Apostila Prática

Prévia do material em texto

APOSTLA EXPERIMENTAL DE QUÍMICA GERAL E ANALÍTICA
Professora: Tatiana K. A. A. Espíndola.
Campo mourão, PR.
2020
Índice
Cronograma de aulas práticas
 
	1.Princípios gerais de trabalhos em laboratório 
1.1 Normas de segurança e acidentes que podem ocorrer no laboratório 
1.2 Equipamentos básicos de laboratório
	
	2. Técnicas básicas de laboratório 
2.1 Medidas de volume 
2.2 Medidas de massa
	
	3. Uso do bico de bunsen e reação de combustão 
3.1 Combustão de sais 
	
	4. Processos de separação
	
	5. Solubilidade
	
	6. Preparo e diluição de soluções 
	
	7. Padronização de soluções
7.1 Diluição
	
	8. Equilíbrio químico
	
	9. Medidas de pH
	
	10. Volumetria de neutralização
	
 
RELATÓRIOS: 
ORGANIZAÇÃO: 
Capa – nome da instituição, curso, identificação do aluno, nome da experiência e data.
Resumo – Trata-se de um texto que reúne de forma organizada e detalhada o desenvolvimento de um trabalho em determinado período. Nele, a metodologia utilizada, a bibliografia consultada e os resultados obtidos são características essenciais. Deve constar inicio meio e fim do trabalho.
1. Introdução – Uma breve revisão bibliográfica sobre o tema do experimento, diferente do que há escrito no roteiro da aula prática
2. Objetivos – citar os objetivos da experiência.
3. Procedimentos experimentais - A parte experimental deve ser cuidadosamente descrita com o verbo no passado e na forma impessoal. Descrever minuciosamente o que foi feito na aula. (exemplo: pesou-se, diluiu-se, analisou-se, misturou-se e etc).
FORMATAÇÃO 
Não há uma determinação quanto ao formato do texto na página. No entanto são usuais as seguintes características: 
■ Papel formato A4; 
■ Margens de 3,0 cm na parte superior e no lado esquerdo e de 2,0 na inferior e no lado direito;
 ■ Espaço entre linhas de 1,5 cm;
 ■ Fonte: Times New Roman, tamanho 12.
REGRAS DE SEGURANÇA 
Em qualquer curso experimental é extremamente importante a familiaridade com os fundamentos de segurança. Em geral, um acidente ocorre quando menos se espera, mas se forem adotadas as regras básicas de segurança pode-se diminuir a um mínimo os riscos de acidente. Embora não seja possível enumerar aqui todas as causas possíveis de acidente num laboratório, existem certos cuidados que devem ser observados. 
RISCOS MAIS COMUNS 
• Uso de substâncias TÓXICAS, CORROSIVAS, INFLAMÁVEIS, EXPLOSIVAS, VOLÁTEIS, ETC... 
• Manuseio de material de vidro; 
• Trabalho a temperaturas elevadas;
 • Trabalho a pressões diferentes da atmosférica; 
• Uso de fogo;
 • Uso de eletricidade. 
ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIOS E PRIMEIROS 
SOCORROS 
A) QUEIMADURAS TÉRMICAS - causadas por calor seco (chama e objetos aquecidos) 
A1) Tratamento para queimaduras leves - pomada picrato de butesina, paraqueimol, furacim solução, etc. 
A2) Tratamento para queimaduras graves - elas devem ser cobertas com gaze esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 1%, ou soro fisiológico, encaminhar logo à assistência médica.
B) QUEIMADURAS QUÍMICAS - causadas por ácidos, álcalis, fenol, etc.
 B1) Por ácidos: lavar imediatamente o local com água em abundância. Em seguida, lavar com solução de bicarbonato de sódio a 1% e, novamente com água. 
B2) Por álcalis: lavar a região atingida imediatamente com água. Tratar com solução de ácido acético a 1% e, novamente com água.
B3) Por fenol: lavar com álcool absoluto e, depois com sabão e água. 
ATENÇÃO: Não retire corpos estranhos ou graxas das lesões - Não fure as bolhas existentes. Não toque com as mãos a área atingida. Procure um médico com brevidade. 
C) QUEIMADURAS NOS OLHOS 
Lavar os olhos com água em abundância ou, se possível, com soro fisiológico, durante vários minutos, e em seguida aplicar gazes esterilizada embebida com soro fisiológico, mantendo a compressa, até consulta a um médico. 
D) ENVENENAMENTO POR VIA ORAL 
A droga não chegou a ser engolida. Deve-se cuspir imediatamente e lavar a boca com muita água. Levar o acidentado para respirar ar puro. A droga chegou a ser engolida. Deve-se chamar um médico imediatamente. Dar por via oral um antídoto, de acordo com a natureza do veneno. 
E) INTOXICAÇÃO POR VIA RESPIRATÓRIA 
Retirar o acidentado para um ambiente arejado, deixando-o descansar. Dar água fresca. Se recomendado, dar o antídoto adequado. 
NORMAS DE SEGURANÇA 
A) Siga rigorosamente as instruções específicas do professor; 
B) NÃO FUMAR, NÃO COMER E NÃO BEBER no laboratório; 
C) Não pipetar produto algum com a boca; 
D) Nunca trabalhar sozinho no laboratório;
 E) Ao aquecer qualquer substância deve-se virar a extremidade aberta do frasco para onde NÃO houver pessoas;
 F) Evitar o contato de qualquer substância com a pele;
 G) Sempre que for diluir um ácido, adicione-o lentamente, SOBRE a água com agitação. NUNCA o contrário.
 H) Ler toda técnica, não começar a executá-la se houver dúvidas; 
I) Utilizar equipamentos de proteção individual (EPI): 
· Jaleco; 
· Óculos; 
· Luvas
J) Utilizar equipamentos de proteção coletiva (EPC) quando necessário
· Capela de exaustão
· Chuveiros de emergência
· Lava olhos
Aula Prática 02
2. Técnicas básicas de laboratório 
2.1 Medidas de Volume
Introdução
Para medir volumes líquidos são usadas vidrarias que nos fornecem medidas com exatidão (ex: balão volumétrico e pipetas graduadas e volumétricas), com aproximação (ex: provetas) e medidas grosseiras (ex: béquer, erlenmeyer). As vidrarias de medidas se classificam em duas categorias:
A- Vidrarias para conter um dado volume líquido, ex. balões volumétricos.
B- Vidrarias para dar escoamento a determinados volumes, ex. pipetas, buretas, etc.
Aparelhos volumétricos: 
A prática de análise volumétrica requer a medida de volumes líquidos com elevada precisão. Para efetuar tais medidas são empregados vários tipos de aparelhos, que podem ser classificados em duas categorias:
1) Aparelhos calibrados para dar escoamento a determinados volumes: neste caso estão incluídos as pipetas graduadas e as buretas.
2) Aparelhos calibrados para conter um único volume líquido: aqui estão incluídos as pipetas e os balões volumétricos. Aparelhos volumétricos são calibrados pelo fabricante e a temperatura padrão de calibração é 20°C. Logo, qualquer leitura realizada fora dessa temperatura acarreta erro.
A medida de volume do líquido é feita, comparando o nível do mesmo, com os traços marcados na parede do recipiente. A leitura do nível para líquidos transparentes deve ser feita na parte inferior do menisco, estando à linha de visão do operador, perpendicular à escala graduada, para evitar erro de paralaxe.
Figura 1: Leitura do menisco.
As medidas de volumes de líquidos com qualquer dos referidos aparelhos estão sujeita a uma série de erros. Os erros mais comuns são:̧
- Medir volumes de soluções quentes;
- Uso de material inadequado para medir volumes;
- Uso de material molhado ou sujo;
- Formação de bolhas nos recipientes;
- Controle indevido na velocidade de escoamento.
