Relatório - Titulação

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
CENTRO ACADÊMICO DO AGRESTE 
NÚCLEO DE TECNOLOGIA 
 
 
Bruno César S. M. Jordão 
Carina Lessa Silva 
Carolinne Maria Tabosa dos Santos Cordeiro 
Letícia Ramos Almeida 
Tiago Emanuel do Nascimento Silva 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio Químico Ácido - Base 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Caruaru 
2018 
 
 
 
1 
Bruno César S. M. Jordão 
Carina Lessa Silva 
Carolinne Maria Tabosa dos Santos Cordeiro 
Letícia Ramos Almeida 
Tiago Emanuel do Nascimento Silva 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio Químico Ácido - Base 
 
 
Relatório técnico experimental apresentado como         
requisito parcial para obtenção de aprovação na             
disciplina de Química Geral 1, no Curso de               
Engenharia Civil, no período 2018.1, na           
Universidade Federal de Pernambuco, Campus         
Acadêmico do Agreste. 
 
Profª DSc. Érika Marinho 
 
 
 
 
 
 
 
 
Caruaru 
2018 
 
 
 
2 
RESUMO 
 
 O presente relatório analisa, de forma quantitativa, equilíbrios que envolvem                   
ácidos e bases de carácter forte e fraco em concentrações distintas. Destacando as                         
diferenças no comportamento desses compostos, enquanto fracos ou fortes, em                   
água. Por fim, é realizada uma análise da concentração de ácido acético em uma                           
amostra de vinagre, tendo por base os conceitos discutidos anteriormente.  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO …………………………………………………………………………….. 4 
2 OBJETIVO ………………………………………………………………………………... 11 
3 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS ………………………………………………. 12 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES ………………………………………………… 12 
3.2 METODOLOGIA ………………………………………………………………. 12 
3.2.1 PRIMEIRA PARTE ………………………………………………….. 12 
3.2.2 SEGUNDA PARTE …………………………………………………. 13 
3.2.3 TERCEIRA PARTE …………………………………………………. 13 
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO ……………………………………………………….. 14 
5 CONCLUSÃO ……………………………………………………………………………. 16 
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ………………………………………………….. 17 
ANEXO 1 - RESPOSTAS DAS QUESTÕES …………………………………………... 18 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1 INTRODUÇÃO 
 
Os conceitos de equilíbrio químico são essenciais para a compreensão de                     
vários processos que ocorrem na natureza, em especial, aqueles que envolvem                     
ácidos e bases em meio aquoso. 
Os ácidos e as bases são classificados como funções, que são grupos de                         
substâncias que se comportam de maneira comum em reações. Inicialmente, o                     
estudo de ácidos e bases foi feito por Arrhenius, porém, sua teoria apenas                         
englobava as reações em meio aquoso. Com o tempo, os cientistas descobriram que                         
reações entre ácidos e bases ocorrem em outros solventes e novas teorias foram                         
elaboradas para que fosse possível explicar estes fenômenos. Dentre essas teorias,                     
destacam-se as teorias de Brønsted-Lowry e a de Lewis. 
De forma independente, os químicos Johannes Brønsted e Thomas Lowry                   
propuseram que um ácido é uma substância doadora de prótons e uma base é uma                             
substância receptora de prótons. Segundo Atkins e Jones (2012), o termo próton,                       
nessa abordagem, descreve um íon hidrogênio H⁺, que inicialmente pertence a um                       
ácido e pode ser transferido a outro composto, ou seja, a base. Além disso, para que                               
uma substância doe prótons é necessária a presença de uma substância receptora,                       
logo, para que uma substância se caracterize como ácida, é necessária a presença                         
de uma substância que se comporta como uma base, para receber os prótons                         
doados pelo ácido. Esse processo de transferência é chamado de desprotonação,                     
pois o ácido “perde’’ prótons. 
Conforme o grau de desprotonação, é possível classificar os ácidos em forte                       
ou fraco. Os ácidos que se desprotonam completamente em solução são                     
classificados como fortes e aqueles que se desprotonam apenas de forma parcial                       
são classificados como fracos. A força de um ácido depende do solvente em que ele                             
está imerso.  
Analogamente, as bases de Brønsted e Lowry recebem os prótons, processo                     
chamado de protonação. As bases são capazes de receber os prótons pois possuem                         
um par de elétrons livres com o qual o próton realiza uma ligação. As bases fortes                               
são aquelas que são completamente protonadas em solução, por outro lado, aquelas                       
que apenas são protonadas parcialmente são classificadas como bases fracas. 
 
