PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES DILUÍDA DE HIDRÓXIDO DE SÓDIO (NaOH) E ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS 
REGIONAL JATAÍ - UAE CISAU 
CURSO DE BIOMEDICINA 
QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 02 
PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES DILUÍDA DE HIDRÓXIDO DE 
SÓDIO (NaOH) E ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GEYSE KEROLLY BRASILEIRO LIMA SOUZA 
LUANA LOPES LEMES DOS SANTOS 
NATHÁLIA DE OLIVEIRA RIZZI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
JATAÍ 
2019
 
GEYSE KEROLLY BRASILEIRO LIMA SOUZA 
LUANA LOPES LEMES DOS SANTOS 
NATHÁLIA DE OLIVEIRA RIZZI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 02 
PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES DILUÍDA DE HIDRÓXIDO DE 
SÓDIO (NaOH) E ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl) 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório apresentado ao Prof. Dr. 
Gildiberto Mendonça de Oliveira como 
requisito parcial para a obtenção de nota para 
aprovação na disciplina de Química 
Analítica. 
 
 
 
 
 
Professor 
Gildiberto Mendonça de Oliveira 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
JATAÍ 
2019 
 
LISTA DE QUADROS 
 
QUADRO 1 - Materiais utilizados em todas as reações ........................................... 8 
QUADRO 2 – Massas de KC8H5O4 pesadas............................................................. 9 
QUADRO 3 – Volumes de NaOH da bureta............................................................. 9 
QUADRO 4 – Massa de Na2B4O7 * 10 H2O pesada................................................. 10 
QUADRO 5 – Volumes de HCl da bureta................................................................. 10 
QUADRO 6 – Volumes de HCl da bureta para NaOH............................................. 11 
QUADRO 7 – Resultados das concentrações de NaoH............................................ 12 
QUADRO 8 – Resultados das concentrações de HCl............................................... 13 
QUADRO 9 – Volume de HCl.................................................................................. 14 
QUADRO 10 –Resultados das concentrações de HCl pelo NaOH........................... 14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO .................................................................................................... 5 
2. OBJETIVO ........................................................................................................... 8 
3. PARTE EXPERIMENTAL ................................................................................... 9 
3.1. Materiais e Reagentes ..................................................................................... 9 
3.2. Procedimento Experimental ............................................................................ 9 
3.2.1. Padronização da solução de hidróxido de sódio ........................................ 9 
3.2.2. Padronização da solução de ácido clorídrico .......................................... 10 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO ......................................................................... 12 
4.1. Padronização da solução de NaOH ................................................................ 12 
4.2. Padronização da solução de HCl ................................................................... 13 
5. CONCLUSÃO .................................................................................................... 16 
REFERÊNCIAS ......................................................................................................... 16 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
1. INTRODUÇÃO 
 
A escala de pH permite exprimir a acidez ou alcalinidade de uma solução. O conceito 
foi introduzido pela primeira em 1909 pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz 
Sorensen (1868-1939). Numa primeira aproximação, o pH de uma solução pode ser 
definido como o logaritmo decimal negativo da concentração de íons hidrónio (H3O
+), 
pH = -log 10 [H3O
+], em que a concentração vem expressa em mol/dm3. 
 
Uma reação ácido-base, vulgarmente designada de neutralização, consiste numa 
reação entre quantidades equivalentes de um ácido e de uma base para formar um sal e 
água. Esta última produz-se a partir dos íons H3O+ do ácido e OH- da base. No caso de 
se tratar de um ácido e de uma base fortes, o ponto de equivalência é alcançado quando a 
concentração de íons H3O
+ é igual à de íons OH-, isto é, quando o pH da solução final se 
torna neutro. Na neutralização de um ácido fraco com uma base forte, ou vice-versa, o 
ponto de equivalência atinge-se respetivamente a pH superior ou inferior a 7.[1] A energia 
que se liberta na neutralização de ácidos e bases fortes (calor de neutralização) é de 57,54 
kJ/mol, sendo por isso uma reação exotérmica. 
 
