FQE1_EXP2_Soluc_TitCondut

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Fís.-Qui. Exp. 1 – Pratica 2: Soluções & Titulação Condutométrica 1
Físico-Química Experimental I 
Bacharelado em Química 
Engenharia Química 
 
Prof. Dr. Sergio Pilling 
 
 
Objetivos: Nesta prática iremos rever os conceitos de preparo de diferentes tipos de soluções 
(concentração, molaridade, normalidade, etc). Faremos uma titulação simples utilizando um indicador 
de pH para neutralizarmos uma solução básica. Introduziremos a técnica de condutométrica. 
Utilizando o procedimento de titulação condutométrica, determinaremos o ponto de equivalência de 
uma reação de neutralização de uma base por ácido forte e, também, para neutralização de uma base 
forte por um acido fraco. Para este procedimento será utilizado um condutivímetro. 
 
1) Soluções 
Em química, solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas dispersas é 
menor que 1 nanometro (10 Angstrons). A solução ainda pode ser caracterizada por formar um 
sistema homogêneo (a olho nu e ao microscópio), por ser impossível separar o disperso do dispersante 
por processos físicos. 
As soluções são compostas por moléculas ou íons comuns. Podem envolver sólidos, líquidos ou gases 
como dispersantes (chamados de solventes – existentes em maior quantidade na solução) e como 
dispersos (solutos). A solução também pode apresentar-se nesses três estados da matéria. 
As soluções podem ser classificadas quanto ao estado físico (sólidas, líquidas ou gasosas ), quanto à 
condutividade elétrica (Eletrolíticas ou iônicas, Não-eletrolíticas ou moleculares), quanto à proporção 
soluto/solvente (Diluída , Concentrada , Não-saturada, Saturada, Supersaturada ). É importante 
destacar que soluções gasosas são formadas apenas por solvente e soluto gasosos. 
Principais tipos de concentrações: 
 
 
 
Prática 2 – Soluções & Titulação Condutométrica. 
Revisão sobre preparação de soluções (concentração, molaridade, normalidade, etc) e 
titulação usando indicador de pH. Introdução a condutometria e titulação condutométrica 
(ácido forte-base forte e ácido fraco-base forte). 
Obs. o número de moles n é a massa (em gramas) 
dividida pela massa molar → n = m/MOL 
Fís.-Qui. Exp. 1 – Pratica 2: Soluções & Titulação Condutométrica 2
 
 
 
 Percentagem em peso: é a massa do soluto em 100 g da solução. 
 
 
Exemplos: 
1) Considere que 10 gramas de um soluto A são dissolvidos em 90 gramas de um solvente B. Qual o 
título da solução? 
Resp: m1 = 10 gramas (soluto A) e m2 = 90 gramas (solvente B) 
T = m1 / m1 + m2 = 10 g / 100g = 0,1 
 
2) Qual a percentagem da solução anterior? 
Resp: A percentagem em peso (% em peso) = título x 100 = 0,1 x 100 = 10% 
 
3) Uma solução contém 4 moles do soluto dissolvidos em 16 moles do solvente. Determinar: a) a 
fração molar do soluto. b) a fração molar do solvente. 
Resp: n1 = 4 , n2 = 16 → n = n1+n2 =20 
 x1= n1/n = 4/20 = 0,2 x2 =n2/n =16/20 = 0,8 Observe que x1+x2 =1 
 
4) Uma solução é preparada, dissolvendo-se 4,35 gramas de NaNO3 em 2000 gramas de água. Qual 
seria a molalidade da solução? Dado: Mol = 87 g é o mol do soluto. 
Resp: n1 = massa do soluto / mol do soluto = 4,35 g / 87 g = 0,05 
 m2 = 2000 g = 2 kg 
 molalidade = 0,05 / 2 = 0,025 molal 
 
5) Qual a concentração de uma solução que contém 20 gramas do soluto dissolvido em 0,5 litro de 
solução? 
Resp: m1 = 20 g V = 0,5 litro Concentração = 20g / 0,5 litro = 40 g / litro 
 