 
 
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No processo de transferência de prótons, ocorre a formação dos ácidos e                       
bases conjugados. Quando um ácido é desprotonado, é produzida uma base                     
conjugada, e da mesma forma, quando uma base é protonada, esta gera um ácido                           
conjugado.   
 
Figura 1 - Reação de ácido nitroso com água 
 
Fonte: Brown, Lemay, Bursten, Woodward e Stoltzfus (2016, pág. 710) 
 
Conforme o conceito de Brønsted-Lowry sobre ácidos e bases conjugados,                   
um ácido forte em solução produzirá uma base conjugada fraca, bem como um ácido                           
fraco gerará uma base conjugada forte. Tal lógica também se aplica às bases, uma                           
vez que bases fortes ou fracas originam ácidos conjugados fracos ou fortes,                       
respectivamente. Tal efeito é denominado de gangorra de conjugação, e pode ser                       
percebido através da ionização do ácido clorídrico, um ácido forte que resulta em                         
íons cloreto, que por sua vez é um receptor de prótons mais fraco que a água.                               
(Tabela 1) 
Tabela 1 - Pares ácido-base conjugados na ordem de força 
  
Fonte: Atkins e Jones (2012), pág. 474 
 
 
 
6 
Segundo Brown, LeMay, Bursten, Murphy Woodward e Stoltzfus (2016), para                   
que uma substância seja receptora de prótons (uma base de Brønsted-Lowry) ela                       
deve possuir um par de elétrons disponível para se ligar com o próton. Por meio                             
dessa observação, Lewis propôs uma definição mais geral para ácidos e bases, que                         
foca no aspecto dos pares de elétrons compartilhados. Lewis classificou um ácido                       
como um receptor de par de elétrons e uma base é um composto doador de par de                                 
elétrons. Todas as bases de Brønsted-Lowry são também classificadas como bases                     
de Lewis. Entretanto, uma base de Lewis pode doar seu par de elétrons para uma                             
espécie química diferente de H⁺, logo, todo ácido de Brønsted-Lowry é ácido de                         
Lewis, mas nem todo ácido de Lewis é também ácido de Brønsted-Lowry. 
   
Figura 2 - Reação ácido-base de Lewis 
 
Fonte: Brown, Lemay, Bursten, Woodward e Stoltzfus (2016, pág. 744) 
 
A teoria de Brønsted-Lowry define que uma mesma substância pode                   
funcionar como ácido e como base. A água, por exemplo, pode agir como uma base                             
ao receber um próton de um ácido e formar o íon H₃O⁺, assim como pode doar um                                 
próton para uma base e formar o íon OH⁻. Substâncias com essa característica são                           
chamadas anfipróticas. Uma molécula de uma substância anfiprótica transfere um                   
próton de maneira veloz para outra molécula igual, numprocesso chamado                     
autoprotólise. A constante de equilíbrio nesse processo é escrita como o produto das                         
concentrações dos íons H₃O⁺ e OH⁻. A uma temperatura de 25ºC, Kw =                         
[H₃O⁺][OH⁻] = (1×10⁻⁷)×(1×10⁻⁷) = (1×10⁻¹⁴). Se a concentração de um íon                     
aumenta, a concentração do outro diminui, e vice-versa. (ATKINS e JONES, 2012) 
 
 
 
7 
Como a concentração molar de íons H⁺ em uma solução aquosa é muito                         
pequena, por conveniência ela é expressa pelo pH que é o logaritmo decimal                         
negativo de [H⁺]: 
   
 pH = - log[H⁺]H og[H ]p =   − l +  
 
Analogamente, também é possível aplicar este conceito para calcular a                   
concentração molar de íons OH⁻ através do pOH. É conveniente relacionar pH, pOH                         
e pKw na equação 
 
