Relatório - Titulometria de Neutralização

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA - UEPB 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA - CCT 
CURSO DE ENGENHARIA SANITÁRIA E AMBIENTAL 
 
COMPONENTE CURRICULAR: Análise de Águas 
PROFESSOR: Carlos Antônio Pereira de Lima 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE ATIVIDADES PRÁTICAS 
 
PRÁTICA II - TITULOMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
 
 
 
 
AMANDA LETICIA OLIVEIRA SILVA 
Matrícula: 162010389 
AMANDA MYRNA DE MENESES E COSTA 
Matrícula: 162010010 
 
 
CAMPINA GRANDE 
2018 
 
1. INTRODUÇÃO 
Podemos dizer que a alcalinidade é a capacidade que um sistema aquoso possui de 
neutralizar ácidos. Essa propriedade corresponde, principalmente, à presença de sais de ácidos 
fracos, bases fortes e bases fracas. Nesse estudo daremos foco ao hidróxido, ao carbonato e o 
bicarbonato (sendo a presença de hidróxido e do carbonato indicadores de uma alcalinidade 
forte e a presença do bicarbonato, de uma alcalinidade fraca). A alcalinidade está diretamente 
ligada à dureza da água, portanto a sua aparência, uma água com alta alcalinidade é turva. 
Chamamos de ácidos aquelas substâncias que, em meio aquoso, liberam íons H + e 
podem ser caracterizados com pH abaixo de 7 em solução; já as substâncias que se dissociam 
em meio aquoso liberando íons de hidroxila (OH - ) são chamadas de bases e apresentam pH 
acima de 7. A reação de neutralização acontece pela interação entre ácidos e bases formando 
um sal e água. O ácido liberam cátions H + que se unem aos ânions OH - liberados pela base 
formando a água, enquanto a formação do sal se dá pela união do ânion do ácido com o cátion 
da base. 
Genericamente, temos: 
 
H A + B OH → H 2 O + BA 
 
Sendo HA o ácido, onde H representa o cátion, BOH a base, cujo ânion está 
representado por OH e o sal resultante da reação está identificado por BA , uma vez que é a 
junção do ânion do ácido ( A ) com o cátion da base ( B ), como dito anteriormente. Já a água é 
representada pela sua fórmula habitual e podemos observar que é produto da união do cátion 
do ácido com o ânion da base, como também já foi citado. 
Nesta aula prática determinamos a alcalinidade de uma amostra de água, assim como o 
grau de pureza de uma soda cáustica comercial, através da titulação de neutralização 
ácido/base utilizando ácido sulfúrico a 0,02 N, fazendo uso dos indicadores fenolftaleína a 
0,5% e metilorange a 0,4%, para então realizarmos os cálculos necessários para a 
determinação desejada. O ácido utilizado na titulação também foi preparado e padronizado 
nessa prática. 
 
 
 
 
 
2. OBJETIVOS 
● Preparar e padronizar o ácido sulfúrico a 0,02 N; 
● Determinar a alcalinidade de uma amostra de água tratada; 
● Determinação do grau de pureza da soda cáustica comercial. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. MATERIAIS UTILIZADOS 
3.1. Preparação da Solução de Ácido Sulfúrico 0,02 N 
● Vidrarias e equipamentos: 
- Um béquer de 250 mL; 
- Uma pipeta graduada de escoamento completo de 5 mL; 
- Um pipetador; 
- Um bastão de vidro; 
- Um balão volumétrico de 1000 mL; 
- Um funil de vidro; e 
- Uma pisseta contendo água destilada. 
 
● Reagentes: 
- Ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). 
 
3.2. Padronização da Solução de Ácido Sulfúrico 0,02 N 
● Vidrarias e equipamentos: 
- Um erlenmeyer de 250 mL; 
- Balança semi-analítica; 
- Um suporte universal; 
- Uma garra para bureta; 
- Uma bureta de 25 mL; 
- Dois béqueres de 100 mL; e 
- Uma pisseta contendo água destilada. 
 