6) Relacionando a molaridade com a Concentração Comum: Foram dissolvidos 4,9 g de H2SO4 em 
água suficiente para 0,5 litros de solução. Qual a concentração molar (molaridade) e a concentração 
comum da solução ? Dado: mol de H2SO4 = 98 g 
Resp: Cálculo da concentração molar ou molaridade: n1 = m1 / mol = 4,9 g / 98 g = 0,05 
 M = n1 / V (litros) = 0,05 / 0,5 litros = 0,1 molar 
 Cálculo da concentração comum: C = M . mol = 0,1 , 98 g = 9,8g / litro ou 
 C = m1 / V = 4,9g/0,5 litros = 9,8g/litro 
 
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Normalidade ou concentração normal é a relação entre o número de equivalentes-gramas (nE) do 
soluto e o volume da solução, em litros. 
 
 
 
Obs. o número de equivalente gramas é igual a massa (em gramas) dividido pelo Equivalente-grama 
(E) do reagente: nE = m/E. Lembrete: 1 L = 1dm3 = 103 cm3 = 1000 cm3 
 
Para entendermos o conceito de normalidade e preciso entender o que é um Equivalente-grama. 
Equivalente-grama (E) de um elemento químico é a relação entre átomo-grama (A) e sua 
valência (v), no composto considerado. 
 
Exemplos: 
Para o sódio - Na Valência =1 E = A / v = 23g / 1 = 23g 
 Para o bário - Ba Valência =2 E = A / v = 137g / 2 = 68,5g 
 Para o alumínio - Al Valência =3 E = A / v = 27g / 3 = 9g 
 Para o oxigênio - O Valência =2 E = A / v = 16 g / 2 = 8g 
 
 
Equivalente-grama (E) de um ácido é a relação entre a molécula-grama ou mol do ácido e o número de 
hidrogênios ácidos ou ionizáveis (x). 
Exemplos: 
Para o ácido nítrico - HNO3 Quant de H ionizáveis = 1 E = mol / x = 63g / 1= 63g 
 Para o ácido sulfúrico - H2SO4 Quant de H ionizáveis = 2 E = mol / x = 98g / 2 = 49g 
 Para o ácido fosfórico - H3PO4 Quant de H ionizáveis = 3 E = mol /x = 98g / 3 = 32,7g 
 Para o ácido fosforoso - H3PO3 Quant de H ionizáveis = 2 E = mol / x = 82g / 2 = 41g 
 Para o ácido hipofosforoso - H3PO2 Quant de H ionizáveis = 1 E = mol / x = 66g / 1 = 66g 
 Para o acido acético CH3COOH Quant de H ionizáveis = 1 E = mol / x = 60g / 1 = 60g 
 
Obs. 
 
ácido hipofosforoso ácido fosfórico ácido fosforoso acido acético 
 
Equivalente-grama (E) de uma base é a relação entre a molécula-grama ou mol da base e o número de 
hidroxilas (x). 
Exemplos: 
Para o hidróxido de sódio - NaOH E = mol / x = 40g / 1 = 40g 
 Para o hidróxido de cálcio - Ca(OH) 2 E = mol / x = 74g / 2 = 37g 
 Para o hidróxido de alumínio - Al(OH)3 E = mol / x = 78g / 3 = 26g 
 
Equivalente-grama (E) de um sal é a relação entre a molécula-grama ou mol do sal e valência total do 
cátion ou ânion (x). 
Exemplos: 
Para o cloreto de sódio - NaCl E = mol / x = 58,5g / 1 = 58,5g 
 Para o sulfeto de cálcio - CaS E = mol / x = 72g / 2 = 36g 
 Para o fluoreto de bário - BaF2 E = mol / x = 175g / 2 = 87,5g 
 Para o sulfato de alumínio - Al2 (SO4)3 E = mol / x = 342g / 6 = 57g 
VE
m
V
nE
==
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Exemplo: Qual a normalidade (concentração normal) de uma solução que contém 21,56 g de H2SO4 
dissolvido em 200 cm3 solução? Dados: H = 1; S = 32; O = 16 
Resp: mol = 98 g → Equivalente-grama, E = 98 g / 2 = 49 g 
 V = 200 cm3 = 0,2 L 
 Normalidade = nE / V = m / (E.V) = 21,56 / (49×0,2) = 2,19 Normal 
 