H3O
+ (aq) + OH- (aq) → 2 H2O (l) 
 
Para que a neutralização seja rigorosa, é necessário a técnica da volumetria, que 
consiste na medição de volumes de duas soluções que reagem uma com a outra, uma das 
quais contém a substância a ser doseada e a outra é uma solução de concentração 
conhecida. Esta última é adicionada, em geral, gradualmente à solução da substância a 
dosear até que se atinja a quantidade estequiométrica. 
 
A titulação consiste na determinação da concentração de uma solução a partir de 
uma outra cuja concentração é conhecida. A solução cujo volume se mede rigorosamente 
é adicionada gradualmente à outra solução e é designada por titulante; a solução da 
substância que reage com o titulante é designada por titulado. As titulações podem ser 
classificadas segundo a reação química que nelas ocorrem. Assim, podemos referir as 
seguintes titulações: 
5 
›Titulação ácido-base – realizada nesta atividade; 
›Titulação de precipitação 
›Titulação de oxidação-redução; 
›Titulação de complexação. 
 
Numa titulação faz-se a adição gradual do titulante ao titulado, até se atingir as 
proporções estequiométricas entre as duas substâncias reagentes, isto é, até que se atinja 
o ponto de equivalência. 
 
Contudo, este ponto é detectado um pouco depois do ponto de equivalência, ou 
seja, quando ocorre a mudança brusca de uma propriedade física ou química do titulado 
(por exemplo, a mudança de cor) e é designado por ponto final. No caso da reação entre 
um monoácido e uma monobase, a titulação termina quando todo o ácido reagir com a 
base ou vice-versa, pelo que n ácido = n base. 
 
Como o ponto de equivalência se localiza na transição brusca de pH, são 
necessários indicadores químicos, substâncias orgânicas (geralmente vegetais) através 
das quais é possível observar o desenvolvimento de uma reação química, sendo os mais 
utilizados a fenolftaleína, o tornesol e o indicador universal. Estes, utilizam-se sobretudo 
na determinação do ponto de equivalência em análise volumétrica e são denominados de 
indicadores de pH ou indicadores ácido-base. Estes indicadores, em contato com soluções 
ácidas ou alcalinas, mudam de cor, sendo por este facto ainda hoje utilizados para indicar 
o carácter ácido ou alcalino de uma solução. 
 
Esta transição é típica de cada indicador e corresponde à sua zona de viragem. O 
indicador adequado a determinada titulação deve ter uma zona de viragem o mais estreita 
possível a qual deve estar contida na zona de variação brusca de pH e conter 
preferencialmente o pH no ponto de equivalência. 
 
 Propriedades dos indicadores de pH mais comuns 
 
Neste relatório vamos tratar de uma reação entre uma base forte (NaOH) e um 
ácido forte (HCl), e por isso o pH da solução deverá rondar 7. Esta reação química é 
traduzidapela seguinte equação química:
6 
NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) 
 
Numa titulação, o objetivo é conhecer o ponto de equivalência, ou seja, o ponto 
exato em que ocorre neutralização, mas na verdade o que se conhece é o ponto final, 
momento em que há variação de uma propriedade física ou química no titulado (por 
exemplo: a mudança de cor) que é imediatamente posterior ao ponto de equivalência. 
Numa titulação ideal, o ponto final visível coincidirá com o ponto final estequiométrico. 
Porém, na prática, existe sempre uma pequena diferença, que constitui o denominado erro 
de titulação. 
 
 PADRÃO PRIMÁRIO 
 
 É um reagente puro o suficiente para ser pesado e usado diretamente. 
 Apresenta um alto grau de pureza que serve como referência na titulação. 
 A precisão do método é criticamente dependente das propriedades desde 
composto. 
 
Quando o reagente titulante ou solução padrão é um padrão primário, ele pode ser 
preparado diretamente, isto é, o reagente é pesado com a maior precisão possível e 
dissolvido em água destilada ou deionizada, sendo a diluição realizada a um volume 
definido em balão volumétrico. 
 