● Reagentes: 
- Padrão primário carbonato de sódio (Na 2 Ca 3 ), solução de ácido sulfúrico 0,02 
N e indicador fenolftaleína 0,5%. 
 
3.3. Determinação da Alcalinidade de uma Amostra de Água Tratada 
● Vidrarias e equipamentos: 
- Pipeta volumétrica de 50 mL; 
- Um erlenmeyer de 250 mL; 
 
 
- Suporte universal; 
- Uma garra para bureta; 
- Uma bureta de 25 mL; e 
- Um béquer de 100 mL; 
 
● Reagentes: 
- Solução de ácido sulfúrico 0,02 N, indicador fenolftaleína 0,5% e indicador 
alaranjado de metila (metilorange) 0,4%. 
 
3.4. Determinação da Pureza da Soda Cáustica Comercial e o seu Grau de 
Carbonatação 
● Vidrarias e equipamentos: 
- Um béquer de 250 mL; 
- Balança semi-analítica; 
- Um bastão de vidro; 
- Um balão volumétrico de 250 mL; 
- Suporte universal; 
- Garra para bureta; 
- Bureta de 25 mL; 
- Pipeta volumétrica de 25 mL; 
- Pêra; 
- Erlenmeyer de 250 mL; e 
- Uma pisseta contendo água destilada. 
 
● Reagentes: 
- Soda cáustica comercial, ácido clorídrico a 0,10 N, indicadores fenolftaleína a 
0,5% e metilorange a 0,4%. 
 
 
 
 
 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Preparação da Solução de Ácido Sulfúrico 0,02 N 
 Como precisaremos da solução de ácido sulfúrico 0,02 N para titular a amostra de 
água e determinar sua alcalinidade, teremos que preparar essa solução que até então não 
existia no laboratório utilizado, portanto, para prepará-la, seguiremos alguns passos: 
● Medir 0,56 mL de ácido sulfúrico concentrado com uma pipeta graduada; 
● Sob agitação constante, transferir esse volume para um béquer de 250 mL 
contendo cerca de 200 mL de água destilada; 
● Utilizando um bastão de vidro, homogeneizar a solução e transferir esse volume 
para um balão volumétrico de 1000 mL; 
● Completar o volume do balão com água destilada e verter o mesmo para 
homogeneizar bem a solução. 
 
4.1.1. Cálculos Realizados para a determinação do volume teórico utilizado de 
ácido sulfúrico concentrado 
Para determinar o volume a ser utilizado do reagente para a concentração de 
0,02 N primeiramente utilizaremos a fórmula abaixo: 
 
 (i)N = V (L)
nº de equivalentes 
 
Onde N é a concentração normal, o número de equivalentes significa a 
quantidade da substância que pode reagir com um mol de elétrons e V representa o 
volume em litros da solução. 
Sabendo que o número de equivalentes pode ser determinado através da 
fórmula: 
 
nº de eq. = (ii)SOH2 4
m(g)
Eq (g eq)H SO2 4 /
 
 
Onde m é a massa em gramas e Eq H2SO4 , o equivalente-grama do ácido 
sulfúrico; portanto podemos substituir (ii) em (i) , obtendo: 
 
 
 
 (iii)N =
m (g)H SO2 4
Eq . V (L)H SO2 4
 
 
Nota-se que iremos precisar conhecer o valor do equivalente-grama do H 2 SO 4 
e, para isso, temos mais uma equação: 
 
