EXPERIMENTO 02 - HIDRÓLISE DE SAIS

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CAMPUS I 
CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE 
CURSO DE BACHARELADO EM FARMÁCIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MISAEL DE AZEVEDO TEOTÔNIO CAVALCANTI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 02: HIDRÓLISE DE SAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPINA GRANDE 
2019 
1 
 
 UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CAMPUS I 
CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE 
 
 
 
 
 
 
 
MISAEL DE AZEVEDO TEOTÔNIO CAVALCANTI 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 02: HIDRÓLISE DE SAIS 
 
 
 
 
 
 
 
Atividade apresentada como exigência de 
avaliação do componente curricular Química 
Analítica Experimental, ministrado pela 
professora Márcia Izabel Cirne França. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPINA GRANDE 
2019 
2 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
Os sais são compostos que apresentam diversas aplicabilidades em todas as áreas de 
estudo, inclusive na saúde. Um exemplo disso é o bicarbonato de sódio, cuja solução é muito 
utilizada no tratamento de acidose metabólica em pacientes diabéticos, diarreia, parada 
cardíaca, intoxicação por ácidos que não são provenientes do organismo (por exemplo o ácido 
bórico e o salicílico), acidose lática, entre outros. 
É considerado um fármaco muito eficaz e de grande aplicação na área farmacêutica, 
porém, como todos os medicamentos, tem seus efeitos adversos e uma superdosagem pode 
provocar uma alcalinização muito rápida, podendo gerar arritmia cardíaca1. 
Dessa forma, é fundamental que qualquer profissional da área da saúde saiba realizar a 
correta preparação de sua solução e tenha o conhecimento das propriedades químicas desses 
sais, como o pH, para que haja o tratamento adequado do paciente. 
Portanto, o presente experimento tem como objetivos preparar soluções de vários tipos 
de sais e identificar seu pH, utilizando um pHmetro, para realizar uma análise comparativa entre 
o valor medido experimentalmente com o valor calculado teoricamente. 
 
2 FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
O sal pode ser compreendido como qualquer composto iônico cujo cátion provém de uma 
base e cujo ânion vem de um ácido, como o cloreto de sódio (NaCl), no qual o cátion Na+ é 
proveniente do hidróxido de sódio (NaOH) e o ânion Cl– é oriundo do ácido clorídrico (HCl). 
Assim, geralmente, uma reação de neutralização entre um ácido e uma base metálica gera sal e 
água2 e, por isso, para se determinar o caráter, ácido ou básico, de um sal é importante analisar 
sua hidrólise, pois resulta no inverso da reação de neutralização, gerando um ácido e uma base. 
A partir desse pressuposto, pode-se perceber que um sal pode apresentar diversos tipos de 
caráter, dependendo da força da base e do ácido que o originaram. 
Os sais derivados de ácido e base fortes, em solução aquosa, promovem uma reação 
neutra, uma vez que nem os ânions nem os cátions se combinam com os íons H+ e OH–, 
respectivamente, devido à elevada força do ácido e da base e, consequentemente, à alta 
3 
 
ionização destes. Com isso, não há perturbação do equilíbrio de dissociação da água, deixando 
a concentração de íons H+ igual à de íons OH–, característica de uma solução neutra (pH=7). 
 
𝐻2𝑂 ↔ 𝐻
+ + 𝑂𝐻− Reação 1 
 
Já os sais provenientes de ácido fraco e base forte, ao se dissociarem na água, tornam 
básico o meio da solução, pois os ânions se associam com os íons H+, formando um ácido fraco, 
que tende a se manter em seu estado molecular e pouco se ioniza, deixando os íons OH– livres, 
uma vez que são oriundos de uma base forte, a qual prefere se manter dissociada. Com isso, é 
possível inferir que apenas o ânion do sal sofre hidrólise e produz ácido fraco e íons OH–. Por 
isso que o cálculo da constante de hidrólise e do pH desse tipo de sal é feito da seguinte forma: 
 
