Relatório de Quimica Experimental

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE RIO GRANDE - FURG 
ESCOLA DE QUÍMICA E ALIMENTOS 
ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
 
 
 
RELATÓRIO DE PRÁTICA EXPERIMENTAL Nº4 
 
 
Caroline Borges – 80977 
Ruth Gaudêncio – 85277 
William Cruz – 85282 
 
Professor Dr. Marcos Gelesky 
 
 
 
 
 
 
Rio Grande - RS, setembro, 2016 
 
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Sumário 
Sumário ................................................................................................................................... 2 
Introdução .............................................................................................................................. 3 
Solução tampão .................................................................................................................... 3 
Objetivo ................................................................................................................................... 4 
Materiais e Reagentes ......................................................................................................... 4 
Metodologia ........................................................................................................................... 5 
Procedimento 1 ..................................................................................................................... 5 
Procedimento 2 ..................................................................................................................... 5 
Resultados e Discussões ................................................................................................... 6 
Exercícios ............................................................................................................................... 7 
Conclusão ............................................................................................................................ 11 
Referências .......................................................................................................................... 12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Introdução 
Solução tampão 
Nas soluções em geral é preciso um pequena quantidade de ácido forte para 
alterar o pH. No entanto para determinados fins é necessário manter um pH constante, 
conforme os ácidos ou bases são adicionados. Assim as soluções tampão exercem esse 
papel. 
 A solução tampão é mista, de um ácido fraco e sua base conjugada, assim o pH 
tende a permanecer o mesmo, ou não se alterar significativamente com a adição de 
ácidos ou bases, sendo sua principal função conduzir uma solução ácida ou básica a 
um determinado pH para prevenir a não alteração do mesmo. 
Para que possa sempre neutralizar tanto um ácido quanto uma base, a solução 
tampão tem duas partes assim, seguindo o princípio de equilíbrio de Le Chatelier, 
quando um ácido ou base é adicionado, o equilíbrio é deslocado, fazendo com que a 
solução permaneça em relativa neutralidade, controlando seu pH. 
Assim a solução reage através da substituição de um ácido ou base forte com 
um fraco. O próton do ácido forte é substituído por íons do ácido fraco, logo a base forte 
é substituída pela base fraca. Essas substituições de ácidos e bases fortes para o mais 
fraco permite ás soluções tampões que não se altere o pH. 
Para se calcular o pH de uma solução tampão, deve-se primeiramente identificar 
o ácido e a base conjugados, e o (constante de equilíbrio ácido) do ácido, aplicando 
os valores na seguinte equação: 
 
 
 
 
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Objetivo 
Verificar o efeito de uma solução tampão. 
Materiais e Reagentes 

 3 béquers de 100 mL 
 3 pipetas graduadas de 10 mL 
 Pipetador 
 Frasco lavador 
 Bastão de vidro 
 6 tubos de ensaio 
 Estante para tubos de ensaio 
 pHmetro portátil 
 Solução de CH3COOH (0,1 mol.L-1) 
 Solução de CH3COOH (0,5 mol.L-1) 
 Solução de CH3COONa (0,1 mol.L-1) 
 Solução de CH3COONa (0,5 mol.L-1) 
 Solução de HCl (1 mol.L-1) 
 Solução de NaOH (1 mol.L-1) 
 
 
 
 
 
 
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Metodologia 
Para a realizar o estudo de verificação do efeito das soluções tampão, 
foram realizados dois procedimentos, um de preparo das soluções e outro para 
a verificação da eficiência das mesmas. 
Procedimento 1 
Foram preparadas três soluções de 20 mL ácido de acético/acetato de sódio com 
com as seguintes concentrações: 
Para a solução A foram pipetados e misturados em um béquer 10 mL da solução 
de acetato de sódio (0,1 mol.L-1) e 10 mL da solução de ácido acético (0,1 mol.L-1). 
Para a solução B foram pipetados e misturados em um béquer 10 mL da solução 
de acetato de sódio (0,5 mol.L-1) e 10 mL da solução de ácido acético (0,1 mol.L-1). 
Para a solução C foram pipetados e misturados em um béquer 10 mL da solução 
de acetato de sódio (0,1 mol.L-1) e 10 mL da solução de ácido acético (0,5 mol.L-1). 
Procedimento 2 
Foi determinado o pH das soluções A, B e C, com pHmetro (figura 1), ao 
se adicionar soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio. 
1º Foi medido o pH das soluções 
2º Foi adicionado e agitado em cada uma das soluções 1 mL de HCl e 
então medido o pH. 
3º Foi adicionado novamente 1 mL de HCl em cada uma das soluções e 
medido pH. 
4º Foi adicionado e agitado em cada uma das soluções 1 mL de NaOH e 
então medido o pH. 
5º Foi adicionado novamente 1 mL de NaOH em cada uma das soluções 
e medido pH. 
 