 (iv)EqH SO2 4 = n [H]
MM (g mol)H SO2 4 / 
 
 Onde = massa molar do ácido sulfúrico e n[H] = número de MM H SO2 4 
hidrogênios ionizáveis presentes no ácido. 
Porém as informações que conseguimos através do rótulo do ácido 
concentrado foram as seguintes: 
● Concentração da solução (𝛕): 95% (m/m) 
● Densidade ( d ): 1,84 Kg/L 
● Massa Molar ( ) = 98,08 g/molMM H SO2 4 
● E temos também o volume da solução a ser preparada ( V ): 1000 mL 
A partir disso, temos que manipular os dados obtidos para que possamos 
calcular a concentração normal do ácido para, então, calcularmos o volume a ser 
utilizado na preparação da solução 0,02 N, como veremos adiante. Também sabemosque a determinação da concentração em título ( 𝝉 ) de uma substância se dá por: 
 
 (v) . 100%τ = m do soluto (g)m da solução (g) 
 
Utilizando as equações (ii) e (v) , podemos escrever que: 
 
τ
N = m (g) H SO2 4
m da solução (g)
 
 m (g) H SO2 4
Eq (g Eq) . V (L)H SO2 4 / 
 
Manipulando a equação acima chegamos à: 
 
τ
N = m da solução (g) m (g Eq) . V (L)H SO2 4 /
 
 
 
 
Porém sabemos que corresponde à densidade, logo, obtemos:mV 
 
, consequentementeτ
N = Eq (g Eq)/
 d (Kg L) / 
 
 (vi)N = Eq (g Eq)/
 τ . d (g L) / 
 
Agora já sabemos como calcular a concentração normal do ácido com as 
informações que conseguimos no rótulo do mesmo, mas ainda precisamos conhecer o 
equivalente-grama do H 2 SO 4 , para isso utilizamos a equação (iv) , vejamos: 
 
EqH SO2 4 = n [H]
MM (g mol)H SO2 4 / 
Eq H2SO4 = 2 Eq mol/
 98,08 g mol / 
= 49,04 g/EqEqH SO2 4 
 
Com todos os dados em mãos, voltamos à equação (vi) : 
 
 N = τ . d (g L) /Eq (g Eq)H SO2 4 /
 
 . N = 49,09 g Eq/
 0,95 . 1,84 Kg L /
Kg
1000 g 
N = 35,6443 Eq/L 
 
Como passamos a conhecer a concentração normal do ácido utilizado para a 
preparação da solução de ácido sulfúrico 0,02 N, podemos calcular quanto de ácido 
concentrado utilizaremos a partir do seguinte princípio: 
 
 (vii)° de equivalente concentrado ° de equivalente diluidon H SO 2 4 = n H SO2 4 
 
 Portanto, temos: 
N C . V C = N D . V D (viii) 
Onde: 
 
 
N C = Concentração normal do ácido concentrado; 
V C = Volume do ácido concentrado; 
N D = Concentração normal do ácido diluído (ou da solução); e 
V D = Volume do ácido diluído (ou da solução). 
Logo: 
V C = N (Eq L)C /
 N (Eq L) . V (L) D / D 
V C = 35,6443 Eq L/
 0,02 Eq L . 1 L / 
, 1 LV C = 5 6 × 10
4− 
, 6 mLV C = 0 5 
 
4.2. Padronização da Solução de Ácido Sulfúrico 0,02 N 
● Pesar 0,0106 g do padrão primário carbonato de sódio e diluir em cerca de 100 
mL de água destilada; 
● Adicionar 3 gotas do indicador fenolftaleína 0,5% à solução contida no 
erlenmeyer; 
● Colocar a solução de ácido sulfúrico na bureta de 25 mL com auxílio de um 
béquer, zerando e preenchendo o bico da mesma; 
● Titular a solução até a mudança de coloração. 
 