BALÃO VOLUMÉTRICO – recipiente calibrado, de precisão, destinado a conter um determinado volume líquido, a uma dada temperatura. É utilizado no preparo e na diluição de soluções de concentração definida (soluções padrão). Como o volume nominal dos balões volumétricos é geralmente calibrado a 20o C, não é recomendado colocar soluções aquecidas no seu interior, nem submetê-los a temperaturas elevadas.
PROVETA – frasco destinado a medidas aproximadas de volume. Podem ser encontradas com ou sem tampa, com valor nominal variando de cinco milímetros a alguns litros.
BÉQUER – recipiente com ou sem graduação, de forma alta ou baixa. Sua graduação fornece uma medida grosseira de volume. Usado no preparo de soluções, na pesagem de sólidos e no aquecimento de líquidos, bem como em reações de precipitação e recristalização. 
ERLENMEYER – recipiente com ou sem graduação, este fornece uma medida grosseira de volume. Esse recipiente é largamente utilizado na análise titulométrica, no aquecimento de líquidos e na dissolução de substâncias.
PIPETAS – instrumento calibrado para medida precisa etransferência de determinados volumes de líquidos a uma dada temperatura. Existem basicamente dois tipos de pipetas: as volumétricas ou de transferências e as graduadas. As primeiras são utilizadas para escoar volumes fixos, enquanto as graduadas são utilizadas para escoar volumes variáveis de líquidos.
BURETA – equipamento calibrado com medida precisa de volume. Permite o escoamento de líquido e é muito utilizada em titulações. Possui uma torneira controladora de vazão na sua parte inferior. 
Objetivo:
Aprender manusear os diversos tipos de recipientes volumétricos.
Materiais:
· Pipeta volumétrica de 5 mL;
· Pipeta graduada de 5 mL;
· Pipeta volumétrica de 20 mL;
· Proveta de 50 mL;
· béquer graduado de 100 mL;
· béquer graduado de 250 mL
· Balão volumétrico de 100 mL.;
· Erlenmeyer graduado de 100 mL;
· Bureta de 25 mL;
· Pera;
· Pipeta automática 100 a 1000 µL;
· Ponteiras para pipetador automático;
· Pissete contendo Água destilada.
Procedimento experimental: 
1 – Medir o volume indicado em sua pipeta graduada (aferir o menisco) e escoar todo o líquido de 1 em 1 mL e de 0,5 em 0,5 mL.
2 – Aferir a pipeta automática para 150 µL (0,15 mL) e fazer o escoamento do líquido, repetir três vezes.
3 – Transferir o volume total da sua pipeta volumétrica de 20 ou 25 mL para uma proveta. Conferir os volumes.
4 – A pipeta utilizada deve ser soprada para escoar a última gota ou não? Por que? Qual a capacidade destas pipetas (graduada e volumétrica)?
5 – Coloque 100 mL de água em um béquer graduado e transfira-o para um balão volumétrico de 100 mL. Observe a variação de volume.
6 – Repita o mesmo procedimento anterior passando água de um erlenmeyer para um balão volumétrico.
7 – Encher um balão volumétrico até seu volume total e aferir o menisco.
8- Encher a bureta com água destilada até o volume máximo, aferir o menisco. Deixar o líquido escoar de 10 em 10 mL em um erlenmeyer até esvaziar a bureta.
2.2 Balança e técnicas de Pesagem
Uma das mais comuns e importantes operações de laboratório é a determinação de massas, ou pesagem. Vários tipos de balanças são encontrados em laboratório, desde as utilizadas em pesagem mais grosseiras até as de grande sensibilidade.
· Balanças semi-analíticas – são balanças de prato simples e manejo simplificado, nas quais a leitura da massa é feita através de uma escala digital. Existem modelos com precisão de 0,01 e 0,001g. 
· Balanças analíticas – são balanças de prato simples e manejo simplificado, nas quais a leitura da massa é feita através de uma escala digital. Existem modelos com precisão de 0,0001 e 0,00001g. 
Esses dois tipos são hoje de grande uso, tendo praticamente substituído os modelos mais antigos. O manejo de qualquer dessas balanças requer cuidados especiais, pois são instrumentos precisos e de grande sensibilidade. Assim, nunca use uma balança antes de saber como manejá-la. Procure o manual que a acompanha para se familiarizar com seu uso, ou consulte o técnico do laboratório. Como regras gerais, observe os seguintes cuidados: 
a) Não remova os pratos, nem os troque com os de outra balança. 
b) Mantenha a balança no seu lugar. Geralmente, as balanças ficam apoiadas sobre superfícies bem estáveis, e devem ser mantidas niveladas. Vibrações, mudanças bruscas de temperatura ou de umidade e movimentos de ar devem ser evitados.
 c) Nunca coloque qualquer reagente diretamente sobre os pratos da balança. Líquidos e sólidos, em pó ou granulados, devem ser pesados em algum recipiente seco apropriado (pesa-filtro, béquer, vidro de relógio, etc.), previamente tarado (aperte a tecla TARA) e à temperatura ambiente. 
d) Não coloque na balança nenhum material que não esteja na temperatura ambiente. e) Conserve a balança limpa, retirando quaisquer respingos, partículas ou poeira de seus pratos com uma escova especial.
 f) Execute todas as operações com movimentos suaves e cuidadosos.
 g) O operador ou outra pessoa não deve se apoiar no balcão da balança durante a pesagem. 
h) Toda transferência de substâncias e/ou pesos, deve ser feita somente quando os pratos estiverem travados. 
i) Use pinças e espátulas, e nunca os dedos, para manusear os objetos e substâncias que estão sendo pesados.
 j) Ao terminar seu trabalho, remova todos os pesos e objetos da balança. Mantenha-a coberta ou fechada. Nos casos de balanças eletrônicas, tenha a certeza de que ela está desligada. 
Para um correto manuseio da balança é preciso que se conheçam os vários dispositivos que a mesma possui: 
a). Verificar o peso máximo balança.
b). acertar o nível.
c. Dispositivo para ligar e desligar a balança:
⇒Fica localizado na parte frontal da balança, tecla L/D.
d. Dispositivo para tarar a balança:
⇒Fica localizado na parte frontal central ou direita (acima), tecla T.
Objetivo:
Aprender pesar diferentes substâncias sólidas e líquidos, determinar a densidade de um objeto, bem como do manuseio e cuidados do uso de uma balança em laboratório químico.
Materiais:
· Balança semi analítica
· Balança analítica
· Béquer de 100 mL
· Água destilada
· NaCl (sal de cozinha mesmo)
· Amido de milho
· Feijão
· Espátula
· Pipeta de 10 mL
· Espátula
Procedimento experimental:
Há dois tipos básicos de pesagens: pesagem de um recipiente e pesagem de uma determinada quantidade de substâncias:
Vejamos como proceder em ambos os casos. 
1. PESAGEM DE UM RECIPIENTE. 
1.1. Nivelar e em seguida ligar a balança. 
1.2 Zerar as escalas, tendo o cuidado de antes verificar se há algum resíduo no prato da balança.
1.3 Tarar a balança e no caso de ser balança analítica, abrir a janela de acesso e colocar o recipiente no prato da mesma. No caso de balança analítica, fechar a janela de acesso. 
1.4 Observar a escala de pesos da balança. 
1.5 Ler o peso a partir da esquerda para a direita e anotar. 
1.6 Retirar com cuidado o recipiente ou material.
	Recipiente e material a ser pesado
	Peso
	béquer
	