Requisitos para um padrão primário: 
 Alta pureza (99,9% ou superior) 
 Fácil obtenção, dessecação e conservação. 
 Estabilidade à atmosfera 
 Não deve ser higroscópico. 
 Deve ser bastante solúvel. 
 Baixo custo 
 Massa molar grande para minimizar o erro relativo a pesagem do padrão. 
 
 PADRÃO SECUNDÁRIO 
7 
São substâncias que tem sua concentração determinada por análise química e 
também são utilizadas como referência em análises volumétricas. É usada quando o 
padrão primário não está disponível. Usa-se uma solução de um reagente (padrão 
secundário) com concentração aproximada a desejada para titular uma massa conhecida 
de um padrão primário. 
 
A determinação da concentração de uma solução (solução problema) a partir de 
sua reação quantitativa com uma quantidade conhecida de uma substância que é pura 
(padrão primário) é chamada de titulação de padronização, ou simplesmente 
padronização. Neste caso, após ter sua concentração determinada, a solução problema 
passa a ser uma solução padronizada.[3] 
 
 PADRONIZAÇÃO 
 
 É a titulação realizada para determinar a concentração do titulante que será 
utilizado para uma análise. Após a padronização a solução preparada com o padrão 
secundário é denominada solução padrão. No experimento o HCl é usado como um 
padrão secundário e por isso não é necessário nenhum rigor no preparo dessa solução. 
Assim, a solução pode ser preparada usando a proveta para medir o volume da solução 
concentrada. Soluções aquosas são as mais importantes para nossos propósitos em 
Química Analítica. Um dos aspectos mais importantes é a preparação e a expressão da 
concentração de soluções.[2] 
 
2. OBJETIVO 
 
O objetivo dessa aula experimental foi determinar com precisão as concentrações das 
soluções aquosas diluída de hidróxido de sódio e ácido clorídrico pelo método da 
padronização por titulação. 
 
 
8 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1.Materiais e Reagentes 
 
Foi utilizado uma solução de hidróxido de sódio e solução diluída de ácido clorídrico, 
fenolftaleína, borato de sódio decaidratado e biftalato ácido de potássio. Os matérias 
utilizados são mostrados no quadro a seguir. 
 
QUADRO 1 – Materiais utilizados em todas as reações. 
QUANTIDADE VIDRARIA 
9 Erlenmeyer 
3 Béquer 
3 Bureta 
 
3.2.Procedimento Experimental 
3.2.1. Padronização da solução de hidróxido de sódio 
• Condicionamento da bureta 
Foi realizado o condicionamento da bureta utilizando uma porção da solução de 
hidróxido de sódio, realizando movimentos circulares, fazendo com que a solução 
percorresse toda a parede da bureta. Esse condicionamento foi realizado 2 vezes antes de 
começar o experimento. 
 
• Padronização 
Foi realizada a titulação de neutralização da solução de hidróxido de sódio. O padrão 
primário utilizado foi o biftalato ácido de potássio (KC8H5O4) e como indicador foi 
utilizado a fenolftaleína. 
 
Primeiramente foram numerados três Erlenmeyer com 1, 2 e 3 e pesado a massa de 
KC8H5O4, utilizando balança analítica de precisão. Os valores encontram-se no quadro a 
seguir.
9 
QUADRO 2 – Massas de KC8H5O4 pesadas. 
 
 
 
 
Acrescentou-se 100,0 mL de água destilada para a dissolução do KC8H5O4 e em 
seguida adicionou-se 3 gostas de fenolftaleína. 
 
A bureta foi preenchida com 25,00 mL de solução de NaOH até que atingiu o 
menisco na marca de volume 0,00 mL. Posteriormente agitando o Erlenmeyer com 
movimentos circulares foi permitido a gotejamento de NaOH pela bureta, até que a 
solução mudou a cor de transparente para rosáceo. Esse procedimento foi realizado para 
todas as três soluções de KC8H5O4 preparadas. O volume utilizado na bureta foi anotado 
para posteriores cálculos e estão apresentados no quadro a seguir. 
 QUADRO 3 – Volumes de NaOH da bureta. 
Número Volume (NaOH) (mL) 
1 11,9 
2 11,3 
3 11,6 
 