4.2.1. Cálculos realizados para a determinação da massa teórica utilizada de 
carbonato de sódio 
Utilizando o princípio mostrado em (vii) , temos que: 
 
° de equivalente ° de equivalenten H SO2 4 = n Na CO2 3 
 
Então podemos escrever: 
 . VN H SO .2 4 H SO2 4 = EqNa CO2 3
 m (g) Na CO2 3 
 (ix) . V . EqmNa CO2 3 = N H SO .2 4 H SO2 4 Na CO2 3 
 
 
 
Porém, aqui também vamos precisar saber o equivalente-grama do carbonato 
de sódio e podemos fazer isso pela equação (iv) , obtendo: 
 
Eq Na2CO3 = (x)n [Na]
MM (g mol)Na CO2 3 / 
 
Onde = massa molar do carbonato de sódio e n[Na] = número deMM Na CO2 3 
moléculas de Na ionizáveis desse sal. Portanto, temos: 
 
EqNa CO2 3 = 2 Eq mol/
 106 g mol / 
=EqNa CO2 3 3 g Eq 5 / 
 
Com o equivalente-grama calculado, temos os seguintes dados: 
- Concentração normal de H 2 SO 4 ( N ): 0,02 Eq/L 
- Volume a ser gasto na titulação (definido pela turma) = 10 mL 
- Equivalente-grama de Na 2 CO 3 : 53 g/Eq 
 Logo, podemos voltar à equação (ix) : 
 
 . V . EqmNa CO2 3 = N H SO .2 4 H SO2 4 Na CO2 3 
, 2 . 10 mL . 53 . mNa CO2 3 = 0 0 L
Eq g
Eq
1 L
1000 mL 
, 106 gmNa CO2 3 = 0 0 
 
4.3. Determinação da Alcalinidade de uma Amostra de Água Tratada 
● Com o auxílio de uma pipeta volumétrica, transferir 50 mL da amostra de água 
para um erlenmeyer de 250 mL; 
● Adicionar 8 gotas do indicador fenolftaleína 0,5% à solução contida no 
erlenmeyer. Se apresentar coloração em tons de rosa, titular com a solução de 
ácido sulfúrico 0,02 N e anotar o volume gasto, denominado P ; 
● No mesmo erlenmeyer ainda com a amostra anterior, colocar 5 gotas do 
indicador metilorange 0,4% e continuar a titulação até o ponto de viragem. 
Também anotar o volume gasto ( T ); 
 
 
● Calcular a alcalinidade expressa em termos de mg de /L, de acordo com aCO C 3 
a Tabela 1. 
 
 Tabela 1 - Cálculo da alcalinidade através dos resultados de titulação 
P, T OH - CO 3 2- HCO 3 - 
P = 0 0 0 T 
P < 2
T 0 2P T - 2P 
P = 2
T 0 T 0 
P > 2
T 2P - T 2T - 2P 0 
P = T T 0 0 
 
 
4.4. Determinação da Pureza da Soda Cáustica Comercial e o seu Grau de 
Carbonatação 
● Com o auxílio de um béquer de 250 mL, pesar cerca de 0,5 g de soda cáustica 
em uma balança semi-analítica com o auxílio de um vidro relógio; 
● Dissolver a amostra com, aproximadamente, 100 mL de água destilada, 
utilizando um bastão de vidro para homogeneizar; 
● Com o funil de vidro transferir a solução para um balão volumétrico de 250 mL 
e completar seu volume com água destilada; 
● Verter o balão para homogeneizar bem a solução; 
● Com uma pipeta volumétrica de 25 mL, pipetar esse volume da solução anterior 
e transferir para um erlenmeyer de 250 mL e adicionar cerca de 100 mL de água 
destilada; 
● Acrescentar à solução 8 gotas do indicador fenolftaleína 0,5% e titular a amostra 
com ácido clorídrico 0,10 N até atingir o ponto de viragem e anotar o valor gasto 
( P ); 
● Na mesma amostra que foi titulada, acrescentar 4 gotas de metilorange 0,4%, se 
a amostra apresentar coloração amarelada continuar a titulação da mesma forma 
descrita no tópico anterior. Também anotar o volume gasto ( T ); 
 