	Vidro relógio
	
	Pedaço de papel
	
	Mesmo pedaço de papel só que com os nomes do integrante grupo escrito a caneta
	
	Mesmo pedaço de papel com os nomes do integrante grupo + esfregar bastante as mãos no o papel
	
02. PESAGEM DE UMA DETERMINADA QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA.
	NaCl
	0,9999 g
	Amido de milho
	1,7777 g
	Feijão
	3,5559 g
	Água
	2,0000 g
Pesar as quantidades indicadas no quadro a cima para cada sustância, na operação de pesagem. Repetir este procedimento para todas as substâncias a serem pesadas. Para a pesagem do líquido, abrir a janela de acesso superior e adicionar com o auxílio de uma pipeta, o líquido a ser pesado em um béquer previamente tarado dentro da balança. Tomar cuidado para não cair o líquido dentro da balança.
2.1. Tarar o peso da balança com o recipiente 
2.2 Pesar substância que você deseja. 
2.4 Caso a quantidade de substância a pesar for pequena, adicionar um pouco de substância e verificar a escala indicar o peso desejado. 
2.5 Caso seja grande a quantidade a pesar, recomenda-se adicionar um pouco de substância e verificar a escala. 
	Substância
	Peso da sustância 
	Tipo de balança
Analítica ou semi-análitica
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
IMPORTANTE.
Após a pesagem, a balança deve ser zerada e removida todo e qualquer resíduo que tenha caído no seu interior. 
03. Determinando a densidade de um sólido
3.1 Coloca-se em uma proveta 20 mL de água destilada.
3.2 Pesar um material sólido (escolha da equipe).
3.3 Adicionar o material sólido na proveta.
3.3 Anotar o volume total.
3.4 O volume do sólido será dado pela diferença entre o volume final e o volume inicial do liquido contido no recipiente
V= v(final)-v(inicial)
3.5 Calcular a densidade do sólido
Aula Prática 03
3. Uso do Bico de Bunsen e Combustão de Sais.
Identificação de elementos químicos pelo teste de chama 
O teste de chama é um procedimento utilizado em Química para detectar a presença de alguns íons metálicos, baseado no espectro de emissão característico para cada elemento. O teste envolve a introdução da amostra em uma chama e a observação da cor resultante. As amostras geralmentesão manuseadas com um fio de platina previamente limpo com ácido clorídrico para retirar resíduos de analitos anteriores. 
O teste de chama é baseado no fato de que quando uma certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação. Cada elemento libera a radiação em um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento. A radiação liberada por alguns elementos possui comprimento de onda na faixa do espectro visível, ou seja, o olho humano é capaz de enxergá-las através de cores. Assim, é possível identificar a presença de certos elementos devido à cor característica que eles emitem quando aquecidos numa chama.
1 - Manuseio do Bico de Bunsen 
O bico de Bunsen é utilizado para aquecimento em laboratório. Foi inventado por Robert Wilhelm Bunsen em 1965. 
Se ocorrer o aparecimento de uma chama fuliginosa ao acender o bico de Bunsen, devemos abrir a entrada de ar. Quando a chama se desprende do bico, é preciso reduzir a entrada de gás. Basicamente, existem dois tipos de chama: a chama amarela e a chama azul (Figura 1). A chama azul do combustor de Bunsen apresenta regiões bem definidas (Figura 2).
Figura 1. Tipos de chama.
Objetivos 
· Observar a cor da chama associada à presença de elementos químicos metálicos presentes em sais. 
· Identificar elementos químicos metálicos pelo teste de chama. 
Materiais:
· Cloreto de sódio
· Cloreto de potássio
· Cloreto de bário
· Nitrato de chumbo
· Sulfato de cobre
· Acetato de cálcio
· Óxido de magnésio
· Aste metálica
· Bico de Bunsen
· Solução de ácido clorídrico 6M.
· Béquer
· Fósforo
· Espátulas
Procedimento experimental: 
a) Acender o bico de Bunsen com a entrada de ar fechada e observar a chama obtida. 
b) Abrir, lentamente, a entrada de ar e observar as modificações. 
c) Ajustar a chama com as características de duas regiões cônicas distintas. 
d) Colocar um palito de fósforo na chama oxidante e observar atentamente sua rápida inflamação. 
e) Colocar outro palito de fósforo na chama redutora e observar o que ocorre. 
2 – Teste de chama 
Figura 3. Passo a passo do procedimento teste de chama
a) Colocar uma pequena porção de cada um dos sais em um béquer porcelana, devidamente identificado. 
b) Aquecer a argola metálica do fio no cone superior da chama do bico de Bunsen. Se apresentar coloração é porque a argola está suja. Se assim for, mergulhar a mesma na solução de HCl concentrado, e levar de novo à chama (Figura 3). Havendo necessidade, repetir este procedimento até não haver coloração. 
c) Mergulhar a argola no béquer a, "agarrando" assim a substância que adere à argola. 
d) Levar a argola à chama, observar e registrar a cor. 
e) Apontar o espectroscópio à chama obtida e observar o espectro respectivo. 
f) Proceder como nos itens b, c, d, e, f e g para as substâncias restantes conhecidas e para as substâncias X e Y. 
g) Comparar as cores das chamas obtidas com as da tabela de referência. 
h) Identificar os elementos metálicos contidos em X e Y. 
i) Colocar em um béquer uma pequena porção da mistura de cloreto de sódio e cloreto de potássio. 
j) Observar a coloração da chama e registrar. 
k) Comparar a cor da chama obtida com a tabelada. 
l) Preencher a tabela abaixo e fazer uma referência aos espectros observados, efetuando, caso seja possível, o seu registro. 
A
B
C
D
E
F
G
PARTE DEMONTRATIVA
Reagentes:
 - Cloreto de cobre (II) (CuCl2); 
- Cloreto de Lítio (LiCl); 
- Cloreto de Estrôncio (SrCl2); 
- Cloreto de potássio (KCl); 
- Álcool Etílico 96% (C2H6O). 
Material: 
- Fósforos; 
- Pinça;
 - Algodão; 
- Vidro relógio; 
- Espátulas
Procedimento: 
1- Formar uma bola de algodão relativamente pequena, colocando-a no cadinho. 
2- Embeber o algodão em álcool etílico.
3- Adicionar com a ajuda de uma espátula, a amostra em estudo no estado sólido de modo a que cubra a superfície do algodão.
 4- Proceder à combustão do composto usando um fósforo para acender o algodão. De preferência realizar num local escuro para observar a chama com maior nitidez.
	Amostra
	Cor da chama
	Cloreto de cobre (II) (CuCl2); 
	