 H OH K 4p + p = p w = 1  
 
Conforme Atkins e Jones (2012), é possível prever a acidez de uma molécula                         
binária através de sua estrutura e interação. Tomando um ácido genérico HA, quanto                         
maior for a eletronegatividade de A, mais forte será esse ácido. Já em relação aos                             
oxiácidos, sua força é proporcional à eletronegatividade do halogênio ligante, que                     
ocupa a posição de átomo central, ou ainda à oxidação deste halogênio (números de                           
oxigênios ligado a ele). Quanto aos ácidos carboxílicos, deve-se atentar aos grupos                       
ligados ao grupamento carboxila, uma vez que a força do ácido será maior conforme                           
a eletronegatividade do grupo ligante também for maior. 
Em soluções contendo ácidos fracos, a concentração dos íons produzidos                   
não acompanha a concentração do ácido. É preciso, pois, construir a tabela de                         
equilíbrio para identificar a parcela de íons usando a constante de acidez, e              OH3
+            
assim determinar a porcentagem de desprotonação através do quociente entre a                     
concentração destes íons com a concentração inicial do ácido. Em soluções de                       
bases fracas o processo é semelhante, permitindo calcular, ao final, a porcentagem                       
de protonação através da concentração de moléculas protonadas.  
 
orcentagem desprotonada  00%P = [A ]
−
[HA inicial] × 1  
 
orcentagem protonada  00%P = [HB ]
+
[B inicial] × 1  
 
 
 
8 
Sabe-se que a neutralização de um ácido por uma base produz um sal.                         
Entretanto, ao se medir uma solução de sal, é comum detectar um pH diferente de 7,                               
uma vez que os íons possuem uma basicidade ou acidez relativa. Segundo a teoria                           
de Brønsted-Lowry, cátions produzidos de bases fracas resultam em soluções                   
ácidas, ou ainda metais de carga elevada, como por exemplo e , resultam                    A3+   Fe3+    
em soluções ácidas. Isso acontece, pois, mesmo não doando íons esses metais                    H+    
se comportam como ácidos de Lewis ao interagirem com a água, que, por sua vez, é                               
classificada como uma base de Lewis. Pode-se inferir, pois, que não existe cátions                         
básicos.  
Já ao analisar os ânions, pouquíssimos se comportam como ácidos, e a                       
parcela neutra em água são bases conjugadas de ácidos fortes, tais quais ,                        ON 3
−  
e os halogênios. Quanto às bases conjugadas de ácidos fracos, como ,lOC 4
−                         F −  
, , são todos responsáveis por produzir soluções básicas.HO − NC −  
A maior parte dos ácidos e bases presentes na natureza são fracos, a tomar                           
como exemplo as aminas presentes no peixe em decomposição ou o ácido                       
carbônico presente nas chuvas. Sabendo que a constante de equilíbrio é dada pelo                         
quociente entre o produto das concentrações e o produto das concentrações dos                       
reagentes, é possível determinar constantes de acidez ( ) e constantes de              Ka        
basicidade ( ).Kb   
 
Ka =
[íon ]×[íon ]1 2
[ácido em solução] Kb =
[íon ]×[íon ]1 2
[base em solução]  
 
Pode-se inferir que um ácido de baixa ionização resultará em uma pequena                       
constante de acidez. De maneira semelhante, uma pequena concentração íons                   
hidróxidos de uma base fraca originará uma constante de basicidade também baixa.                       
Desse modo, a capacidade de doação de prótons de um ácido é expressa pela                           
constante de acidez, Ka. Já a capacidade de aceitação de prótons de uma base é                             
medida por sua constante de basicidade, Kb. Quanto maiores forem tais constantes,                       
maior será a capacidade de ionização ou dissociação de sua respectiva espécie                       
química. 
 