 
 
 
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Resultados e Discussões 
Por meio da medição do pH das soluções com a adição do ácido clorídrico 
e hidróxido de sódio foi possível verificar que apenas a solução B apresentou 
eficiência como solução tampão mantendo o pH inicial o mais próximo do final, 
como mostra a tabela 1. 
Tabela 1. pH das soluções 
Solução 
Tampão 
pH 
inicial 
pH após adição 
de 1 mL de HCl 
pH após adição 
de 2 mL de HCl 
pH após adição 
de 1 mL de 
NaOH 
pH após adição 
de 2 mL de 
NaOH 
A 4,4 7,7 0,8 0,2 1,9 
B 4,8 4,6 3,8 3,9 4,6 
C 3,6 1,6 0,8 1,0 1,9 
 
 Assim os íons de OH- adicionados com a solução de hidróxido de sódio 
reagiram com as moléculas de CH3COOH, para serem removidos da solução e 
mantendo seu pH. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Exercícios 
- Calcule o pH das soluções preparadas e compare com os valores medidos 
experimentalmente 
Solução A: 10 mL de CH3COOH (0,1 mol.L-1) e 10 mL de CH3COONa (0,1 mol.L.-1) 
 Foi adicionado 1 × 10−3 mol de CH3COOH. 
0,1 × 0,01 = 1 × 10−3 mol de ácido acético 
 E 1 x 10-3 mol de CH3COONa. 
0,1 × 0,01 = 1 × 10−3 mol de acetato de sódio. 
 Assim a concentração desses íons em 20 mL é de 0,05 M, sendo encontrada 
pela equação: 
[CH3COOH] = 
1×10−3
0,02
 = 0,05 M 
[ CH3COONa] = 
1×10−3
0,02
 = 0,05 M 
Assim para encontrar o valor do Ph utilizou-se a equação: 
[H+] = Ka 
[ácido]
[base conjulgada]
 
[H+] = Ka 
[CH3COOH]
[CH3COONa]
 
[H+] = Ka 
[0,05]
[0,05]
 
Substituindo Ka para o valor do ácido acético: 
[H+] = (1,8 × 10−5) × 
[0,05]
[0,05]
 = 1,8 × 10−5 M 
pH = - log [H+] 
pH = - log (1,8 × 10−5) 
pH = 4,74 
 
 
 
 
 
 
8 
 
 
Solução B: 10 mL de CH3COONa (0,5 mol.L-1) e 10 ml de CH3COOH (0,1 
mol.L-1) 
O número de moles de CH3COOH adicionados a esta solução é: 
0,1 × 0,01 = 1 × 10−3 mol de ácido acético 
 
 E o número de moles de CH3COONa adicionados a solução é: 
0,5 × 0,01 = 5 × 10−3 mol de acetato de sódio. 
 Portanto a concentração desses íons em 20 mL são: 
[CH3COOH] = 
1×10−3
0,02
 = 0,05 M 
[ CH3COONa] = 
5×10−3
0,02
 = 0,25 M 
A concentração de íons [H+] pode serencontrada usando-se: 
[H+] = Ka 
[ácido]
[base conjulgada]
 
[H+] = Ka 
[CH3COOH]
[CH3COONa]
 
[H+] = Ka 
[0,05]
[0,25]
 
Substituindo Ka para o ácido acético: 
[H+] = (1,8 × 10−5) ×
[0,05]
[0,25]
 = 3,6 × 10−6 M 
pH = - log [H+] 
pH = - log (3,6 × 10−6) 
pH = 5,4 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
Solução C: 10 mL de CH3COONa (0,1 mol.L-1) e 10 ml de CH3COOH (0,5 mol.L-1) 
O número de moles de CH3COOH adicionados a esta solução é: 
0,5 × 0,01 = 5 × 10−3 mol de ácido acético 
 E o número de moles de CH3COONa adicionados a solução é: 
0,1 × 0,01 = 1 × 10−3 mol de acetato de sódio. 
 Portanto a concentração desses íons em 20 mL são: 
[CH3COOH] = 
5×10−3
0,02
 = 0,25 M 
[CH3COONa] = 
1×10−3
0,02
 = 0,05 M 
A concentração de íons [H+] pode ser encontrada usando-se: 
[H+] = Ka 
[ácido]
[base conjulgada]
 
[H+] = Ka 
[CH3COOH]
[CH3COONa]
 
[H+] = Ka 
[0,25]
[0,05]
 
Substituindo Ka para o ácido acético: 
[H+] = (1,8 × 10−5) × 
[0,25]
[0,05]
 = 9 × 10−5 M 
pH = - log [H+] 
pH = - log (9 × 10−5) 
pH = 4,0 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Solução Tampão pH medido com pHmetro pH calculado 
A 4,4 4,7 
B 4,8 5,4 
C 3,6 4,0 
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- O que é e qual a importância de uma solução tampão? 
R: A solução tampão contem geralmente um ácido fraco com um sal desse ácido, ou 
base fraca com um sal dessa base, sendo sua finalidade evitar que o pH dessa solução 
varie, a importância da solução tampão é que o pH fique estabilizado 
- Quais os requisitos para uma solução tampão? 
R: Para que se tenha a solução tampão é preciso que essa faça o uso da propriedade 
apresentada pelos ácidos fracos ou bases fracas de se ionizarem parcialmente, assim 
podemos usar tanto ácido fraco com sua base conjugada, como uma base fraca com 
seu ácido conjugado (Constantine, 2011). 
Como é controlado o pH de uma solução tampão? 
R: O pH de uma solução tampão é controlado a partir de uma adição de ácido forte ou 
base forte 
Defina capacidade de tamponamento. 
R: A capacidade de tamponamento é a quantidade de acido ou base que uma solução 
tampão é capaz de neutralizar antes que seu pH comece a variar consideravelmente. 
(Brown,2005) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 Conclusão 
Através da prática é possível concluir que a solução tampão B foi a 
preparada com concentrações corretas de ácido e base, permitindo que 
não houvesse variação significativa dos valores de pH, ao se adicionar 
ácido e base na solução. 
. 
 
 
 
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Referências 
1.CONSTANTINO, Mauricio Gomes. Fundamentos de Química Experimental. 
2. ed. – São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2011. 
2. RUSSELL, John B. Química geral - volume 2. São Paulo: Makron Books, 
1994 
3. BROWN, T., LEMAY, H.E., Química: A ciência central, 9ª ed, Pearson 
PrenticeHall, 2005.