𝐴− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻𝐴 + 𝑂𝐻
− Reação 2 
 
𝐾ℎ =
[𝐻𝐴][𝑂𝐻−]
[𝐴−]
=
𝐾𝑤
𝐾𝑎
 
Equação 1 
 
𝑝𝐻 = 7 +
𝑝𝐾𝑎
2
+
𝑙𝑜𝑔 𝐶
2
 
Equação 2 
 
Nesta equação, pKa corresponde a “– log Ka”, em relação à constante de dissociação do ácido 
fraco (Ka), e C consiste na concentração em mol/L do sal. 
Os sais originados de ácido forte e base fraca, por sua vez, quando dissociados em água, 
geram reações ácidas, pois os cátions se associam às hidroxilas, produzindo uma base fraca, a 
qual tende a se manter em seu estado molecular e se dissocia pouco, deixando os íons hidrogênio 
livres, já que são provenientes de um ácido forte, o qual prefere se manter ionizado. Com isso, 
pode-se dizer que só o cátion do sal sofre hidrólise e produz base fraca e íons H+. Por isso que 
o cálculo da constante de hidrólise do pH desse sal pode ser feito da seguinte maneira: 
 
𝑀+ + 𝐻2𝑂 ↔ 𝑀𝑂𝐻 + 𝐻
+ Reação 3 
 
4 
 
𝐾ℎ =
[𝑀𝑂𝐻][𝐻+]
[𝑀+]
=
𝐾𝑤
𝐾𝑏
 
Equação 3 
 
𝑝𝐻 = 7 −
𝑝𝐾𝑏
2
−
𝑙𝑜𝑔 𝐶
2
 
Equação 4 
 
Nesta equação, pKb corresponde a “– log Kb”, em relação à constante de dissociação da base 
fraca (Kb), e C consiste na concentração em mol/L do sal. 
Por fim, os sais podem ser derivados, também, de ácidos fracos e bases fracas, os quais, 
ao se dissolverem em água, podem gerar uma solução ácida, básica ou neutra, dependendo dos 
valores das constantes de dissociação do ácido e da base. Se estes forem iguais, a solução se 
torna neutra, já se a constante do ácido for maior que a da base, o meio se torna ácido, enquanto 
que, no caso inverso, o meio é alcalinizado. Com isso, a constante de hidrólise e o pH podem 
ser calculados da seguinte forma: 
 
𝑀+ + 𝐴− + 2 𝐻2𝑂 ↔ 𝑀𝑂𝐻 + 𝐻𝐴 + 𝐻
+ + 𝑂𝐻− Reação 4 
 
𝐾ℎ =
[𝑀𝑂𝐻][𝐻𝐴][𝐻+][𝑂𝐻−]
[𝑀+][𝐴−]
 
Equação 5 
 
𝑝𝐻 = − log √𝐾𝑤
𝐾𝑎
𝐾𝑏
 
Equação 6 
 
Nesta equação, Kw corresponde à constante de dissociação da água3. 
 
 
 
 
 
 
5 
 
3 MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Balança Analítica. 
 Balão Volumétrico. 
 Bastão de Vidro. 
 Bécker. 
 Espátula. 
 pHmetro. 
 Acetato de Sódio. 
 Carbonato de Sódio. 
 Cloreto de Amônio. 
 Oxalato de Amônio. 
 
 
4 METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
 
Inicialmente, foram preparadas as soluções dos sais. Cada sal foi pesado na balança 
analítica, retirando-o com espátula, e a massa encontrada foi introduzida em um bécker, 
realizando-se lavagens deste para a transferência quantitativa da maior quantidade possível do 
soluto para um balão volumétrico, até completar cerca de metade de seu volume. Além disso, 
durante esse procedimento, foi necessário o uso de bastão de vidro para facilitar a dissolução 
dos sais na água. Em seguida, completou-se o balão volumétrico até o traço de aferição, com 
água destilada, e as soluções salinas foram homogeneizadas. Por fim, mediu-se o pH de cada 
solução através de um pHmetro, bem como a temperatura ambiente no momento das medições. 
Para isso, foi necessário lavar o eletrodo e o termopar do pHmetro, secando-os gentilmente, 
para não danificar o aparelho. Em seguida, o eletrodo foi posicionado centralmente dentro de 
cada solução salina para que as paredes do bécker não influenciassem no cálculo do pH e o 
termopar foi introduzido na solução, para medir a temperatura. 
 