 2) Diluição e titulação 
Diluição é uma operação em que se acrescenta solvente à solução. A quantidade de soluto 
permanece constante. Titulação é uma operação de laboratório através da qual se determina a 
concentração de uma solução A medindo-se o volume de uma solução B de concentração conhecida, 
que reage completamente com um volume conhecido da solução A. 
Dito de outra forma a titulação é o processo empregado em Química para se determinar a 
quantidade de substância de uma solução pelo confronto com uma outra espécie química, de 
concentração e natureza conhecidas. A substância de interesseem qualquer determinação recebe o 
nome de analito. A espécie química com concentração definida recebe o nome de titulante, que é, em 
geral, uma solução obtida a partir de um padrão primário, podendo ser um sal ou uma substância 
gerada na solução que se deseja valorar. A solução a ter sua concentração determinada recebe o nome 
de titulado. 
Existem vários tipos de titulação, entre elas destacam-se a titulação ácido-base, titulação de 
oxidação-redução e titulação de complexação Em medicina, titulação é o processo de ajustar, 
gradualmente, a dosagem da medicação até se conseguir o efeito desejado com êxito. 
 
Fig1 - Titulação ácido-base com elaboração de uma curva de titulação. 
 
Vejamos agora mais detalhes sobre o processo de titulação ácido-base. Neste processo faz-se 
reagir um ácido com uma base para que se atinja o ponto de equivalência. À medida que é adicionado 
o titulante ao titulado, o pH da solução (titulante+titulado) vai variar, sendo possível construir um 
gráfico desta variação, ao qual se dá o nome de curva de titulação. O ponto de equivalência pode 
variar dependendo da concentração inicial do titulante e do titulado. 
Normalmente, para se fazer uma titulação, utiliza-se um béquer ou um frasco de erlenmeyer 
(onde são postos o titulado, água e um indicador ácido/base) e uma bureta, onde está contido o 
titulante. 
 
Alguns exemplos de titulação: 
A) Titulação Ácido forte/Base forte 
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá aproximadamente em pH 7, pois o ácido 
ioniza-se praticamente na totalidade e a base se dissocia praticamente na totalidade. Quando os íons 
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H3O+ e OH- reagem, formam água. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação de uma solução de 
HCl com NaOH: 
HCl(aq) → Cl-(aq) + H3O+(aq) (ionização do ácido) 
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) (dissociação da base) 
OH-(aq) + H3O+(aq) ↔ 2H2O(l) (a reação de neutralização que ocorre na titulação) 
Numa titulação de uma base forte com um ácido forte ocorre o mesmo tipo de reações e o ponto de 
equivalência é o mesmo, tendo como diferença a forma da curva de titulação (em vez de ser crescente 
é decrescente). 
B) Titulação Ácido fraco/Base forte 
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH superior a 7, devido à hidrólise 
do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que origina íons OH–. Ex.: Titulação do ácido acético 
com o hidróxido de sódio: 
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO–(aq) + H20(l) 
NaCH3COO–(aq) → Na+(aq) + CH3COO–(aq) 
Como o Na+ é uma partícula neutra do ponto de vista ácido-base (cátion de uma base forte não 
hidrolisa), apenas o CH3COO- (ânion de um ácido fraco) sofrerá hidrólise, como mostrado abaixo: 
CH3COO-(aq)+ H2O(l) → CH3COOH(aq) + OH- 
Os ions OH– aumentarão o pH da solução pois irão reagir com H3O+ pela equação: 
OH-(aq) + H3O+(aq) → 2H2O(l) 
O Na+ e Cl- resultante da reação entre o ácido forte HCl (ácido clorídrico) e a base forte 
(hidróxido de sódio) são considerados íons neutros em solução, pois não sofrem hidrólise ácida ou 
básica. 
HCl(aq) + NaOH(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H3O+(l) 
C) Titulação Base fraca/Ácido forte 
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH inferior a 7, devido à hidrólise 
do cátion resultante ser ácida. Como a base é fraca, o seu ácido conjugado será forte, que facilmente 
reagirá com a água, formando ions H3O+.Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação do 
amoníaco com o ácido clorídrico: 
HCl(aq) + NH3(aq) → NH4Cl(aq) + H2O(l) 
D) Titulação Base fraca/Ácido fraco 
Este caso será exemplificado pela titulação de 100 mL de ácido acético 0.1N (Ka= 1,8 x 10-5) 
com amônia aquosa 0,1 N (Kb= 1,8 x 10-5). O pH no ponto de equivalência será dado por: 
pH = l/2pKw +1/2pKa -l/2pKb pH = 7,0+2,37 -2,37 = 7,0 
Ex: A Curva de neutralização de 100 mL de CH3COOH 0,1N com NH3 0,1N 
A curva de neutralização até‚ o ponto de equivalência, é quase idêntica a do caso em que se usa 
hidróxido de sódio 0,1 M como base; além do ponto de equivalência, a titulação consiste virtualmente 
na adição de uma solução aquosa de amônia 0,1 M a uma solução 0,1 M de acetato de amônio. Como 
nenhuma mudança brusca de pH é observada, não se pode obter um ponto final nítido com indicador 
simples algum. Pode-se algumas vezes encontrar um indicador misto que exiba uma mudança de cor 
nítida num intervalo de pH muito pequeno. Assim, nas titulações de ácido acético-amônia, pode-se 
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usar o indicador misto de vermelho neutro com azul de metileno; mas, de um modo geral é melhor 
evitar-se o uso de indicadores nas titulações que envolvam tanto ácido fraco como base fraca. 
 
