Pratica de Química Analítica I-convertido

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UNIVERSIDADE DE UBERABA 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA EXPERIMENTAL DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
IGOR GUILHERME CARVALHO 
RA: 1130983 
 
 
 
 
 
 
 
PROF.: WILSON DE SOUZA BENJAMIM 
 
 
 
 
 
 
 
PREPARO DE SOLUÇÕES ÁCIDAS E BÁSICAS E MEDIDAS DE pH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARAXÁ,2020. 
 
 
 
 
Sumário 
Sumário ....................................................................................................................................... 2 
1 INTRODUÇÂO ....................................................................................................................... 3 
2 OBJETIVOS ............................................................................................................................ 4 
3 METODOLOGIA EXPERIMENTAL ..................................................................................... 5 
3.1 Reagente e Materiais ........................................................................................................ 5 
3.2 Procedimento Experimental ............................................................................................. 5 
4 RESULTADOS E DISCUSSÂO ............................................................................................. 8 
5 CONCLUSÂO ......................................................................................................................... 9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 INTRODUÇÂO 
 
O pH é uma escala numérica que na química é utilizada para especificar a acidez ou a 
basicidade de uma solução aquosa. Essa escala apresenta-se de 0 a 14 onde 7 é neutro, abaixo 
de 7 são os ácidos e acima de 7 ficam os básicos ou álcalis ou ainda alcalinos. O Aparelho que 
mede o pH é chamando de pHmetro e encontra-se na maioria dos laboratórios em geral. O 
mesmo para ter confiabilidade deve ser aferido diariamente ou com a necessidade de cada 
caso. Também existe uma maneira de se medir o pH de uma solução aquosa através de uma 
fita colorida de pH, que é mergulhada na solução e comparada com as cores que vem 
expressas na caixinha onde ficam as fitinhas e cada combinação de cor corresponde a um pH 
diferente e é utilizado mais em campo onde não há muito recurso. 
 
 
 
 
2 OBJETIVOS 
 
Preparo de 2 bases, sendo uma base forte e outra fraca e dois ácidos um forte e um fraco. 
Calcular a quantidade de reagente a ser utilizado para preparo de cada solução, calcular o pH 
teórico de cada solução e medir no pHmetro comparando as aproximações dos resultados. 
 
 
 
 
 
3METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
 
3.1 Reagente e Materiais 
Reagentes Utilizados Materiais Utilizados 
HCL 0,1 mol/l Balança semi-analitica 
H3CCOOH 0,1 mol/l Balão volumétrico de 50 ml 
NAOH 0,1 mol/l Béquer de 50 ml 
NH4OH 0,1 mol/l Pipetas Graduadas 
Solução tampão pH 7,0 Pisseta 
Solução tampão pH 4,0 Pera 
Água Destilada ou Deionizada Espátula 
 pHmetro de bancada 
 
3.2 Procedimento Experimental 
Preparação das soluções: 
1ª) HCL 0,1 mol/l: 
Teor: 37% m\v 
Mm: 37,5 g\mol 
Densidade: 1,18 g/l 
Passos: 
1 mol – 37,5g 
0,1 mol – x 
X= 3,75 g 
3,75 – 1000ml 
X – 50ml 
X= 0,1875g 
0,1875g – 37% 
X – 100% 
X=0,507g 
D= m/v = 1,18g/ml / 1 = 0,507g / V = 1,18V=0,507 = 0,507/1,18= V= 0,43 ml. 
 
 
 
 
Técnica: 
Pipetar 0,43 ml de HCL 0,1 mol\l em béquer de 50 ml, coloque um funil em um balão de 50 
ml transfira o HCL para o balão diluindo com água destilada diretamente no balão, complete o 
volume com agua destilada até o menisco. 
 