 
● Calcular os teores de NaOH e de Na 2 CO 3 utilizando a Tabela 1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
5.1. Preparação da Solução de Ácido Sulfúrico 0,02 N 
Realizando os procedimentos descritos anteriormente, medimos 0,6 mL de ácido 
clorídrico com o auxílio de uma pipeta e diluímos esse volume em aproximadamente 100 
mL de água destilada em um béquer de 250 mL com um bastão de vidro, sob agitação 
constante. Devidamente homogeneizada, a solução foi transferida para um balão 
volumétrico de 250 mL que teve seu volume completado até o traço de aferição com 
auxílio de uma pisseta, então vertemos o balão para homogeneizar melhor a solução. 
Como medimos um volume um pouco maior do que o valor teórico, precisamos 
calcular a nova concentração, portanto, utilizando a equação (viii) , temos: 
 
N C . V C = N D . V D 
5, 443 . 0, mL . 1000 mL3 6 L
Eq 6 = N D 
, 213 Eq L N D = 0 0 / 
 
 Nota-se que a nova concentração é um pouco acima da solicitada, portanto vamos 
utilizar o valor obtido com o cálculo como referência para os próximos cálculos. Até aqui 
utilizamos o valor de 0,02 N pois se tratavam de cálculos teóricos propostos pela 
metodologia, agora falaremos dos resultados reais obtidos nessa prática. 
 
5.2. Padronização da Solução de Ácido Sulfúrico 0,02 N 
 Após a preparação da solução nós temos um valor aproximado da sua concentração 
que, como visto no item acima, é correspondente à 0,0213 N, mas precisamos conhecer a 
concentração real dessa solução. Paraconseguirmos conhecer esse dado, é necessário 
padronizar a solução. 
Na padronização do ácido sulfúrico utilizamos o carbonato de sódio como padrão 
primário, pesando 0,0111 g desse soluto, diluindo o mesmo em aproximadamente 100 mL 
de água destilada já em um erlenmeyer de 250 mL. Em seguida adicionamos 3 gotas do 
indicador fenolftaleína 0,5%. 
Em seguida, colocamos em uma bureta de 25mL a quantidade correspondente de ácido 
sulfúrico para, então, titularmos essa solução e realizar o cálculo de sua concentração real. 
 
 
Realizamos o procedimento quatro vezes (sendo realizada uma titulação por grupo de 
alunos) e utilizamos os volumes expostos na Tabela 2, onde também podemos observar a 
massa de Na 2 CO 3 pesada por cada grupo: 
 
Tabela 2 - Volumes de H 2 SO 4 gastos nas titulações 
 Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3 Grupo 4 
Volume em L 0,0105 L 0,0170 L 0,0105 
L 
Massa em g 0,0113 g 0,0111 g 0,0109 g 
 
A partir desses valores podemos calcular as concentrações reais para cada volume 
gasto para, então, fazermos a média e determinarmos a concentração real da solução de 
ácido sulfúrico preparada. Para esse cálculo, utilizaremos a equação (ix) 
 
 . VN H SO .2 4 H SO2 4 = EqNa CO2 3
 m (g) Na CO2 3 
 
Para o grupo 1, temos: 
 . VN H SO .2 4 H SO2 4 = EqNa CO2 3
 m (g) Na CO2 3 
 . 0, 105 LN H SO .2 4 0 = 53 Eq L/
0,0113 g 
, 203 Eq L N H SO2 4 = 0 0 / 
 
Analogamente, podemos calcular a concentração para os demais casos, obtendo: 
0,0170 Eq/L para o grupo 2, 0,0188 Eq/L para o grupo 3 e 0,0195 Eq/L para o grupo 4. 
Com esses valores podemos calcular a média da concentração real da solução de ácido 
sulfúrico, observe: 
 
ẋN = 4
0,0203 Eq L + 0,0170 Eq L + 0,0188 Eq L + 0,0195 Eq L/ / / / 
, 189 Eq L ẋN = 0 0 / 
 
 
 