	Cloreto de Lítio (LiCl); 
	
	Cloreto de Estrôncio (SrCl2); 
	
	Cloreto de potássio (KCl); 
	
AULA PRATICA 04
 4.Separação de Misturas Heterogêneas
Objetivo: Separar os componentes de misturas heterogêneas.
I. Filtração:
É um processo que consiste em separar de um líquido ou gás, um sólido em suspensão.
Executa-se a filtração fazendo passar a mistura heterogênea através de um material poroso que retenha o sólido que se acha em suspensão.
A especificação do material poroso (filtro) depende dos diâmetros das partículas sólidas a separar.
I.1 Filtração simples
Na filtração simples, o material que funciona como filtro é um papel de celulose pura, sem cola, bastante poroso (papel de filtro).
Dobra do papel de filtro
Dobrar o papel ao meio formando um semicírculo.
Fazer uma segunda dobra não exatamente ao meio, mas de tal modo que as extremidades fiquem afastadas mais ou menos 0,5 cm.
Fazer um leve corte numa das extremidades, para facilitar a aderência do papel ao funil.
Após colocar o papel no funil, umedeça-o com água deionizada para facilitar a aderência. 
I.2. Filtração à pressão reduzida:
Preparo do funil de Büchner
O papel de filtro é colocado sobre a placa perfurada do funil de Büchner de modo que se adapte perfeitamente, sem dobras, a um ou dois milímetros do diâmetro interno do funil.
Umedecer o papel de filtro com água deionizada para facilitar a aderência.
II. Centrifugação:
Em análise química, é comum a formação de um precipitado. A decantação pela ação da gravidade às vezes torna-se lenta, podendo ser acelerada pela centrifugação.
A técnica da centrifugação consiste na separação de uma mistura sólido líquido pela ação da força centrífuga. Na prática, dois tubos (denominados tubos de centrífuga) são colocados em posições diametralmente opostas num centrifugador (ou centrífuga): um contendo a mistura e o outro contendo água suficiente para que seu peso seja igual ao do tubo com a mistura (para que haja equilíbrio).
III .Decantação:
Processo que consiste em separar dois líquidos não miscíveis de densidades diferentes, ou então, um sólido de um líquido.
IV. Dissolução fracionada:
Usada para separar sólido de sólido.
Utiliza-se um solvente que seja capaz de dissolver somente um dos componentes da mistura, daí o nome: dissolução de fração da mistura.
4.1 Separação de Misturas Homogêneas 
1. OBJETIVO: Separar os componentes de misturas homogêneas.
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
Destilação Simples:
1) Colocar em um becher cerca de 50 mL de solução para destilação.
2) Montar a aparelhagem conforme o esquema acima.
3) Usando um funil, transfira, com auxílio de um bastão, a solução para o balão de destilação.
4) Colocar pérolas de vidro no balão de destilação (evitam o superaquecimento).
5) Ligar a água, para que ocorra a refrigeração no condensador, verificando se todas as conexões estão em ordem e se o fluxo de água não está muito intenso.
6) Aquecer o balão.
7) Verificar que, quando a solução atinge seu ponto de ebulição, a água passa para o estado gasoso, indo para o condensador, onde volta ao estado líquido.
8) A primeira parte do destilado deverá ser desprezada (pode conter impurezas).
9) O aquecimento deverá cessar pouco antes de levar o balão à secura.
II. Precipitação por mudança de solvente:
Método se separação dos componentes de uma mistura homogênea, adicionando-se uma substância que solubiliza apenas um dos componentes presentes na mistura, havendo então, decantação do outro componente que poderá ser separado, por exemplo, por filtração.
Aula Prática 055. SOLUBILIDADE
Prática 06
6. Preparo de soluções com soluto sólido e líquido
A grande maioria dos trabalhos experimentais em Química requer o emprego de soluções. Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Nesta o componente que existir em menor quantidade é chamada de soluto. Qualquer substância que forme um sistema homogêneo com a água, esta será sempre considerada como solvente, mesmo que esteja em menor quantidade. No preparo de soluções as vidrarias utilizadas são a pipeta volumétrica e o balão volumétrico. O balão volumétrico possui um traço de aferição situado no gargalo, que determina o volume de sua capacidade. A aferição é feita observando-se o posicionamento do menisco, conforme figura 1. Dependendo do volume do soluto pode-se utilizar a pipeta graduada. O erro da medida, ou da concentração, é corrigido com a aferição da solução.
GRAU DE PUREZA DE UM REAGENTE 
Nos rótulos dos reagentes químicos, observa-se que nem os de alto grau de pureza são 100 % puros. Para cada aplicação específica existe um reagente específico. Por exemplo, o ácido sulfúrico concentrado possui 98 % em massa de ácido sulfúrico, e a solução de ácido clorídrico possui 37 % em massa de ácido clorídrico (37 g de HCl em 100 g de solução).
UNIADES DE CONCENTRAÇÂO
PRINCIPAIS FORMULAS
PREPARO DE SOLUÇÔES
As soluções podem ser insaturadas, saturadas ou supersaturadas. Esta classificação está relacionada com a quantidade de soluto dissolvido. Para defini-las, é preciso lembrar que a solubilidade de um soluto é a quantidade máxima da substância que pode dispersar-se numa certa massa de solvente a uma dada temperatura. Quanto ao estado físico as soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. As soluções que serão preparadas nesta aula são líquidas, cujo soluto será sólido, figura 2, ou líquido, figura 3.
Objetivos
· Preparar solução de soluto sólido (NaOH)
· Aprimorar técnicas de pesagem e aferição de vidraria volumétrica
· Preparar solução de soluto líquido (HCl)
· Efetuar cálculos referentes à prática cotidiana da profissão técnica
· Realizar diluição das soluções preparadas
PROCEDIMENTO
 1. Soluto sólido: Solução em Molaridade (mol/L) 
1.1 Calcular a massa de NaOH necessária para preparar 100 mL de uma solução de NaOH de concentração 0,1 mol/L. Dados: Massa molar (MM) do NaOH (------------- g/mol), pureza--------% (verificar no fraco do reagente). 
	Qual a massa de NaOH a ser pesada para preparar 100 mL de solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L? Apresente os cálculos.
Massa (em gramas): m =
Corrija a pureza:
Expresse a concentração da solução de NaOH em %.
1.2 Preparar a solução de 100ml de NaOH 0,1 (mol/L):
a) Pesar a quantidade calculada em balança analítica utilizando um Becker ou vidro de relógio. 
b) Em seguida dissolver com o mínimo de água purificada utilizando um bastão de vidro para homogeneizar. 
c) Com auxílio de um funil transferir quantitativamente a mistura para balão volumétrico de 100 mL. 
d) Completar o volume da solução com água purificada até a aferição do balão no menisco, tampar e agitar para completa homogeneização. 
e) Por fim, rotular com informações como: soluto, concentração, data e responsável pelo preparo. (Reserve para o procedimento 3.1). 
 2. Soluto líquido: Solução em Molaridade (mol/L) 
2.1 Observar no rótulo do frasco do reagente líquido (HCl) a densidade e a porcentagem ou pureza ou título (m/m) do ácido. A partir desses dados, calcular o volume de HCl necessário para preparar 100 mL de uma solução de HCl de concentração 0,6 mol/L. Dados: Massa molar (MM) do HCl (---------------g/mol), pureza --------- % (verificar no frasco do reagente). 
	Qual o volume de HCl P.A a ser medido para preparar 100 mL de solução de ácido clorídrico 0,6 mol/L? Apresente os cálculos.
Volume (em mL): V =
Corrija a pureza:
Expresse a concentração da solução de HCl em %.
2.2 Preparação da solução de 100mL de HCl 0,6 (mol/L)
a) Com auxílio de uma pipeta, medir o volume calculado e transferir-lo diretamente para um balão volumétrico de 100 mL que contenha em seu interior aproximadamente 10 mL de água purificada. “lembre-se: Sempre ele (soluto) sobre ela (solvente)”. 
b) Completar o volume da solução com água purificada até a aferição do balão no menisco, tampar e agitar para completa homogeneização. 
c) Por fim, rotular com informações como: soluto, concentração, data e responsável pelo preparo. (Reserve para o procedimento 3.2)
 
3. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Com frequência é necessário preparar uma solução diluída a partir de uma solução mais concentrada. Por exemplo, o rótulo da água sanitária abaixo, informa na composição (componente ativo: hipoclorito de sódio – 2,0 a 2,5 % de cloro ativo) e no modo de usar (lavagem de roupas brancas e remoção de manchas – coloque 1 copo (200 mL) de água sanitária em 20 L de água). Neste caso estamos fazendo uma diluição da solução estoque.
No rótulo em questão, o fabricante da água sanitária (uma solução de hipoclorito de sódio com 2,0 a 2,5 % pp de cloro ativo) sugere a diluição da solução inicial (200 mL da solução em 5 L de água) para lavagem de roupas, uma solução ainda mais diluída (200 mL da solução em 10 L de água) para limpeza geral e ainda o uso da solução “pura” (mais concentrada) para desinfecção. Diluir uma solução significa adicionar a ela mais solvente, não alterando a massa do soluto. O princípio básico da diluição é que o número de mol do soluto é o mesmo na alíquota da solução concentrada e na solução diluída final.
Ou 
Ci . Vi = Cf . Vf
3.1 Diluição da solução de NaOH 0,1 mol/L
Materiais
 Medir, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, 1,00 mL da solução de NaOH 0,1 mol/L recém preparada (item 1). 
 Transferir para um balão volumétrico de 100 mL.
 Completar com água até o traço de aferição. 
 Homogeneizar a solução. 
1 ml NaOH 0,1 mol/L
Do item 1
	Qual a concentração da solução de NaOH diluída? Apresente os cálculos.
3.2 Diluição da solução de HCl 0,6 mol/L
Materiais
6 
· Medir, com o auxílio de uma pipeta volumétrica 1,00 mL da solução de HCl 0,6 mol/L recém preparada. (item 2)
· Transferir para um balão volumétrico de 100 mL.
· Completar com água até o traço de aferição.
· Homogeneizar a solução. 
· Rotular a solução e guardá-la para uso posterior.
	Qual a concentração da solução de HCl diluída? Apresente os cálculos.
Aula Prática 07
7. Preparação e Padronização de solução de NaOH utilizando padrão primário biftalato ácido de potássio (KHC8H4O4)
Introdução
O NaOH é a base mais utilizada como padrão em laboratórios na determinação de analitos com características ácidas. Porém, ele não é um padrão primário, pois sua massa molar é relativamente baixa, é higroscópico e absorve gás carbônico do ar, contém pequenas quantidades de impurezas, sendo o mais importante o carbonato de sódio.
	O biftalato ácido de potássio (KHC8H4O4), ácido monoprótico fraco, é um padrão primário normalmente empregado na padronização de soluções alcalinas. É encontrado com grau de pureza elevado (99,95 %), estável, não higroscópico, massa molar elevada (204,22 g/mol) e baixo custo. A fenolftaleína é o indicador mais apropriado para estas titulações.
A técnica da Titulação ácido-base é uma das mais comuns para a análise quantitativa de diversos componentes. Ela consiste em usar uma reação imediata da qual a estequiometria é conhecida para se conhecer a quantidade de uma substância.
A reação entre NaOH e KHC8H4O4 pode ser representada como:
OBJETIVOS 
· Melhorar a técnica de manuseio de vidrarias volumétricas;
· Preparar uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) – 0,1 mol/L; 
· Preparar uma solução de hidrogenoftalato de potássio ou biftalato de potássio [HKC6H4(COO)2] 0,05 mol/L; 
· Padronizar a solução de hidróxido de sódio (NaOH).
· Aprimorar técnica de titulação
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 PREPARAÇÃO DE 250 mL DE SOLUÇÃO DE NaOH 0,1 mol/L
· Para a preparação da solução de hidróxido de sódio, calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250mL de uma solução 0,1 moL/L. 
	Cálculos:
a) Com o auxílio de um béquer de 100mL, pese numa balança semi-analítica ou analítica a massa de NaOH P.A que você calculou e anote a massa pesada. 
b) Dissolva o NaOH com aproximadamente 100 mL de água destilada recém fervida e resfriada, com o auxílio de um bastão de vidro e em seguida transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 250 mL. 
c) Lave o béquer com pequenos volumes de água destilada, transfira para o balão volumétrico e finalmente complete o volume (aferição) com água destilada até o volume de 250 mL. 
d) Armazene a solução de NaOH em um frasco de polietileno. Em seguida rotule com as seguintes informações: Nome da solução, concentração teórica, data e os responsáveis (constituintes do grupo). Esta solução deverá ser padronizada na sequência. 
PREPARAÇÃO DE 50 mL DE SOLUÇÃO DE BIFTALATO DE POTÁSSIO 0,05 mol/L 
· Veja no frasco que contém o biftalato de potássio a sua massa molar e calcule, a partir desta, a massa necessária para preparar 50 mL de uma solução 0,05mol/L. 
	Cálculos:
a) Pese o biftalato de potássio que foi previamente seco em estufa por 1 - 2 horas a 110 oC em um béquer de 100 mL. 
b) Em seguida adicione aproximadamente 20 mL de água destilada, dissolva a substância com auxílio de um bastão de vidro e transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 50 mL (lavando as paredes do béquer com água destilada para que não ocorra perda da massa do biftalato). 
c) Transfira as águas de lavagens para o balão volumétrico.
d) Complete com água destilada o volume do balão volumétrico até a marca de 50 mL. 
