL = 46,4 mL
𝑀𝐵 =
46,2 mL
3	= 15,46 𝑚𝐿 = 0,01546 𝐿
Ma
MB = Vb x Pma
MB =	0,31
0,01546 x 204,23
= 0,098182179 𝑀	=	0,09818 M
4.2. Experimento B
Ao juntar a fenolftaleína à solução HCl, a solução permaneceu incolor, pois a fenolftaleína apenas altera a sua coloração em soluções básicas. Há medida em que se adicionava o hidróxido de sódio e agitava-se o balão erlenmeyer, a solução apresentava uma coloração rosa. Fechando-se a torneira, privando a solução de NaOH de se juntar ao HCl, a cor desaparecia passados alguns segundos.
Continuando sempre da mesma forma, adicionando NaOH e agitando o balão, após alguns minutos, a coloração apareceu e quando a fechou-se a torneira, a cor ao invés de desaparecer, intensificou-se e permaneceu. A cor apresentada no final da titulação foi carmim (ou lilás), cor que a fenolftaleína apresenta quando se encontra em soluções básicas com valor de pH entre 10,00 e 12,00.
Prepararam-se três amostras, das quais segue o resultado abaixo:
Primeira amostra: utilizou-se para a titulação 15,5 mL (0,0155 L) da solução de hidróxido de sódio (NaOH).
Segunda amostra: a solução de NaOH utilizada para a titulação foi de 15,7 mL (0,0157 L).
Terceira amostra: a solução de NaOH utilizada excedeu o volume necessário para a titulação, sendo assim descartada do experimento.
4.2.1 Cálculo experimental (colocar os cálculos do primeiro procedimento aqui)
Média do volume de NaOH: 15,5 mL + 15,7 mL = 15,6 mL
𝑀𝐴 =
MB ∗ VB
VA	=
0,09818 ∗ 15,6
15	=
1,531608
= 0,1021072 𝑀 = 0,1021 𝑀
	5.DISCUSSÃO
Perceberam-se diversos conceitos estudados relacionados com a solubilidade de cada material nos experimentos realizados no laboratório. No experimento A, No experimento B, viu- a extração dos materiais reagidos, também com influência polar dos agentes.
Para ocorrer a solubilidade do soluto pelo solvente é necessário que haja uma semelhança entre eles, pode-se observar que quando não existe afinidade entre os materiais eles não se dissolvem formando duas ou mais camadas na solução. No experimento C, fez-se a preparação do experimento a ser cristalizado e filtrado, onde há um processo de purificação. O soluto e o solvente não são os únicos influentes na solubilidade da reação, mas também a temperatura, que influenciou no processo de recristalização, onde se percebeu os cristais na solução. No experimento D, filtrou-se a solução que se obteve no processo C, onde separou-se o líquido do sólido por meio de um funil e um papel filtro eficaz, deixando no papel filtro apenas os cristais obtidos. Cada resultado e procedimento feito foram observados eanotados. Os resultados obtidos foram como o esperado, sendo eficaz para cada processo.
6.CONCLUSÃO
A partir deste experimento, pode-se concluir que se deve tomar cuidado na observação da mudança de cor do indicador ácido- base, pois, para indicar um pH neutro, a cor do indicador deve estar em um estado intermediário da faixa de viragem. Além disso, ouve um maior aperfeiçoamento do uso das vidrarias utilizadas para o experimento, bem como os cálculos necessários para determinação de concentração e volume.
7.REFERÊNCIAS
VOGEL, Arthur Israel. Análise Química Quantitativa. 5ª ed. Rio de janeiro, 1992.
MAIA, Thiago Silva. Padronização da solução NaOH. Disponível em:
<http://www.ebah.com.br/content/ABAAABHwMAC/padronizacao- solucao-naoh>. Acesso em 29 de junho de 2015.
QUESTIONÁRIO: AULA PRÁTICA 7
Que volume de ácido brômico 0,33 molar é necessário para neutralizar completamente 1,00L de hidróxido de bário 0,15 molar?
	n = 0,15 . 1	n = 0,15 moles de BaOH 
	V = 0,15 / 0,33	V = 0,4545 L
Que volume de HCl 0,421 molar é necessário para titular 47,00 ml de KOH 0,204 molar até o ponto de viragem com o indicador fenolftaleína?
n = 0,204	n = 9,588 x 10-3 mol
0,421 = 9,588 x 10-3 	V = 0,0228 L
Qual a concentração molar de uma solução de ácido sulfúrico se 24,8 ml dessa solução são necessários para titular 2,5 g de bicarbonato de sódio?
H2SO4 + 2 NaHCO3 NaSO4 + 2 H2O + 2 CO2
	n=0,25/84 g/mol		n= 0,030 mol 
	M= 0,030/0,0248 L		M= 1,21 mol
Qual a função do indicador em uma titulação?
Os indicadores ácido-base são substâncias que adquirem cor diferente na presença de soluções ácidas e de soluções básicas. São elas que permitem identificar o pH de determinada solução que se deseja estudar. Estas substâncias, como nos indicam o caráter ácido ou básico de uma solução, designam-se de indicadores ácido-base.
Por que se faz a padronização de uma solução?
Para determinação da concentração de uma solução a partir de sua reação quantitativa com uma quantidade conhecida de uma substância que é pura.
AULA PRÁTICA 8
Calcule a concentração molar do HCl após a titulação.
ADICIONAR CALCULO 
Há cerca de 10g de cálcio, na forma de Ca+2, em 1L de leite. Qual a molaridade do Ca+2 no leite?
M = 10 / 40 x 1	M = 0,25 Molar
Calcule o número de moles e a massa do soluto em cada uma das seguintes soluções:
2L de H2SO4 18,5M.
	n = 18,5 . 2	n = 37 moles
	m = 37 . 98	m = 3.626 g
500ml de glucose 0,3M C6H12O6.
	N = 0,3 . 0,5	n = 0,15 moles 
		m = 0,15 . 180	m = 27 g
Calcule a molaridade das seguintes soluções:
0,195g de colesterol C27H460, em 0,1L de soro sanguíneo.
Mol do colesterol = 386 g/mol
Molaridade = (0,195/386) / 0,1 L = 0,005
0,029g de I2 em 0,1L de solução.
mol do iodo = 254 g/mol
M = (0,029/254) / 0,1 Litro = 11,41 mol
Calcule a normalidade de cada uma das soluções:
5 equiv. de HCl em 2L de solução.
N = ne / v	N = 5 / 2	N = 2,5N
0,0015 equiv. de Ba(OH)2 em 0,67L de solução.
N= ne/v
N= 0,0015/0,67 N=0,0022388
N = 0,0022N
0,0015 equiv. de HCl em 100ml de solução.
N= ne/v
N= 0,0015/0,1 
N = 0,015N