3) Introdução a Condutometria 
 A condutometria é o método que monitora a capacidade da análise de conduzir uma corrente 
elétrica. A Lei de Ohm (U= R x I) estabelece que a corrente eletrica (I) que passa por um condutor 
elétrico é inversamente proporcional à resistência (R), onde U representa a diferença de potencial. O 
inverso da resistência é a condutância (L = 1/R). A unidade da condutância é o Siemen S=1/Ω 
 Em soluções líquidas a corrente é conduzida entre os eletrodos pelos íons dissolvidos. A 
condutância da solução depende do número e dos tipos de íons na solução. O tamanho dos íons são 
importantes porque eles determinam a velocidade com que os íons podem propagar-se através da 
solução. Os íons menores movem-se mais rapidamente do que os maiores. A carga é significante 
porque ele determina a quantidade da atração eletrostática entre o eletrodo e os íons. 
 A condutância específica de uma solução de um eletrólito depende dos íons presentes, 
variando a sua concentração. Quando se dilui a solução de um eletrólito, a condutância específica 
diminui, pois há menos íons por mL de solução para conduzir a corrente. Se a solução se coloca entre 
dois eletrodos separados e o suficientemente grandes como para conter totalmente a solução, a 
condutância aumenta a medida que a solução se dilui. Isto se deve principalmente a uma diminuição 
das ações interiônicas dos eletrólitos fortes e a um aumento na grade de dissociação dos eletrólitos 
fracos. Se existe 1 equivalente grama do soluto, a condutância dessa solução se denomina condutância 
equivalente. 
 Para eletrólitos fortes, a condutância equivalente aumenta à medida que a concentração 
diminui e se aproxima de um valor limite, denominado condutância equivalente à diluição infinita. A 
quantidade dessa condutância equivalente pode ser determinada por extrapolação. Já para os eletrólitos 
fracos, não se pode empregar o método de extrapolação, mas pode-se calcular através da condutância 
equivalente, a diluição infinita dos respectivos íons de acordo com a Lei de migração independente 
dos íons. 
 Como a medida condutométrica requer a presença de íons, a condutometria não é comumente 
utilizada para as análises de moléculas que não se dissociam. A medida da condutância é o total de da 
condutância de todos os íons da solução. Desde que todos os íons contribuam para a condutividade da 
solução, o método não é particularmente utilizado para a análise qualitativa, pois o métodos não é 
seletivo. As duas maiores utilizações da condutometria são para monitorar o total da condutância de 
uma solução e para determinar o ponto final das titulações que envolvem íons. Os medidores 
condutométricos são utilizados nos sistemas de purificação da água, deionizadores, para indicar a 
presença ou a ausência de íons livres na água. 
 A condutometria pode ser dividida em: 
• Condutividade eletrolítica: depende da temperatura, sendo que seu valor aumenta em mais 
ou menos 2% por aumento de grau de temperatura, de modo que em trabalhos de precisão, 
deve-se imergir as celas em um banho à temperatura constante. Qualquer temperatura é 
satisfatória desde que se mantenha constante durante a experiência. 
• Condutividadeiônica equivalente: é uma importante propriedade dos íons que fornece 
informação quantitativa em relação às contribuições relativas dos íons às medidas de 
condutância. 
 