2ª) H3CCOOH 0,1 mol/l: 
Teor: 99,7% 
Mm: 60g\mol 
Densidade: 1,05g/ml 
Passos: 
1mol – 60g 
0,1mol – xg 
X= 6,0g 
6g – 1000ml 
X – 50ml 
X= 0,3g 
0,3g – 99,7% 
X – 100% 
X= 0,3009g 
D=m/v => 1,05g\ml \ 1 = 0,3g \ V => V=0,3/1,05= 0,29 ml. 
Técnica: 
Pipetar 0,29 ml de H3CCOOH 0,1 mol\l em béquer de 50 ml, coloque um funil em um balão 
de 50 ml transfira o H3CCOOH para o balão diluindo com água destilada diretamente no 
balão, complete o volume com agua destilada até o menisco. 
 
3ª) NAOH: 0,1 ml/l: 
Teor: 100% 
Mm: 40g – mol 
Passos: 
1mol – 40g 
0,1 – x 
X= 4g 
4g – 1000ml 
 
 
 
X – 50ml 
X= 0,2 g. 
Técnica 
Pesar 0,2 g de NAOH PA em béquer de 50 ml, coloque um funil em um balão de 50 ml 
transfira o NAOH para o balão diluindo com água destilada diretamente no balão, complete o 
volume com agua destilada até o menisco. 
 
4º) N4OH: 0,1 ml/l: 
Teor: 28% 
Mm: 35g\mol 
Densidade: 0,8g/ml 
Passos: 
1 mol – 35g 
0,1 mol – x 
X=3,5g 
3,5g – 1000ml 
X – 50ml 
X= 0,175g 
0,175g – 28% 
X – 100% 
X=0,625g 
D=m/v => 0,8g/m = 0,625g / V=>V=0,625/0,8 =>V=0,78 ml. 
Preparação de 50 ml de NH4OH: 
Medir em pipeta graduada 0,78 ml de NH4OH PA, transferir para um balão de 50 ml 
contendo aproximadamente 20 ml de água, homogeneizar e completa o balão até a marca do 
menisco. 
 
 
 
 
 
 
4 RESULTADOS E DISCUSSÂO 
Calculando o pH Teórico das soluções: 
HCL 0,1 mol/l: 
HCL => H+ + Cl- 
0,1 mol/l => 0,1mol/l 
pH= - log [H+] 
pH= -log 0,1 
pH= 1. 0 (Teórico); 
pH= 1,30 (pH Real medido no pHmetro) . 
2ª) H3CCOOH 0,1 mol/l: 
H3CCOH H
+ + H3CCOO
- 
0,1 mol/l x x 
Ka= [H+] . [H3CCOO] / [H3CCOOH] => 1,8 X 10
-5 
X.X/0,1 => X2=1,8 . 10-6 X= √1,8 . 10-6 =>X= 1,34 . 10-3 mol\l H+ 
pH= -log [H+] = PH= -log 1,34 . 10-3 => 
pH = 2,87 (Teórico); 
pH= 3,04 (pH real medido no aparelho de pHmetro). 
 
3ª) NaOH: 0,1 ml/l: 
NaOH => Na+ + OH- 
0,1 0,1 
POH= -log [OH-] 
POH= -log -0,1 
POH= 1 
PH+POH=14 
PH+1=14 
PH=14-1 
PH=13,0 (Teórico); 
PH= 12,38 (real medido no pHmetro). 
4º) N4OH: 0,1 ml/l: 
NH4OH  NH4+ + OH- 
0,1 X X 
Kb=1,8 . 10-5 
Kb [NH4
+] . [OH-] / NH4OH => 1,8 . 10
-5= X.X/0,1 => X2=1,8 . 10-6 X= √1,8 . 10-6 => 
X= 1,34 . 10-3 mol/l OH- 
POH= -log[OH-] / POH= -log 1,34 . 10-3 / POH=2,87 
PH + POH=14 
PH + 2,87=14 
PH= 14 - 2,87 => PH= 11,13 (pH Teórico); 
PH= 10,68 (pH real medido no pHmetro). 
 