3.2.2. Padronização da solução de ácido clorídrico 
• Condicionamento da bureta 
Foi realizado o condicionamento da bureta utilizando uma porção da solução de ácido 
clorídrico, realizando movimentos circulares, fazendo com que a solução percorresse toda 
a parede da bureta. Esse condicionamento foi realizado 2 vezes antes de começar o 
experimento. 
• Padronização 
Foi realizada a titulação de neutralização da solução diluída de ácido clorídrico. O 
padrão primário utilizado foi o borato de sódio decaidratado (Na2B4O7 * 10 H2O) e como 
indicador foi utilizado a fenolftaleína.
Número Massa (g) 
1 0,2210 
2 0,2086 
3 0,2184 
10 
COM SOLUÇÃO PADRÃO PRIMÁRIA 
 
Primeiramente foram numerados três Erlenmeyer com 1, 2 e 3 e pesado a massa 
de Na2B4O7 * 10 H2O, utilizando balança analítica de precisão. Os valores encontram-se 
no quadro a seguir. 
 QUADRO 4 – Massa de Na2B4O7 * 10 H2O pesada. 
Número Massa (g) 
1 0,2000 
2 0,2028 
3 0,2025 
 
Acrescentou-se 100,0 mL de água destilada para a dissolução do Na2B4O7 * 10 
H2O e em seguida adicionou-se 3 gostas de fenolftaleína. 
 
A bureta foi preenchida com 25,00 mL de solução de HCl até que atingiu o 
menisco na marca de volume 0,00 mL. Posteriormente agitando o Erlenmeyer com 
movimentos circulares foi permitido a gotejamento de HCl pela bureta, até que a solução 
mudou a cor de rosáceo para incolor. Esse procedimento foi realizado para todas as três 
soluções de Na2B4O7 * 10 H2O preparadas. O volume utilizado na bureta foi anotado para 
posteriores cálculos e estão apresentados no quadro a seguir. 
 
 QUADRO 5 – Volumes de HCl da bureta. 
Número Volume (HCl) (mL) 
1 6,9 
2 8,0 
3 7,2 
 
COM SOLUÇÃO PADRÃO SECUNDÁRIA 
 
Nesta parte do experimento foram numerados três Erlenmeyer como 1, 2 e 3, 
adicionado 10,00 mL de NaOH em cada um e adicionado 100,00 mL de água destilada e 
3 gostas de fenolftaleína. 
 
Com a bureta já condicionada e preenchida com HCl foi realizada a titulação, 
agitando o Erlenmeyer com movimentos circulares foi permitido a gotejamento de HCl 
11 
pela bureta, até que a solução mudou a cor de rosáceo para incolor. Esse procedimento 
foi realizado para todas as três soluções de NaOH preparadas. O volume utilizado na 
bureta foi anotado para posteriores cálculos e estão apresentados no quadro a seguir. 
 
 QUADRO 6 – Volumes de HCl da bureta para NaOH. 
Número Volume (HCl) (mL) 
1 10,1 
2 9,8 
3 9,9 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
4.1.Padronização da solução deNaOH 
 
• Reação que ocorre durante a titulação da solução de NaOH 
 
1 NaOH (aq) + 1 KC8H5O4 (aq) → 1 H2O (l) + 1 NaKC8H4O4 (aq) 
 
Os cálculos de concentração em massa e em quantidade de matéria foi realizada 
para cada Erlenmeyer preparado. 
A partir da formula da massa molar foi encontrado o número de mols de KC8H5O4. 
 
𝑀𝑀 (𝐾𝐶8𝐻5𝑂4) =
𝑚 (𝐾𝐶8𝐻5𝑂4)
𝑛 (𝐾𝐶8𝐻5𝑂4)
 → 204,23 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 
0,2210 𝑔
𝑛 (𝐾𝐶8𝐻5𝑂4)
 → 204,23 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗
𝑛 (𝐾𝐶8𝐻5𝑂4) = 0,2210 → 𝑛 (𝐾𝐶8𝐻5𝑂4) = 
0,2210
204,23
 →𝒏 (𝑲𝑪𝟖𝑯𝟓𝑶𝟒) = 𝟏, 𝟎𝟖𝟐𝟏 ∗
𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
 