 
 
 
9 
Muitas vezes faz-se necessário realizar a análise de amostras das quais não                       
se conhece a concentração, pH e outras informações. Uma maneira de captá-las é                         
realizando a titulação da solução em questão, por meio de uma outra solução                         
conhecida (titulante). Esse processo é muito utilizado para identificar o pH de                       
soluções ácidas ou alcalinas. 
Durante uma titulação em que um ácido forte é adicionado a uma base forte                           
ou uma base forte é adicionada a um ácido forte, o pH da reação muda lentamente                               
até atingir o ponto estequiométrico, onde cai, considerando-se o primeiro caso, ou                       
aumenta, como no segundo caso, rapidamente, passando pelo pH=7, e depois                     
voltando a sua velocidade inicial. A variação do pH conforme o titulante vai sendo                           
adicionado é expresso por uma curva de titulação. Para titulações envolvendo ácidos                       
e bases fortes, essa curva tem aspecto semelhante às representadas na Figura 3. 
 
Figura 3 - Titulação envolvendo ácido e base forte 
  
Fonte: Atkins e Jones (2012), pág. 483 
 
Já em casos de uma titulação na qual se tem um ácido forte e uma base fraca                                 
ou um ácido fraco e uma base forte, o ponto estequiométrico não ocorre quando o                             
pH= 7. Se um ácido forte é titulante de uma base fraca, é gerado um sal ácido e,                                   
portanto, tem-se como resultado um meio ácido (pH < 7); caso uma base forte titule                             
um ácido fraco, forma-se um sal alcalino e portanto, tem-se um meio alcalino (pH >                             
7). Durante o processo da titulação, antes do ponto estequiométrico o pH se modifica                           
 
 
 
10 
mais rapidamente do que quando os dois compostos são fortes, já ao atingi-lo, a                           
mudança não é tão brusca.  
Uma técnica de verificar o pH de uma reação é a utilização de um indicador                             
ácido-base, que trata-se de um corante solúvel em água que varia sua cor de acordo                             
com o pH. Tal mudança de cor ocorre porque o indicador é um ácido fraco que                               
apresenta certa cor na forma de ácido e outra cor na forma básica conjugada. No                             
momento em que a concentração da forma ácida e da forma básica atingem o                           
mesmo valor, é sinal que chegou-se ao chamado ponto final da titulação, que deve                           
estar próximo ao ponto de estequiometria da reação. 
  O processo da titulação é aplicado em diversas atividades importantes para onosso cotidiano, como na análise da quantidade de ácido acético contida no vinagre.                         
Esse processo faz-se necessário pela demanda em cumprir a Lei nº 8.918, de 14 de                             
julho de 1994, no Decreto nº 6.871, de 4 de junho de 2009, que, em um de seus                                   
artigos, define os valores mínimos e máximos de concentração composto citado na                       
solução que é comercializada. No Anexo VI, diz-se que a quantidade mínima de                         
ácido acético em solução é de 4 g a cada 100 mL e a máxima, 7,99 g, em relação ao                                       
mesmo volume. 
   
  
  
  
  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2 OBJETIVO 
 
O presente relatório possui como objetivo analisar de forma quantitativa                   
alguns estados de equilíbrio ácido - base, estudando o pH de ácidos e bases de                             
carácter forte e fraco em diferentes concentrações. Além disso, também objetiva-se                     
encontrar a concentração de ácido acético em uma amostra de vinagre,                     
submetendo-a a uma titulação.  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
 
● Agitador magnético; 
● Água destilada; 
● Balão volumétrico de 100 mL; 
● Béquer; 
● Bureta; 
● pHmetro; 
● Pipetador;  
● Pipeta graduada de 5 mL; 
● Pipeta volumétrica de 10 mL; 
● Proveta; 
● Solução de ácido clorídrico 1 M; 
● Solução de ácido etanóico 1 M; 
● Solução de fenolftaleína; 
● Solução de hidróxido de amônio 1 M; 
● Solução de hidróxido de sódio 1 M; 
● Solução de hidróxido de sódio 0,09967 M; 
● Solução de vinagre. 
 
3.2 METODOLOGIA 
  
3.2.1 PRIMEIRA PARTE 
 
Com uma pipeta graduada, foi adicionados a um balão volumétrico de 100                       
mL, 10 mL de ácido etanoico à concentração de 1 M e completados até o menisco                               
com água destilada. Em outro balão de 100 mL acrescentou-se 10 mL de ácido                           
clorídrico 1 M, completando o volume restante com água destilada. Logo em                       
seguida, as soluções foram homogeneizadas e adicionadas a dois béqueres,                   
separadamente, de forma a medir o pH pelo pHmetro.  
 