e) Após a aferição, homogeneíze a solução e armazene em um frasco de polietileno (ou vidro) e rotule com as seguintes informações: Nome da solução, concentração real (4 algarismos significativos), data e os responsáveis (constituintes do grupo). 
f) OBS: como o biftalato de potássio é uma substância padrão primário, a solução obtida não necessita de padronização. É necessário conhecer somente sua concentração a partir da massa pesada e do volume de diluição. Esta solução padrão será utilizada para a padronização da solução de hidróxido de sódio.
PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO DE HIDRÓXIDO DE SÓDIO (NaOH) 0,1 mol/L
a) Ambientalize uma bureta de 25 com uma pequena porção da solução de NaOH 0,1mol/L. 
b) Fixe corretamente a bureta no suporte universal. 
c) Feche a torneira de controle de escoamento. 
d) Com auxílio de um béquer de 100 mL, encha a bureta com a solução de NaOH 0,1 mol/L e observe se há vazamento. 
e) Verifique se há bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta.
f) Caso tenha, abra a torneira rapidamente até removê-la.
g) Em seguida, complete a bureta com NaOH 0,1mol/L e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica na parte superior. (TITULANTE).
h) Retire com uma pipeta volumétrica, uma alíquota de 10,0 mL da solução de biftalato de potássio 0,05 mol/L, preparada e transfira para um erlenmeyer de 125 mL. (TITULADO).
i) Acrescente 2 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína 1% e adicione lentamente, com o auxílio de uma bureta, a solução de NaOH até que se observe uma coloração levemente rosa que não desaparece quando você agita a solução. 
j) Repita os dois itens anteriores mais duas vezes, assim irá obter o resultado em triplicata. Lembre-se de aferir a bureta a cada análise.
k) Anote no Quadro 1, os volumes gastos de NaOH. Em seguida rotule corretamente o frasco contendo essa solução, após o cálculo da concentração real (utilize 4 algarismos significativos). 
 Quadro 1: Informações do volume de NaOH utilizado na titulação
Para o relatório
· Mostre todos os cálculos efetuados.
· Calcule a média do volume gasto na titulação de NaOH.
· De acordo com a padronização. O resultado real está muito diferente do esperado (preparado)? Demonstre pela determinação do erro absoluto:
Erro % = 100 - Concentração determinada x 100
Concentração preparada
Questões
1. O que é solução padrão? Por que nem todas as soluções são padrões?
2. O que é padronização? Quando ela é necessária?
3. O que é padrão primário? Quais os requisitos para que uma substância seja um padrão primário? Por que é preciso secá-lo antes de sua utilização?
4. Por que NaOH e HCl não são padrões primários?
5. Quais são as fontes de erros no preparo e padronização de soluções?
Aula Pratica 08
8. Equilíbrio Químico
1. Introdução
	Uma das suas características importantes das reações químicas é a sua extensão. É frequentemente uma reação iniciar-se e, em seguida seus produtos reagirem, recuperando os reagentes. Há condições para se detectar, mesmo que macroscopicamente, a presença dos reagentes e produtos, em um sistema em que os processos direto e inverso parecem ter cessado. Tais condições podem favorecer a formação dos produtos ou dos reagentes. Um dos fatores que determinam este comportamento é a tendência dos sistemas se estabilizarem no estado de menor energia possível. Outro fato é a tendência à máxima desordem, pois esta é mais natural que a ordem. O primeiro fato denomina-se entalpia, e o segundo, entropia. A combinação de ambas as tendências da origem, nos sistemas químicos, há uma situação que denomina Equilíbrio Químico.
	Os equilíbrios químicos são dinâmicos e sensíveis às mudanças ou às perturbações. Esta perturbação pode ser o aumento ou diminuição da concentração dos reagentes ou produtos, aumento ou diminuição do volume do frasco que contém as substâncias em equilíbrio (apenas para substâncias gasosas), o aumento ou diminuição da temperatura, entre outros. Existe uma regra geral conhecida como princípio de Le Chatetiler que é utilizada para analisar qualitativamente os efeitos da perturbação sobre o equilíbrio químico.
“ Se sobre um sistema em equilíbrio é imposta uma perturbação (ação qualquer) externa, o sistema reagirá no sentido de neutralizar esta perturbação” (Le Chatelier).”
	A reação reversível envolvendo os gases NO2 e N2O4 é muito utilizada para mostrar o deslocamento do equilíbrio químico proposto por Le Chatelier. O dióxido de nitrogênio (NO2), um gás poluente de coloração marrom avermelhado pode ser obtido pela reação de decomposição de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) quando aquecido:
Esta reação quando realizada em um sistema fechado, o NO2 produzido reage para formar tetróxido de dinitrogênio (N2O4).
H = - 58,0 kJ.mol-1
 marrom incolor
 avermelhado 
Outra reação reversível também muito utilizada é a reação entre cloreto de ferro (III), FeCl3, e tiocianato de amônio, NH4SCN, que pode ser representada pela equação:
FeCl3(aq) + 3NH4SCN(aq) 3NH4Cl(aq) + Fe(SCN)3(aq)
 vermelho tijolo
Considerando a reação entre o íon férrico, Fe3+, e o íon tiocianato, SCN-, temos:
Fe3+(aq) + SCN-(aq) [FeSCN]2+
 