Para encontrar o número de mols de NaOH foi utilizada a proporção 
estequiométrica da reação. 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑛 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
 ͞ 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝐶8𝐻5𝑂4
𝑛 𝑑𝑒 𝐾𝐶8𝐻5𝑂4
 → 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑛 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
 ͞ 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝐶8𝐻5𝑂4
1,0821∗10−3
 → 𝒏 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑶𝑯 =
𝟏, 𝟎𝟖𝟐𝟏 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 
 
 
12 
Para encontrar a massa (g) de NaOH. 
𝑀𝑀 (𝑁𝑎𝑂𝐻) =
𝑚 (𝑁𝑎𝑂𝐻)
𝑛 (𝑁𝑎𝑂𝐻)
 → 40 𝑔/𝑚𝑜𝑙 =
𝑚 (𝑁𝑎𝑂𝐻)
1,0821∗10−3 𝑚𝑜𝑙
 → 𝑚 (𝑁𝑎𝑂𝐻) = 40 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗
1,0821 ∗ 10−3𝑚𝑜𝑙 → 𝒎 (𝑵𝒂𝑶𝑯) = 𝟎, 𝟎𝟒𝟑𝟑𝒈 
A partir desses resultados calculamos a concentração em quantidade de matéria e 
a concentração em massa. Para os cálculos foi utilizado o volume da bureta anotado 
durante o experimento. Para o Erlenmeyer 1 o volume foi de 11,9 mL, ou seja, 0,0119 L. 
𝐶 (𝑁𝑎𝑂𝐻) =
𝑚 (𝑁𝑎𝑂𝐻)
𝑉 (𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜)
 → 𝐶 (𝑁𝑎𝑂𝐻) =
0,0433 𝑔
0,0119 𝐿
 → 𝑪(𝑵𝒂𝑶𝑯) = 𝟑, 𝟔𝟑𝟖𝟔 𝒈/𝑳 
 
𝑀 (𝑁𝑎𝑂𝐻) =
𝑛 (𝑁𝑎𝑂𝐻)
𝑉 (𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜)
 → 𝑀 (𝑁𝑎𝑂𝐻) =
1,0821∗10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0119 𝐿
 → 𝑴 (𝑵𝒂𝑶𝑯) =
𝟎, 𝟎𝟗𝟎𝟗 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
Para os outros erlenmeyer foram realizados os mesmos cálculos. E estão 
apresentados no quadro a seguir. 
QUADRO 7 – Resultados das concentrações de NaoH. 
Número m (g) 
KC8H5O4 
n (mol) 
KC8H5O4 
V (mL) 
NaOH 
n (mol) 
NaOH 
M 
(mol/L) 
NaOH 
C (g/L) 
NaOH 
1 0,2210 1,0821*10-3 11,9 1,0821*10-3 0,0909 3,6386 
2 0,2086 1,0214*10-3 11,3 1,0214*10-3 0,0904 3,6106 
3 0,2184 1,0694*10-3 11,6 1,0694*10-3 0,0922 3,6896 
 
4.2.Padronização da solução de HCl 
• Reação que ocorre durante a titulação da solução de HCl com o Boráx 
 