 
 
 
 
 
6 
 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Hidrólise do Carbonato de Sódio: 
1 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 + 2 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐻2𝐶𝑂3 + 2 𝑁𝑎𝑂𝐻 
2 𝑁𝑎+ + 1 𝐶𝑂3
−2 + 2 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐻2𝐶𝑂3 + 2 𝑁𝑎
+ + 2 𝑂𝐻− 
1 𝐶𝑂3
−2 + 2 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐻2𝐶𝑂3 + 2 𝑂𝐻
− 𝑬𝒒𝒖𝒂çã𝒐 𝑮𝒍𝒐𝒃𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝒊𝒅𝒓ó𝒍𝒊𝒔𝒆 
1 𝐶𝑂3
−2 + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐻𝐶𝑂3
− + 1 𝑂𝐻− 𝟏ª 𝑬𝒕𝒂𝒑𝒂 𝒅𝒂 𝑯𝒊𝒅𝒓ó𝒍𝒊𝒔𝒆 
1 𝐻𝐶𝑂3
− + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐻2𝐶𝑂3 + 1 𝑂𝐻
− 𝟐ª 𝑬𝒕𝒂𝒑𝒂 𝒅𝒂 𝑯𝒊𝒅𝒓ó𝒍𝒊𝒔𝒆 
Uma vez que o Carbonato de Sódio é um sal proveniente de ácido fraco (Ácido 
Carbônico) e base forte (Hidróxido de Sódio), sua hidrólise promove a liberação de íons 
hidroxila. Dessa forma, espera-se que o pH desse sal seja alcalino, isto é, pH > 7. 
 
Hidrólise do Acetato de Sódio: 
1 𝑁𝑎𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 1𝑁𝑎𝑂𝐻 
1 𝑁𝑎+ + 1 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 1 𝑁𝑎
+ + 1 𝑂𝐻− 
1 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 1 𝑂𝐻
− 𝑬𝒒𝒖𝒂çã𝒐 𝒅𝒆 𝑯𝒊𝒅𝒓ó𝒍𝒊𝒔𝒆 
Como o Acetato de Sódio é um sal originado por um ácido fraco (Ácido Acético) e uma 
base forte (Hidróxido de Sódio), sua hidrólise provoca a liberação de íons hidroxila. Portanto, 
espera-se que o pH desse sal seja alcalino, isto é, pH > 7. 
 
Hidrólise do Cloreto de Amônio: 
1 𝑁𝐻4𝐶𝑙 + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐻𝐶𝑙 + 1 𝑁𝐻4𝑂𝐻 
1 𝑁𝐻4
+ + 1 𝐶𝑙− + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝑁𝐻4𝑂𝐻 + 1 𝐻
+ + 1 𝐶𝑙− 
1 𝑁𝐻4
+ + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝑁𝐻4𝑂𝐻 + 1 𝐻
+ 𝑬𝒒𝒖𝒂çã𝒐 𝒅𝒆 𝑯𝒊𝒅𝒓ó𝒍𝒊𝒔𝒆 
7 
 
Uma vez que o Cloreto de Amônio é um sal oriundo de ácido forte (Ácido Clorídrico) e 
base fraca (Hidróxido de Amônio), sua hidrólise promove a liberação de prótons H+. Dessa 
forma, espera-se que o pH desse sal seja ácido, isto é, pH < 7. 
 