Esse cálculo nos permitiu conhecer a real concentração de ácido clorídrico presente na 
solução, que ficou bem próximo do valor inicialmente proposto. Como não obtivemos o 
valor igual ao valor teórico, precisamos calcular o fator de correção para essa solução, que 
é obtido por: 
F = (xi)NrNa 
Onde: 
F = Fator de correção; 
N R = Normalidade real; 
N A = Normalidade aparente ou teórica. 
Portanto, substituindo em (xi) , temos: 
 
F = 0,02 Eq L/
0,0189 Eq L/ 
F = 0,945 
 
5.3. Determinação da Alcalinidade de uma Amostra de Água Tratada 
 Seguindo os métodos expostos no item 4.3. transferimos 50 mL da amostra de água 
para um erlenmeyer de 250 mL e adicionamos o indicador fenolftaleína e observamos se a 
amostra apresentava coloração rosa, como isso não aconteceu, não foi preciso titular com 
esse indicador, logo o valor de P foi igual a 0. 
Ainda seguindo os passos descritos no item 4.3. adicionamos à mesma parte da 
amostra o indicador metilorange e, como ocorreu mudança na coloração, foi preciso titular 
a amostra com a solução de ácido sulfúrico 0,02 N. Foram utilizados 4 mL do ácido para 
atingir o ponto de viragem, sendo este o valor T . 
A partir desses dados podemos determinar a alcalinidade da amostra utilizando as 
relações expostas na Tabela 1, como não obtemos valor para P nossa amostra se enquadra 
no primeiro caso, onde só é perceptível a concentração de HCO 3 - . Como foi detectada 
somente a presença de bicarbonato podemos dizer que essa água apresenta baixa 
alcalinidade. Sabemos, portanto, que a água não apresenta turbidez, ou seja, não possui 
partículas que interferem na passagem da luz. 
Como queremos determinar a alcalinidade em termos de carbonato de cálcio (CaCO 3 ), 
teremos que realizar a titulação de uma amostra de 50 mL de água, utilizando a solução de 
 
 
ácido sulfúrico 0,0189 N e expressaremos o resultado em mg/L ou ppm de CaCO 3 , 
portanto precisamos relembrar que: 
 
 (xii)CCaCO3 =
m (g)CaCO3
V (L)amostra
 
 
Onde C é concentração comum do carbonato de cálcio; m , a massa em gramas e V , o 
volume da amostra em litro. 
Como não conhecemos o valor de , para determinarmos a concentraçãomCaCO3 
desejada, voltaremos ao princípio (vii) , onde: 
 
º de equivalentes H SO º de equivalentes CaCO n 2 4 = n 3 
 
Portanto: 
 
 . VN H SO2 4 H SO2 4 =
mCaCO3
EqCaCO3
 
 (xiii) . V . EqmCaCO3 = N H SO2 4 H SO2 4 CaCO3 
 
 Nota-se que precisamos determinar o equivalente-grama do carbonato de cálcio, assim 
como o . O primeiro pode ser determinado pela equação (iv) :V H SO2 4 
 
EqCaCO3 = 2 Eq mol/
100 g mol/ 
0 g Eq EqCaCO3 = 5 / 
 
Já o segundo ( ) é obtido através das relações expostas na Tabela 1, como já foiV H SO2 4 
dito anteriormente, estamos lidando com o primeiro caso, na coluna HCO 3 - . Sabendo disso, 
temos: 
 
V H SO2 4 = T 
 mLV H SO2 4 = 4 
 
 
 
Portanto, substituindo (xiii) em (xii) e aplicandos os dados que temos, ficamos com: 
 
 . CCaCO3 = 50 mL
0,0189 . 4 mL . 50L
Eq g
Eq
1 g
1000 mg 
5 mg L de CaCO ou ppm de CaCO CCaCO3 = 7 / 3 3 
 
A partir disso, podemos dizer que, para cada litro de amostra, encontramos 75 mg de 
, ou 75 ppm (partes por milhão) de , indicando que a amostra analisada CaCO3 CaCO3 
apresenta traços dessa substância, estando dentros dos padrões de potabilidade aceitos. 
 