1 Na2B4O7 * 10 H2O (aq) + 2 HCl (aq) = 2 NaCl (aq) + 4 H3BO3 (aq) + 5 H2O (l) 
 
Os cálculos de concentração em massa e em quantidade de matéria foi realizada 
para cada Erlenmeyer preparado. 
A partir da formula da massa molar foi encontrado o número de mols de Na2B4O7 
* 10 H2O. A massa pesada foi de 0,2000g. 
𝑀𝑀 (𝑏𝑜𝑟á𝑥) =
𝑚 (𝑏𝑜𝑟á𝑥)
𝑛 (𝑏𝑜𝑟á𝑥)
 → 381,37 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 
0,2000 𝑔
𝑛 (𝑏𝑜𝑟á𝑥)
 → 381,37 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗
𝑛 (𝑏𝑜𝑟á𝑥) = 0,2000 → 𝑛 (𝑏𝑜𝑟á𝑥) = 
0,2000
381,37
 →𝒏 (𝒃𝒐𝒓á𝒙) = 𝟓, 𝟐𝟒𝟒𝟐 ∗ 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝒐𝒍 
Para encontrar o número de mols de HCl foi utilizada a proporção estequiométrica 
da reação.
13 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑏𝑜𝑟á𝑥
𝑛 𝑑𝑒 𝑏𝑜𝑟á𝑥
 ͞ 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
𝑛 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
 → 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑏𝑜𝑟á𝑥
5,2442∗10−4
 ͞ 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
𝑛 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
 → 𝒏 𝒅𝒆 𝑯𝑪𝒍 = 𝟏, 𝟎𝟒𝟖𝟖 ∗
𝟏𝟎−𝟑 
Para encontrar a massa (g) de HCl. 
𝑀𝑀 (𝐻𝐶𝑙) =
𝑚 (𝐻𝐶𝑙)
𝑛 (𝐻𝐶𝑙)
 → 36,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 =
𝑚 (𝐻𝐶𝑙)
1,0488∗10−3 𝑚𝑜𝑙
 → 𝑚 (𝐻𝐶𝑙) = 36,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗
1,0488 ∗ 10−3𝑚𝑜𝑙 → 𝒎 (𝑯𝑪𝒍) = 𝟎, 𝟎𝟑𝟖𝟑𝒈 
 
A partir desses resultados calculamos a concentração em quantidade de matéria e 
a concentração em massa. Para os cálculos foi utilizado o volume da bureta anotado 
durante o experimento. Para o Erlenmeyer 1 o volume foi de 6,9 mL, ou seja, 0,0069 L. 
𝐶 (𝐻𝐶𝑙) =
𝑚 (𝐻𝐶𝑙)
𝑉 (𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜)
 → 𝐶 (𝐻𝐶𝑙) =
0,0383 𝑔
0,0069 𝐿
 → 𝑪(𝐻𝐶𝑙) = 𝟓, 𝟓𝟓𝟎𝟕 𝒈/𝑳 
 
𝑀 (𝐻𝐶𝑙) =
𝑛 (𝐻𝐶𝑙)
𝑉 (𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜)
 → 𝑀 (𝐻𝐶𝑙) =
1,0488∗10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0069 𝐿
 → 𝑴 (𝑯𝑪𝒍) = 𝟎, 𝟏𝟓𝟐𝟎 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
Para os outros erlenmeyer foram realizados os mesmos cálculos. E estão 
apresentados no quadro a seguir. 
 
QUADRO 8 – Resultados das concentrações de HCl.. 
Número m (g) 
Na2B4O7 * 
10 H2O 
n (mol) 
Na2B4O7 * 
10 H2O 
V (mL) 
HCl 
n (mol) 
HCl 
M 
(mol/L) 
HCl 
C (g/L) 
HCl 
1 0,2000 5,2442*10-4 6,9 1,0488*10-3 0,1520 5,5507 
2 0,2028 5,3177*10-4 8,0 1,0635*10-3 0,1329 4,8500 
3 0,2025 5,3098*10-4 7,2 1,0620*10-3 0,1475 5,3889 
 
• Reação que ocorre durante a titulação da solução de HCl com o NaOH 
 
1 HCl (aq) + 1 NaOH (aq) → 1 NaCl (aq) + 1 H2O (l) 
 
Os cálculos de concentração em massa e em quantidade de matéria foi realizada 
para cada Erlenmeyer preparado. 
 
A partir da concentração da solução de NaOH 0,1060 mol/L foi possível calcular 
as concentrações em massa e em quantidade de matéria para os três volumes encontrados. 
 