 
 
5CONCLUSÂO 
Pode-se concluir que é possível determinar o pH teórico de um ácido ou uma base para isso 
no caso do ácido deve se usar a formula da constante de acidez e chegar na concentração de 
H+, depois é só fazer –log de H+ e já obterá o pH teórico, já nas bases deve se usar a fórmula 
da constante de basicidade e chegará na concentração de OH-, depois joga na fórmula do pH e 
encontrará o pH do composto básico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE DE UBERABA 
ARAXÁ 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA EXPERIMENTAL DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
IGOR GUILHERME CARVALHO 
RA: 1130983 
 
 
 
 
PROF.: WILSON DE SOUZA BENJAMIM 
 
 
 
 
HIDRÓLISE SALINA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARAXÁ, 2020. 
 
 
 
 
Sumário 
Sumário ....................................................................................................................................... 2 
1 INTRODUÇÂO ....................................................................................................................... 3 
2 OBJETIVOS ............................................................................................................................ 4 
3 METODOLOGIA EXPERIMENTAL ..................................................................................... 5 
3.1 Reagente e Materiais ........................................................................................................ 5 
3.2 Procedimento Experimental ............................................................................................. 5 
4 RESULTADOS E DISCUSSÂO ............................................................................................. 8 
5 CONCLUSÂO .........................................................................................................................9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 INTRODUÇÂO 
 
Hidrólise salina é o processo em que íons provenientes de um sal reagem com a água, 
podendo originar solução básicas e ácidas, os sais presentes dissossiam-se em cátions e ânions 
e dependendo desses íons a solução assume valores diferentes de pH. 
A palavra hidrólise significa reação de decomposição de uma substância pela água, ou seja, a 
decomposição de cátion (H+), caracteriza as soluções ácidas e já a decomposição de um ânion 
(OH-), dá origem a soluções básicas. 
 
 
 
 
 
 
 
2 OBJETIVOS 
 
Nesta prática foi feito três testes, primeiro foi calculado a quantidade de reagentes necessário 
para o preparo de três soluções diferentes, e logo após calcular seu pH teórico e medir o pH 
prático no pHmetro. A primeira solução é o cloreto de sódio (NaCL), depois acetato de sódio 
(CH3COONa) e por último o cloreto de amônio (NH4Cl). 
 
 
 
 
 
3 METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
 
3.1 Reagente e Materiais 
Reagentes Utilizados Materiais Utilizados 
NaCl Balança semi-analitica 
CH3COONa Balão volumétrico de 100 ml 
NH4Cl Béquer de 50 ml 
Solução tampão pH 7,0 Pipetas Graduadas 
Solução tampão pH 4,0 Pisseta 
Água Destilada ou Deionizada Pera 
 Espátula 
 pHmetro de bancada 
 
3.2 Procedimento Experimental 
Cálculo da quantidade de reagentes a ser utilizado para as soluções com uma 
concentração de 0,1 mol\l e técnica de preparo das soluções: 
• NaCl: 
1mol – 40g 
0,1mol – x 
X= 4g. 
4g – 1000ml 
X – 100ml 
X= 0,4g de NaCl. 
• Pesar 0,4 gramas de NaCL P.A. em béquer de 50 ml, transfira diretamente para um 
balão de 100 ml com ajuda de um funil, dissolva e complete com água destilada até a 
marca de aferição do balão e agita. 
• CH3COONa: 
1mol – 82g 
0,1mol – x 
X=8,2 g\l. 
8,2g – 1000ml 
X – 100ml 
X=0,82 g de CH3COONa 
• Pesar 0,82 gramas de CH3COONa P.A. em béquer de 50 ml, transfira diretamente para 
um balão de 100 ml com ajuda de um funil, dissolva e complete com água destilada 
até a marca de aferição do balão e agita. 
 