Hidrólise do Oxalato de Amônio: 
1 (𝑁𝐻4)2𝐶2𝑂4 + 2 𝐻2𝑂 ↔ 2 𝑁𝐻4
+ + 𝐶2𝑂4
−2
 
𝐻2𝑂 ↔ 𝐻
+ + 𝑂𝐻− 
1 𝑁𝐻4
+ + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝑁𝐻4𝑂𝐻 + 1 𝐻
+ 𝑯𝒊𝒅𝒓ó𝒍𝒊𝒔𝒆 𝒅𝒐 𝑪á𝒕𝒊𝒐𝒏 
1 𝐶2𝑂4
−2 + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐻𝐶2𝑂4
− + 1 𝑂𝐻− 𝟏ª 𝑬𝒕𝒂𝒑𝒂 𝒅𝒂 𝑯𝒊𝒅𝒓ó𝒍𝒊𝒔𝒆 𝒅𝒐 Â𝒏𝒊𝒐𝒏 
1 𝐻𝐶2𝑂4
− + 1 𝐻2𝑂 ↔ 1 𝐻2𝐶2𝑂4 + 1 𝑂𝐻
− 𝟐ª 𝑬𝒕𝒂𝒑𝒂 𝒅𝒂 𝑯𝒊𝒅𝒓ó𝒍𝒊𝒔𝒆 𝒅𝒐 Â𝒏𝒊𝒐𝒏 
Como o Oxalato de Amônio é um sal produzido por um ácido fraco (Ácido Oxálico) e uma 
base fraca (Hidróxido de Amônio), bem como 𝐾𝑎2 ≅ 𝐾𝑏 (𝐾𝑎2 = 5,4. 10
−5; 𝐾𝑏 = 1,71. 10
−5), 
espera-se que a solução tenha um caráter neutro, isto é, um pH = 7. 
 
Em cada hidrólise, a determinação da força do ácido e da base levou em consideração o 
valor de suas constantes. Se a constante tiver uma ordem de grandeza maior que 10-5, o eletrólito 
é forte, enquanto que o eletrólito cuja constante tenha uma ordem de grandeza menor ou igual 
a 10-5 é fraco. 
 
Tabela 1 – Erros Experimentais para o pH dos Sais 
Solução pH teórico pH experimental Erro (%) 
Na2CO3 11,97 11,67 2,51% 
NaCH3COO 9,27 8,48 8,52% 
NH4Cl 4,97 4,98 0,20% 
(NH4)2C2O4 6,75 6,39 5,33% 
 
 
8 
 
Primeiramente, através da análise da tabela, é possível perceber que o Carbonato de Sódio 
e o Acetato de Sódio são sais originados pela mesma base, o hidróxido de sódio, bem como são 
provenientes de ácido fraco e base forte, o que os caracteriza como sais básicos. Dessa forma, 
o cálculo do pH de ambos os sais é feito através da mesma equação, a Equação 2. A explicação 
para o valor do pH do Carbonato de Sódio ser maior que o valor do pH do Acetato de Sódio se 
deve ao fato de que o pKa da segunda constante de dissociação do Ácido Carbônico é maior 
que o pKa da dissociação do Ácido Acético. 
Já os erros experimentais podem ser explicados por possíveis falhas de leitura dos 
pHmetros, limpeza grosseira dos eletrodos, pesagem de uma massa diferente da desejada para 
a concentração esperada, homogeneização insuficiente, medida equivocada do traço de aferição 
do balão volumétrico, calibração inadequada tanto do pHmetro como da balança analítica, uso 
de reagentes que ultrapassaram seu prazo de validade, entre outras possibilidades. 
 
6 CONCLUSÕES 
 
Foram preparadas soluções de 100 mL de Carbonato de Sódio a 0,5 mol/L, 100 mL de 
Acetato de Sódio a 50 g/L, 100 mL de Cloreto de Amônio a 0,2 mol/L e 100 mL de Oxalato de 
Amônio a 0,2 mol/L. Em seguida, foi possível determinar, através de pHmetros, o pH de cada 
solução salina. A solução de Carbonato de Sódio apresentou um pH de 11,67, enquanto que a 
de Acetato de Sódio teve um pH de 8,48 e a de Cloreto de Amônio mostrou um pH de 4,98. Por 
fim, a solução de Oxalato de Amônio demonstrou ter um pH de 6,39. 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
REFERÊNCIAS 
 
1 BICARBONATO DE SÓDIO – Solução Injetável. Hypofarma, 2016. Bula para o profissional 
da saúde. 3 p. Disponível em: 
http://www.anvisa.gov.br/datavisa/fila_bula/frmVisualizarBula.asp?pNuTransacao=15953722
016&pIdAnexo=3351442. Acesso em 22 set. 2019. 
2 BROWN, LEMAY JR, BURSTEN, BURDGE, Química: A Ciência Central. 9ª Edição, 
Pearston Education, São Paulo-SP, 2005. 113 p. 
3 VOGEL, Química Analítica Qualitativa. 1ª Edição, Editora Mestre Jou, São Paulo-SP, 1981. 
51-60 p. 
 