14 
 QUADRO 9 – Volume de HCl. 
 
 
 
𝑀(𝑁𝑎𝑂𝐻) ∗ 𝑉(𝑁𝑎𝑂𝐻) = 𝑀(𝐻𝐶𝑙) ∗ 𝑉(𝐻𝐶𝑙) 
0,1060 𝑚𝑜𝑙/𝐿 ∗ 0,1 𝐿 = 𝑀(𝐻𝐶𝑙) ∗ 0,0101 𝐿 
0,0106 = 𝑀(𝐻𝐶𝑙) ∗ 0,0101 𝐿 
𝑀(𝐻𝐶𝑙) =
0,0106
0,0101
 
𝑴(𝑯𝑪𝒍) = 𝟏, 𝟎𝟒𝟗𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
Visto que n = M * V, o número de mols de HCl é 0,0106 mol. A partir desse 
resultado calculamos a massa de HCl. MM (HCl) = 36,5 g/mol. 
𝑀𝑀 (𝐻𝐶𝑙) =
𝑚(𝐻𝐶𝑙)
𝑛(𝐻𝐶𝑙)
 → 36,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 =
𝑚(𝐻𝐶𝑙)
0,0106 𝑚𝑜𝑙
 → 𝒎 (𝑯𝑪𝒍) = 𝟎, 𝟑𝟖𝟔𝟗 𝒈 
 
A partir do resultado de massa encontrado calculamos a concentração em massa. 
𝐶(𝐻𝐶𝑙) =
𝑚(𝐻𝐶𝑙)
𝑉(𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜)
 → 𝐶(𝐻𝐶𝑙) =
0,3869 𝑔
0,0101 𝐿
 → 𝐶(𝐻𝐶𝑙) = 38,3069 𝑔/𝐿 
Para os outros erlenmeyer foram realizados os mesmos cálculos. E estão 
apresentados no quadro a seguir. 
 
 QUADRO 10 –Resultados das concentrações de HCl pelo NaOH. 
Número M (mol/L) 
HCl 
m (g) HCl C (g/L) 
HCl 
1 1,0495 0,3869 38,3069 
2 1,0816 0,3869 39,4796 
3 1,0707 0,3869 39,0808 
 
Um padrão primário é aquele cuja pureza pode ser assegurada de tal forma que se 
pode preparar uma solução de concentração conhecida pela pesagem direta da substância 
seguida de diluição a um volume definido. O NaOH é uma substância que reagem 
facilmente com o CO2 do ar, além de absorver a umidade do ar. Então não se pode 
garantir a sua pureza para ser usado como padrão primário. Desse modo uma solução de 
NaOH deve ser padronizado pela titulação direta de uma solução de padrão primário.
Número V (mL) 
1 10,1 
2 9,8 
3 9,9 
15 
Encontramos valores diferentes do experimento 1, com a técnica usada de 
padronização que nos proporcionou reduzir a margem de erro, trazendo uma exatidão nos 
resultados obtidos e com a realização do procedimento em três amostras sendo o resultado 
final a média da apuração de cada erlenmeyer. 
 
5. CONCLUSÃO 
 
Com a realização desse experimento foi possível ver a diferença nos valores 
encontrados no experimento anterior, pois com a padronização da solução podemos 
encontrar com mais precisão o valor da concentração, utilizando como indicador a 
fenolftaleína. 
 
REFERÊNCIAS 
 
[1] www.unb.br/iq/lqaa/gaston/SOLUCOESfinal.doc 
 
[2] http://br.answers.yahoo.com/question/index?qid=20060928154034AAHdP4u 
 
[3] http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-
[1]140422005000100029https://www.ebah.com.br/content/ABAAABwPoAC/titulacao-
neutralizacao 
 
[4] https://www.ebah.com.br/content/ABAAAAPjAAK/relatorio-preparacao-naoh 
 
[5 ]BRADY. J.E; HUMISTON. G. E. Química Geral. Ed. 2. Livros Técnicos e 
Científicos Editora. 1986. 
 
[6] REIS. M. Química: Manual do Professor 2. Ed. 1. Ática Editora. 2013. 
 
 
[7] REIS. M. Química:Manual do Professor 1. Ed. 1. Ática Editora. 2013. 
 
[8] GOLDANI. E; DE BONI. L. A. B. Introdução Clássica à Química Geral. 2007. 
<http://www.deboni.he.com.br/livro1_PREVIEW.pdf>. Acesso em: 19/04/2019. 
 
[9] OLIVEIRA. O. M. M. F., et al., Química. Cultura Acadêmica Editora. 2013.