Fís.-Qui. Exp. 1 – Pratica 2: Soluções & Titulação Condutométrica 7
4) Titulação condutométrica 
As curvas são traçadas através da condutância em função do volume do titulante adicionado. As 
curvas consistem em regiões lineares antes e depois do ponto final. As duas partes lineares são 
extrapoladas para seus pontos de intersecção no ponto final. Assim como em outras titulações, o ponto 
final do volume é usado para calcular a quantidade ou a concentração da análise que foi inicialmente 
apresentado. As medidas de condutância são quase sempre feitas com corrente alternada para evitar 
complicações eletrolíticas. A freqüência não é crítica, geralmente seleciona-se 1000 Hz, mas a 
freqüência da linha é satisfatória para titulações. Lembrando-se que é essencial uma agitação eficiente. 
Outra aproximação nas medidas de condutância baseia-se numa aplicação direta de um amplificador 
operacional, que age para manter suas duas entradas no mesmo potencial que nesse circuito deve ser 
'terra'. 
 
 
Fig 3 – Fotgrafias de alguns condutivimetros. 
 
Na titulação de uma base forte por um ácido forte, a dependência da condutância da solução (ou 
de uma grandeza que lhe seja proporcional) com o volume do ácido (V), adicionado à base, é 
esquematizada no gráfico abaixo. A parte descendente é linear (com aproximação bastante boa) e 
representa a variação da condutância quando há excesso de base. A parte ascendente, que também é 
linear, mostra a variação da condutância quando há excesso de ácido. A interseção das duas retas 
ocorre no ponto de equivalência. É possível, portanto, determinar este ponto pela medição da 
condutância, das soluções por exemplos, utilizados 4 pontos A, B, C e D afastados, e em seguida 
fazendo uma extrapolação conveniente das retas da titulação. Obviamente quanto mais pontos forem 
obtidos mais preciso será a determinação do ponto de equivalência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig 4 - Ilustração do gráfico da titulação condutométrica da neutralização 
de uma base forte por uma acido forte. 
 
 
λ 
V
A 
B C 
D 
ponto de equivalência 
Fís.-Qui. Exp. 1 – Pratica 2: Soluções & Titulação Condutométrica 8
Na titulação de uma base forte por um ácido fraco, o gráfico da titulação tem o seguinte 
aspecto: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig 5 - Ilustração do gráfico da titulação condutométrica da neutralização 
de uma base forte por uma acido fraco. 
 
 O decréscimo da condutância quando a base está em excesso é linear e se traduz pela reta AB. 
Quando se ultrapassa o ponto de equivalência, o excesso de ácido, em presença do sal formado na 
titulação, tampona a solução e a condutância se mantém praticamente constante, entre grandes limites. 
Nas vizinhanças do ponto de equivalência, a condutância não varia linearmente com o volume V, mas 
uma extrapolação idêntica à do caso anterior, possibilita a determinação de Ve. 
 É claro que não se precisa medir a condutância das soluções para encontrar o ponto de 
equivalência: basta efetuar a medição de uma grandeza que lhe seja proporcional, como por exemplo, 
a da condutividade da solução. 
 Nesta experiência, titula-se inicialmente um álcali (ex. Solução aquosa de NaOH), por um ácido 
forte (ex. solução aquosa de HCl) e, em seguida, por um ácido fraco (ex. solução aquosa de ácido 
acético). 
 