ANEXOS 
 
1) Solução de 100 mL de Carbonato de Sódio a 0,5 M: 
Inicialmente, calculou-se a massa a ser pesada para o preparo da solução: 
𝑀𝑀1 = 105,99
𝑔
𝑚𝑜𝑙
 
𝑀 =
𝑛1
𝑉
=
𝑚1
𝑀𝑀1. 𝑉
→ 𝑚1 = 𝑀. 𝑀𝑀1. 𝑉 = (0,5
𝑚𝑜𝑙
𝐿
) . (105,99
𝑔
𝑚𝑜𝑙
) . (0,1𝐿) 
𝑚1 = 5,2995 𝑔 
Uma vez que o reagente PA não apresenta 100% de teor, deve-se calcular a massa deste 
que contenha exatamente a massa desejada do sal. 
𝜏 = 99,5% = 0,995 
𝜏 =
𝑚1
𝑚
→ 𝑚 =
𝑚1
𝜏
=
5,2995 𝑔
0,995
→ 𝑚 ≅ 5,3261 
Já para calcular o pH da solução preparada, é necessário utilizar a Equação 2 (sal derivado 
de ácido fraco e base forte). Uma vez que as reações de hidrólise são o inverso das reações de 
10 
 
neutralização e deve-se considerar a maior constante de hidrólise, que é calculada com base na 
segunda constante de dissociação do ácido fraco (𝐾𝑎2), o cálculo é feito da seguinte forma: 
𝑝𝐻 = 7 +
𝑝𝐾𝑎2
2
+
𝑙𝑜𝑔 𝐶
2
= 7 +
−𝑙𝑜𝑔 5,61. 10−11
2
+
𝑙𝑜𝑔 0,5
2
→ 𝑝𝐻 ≅ 11,97 
Por fim, para o cálculo do erro, deve-se usar a seguinte Equação: 
 
𝐸𝑟𝑟𝑜 = |
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝐸𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 
| . 100% 
Equação 7 
 
Aplicando os valores teóricos e experimentais do pH do sal na Equação 7, pode-se 
determinar o seguinte valor de Erro: 
𝐸𝑟𝑟𝑜 = |
𝑝𝐻𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑝𝐻𝐸𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 
𝑝𝐻𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 
| . 100% = |
11,97 − 11,67
11,97 
| . 100% ≅ 2,51% 
 
2) Solução de 100 mL de Acetato de Sódio a 50 g/L: 
Inicialmente, calculou-se a massa a ser pesada para o preparo da solução: 
𝐶 =
𝑚1
𝑉
→ 𝑚1 = 𝐶. 𝑉 = (50
𝑔
𝐿
) . (0,1𝐿) → 𝑚1 = 5𝑔 
Uma vez que o reagente PA não apresenta 100% de teor, deve-se calcular a massa deste 
que contenha exatamente a massa desejada do sal. 
𝜏 = 99,0% = 0,99 
𝜏 =
𝑚1
𝑚
→ 𝑚 =
𝑚1
𝜏
=
5 𝑔
0,99
→ 𝑚 ≅ 5,05050 𝑔 
Em seguida, deve-se converter a concentração comum em molaridade. 
𝑀 =
𝐶
𝑀𝑀
=
50 𝑔/𝐿
82,0343 𝑔/𝑚𝑜𝑙
≅ 0,6095 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑜𝑢 0,6095 𝑀 
Para calcular o pH da solução preparada, é necessário utilizar a Equação 2, uma vez que 
este sal é derivado de um ácido fraco e de uma base forte. 
𝑝𝐻 = 7 +
𝑝𝐾𝑎
2
+
𝑙𝑜𝑔 𝐶
2
= 7 +
−𝑙𝑜𝑔 1,75. 10−5
2
+
𝑙𝑜𝑔 0,6095
2
→ 𝑝𝐻 ≅ 9,27 
11 
 