 
 
• NH4Cl: 
1mol – 53,5g 
0,1 – x 
X= 5,35 g\l 
5,35 – 1000ml 
X – 100ml 
X= 0,535g NH4Cl. 
• Pesar 0,535 gramas de NH4Cl P.A. em béquer de 50 ml, transfira diretamente para um 
balão de 100 ml com ajuda de um funil, dissolva e complete com água destilada até a 
marca de aferição do balão e agita. 
• Calibrar o pH metro com as soluções tampão 7,0 e 4,0 e logo após proceder com as 
leituras de pH das três soluções preparadas. 
 
 
 
 
4 RESULTADOS E DISCUSSÂO 
 
No primeiro reagente o NaCl o sódio é proveniente de uma base forte e o ânion cloreto vem 
de um ácido forte e sal derivado de base e ácido forte não sofre hidrólise e o pH é igual a 7,0. 
Importante: Quando o sal é proveniente de base e ácido fortes pH é sempre neutro, pH= 7,0. 
O pH prático medido no pHmetro da solução de NaCl 0,1 mol\l foi igual a 6,54, tendendo a 
neutro, não foi exatamente 7,0 devido a algumas interferências analíticas, mas foi bem 
aproximado os valores. 
 
Já no segundo reagente o CH3COONa procedemos com os seguintes cálculos de pH teórico: 
Kh=Kw/Ka =>Kh=1 . 10-14/1,8 . 10-5= 5,56 . 10-10 
Montando a reação: 
CH3COO
- + H2O  CH3COOH + OH
- 
 0,1mol\l x x 
Kh= [CH3COOH] . [OH
-] / [CH3COO
-] 
Kh= x.x/0,1=5,56 . 10-10 => 
X2= 5,56 . 10-11 
X= √5,56 . 10-11 
X= 7,46 . 10-6 mol\l de OH- 
 
POH= -log7,46 . 10-6 
POH= 5,13 
PH= 14-5,13 
PH= 8,87 (pH Teórico) 
PH= 8,15 (pH Prático, medido no aparelho de pHmetro do laboratório). 
 
O Terceiro reagente NH4Cl, calculando o pH teórico: 
Kh=Kw/Kb =>Kh=1 . 10-14/1,8 . 10-5= 5,56 . 10-10 
Montando a reação: 
NH4
+ + H2O  NH4OH + H
+ 
 0,1mol\l x x 
Kh= [NH4OH] . [H
+] / [NH4
+] 
Kh= x.x/0,1=5,56 . 10-10 => 
X2= 5,56 . 10-11 
X= √5,56 . 10-11 
X= 7,46 . 10-6 mol\l de H+ 
 
PH= -log 7,46 . 10-6 
PH= 5,13 (pH Teórico) 
PH= 5,98 (pH Prático, medido no aparelho de pHmetro do laboratório). 
 
 
 
 
5 CONCLUSÂO 
 
Então ao realizar esse experimento nos vem ao entendimento de que ao observamos uma 
solução de sal proveniente de ácido e base fortes, o pH desta solução será sempre neutro. No 
entanto se o sal for originado de uma mistura de ácido fraco e base forte está solução será 
alcalina, mas se a solução de sal for originária de ácido forte e base fraca conclui-se que a 
mesma será uma solução ácida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE DE UBERABA 
ARAXÁ 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA EXPERIMENTAL DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
IGOR GUILHERME CARVALHO 
RA: 1126353 
 
 
 
 
 
 
 
PROF.: WILSON DE SOUZA BENJAMIM 
 
 
 
 
 
 
PREPARO DE SOLUÇÃO TAMPÃO AMONIACAL E MEDIDA DE pH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARAXÁ, 2020. 
 