5.4. Determinação da Pureza da Soda Cáustica Comercial e o seu Grau de 
Carbonatação 
 Seguindo a metodologia exposta no item 4.4. , pesamos 0,6938 g de soda cáustica e 
dissolvemos em cerca de 100 mL de água destilada, homogeneizamos e transferimos para 
um balão volumétrico de 250 mL. Feito isso, transferimos 25 mL da solução para um 
erlenmeyer de 250 mL com o auxílio de uma pipeta volumétrica, adicionamos o indicador 
fenolftaleína 0,5% que causou uma mudança na coloração da solução, que foi de incolor 
para rosa-avermelhado, indicando a presença de hidróxidos. Titulamos com a solução de 
ácido clorídrico 0,1 N, de modo que gastamos 14 mL de HCl (valor de P ) até a mudança de 
coloração para incolor. 
Em seguida adicionamos à mesma amostra 4 gotas de metilorange 0,4%, mudando 
novamente a sua coloração, dessa vez assumindo um tom amarelado. Utilizando o ácido 
clorídrico para titular até a mudança para um tom vermelho-alaranjado, dessa vez 
utilizamos 16,3 mL do ácido, sendo esse o valor de T . 
Como desejamos calcular a pureza da soda utilizada nesta análise, iremos precisar de 
algumas equações, além da Tabela 1. Para calcular o teor de hidróxido de sódio (NaOH) 
que é a soda cáustica propriamente dita utilizaremos a fórmula abaixo: 
 
 (xii)( )% mamostra
 m NaOH = mamostra
 N . V . Eq HCl HCl NaOH 
 
Onde N HCl é a concentração normal do ácido clorídrico; V HCl é a relação entre o volume 
do ácido gasto na titulação e a Tabela 1; Eq NaOH é o equivalente-grama do hidróxido de 
 
 
sódio; e m amostra é a massa em gramas utilizada da solução preparada com a soda cáustica 
comercial. Podemos observar que não possuímos todos os dados necessários, mas temos 
como obtê-los. O equivalente-grama do NaOH pode ser obtido pela equação (iv) , observe: 
 
EqNaOH = n [Na]
MM (g mol)NaOH / 
EqNaOH =1 Eq mol/
 40 g mol / 
0 g Eq EqNaOH = 4 / 
 
Com isso já conhecemos a concentração do HCl ( N = 0,1 N ) e o equivalente-grama do 
NaOH ( Eq NaOH = 40 g/Eq ), porém ainda precisamos do valor do volume ( V HCl ) e da massa da 
amostra ( m amostra ). O valor do volume que vamos utilizar pode ser obtido a partir da Tabela 1; 
observamos que, a partir do volume gasto de ácido clorídrico, nos encaixamos no segundo 
caso, que diz que P > , como queremos saber o teor de hidróxido nesse primeiro momento 2
T 
utilizaremos a coluna OH - , portanto o volume ficará: 
PV HCl = 2 − T 
(14) 6,V HCl = 2 − 1 3 
1, mLV HCl = 1 7 
 
Agora só nos resta saber a massa em gramas do hidróxido de sódio contido na parte da 
amostra que foi titulada. como utilizamos 25 mL de um total de 25o mL da solução preparada, 
chegamos a conclusão de que fizemos uso de um décimo da amostra, portanto um décimo da 
massa pesada, portanto, m amostra = 0,06938 g . 
Já conhecendo todos os valores das nossas variáveis, voltaremos à equação (xii) 
substituindo os valores e obtendo: 
 
( ) . . 100%% mamostra
 m NaOH = 0,06938 g
0,1 . 11,7 mL . 40 L
Eq g
Eq 1 L
1000 mL 
( ) 7, 5%% mamostra
 m NaOH = 6 4 
 