 
5) Procedimento experimental 
Realizaremos, 4 procedimentos nessa prática. O primeiro será uma revisão da preparação de 
soluções. Você deve fazer os cálculos da quantidade dos reagentes antes de iniciar o preparo das 
soluções. Numa segunda etapa será feita a neutralização da solução básica produzida na etapa anterior 
utilizando um indicador de pH e a técnica de titulação simples. Por fim será utilizada a técnica de 
titulação condutométrica para encontrarmos o ponto de equivalência em 2 experimentos: uma 
neutralização de uma base forte por um ácido forte e neutralização de uma base forte por um ácido 
fraco. 
 
EXPERIMENTO 1 - Preparo de soluções 
A) Utilizando a instrumentação necessária prepare 25mL de cada uma das seguintes soluções 
aquosas de NaOH. Utilize NaOH sólido como reagente. Para este procedimento você deve calcular a 
concentração de cada solução e determinar a quantidade de solvente que devera ser adicionada em 
cada uma delas para atingir a concentração desejada. Considere V1 + V2 = 25ml. 
Dados: 1MolNaOH= 40g; 1MolH2O= 18g; ρNaOH= 2,13 g/cm3, ρH2O= 1g/cm3 
 
i) Concentração comum= 2g/L 
ii) Titulo = 5% Dica: faça m2 =ρ2 V2 =ρ2 (25ml -V1) = ρ2 (25ml –m1/ρ1) 
iii) Molaridade = 2mol/L 
iv) Fração molar = 10% Dica: faça m2 =ρ2 V2 =ρ2 (25ml -V1) = ρ2 (25ml –m1/ρ1) 
v) Molalidade = 3 molal 
vi) Normalidade = 5 N 
λ 
V
A 
B 
 
 
 
 
 
C 
 
 
 
 
 
D 
 
 
 
 
 
ponto de equivalência 
Fís.-Qui. Exp. 1 – Pratica 2: Soluções & Titulação Condutométrica 9
B) Dilua as soluções acima para que a concentração comum final seja 30% da concentração 
comum inicial. Para este procedimento você deve calcular a quantidade de solvente que deve ser 
adicionada nas soluções para atingir a concentração desejada. Calcule a nova concentração comum 
dos itens i a vi. 
 
C) Faca as 6 soluções e as misture em um único Béquer. Calcule a concentração dessa mistura e 
o número de mols de NaOH. 
 
EXPERIMENTO 2 – Titulação utilizando um indicador de pH 
 
A) Prepare uma 50 mL de solução de HCl adequada para neutralizar a solução de NaOH do 
item anterior. Lembre-se que para a neutralização é necessário que o número de moles dos reagentes 
seja o mesmo. 
B) Com a ajuda de um funil coloque a solução acida em uma bureta de 50 mL e prepare o 
procedimento de titulação. 
OBS. Antes de iniciar a titulação, adicione um indicador de pH (ex. Fenolftaleína) a solução de 
NaOH. Discuta seus resultados. 
 
Fig 6 - Desenho esquemático da molécula de Fenolftaleína em meio ácido e meio básico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig 7 – Diagrama da titulação com indicador 
 
 
C) Após a neutralização descarte a solução de NaCl formada, lave a vidraria utilizada com água 
corrente e a ponha para secar. 
 
Mistura Básica do Experimento 1 
com indicador. 
Solução acida 
50mL 
Vermelho 
Fís.-Qui. Exp. 1 – Pratica 2: Soluções & Titulação Condutométrica 10
EXPERIMENTO 3 – Determinação do ponto de equivalência utilizando 
neutralização de uma base forte por um ácido forte utilizando a titulação 
condutométrica. 
 
 A) Ligue o condutivímetro e aguarde 5 min. 
 