 
 
13 
 
3.2.2 SEGUNDA PARTE 
 
Na segunda parte do experimento, 10 mL de hidróxido de amônio e 10 mL de                             
hidróxido de sódio, ambos à concentração de 1 M, foram adicionados a dois balões,                           
separadamente. O volume total de cada balão foi completado por água destilada,                       
seguindo da homogeneização da solução. Posteriormente, cada solução foi                 
transferida a um béquer e teve seu pH mensurado pelo pHmetro.  
 
3.2.3 TERCEIRA PARTE 
 
Na última parte do experimento, uma pipeta volumétrica foi lavada com                     
vinagre e utilizada para transportar 5 mL da mesma substância até um béquer. Em                           
seguida, 50 mL de água destilada foi medida em um proveta e adicionada ao mesmo                             
béquer, seguida de duas gotas de fenolftaleína. O mesmo foi levado ao agitador                         
magnético juntamente com eletrodo do pHmetro mergulhado na solução. Na                   
sequência, 50 mL de hidróxido de sódio, à uma concentração de 0,09967 M, foi                           
medido em um bureta, sendo essa posicionada acima do béquer por uma garra.                         
Logo em seguida, a solução de NaOH foi adicionada a solução de vinagre e água de                               
forma lenta, para que o pH da solução pudesse ser analisado.   
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
No primeiro experimento (3.2.1), foram mensurados os pH’s de soluções de                     
ácido clorídrico (HCl) e ácido acético (CH 3 COOH), com concentração de 0,1 M. Na                         
solução de ácido clorídrico, o valor encontrado foi de 1,18; já para a solução de                             
ácido acético, 2,05.  
Os resultados estão dentro do esperado para as duas substâncias, visto que                       
o ácido clorídrico é um ácido forte e, portanto, se dissocia completamente em água,                           
dessa forma, a concentração de íons H + é superior para ele em relação ao ácido                             
acético. Este segundo é um ácido fraco, assim, apenas uma parte das moléculas                         
será desprotonada, logo, mesmo os dois estando a uma mesma concentração, a                       
quantidade dos íons H + no ácido acético é inferior, pois, em um momento tal, que                             
depende da temperatura do meio, a reação de dissolução entra em equilíbrio. 
Posteriormente, na segunda parte (3.2.2), observaram-se os pH’s de duas                   
soluções básicas, de hidróxido de amônio (NH 4 OH) e hidróxido de sódio (NaOH),                       
ambas à concentração de 0,1 M. Para a solução de hidróxido de amônio obteve-se                           
um pH de 10,61 e na solução de hidróxido de sódio, pH igual a 11,82.  
Para as duas bases, os valores também condizem com o que se esperava.                         
Sendo o hidróxido de sódio uma base forte, se dissocia totalmente em água, assim,                           
ele é protonado totalmente, possuindo, então, um pH maior (indicando maior                     
alcalinidade) que o hidróxido de amônio, que é uma base fraca. Por ser uma base                             
fraca, apenas uma parte do hidróxido de amônio gera íons OH - , portanto, apesar das                           
duas substâncias analisadas estarem a uma mesma concentração no meio, a                     
primeira se protona totalmente, enquanto a outra protona parcialmente, o que gera                       
uma menor concentração de íons OH - . 
No terceiro experimento (3.2.3), na titulação de ácido acético por hidróxido de                       
sódio, inicialmente foi marcado um pH de 2,68 e, ao passo que adicionou-se a base,                             
o pH foi sendo mensurado. Entre o volume inicial e 24 mL, os dados foram coletados                               
a cada 3 mL adicionados e, a partir de 24 mL, a cada 1 mL adicionado ao meio. Ao                                     
adicionar 43 mL de hidróxido de sódio, o indicador fenolftaleína forneceu coloração                       
rosa ao meio, e o pHmetro indicou um valor de 10,09 na solução. Os dados obtidos                               
são organizados no gráfico abaixo, uma curva da titulação. (Figura 4) 
 
 
 
15 
Figura 4: Curva de titulação do vinagre por NaOH 
 
Fonte: Dos autores (2018) 
 