Esse valor que obtivemos nos indica quanto de soda cáustica (NaOH) realmente está 
presente na amostra, portanto, nos mostra a pureza desse produto. Mas também podemos 
 
 
calcular a porcentagem de impurezas que ali existem do mesmo modo feito anteriormente, 
utilizando o carbonato de sódio como referência de impurezas (também chamado de grau 
de carbonatação). Utilizaremos novamente a equação (xii) , vejamos: 
 
( )% mamostra
 m Na CO2 3 = mamostra
 N . V . Eq HCl HCl Na CO2 3 
 
Como se trata da mesma amostra, o valor da massa em gramas continuará a mesma, 
porém ainda necessitamos conhecer o equivalente-grama do carbonato de sódio, assim 
como o valor do volume a ser utilizado. O primeiro é determinado pela fórmula (iv) : 
 
EqNa CO2 3 = n [Na]
MM (g mol)Na CO2 3 / 
EqNa CO2 3 = 2 Eq mol/
 106 g mol / 
3 g Eq EqNa CO2 3 = 5 / 
 
Já o volume será determinado utilizando as relações disponíveis na Tabela 1, ao 
verificarmos em que caso nossa amostra se encaixa, notamos que P > , como estamos 2
T 
verificando o teor de carbonatos presentes na amostra, olharemos para a coluna CO 3 2- , 
portanto, o volume se dará por: 
T PV HCl = 2 − 2 
 (16, ) (14)V HCl = 2 3 − 2 
, mLV HCl = 4 6 
 
Voltando para a equação (xii) , temos: 
 
( )% mamostra
 m Na CO2 3 = mamostra
 N . V . Eq HCl HCl Na CO2 3 
( ) . . 100%% mamostra
 m Na CO2 3 = 0,06938 g
0,1 . 4,9 mL . 53 L
Eq g
Eq 1 L
1000 mL 
( ) 5, 3%% mamostra
 m Na CO2 3 = 3 1 
 
 
 
A partir desse cálculo podemos dizer que 35,13% da quantidade total da soda cáustica 
é de impurezas, um teor relativamente alto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. CONSIDERAÇÕES FINAIS 
Através da prática II de titulometria de neutralização podemos aprender conceitos e 
práticas necessárias em nossa área, como é o caso da determinação de alcalinidade da água, 
um padrão de potabilidade que deve ser seguido e é regido pela Portaria 2914/2011 do 
Ministério de soluções podemos aprender e revisar alguns conceitos básicos que são muito 
importantes no dia a dia de um laboratório, principalmente em um voltado para a área de da 
Saúde. Também podemos observar a aplicação das mesmas técnicas com outras finalidades e 
com outra amostra que não água, como aconteceu com a determinação da pureza de uma soda 
cáustica comercial. 
Trazendo essa temática para a área do saneamento ambiental, podemos considerar a água 
como uma solução a ser analisada e qualificada para que se possa obter melhor 
aproveitamento. Portanto, as técnicas e métodos aprendidos nessa prática nos serão bastante 
útil. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências 
DA SILVA, André Luís Silva. Alcalinidade; InfoEscola . Disponível em: 
< https://www.infoescola.com/quimica/alcalinidade/ >. Acesso em 27 de mar de 2018. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Reações de Neutralização; Brasil Escola . Disponível 
em: < https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-neutralizacao.htm >. Acesso em 27 de 
mar de 2018. 
 
DA SILVA, André Luís Silva. Reações de Neutralização; InfoEscola . Disponível em: 
< https://www.infoescola.com/quimica/reacoes-de-neutralizacao/ >. Acesso em 29 de mar de 
2018. 
 
DIAS, Munique. Revisão de Química: Reações de Neutralização ; Blog do ENEM . 
Disponível em: < https://blogdoenem.com.br/quimica-reacao-neutralizacao/ >. Acesso em 29 
de mar de 2018. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Título ou Porcentagem em Massa; Brasil Escola . 
Disponível em < https://brasilescola.uol.com.br/quimica/titulo-ou-porcentagem-massa.htm >. 
Acesso em 29 de mar de 2018.