 
 
 
Sumário 
Sumário ....................................................................................................................................... 2 
1 INTRODUÇÂO ....................................................................................................................... 3 
2 OBJETIVOS ............................................................................................................................ 4 
3 METODOLOGIA EXPERIMENTAL ..................................................................................... 5 
3.1 Reagente e Materiais ........................................................................................................ 5 
3.2 Procedimento Experimental ............................................................................................. 5 
4 RESULTADOS E DISCUSSÂO ............................................................................................. 8 
5 CONCLUSÂO ......................................................................................................................... 9 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 INTRODUÇÂO 
 
Solução tampão é uma solução que contem geralmente, um ácido fraco e o sal desse 
ácido ou uma base fraca com o sal dessa base, com a finalidade de evitar que o pH 
varie. 
Existem dois tipos de solução tampão: 
 Mistura de ácido fraco com sua base conjugada; 
 Mistura de base fraca com seu ácido conjugado; 
E é na segunda opção que apresentaremos nossa prática hoje, juntando base fraca 
(NH4OH) com ácido conjugado (NH4Cl). 
 
 
2 OBJETIVOS 
Preparar 100ml de uma solução tampão amoniacal 0,2 mol\l e dividir em 2 béquer de 
50ml e medir o pH da solução tampão. Logo após iremos adicionar a um dos béqueres 5 
ml de ácido clorídrico 0,1 mol\l e no outro béquer 5ml de hidróxido de sódio 0,1 mol\l e 
observar a sua pouquíssima variação. 
Iremos também adicionar em outros dois béqueres 100ml de água destilada e em um 
dos béqueres com água destilada adicionar 5 ml de ácido clorídrico 0,1 mol\l e no outro 
béquer 5ml de hidróxido de sódio 0,1 mol\l e ver a grande variação. 
 
 
 
 
3 METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
 
3.1 Reagente e Materiais 
Reagentes Utilizados Materiais Utilizados 
NH4OH 0,2 mol\l Balança semi-analitica 
NH4Cl 0,2mol\l Balão volumétrico de 100 ml 
HCL 0,1 mol\l Béquer de 50 ml 
NAOH 0,1 mol\l Pipetas Graduadas 
Solução tampão pH 7,0 Pisseta 
Solução tampão pH 4,0 Pera 
Água Destilada ou Deionizada Espátula 
 pHmetro de bancada 
 
3.2 Procedimento Experimental 
• Adicione 50 ml de NH4Cl + 50 ml de NH4OH 
• Medir pH = 9,68 
• Adicione 5 ml de HCL 0,1 mol/l 
• Medir pH = 9,63 
 
• Adicione 50 ml de NH4Cl + 50 ml de NH4OH 
• Medir pH = 9,68 
• Adicione 5 ml de NAOH 0,1 mol/l 
• Medir pH = 9,71 
 
• Adicione 100 ml água destilada 
• Medir pH = 7,74 
• Adicione 5 ml de HCL 0,1 mol/l 
• Medir pH = 2,47 
 
• Adicione 100 ml água destilada 
• Medir pH = 7,74 
• Adicione 5 ml de NAOH 0,1 mol/l 
• Medir pH = 11,5 
 
 
 
 
 
 
4 RESULTADOS E DISCUSSÂO 
 
Cálculos para o preparo dos reagentes: 
 
NH4Cl 0,2 mol\l: 
1mol – 53,5g 
0,2mol – x 
X=10,7 g/l 
10,7– 1000ml 
X – 100ml 
X= 1,07g NH4CL 
 
NH4OH 0,2 mol/l: 
1mol – 35g 
0,2mol – x 
X= 7g\l 
7 – 1000ml 
X – 100ml 
X= 0,7g 
D=m/v 
0,88/1=0,7/V => 0,88V=0,7 => V=0,7/0,88 =>V=0,80 ml 
Cálculo da pureza de 28% do NH4OH: 
0,8 – 28% 
X – 100% 
X= 2,9ml de NH4OH. 
 
 
5 CONCLUSÂO 
 
De acordo com os experimentos realizados, pode-se concluir que é possível fazer uma 
solução tampão com uma base fraca e seu ácido conjugado e mesmo que se adicione 
base ou ácido a esta solução tampão a mesma irá variar o pH e o POH. 
E para provar que o efeito tampão funciona colocamos a mesma quantidade de ácido e 
base em uma mesma quantidade de água destilada e foi suficiente para alterar e muito o 
pH das duas soluções de água.