Por fim, aplicando os valores teóricos e experimentais do pH do sal na Equação 7, pode-se 
determinar o seguinte valor de Erro: 
𝐸𝑟𝑟𝑜 = |
𝑝𝐻𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑝𝐻𝐸𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 
𝑝𝐻𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 
| . 100% = |
9,27 − 8,48
9,27 
| . 100% ≅ 8,52% 
 
3) Solução de 100 mL de Cloreto de Amônio a 0,2 M: 
Inicialmente, calculou-se a massa a ser pesada para o preparo da solução: 
𝑀𝑀1 = 53,49
𝑔
𝑚𝑜𝑙
 
𝑀 =
𝑛1
𝑉
=
𝑚1
𝑀𝑀1. 𝑉
→ 𝑚1 = 𝑀. 𝑀𝑀1. 𝑉 = (0,2
𝑚𝑜𝑙
𝐿
) . (53,49
𝑔
𝑚𝑜𝑙
) . (0,1𝐿) 
𝑚1 = 1,0698 𝑔 
Uma vez que o reagente PA não apresenta 100% de teor, deve-se calcular a massa deste 
que contenha exatamente a massa desejada do sal. 
𝜏 = 99,5% = 0,995 
𝜏 =
𝑚1
𝑚
→ 𝑚 =
𝑚1
𝜏
=
1,0698 𝑔
0,995
→ 𝑚 ≅ 1,0752 𝑔 
Já para calcular o pH, é necessário utilizar a Equação 4, uma vez que este sal é derivado de 
um ácido forte e de uma base fraca. 
𝑝𝐻 = 7 −
𝑝𝐾𝑏
2
−
𝑙𝑜𝑔 𝐶
2
= 7 −
−𝑙𝑜𝑔 1,71. 10−5
2
−
𝑙𝑜𝑔 0,2
2
→ 𝑝𝐻 ≅ 4,97 
Por fim, aplicando os valores teóricos e experimentais do pH do sal na Equação 7, pode-se 
determinar o seguinte valor de Erro: 
𝐸𝑟𝑟𝑜 = |
𝑝𝐻𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑝𝐻𝐸𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 
𝑝𝐻𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 
| . 100% = |
4,97 − 4,98
4,97 
| . 100% ≅ 0,20% 
 
 
 
 
12 
 
4) Solução de 100 mL de Oxalato de Amônio a 0,2 M: 
Inicialmente, calculou-se a massa a ser pesada para o preparo da solução: 
𝑀𝑀1 = 142,11
𝑔
𝑚𝑜𝑙
 
𝑀 =
𝑛1
𝑉
=
𝑚1𝑀𝑀1. 𝑉
→ 𝑚1 = 𝑀. 𝑀𝑀1. 𝑉 = (0,2
𝑚𝑜𝑙
𝐿
) . (142,11
𝑔
𝑚𝑜𝑙
) . (0,1𝐿) 
𝑚1 = 2,8422 𝑔 
Uma vez que o reagente PA não apresenta 100% de teor, deve-se calcular a massa deste 
que contenha exatamente a massa desejada do sal. 
𝜏 = 99,5% = 0,995 
𝜏 =
𝑚1
𝑚
→ 𝑚 =
𝑚1
𝜏
=
2,8422 𝑔
0,995
→ 𝑚 ≅ 2,8565 𝑔 
Já para calcular o pH, é necessário utilizar a Equação 6, uma vez que este sal é derivado de 
um ácido fraco e de uma base fraca. 
𝑝𝐻 = − log √𝐾𝑤 . (
𝐾𝑎2
𝐾𝑏
) → 𝑝𝐻 = − log √(1. 10−14)
5,4. 10−5
1,71. 10−5
→ 
𝑝𝐻 ≅ 6,75 
Por fim, aplicando os valores teóricos e experimentais do pH do sal na Equação 7, pode-se 
determinar o seguinte valor de Erro: 
𝐸𝑟𝑟𝑜 = |
𝑝𝐻𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑝𝐻𝐸𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 
𝑝𝐻𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 
| . 100% = |
6,75 − 6,39
6,75 
| . 100% ≅ 5,33%