Dependendo da concentração do tiocianato podem-se formar complexos de diversas composições:
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) [Fe(SCN)2]+
Fe3+(aq) + 3SCN-(aq) [Fe(SCN)3]
A composição dos complexos pode chegar até:
Fe3+(aq) + 6SCN-(aq) [Fe(SCN)6]3-
2. Objetivos:
· Verificar a influência da temperatura no equilíbrio químico
· Verificar a influência da concentração no equilíbrio químico
· Verificar a influência da concentração de íon hidrogênio (H+) no equilíbrio
3. Procedimento:
Parte I - Influência da temperatura no equilíbrio químico
· Colocar cerca de 0,5 g de nitrato de chumbo, Pb(NO3)2, em dois tubos de ensaio.
· Segurar um deles com a pinça de madeira e aquecer na chama do bico de Bunsen. Manter o tubo inclinado e movimentá-lo para que o aquecimento seja uniforme. CUIDADO !!!!
· Observar, dentro do tubo, a formação de um gás marrom-avermelhado, o dióxido de nitrogênio. Evite cheirá-lo, pois éaltamente tóxico.
· Apagar o bico de Bunsen quando o tubo estiver cheio de gás, tampar o tubo estiver cheio do gás, tampar o tubo com uma rolha e colocá-lo na estante.
· Repetir o procedimento com outro tubo de ensaio.
· Colocar água em um béquer de 250 mL até um pouco mais da metade da sua capacidade e aquecê-lo até a ebulição.
· Colocar água em outro béquer de 250 mL e acrescentar-lhe algumas pedras de gelo.
· Verificar se os tubos estão bem fechados com as respectivas rolhas.
· Mergulhar um deles no béquer com água quente e o outro no béquer com água gelada.
· Observar os dois sistemas, principalmente a cor dos gases.
· Inverter a posição dos tubos, passando o que estava na água quente para a água gelada e vice-versa. Observar a coloração de cada tubo.
Parte II - Influência da concentração no equilíbrio químico
· Enumerar três tubos de ensaio de 1 a 3.
· Adicionar a cada um dos tubos de ensaio 3,0 mL de uma solução contendo: 10,0 mL de solução de cloreto de ferro (III) ( FeCl3 ); 20,0 mL de solução de tiocianato de amônio, NH4SCN, e 100,0 mL de água destilada. Atenção a solução já está pronta.
· O tubo 1 será usado como referência.
· Adicionar ao tubo 2, com um conta-gotas, 15 gotas de solução saturada de cloreto de amônio, NH4Cl. 
Observar a coloração do tubo comparando com a coloração do tubo 1.
· Adicionar ao tubo 3, uma ponta de espátula de cristais de tiocianato de amônio, NH4SCN.
 Observar a coloração do tubo comparando com a coloração do tubo 1.
Parte III - Influência da concentração de íon hidrogênio (H+) no equilíbrio
Cr2O72-(aq) + H2O(l) 2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq)
 alaranjado amarelo
· Enumerar seis tubos de ensaio de 1 a 6.
· Adicionar 2,0 mL de solução de cromato de potássio, K2CrO4 aos tubos 1, 2 e 3.
· Adicionar 2,0 mL de solução de dicromato de potássio, K2Cr2O7 aos tubos 4, 5 e 6.
· Observar as cores.
· Adicionar ao tubo 1, 2,0 mL de solução de ácido clorídrico, HCl.
· Adicionar ao tubo 4, 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio, NaOH. 
· Adicionar aos tubos 2, 3, 5 e 6, 2,0 mL de solução de cloreto de bário, BaCl2.
· Observar as cores.
· Adicionar ao tubo 2, mais 2,0 mL de solução de ácido clorídrico, HCl.
· Adicionar ao tubo 3, mais 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio, NaOH. 
· Adicionar ao tubo 5, mais 2,0 mL de solução de ácido clorídrico, HCl.
· Adicionar ao tubo 6, mais 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio, NaOH. 
· Deixar os tubos em repouso e observar o que ocorre após a adição de cada reagente.
· Escrever equações químicas equilibradas para a reação que ocorre em cada tubo após a adição de cada reagente.
Observação: na presença de íons bário (Ba2+(aq)) os íons dicromato (Cr2O72-) formam dicromato de bário, bastante solúvel; na presença de íons cromato (CrO42-) formam cromato de bário, pouco solúvel.
Aula prática 09
9. Medida de pH de Solos
1. Objetivos: Determinar a acidez ativa de amostras de solo. Aprender manusear o pHmetro. Interpretar os resultados da análise.
2. Introdução:
pH = -log a H+
Isto é, o pH é inversamente proporcional à atividade dos íons hidrogênio. A atividade é o teor de ions H+ efetivamente dissociados. Porém, em soluções diluídas, pode-se considerar a atividade igual à concentração analítica de H+. Portanto a definição fica como:
pH = -log [H+]
pHmetro- É o equipamento utilizado para a medida do pH em alimentos. E constituído de dois eletrodos, um de referência e um de medida, é um galvanômetro ligado a uma escala de unidades de pH. Esta escala é geralmente entre pH 1 e 14.
Medida do pH do solo- Um dos fatores limitantes ao desenvolvimento das culturas é a acidez do solo. Por isso, conhecer o pH do solo é essencial para avaliar suas condições. No solo, existem íons H+ em várias formas que contribuem para sua acidez, a qual é dividida em Ativa e Potencial. A acidez ativa refere-se aos íons H+ livres na solução do solo e é determinada medindo-se seu pH. A acidez potencial refere-se a todos os compostos que funcionam como H+ (ácidos de Lewis), principalmente o Al3+, e o próprio H+, que estão eletrostaticamente adsorvidos à superfície das partículas, como argilo minerais e em compostos orgânicos, é medida realizando-se uma titulação da amostra.
 A presença de Al3+ é a causa da acidez excessiva dos solos, o qual é responsável por efeitos desfavoráveis sobre vegetais, por ser um elemento fito tóxico. Solos com pH entre 5,8 e 7,5 dificilmente apresentam problemas de crescimento de plantas. Se pH < 5, poderá haver deficiência de elementos nutrientes (Ca, Mg, P, Mo, B) ou toxidez de Al3+, Mn2+ e Zn2+. Já um pH > 8 indica presença minerais (CaCO3 e MgCO3.) A dissolução do CO2(g), adubação (NH4+) e hidrólise do Al3+ contribuem para acidificar o solo. 
 