B) Prepare cerca de 30 mL de solução alcalina contendo 2 mg de NaOH dissolvidos em água 
destilada. Coloque a metade desta solucao (10mL) em um béquer de 500mL. Insira a célula 
condutométrica no béquer e adicione água destilada suficiente para cobrir os eletrodos. Anote o valor 
da condutividade da solução básica. Guarde a outra metade da solução alcalina para o experimento 4. 
 
C) Em um balão de 250 mL prepare a solução de ácido forte (HCl 0,2N) que será utilizada 
como titulante. Atenção na hora de calcular a quantidade de HCl para preparar a solução. 
 
 
Fig 8 - Diagrama esquemático do procedimento experimental de titulação condutometrica 
 
 
D) Com a ajuda de um funil adicione 50 mL da solução acida na bureta e comece a titulação 
condutométrica. Após cada adição (±5 mL) da solução acida na solução de NaOH, homogeneíze e 
meça novamente a condutância. Continue a adição do ácido de 5 em 5 mL, até atingir e ultrapassar o 
volume correspondente ao ponto de equivalência, isto é, até que a condutância cresça sensivelmente. 
Calcule a normalidade da solução alcalina. 
 
 
E) Organize uma tabela com os valores medidos (condutividade e volume do titulante) e 
construa o gráfico de condutividade contra o volume de titulante (V). Interpole linearmente o gráfico 
e determine o volume equivalente. Calcule a normalidade da solução alcalina. 
 
F) Explique e faca uma ilustraçãoesquemática dos procedimentos utilizados para prepara cada 
uma das soluções da primeira parte do roteiro experimental. Discuta os resultados da neutralização e 
possíveis fontes de erro. 
 
 
 
 
 
Fís.-Qui. Exp. 1 – Pratica 2: Soluções & Titulação Condutométrica 11
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 4 – Determinação do ponto de equivalência utilizando 
neutralização de uma base forte por um ácido fraco utilizando a titulação 
condutométrica. 
 
A) Repita a experiência anterior titulando a mesma quantidade de solução alcalina agora com 
ácido acético CH3COOH a 0,5N (acido fraco). Calcule a normalidade da solução alcalina. 
 
B) Em um balão de 250 mL prepare a solução de ácido acético (HCl 0,2N) que5será utilizada 
como titulante. Atenção na hora de calcular a quantidade de CH3COOH para preparar a solução. 
 
C) Organize uma tabela com os valores medidos (condutividade e volume do titulante) e 
construa o gráfico de condutividade contra o volume de titulante (V). Interpole linearmente o gráfico 
e determine o volume equivalente. Calcule a normalidade da solução alcalina. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fís.-Qui. Exp. 1 – Pratica 2: Soluções & Titulação Condutométrica 12
D) Ao terminar, desligue o circuito de medida e deixe o material utilizado limpo e em ordem 
sobre a mesa. 
 
E) Explique e faca uma ilustração esquemática dos procedimentos utilizados para prepara cada 
uma das soluções da primeira parte do roteiro experimental. Discuta os resultados da neutralização e 
possíveis fontes de erro. 
 
 
Dados: Acido acético: Densidade = 1,05 g/cm3. Massa molar = 60,05 g/mol 
 Hidróxido de Sódio: Densidade = 2,13 g/cm3. Massa molar = 40 g/mol 
 
 HCl 
 
 
 
6) Referências bibliográficas e literatura adicional 
 - Russel, J. B., Química Geral - vol. 1, Makron Books. 
 - Constantino, M.G., da Silva G. V. J., Donate P. M. 2004, "Fundamentos de Química experimental", 
Editora EdUsp, São Paulo 
 - Roteiro experimental do curso de Fisico-Química Experimental da UFRJ. 
- Castelan, G. W. 2008, Fundamentos de Físico-Química, Editora LTC, Rio de Janeiro. 
- Atkins, P.W.; Físico-Química - Vol. 1, Editora LTC, Rio de Janeiro. 
- Wikipedia.org 
- http://w3.ualg.pt/~jpinhei/qa%201%2004-05/condutimetria.PDF 
- Titulação Condutométrica para Determinação de Sacarina em Produtos Dietéticos 
 http://www.usp.br/siicusp/Resumos/14Siicusp/691.pdf