3. METODOLOGIA
 3.1. Iniciando o pHmetro:
1. Ligar o pHmetro;
2. Verificar os níveis dos eletrólitos dentro dos eletrodos.
3. Calibrar o pHmetro com tampões 7 e 4 (para soluções acidas) ou 7 e 10 (para soluções básicas).
4. Acertar as temperaturas.
5. Usar água destilada para lavar o eletrodo, antes de fazer qualquer medida, e secar.
6. Determinar o pH da amostra fazendo a leitura com precisão ate 0,01 unidades de pH.
3.1.1. Cuidados com o eletrodo e com o pHmetro:
1. Manter os eletrodos dentro da água;
2. Manter os eletrodos de calomelano cheio de KCl;
3. Manter os eletrodos ligados, porém sem tensão quando fora da solução;
4. Não deixar gordura nos eletrodos. Lavar com solvente orgânico e depois com água destilada.
3.2. Procedimento experimental para a determinação da acidez ativa do solo (devida aos íons H+ dissociados na solução do solo).
a) Secar a 40º C, destorroar (quebrar em pedaços menores) e moer 150 g de solo em almofariz. Homogeneizar a fração < 2mm (TFSA). A textura do solo refere-se à proporção relativa em que se encontram, em determinada massa de solo, os diferentes tamanhos de partículas. Refere-se, especificamente, às proporções relativas das partículas ou frações de areia, silte e argila na terra fina seca ao ar (TFSA). É a propriedade física do solo que menos sofre alteração ao longo do tempo. É muito importante na irrigação porque tem influência direta na taxa de infiltração de água, na aeração, na capacidade de retenção de água, na nutrição, como também na aderência ou força de coesão nas partículas do solo.
b) Pese num Becker, 10,0 g de TFSA, adicione 25 ml de água purificada e agite por 5 mim.
c) Depois de 15mim, meça o pH com o pHmetro previamente calibrado.
AULA PRÁTICA 10
10. DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ TROCÁVEL DE SOLOS (VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO).
1. Introdução: 
 A fertilidade do solo está centrada na eficiência com que as plantas adquirem e utilizam os nutrientes essenciais, o que depende do sincronismo entre a capacidade do solo em fornecê-los em quantidades e taxas suficientes e a habilidade que as plantas possuem em absorvê-los. Sempre que há uma referência à baixa fertilidade em solos ácidos, o alumínio ou a sua associação com a deficiência de fósforo tem sido apontado como um dos maiores limitadores da produtividade. Desde o desenvolvimento do conceito de pH em 1909 por Sorensen e a sua adoção pela ciência do solo, a disponibilidade de nutrientes e o ambiente para o desenvolvimento do sistema radicular foram associados aos valores de pH do solo. Como a agricultura alcançava alta produtividade de grãos em regiões de solos com pH ≈ 6,5-7,0, esta passou a ser a meta pois, caso contrário, salientava-se que os nutrientes não estavam na sua máxima disponibilidade e haveria elementos tóxicos que prejudicariam o crescimento radicular.
 A acidez de um solo caracteriza-se pelo seu valor de pH e seu caráter ácido aumenta à medida que o pH do solo diminui. Entre os problemas de um solo ácido, destacam-se a menor disponibilidade de alguns nutrientes (especialmente fósforo e molibdênio) e a toxidez de alumínio e manganês. Entretanto, as rochas das quais os solos se originam, quando moídas e em contato com a água, mantémo pH próximo à neutralidade (pH 7,0) e contêm substâncias muito pouco solúveis enquanto que, após milhares de anos, os solos formados a partir destas rochas apresentam reação ácida e aumento na concentração de elementos com alta valência (Fe e Al).
 A acidez do solo é a recíproca da quantidade de bases para sua correção. Há vários tipos de acidez, dependendo do modo de medição adotado.
a) Acidez ativa Æ é a quantidade de H+ presente na solução do solo. É tão pequena que é medida em valores de pH (-log H+). Por exemplo, pH 4,0 tem apenas 0,0001 mol H+ l-1.
b) Acidez trocável ou Al trocável Æ refere-se à quantidade de Al+3 adsorvido pelas cargas negativas do solo (CTC). Ele está bloqueando as cargas e mantém um equilíbrio com a solução do solo. Pode ser tão alto como mais de 0,2 mol kg-1. Há uma quantidade muito grande de Al no solo, sendo que a grande maioria faz parte da estrutura dos colóides inorgânicos. O Al complexado pela MO do solo pode perfazer mais de 100 vezes àquele que se encontra no complexo de troca. Esse Al só será liberado para a solução se a MO for destruída pelo ataque microbiano. 
c) Acidez não trocável Æ refere-se a quantidade de hidrogênio ligado por ligações de coordenação aos grupos funcionais dos colóides orgânicos (MO) e inorgânicos (argilas e óxidos). Esse hidrogênio só se dissocia quando se adiciona OH-1 no solo. Assim, quanto mais OH-1 se adiciona ao solo, mais H se extrai, o que torna obrigatório citar o pH da solução extratora (por exemplo, acetato de cálcio pH 7,0).
d) Acidez potencial Æ o somatório do Al+3 + H é a acidez potencial do solo. Ela representa exatamente a quantidade de calcário a ser adicionada para elevar o pH do solo a um valor específico, de acordo com o que foi determinada.
2. Objetivo: 
O Objetivo da presente prática é determinar a acidez trocável em solo e ilustrar a aplicabilidade da volumetria de neutralização.
3. Procedimento:
- Colocar 10g de solo em erlenmeyer e adicionar 50 ml de KCl N.
- Agitar manualmente algumas vezes e deixar em repouso durante 30 minutos.
- Medir o valor do pH.
- Filtrar em papel de filtro tipo Whatman nº 42 de 5,5 cm de diâmetro, adicionando duas porções de 10 ml de KCl.
- Coletar o filtrado em erlenmeyer de 250 mL e adicionar ao filtrado 6 gotas de fenolftaleína a 0,1%.
- Titular com NaOH 0,1N até o aparecimento da cor rosa.
 4. Cálculo:
Química Geral e analítica