Pôde-se observar que, para atingir o ponto estequiométrico, foi necessária a                     
adição de 43 mL de NaOH, à concentração de 0,09967, o que equivale a 4,28x10 -3                             
mols. Como a reação ocorre numa proporção de 1:1, então conclui-se que o número                           
de mols de ácido acético em solução é o mesmo que o de hidróxido de sódio.                               
Sabendo também que a massa molar do ácido acético é 60g/mol, então há 0,2571g                           
dele em solução. Sendo 0,2571 g em 5 mL, então em 100 ml são 5,14g. Infere-se                               
então, que esse vinagre está de acordo com legislação brasileira (citada no item 1),                           
já que a mesma admite que o mínimo de ácido acético para 100 mL seja de 4g.  
Em relação à variação do pH durante o processo, foi possível visualizar que,                         
antes do ponto estequiométrico, mudou lentamente, mas, ao se aproximar desse                     
ponto, começou a se alterar bruscamente, até atingir o valor finalde 10,09. O pH                             
básico do meio é característico do sal formado pela reação do hidróxido de sódio                           
com o ácido acético, o NaCH 3 CO 2 .  
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
5 CONCLUSÃO 
 
 Diante dos testes realizados, foi possível constatar que o pH de soluções                       
ácidas e básicas estão relacionadas ao nível de protonação e desprotonação de                       
cada composto analisado. Uma vez que, na primeira parte do experimento (3.2.1),                       
soluções ácidas na mesma concentração apresentaram pHs diferentes, já que com a                       
desprotonação uma mistura terá quantidade maior de íons H + , tendo essa um pH                         
menor, ou seja, mais ácido.  
No segundo momento da prática laboratorial (3.2.2), duas substâncias                 
básicas foram analisadas e conclui-se que bases fortes se dissociam totalmente em                       
água e apresentam pH maior que bases fracas em contato com água, pois uma é                             
protonada totalmente, e outra parcialmente, estabelecendo concentrações de OH-                 
diferentes.  
Ao realizar a titulação, constatou-se o discutido no item 1 acerca de titulações                         
de ácido fraco por base forte, no caso, ácido acético por hidróxido de sódio. O ponto                               
estequiométrico foi atingido com o pH básico, por conta do sal formado, sendo essas                           
informações baseadas na mudança de coloração do indicador, a fenolftaleína, e o                       
pHmetro. Foi possível também observar que o valor de ácido acético em solução foi                           
dentro dos padrões definidos pela legislação, visto que, estes definem um intervalo                       
entre 4 e 7,99 g a cada 100 mL de solução e a amostra utilizada apresentou 5,14                                 
g/100 mL. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
 
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 
ATKINS, Peter William; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a 
vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
 
BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E; MURPHY, 
Catherine Jones; WOODWARD, Patrick M.; STOLTZFUS, Matthew Wayne. 
Química: A ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2016. 
 
Instrução Normativa Número 6 . Disponível em: 
< http://www.anav.com.br/legislacao.php?id=29 >. Acesso em 23 de jun. de 2018. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://www.anav.com.br/legislacao.php?id=29
 
 
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ANEXO 1 - RESPOSTAS DAS QUESTÕES 
 
1 -   
HCl (aq) + H 2 O (l) ⥨ H 3 O + (aq) + Cl⁻ (aq) 
CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) ⥨ H 3 O + (aq) + CH 3 CO 2 ⁻ (aq) 
NH 4 OH (aq) ⥨ NH 4 + (aq) + OH⁻ (aq)   
NaOH (aq) ⥨ Na + (aq) + OH⁻ (aq)  
CH 3 COOH (aq) + NaOH (aq) ⥨ NaCH 3 CO 2(aq) +H 2 O (l) 
CH 3 CO 2 ⁻ (aq) + H 2 O (l) ⥨ OH⁻ (aq) + CH 3 COOH (aq) 
 
2 -   
K a (Parte I) = ([H 3 O + ] [CH 3 CO 2 ⁻]) [CH 3 COOH]× ÷   
Para encontrar as concentrações no equilíbrio, fez-se: 
pH = - log ([H 3 O + ]) → 2,05 = - log ([H 3 O + ]) →[H 3 O + ] = 8,9125 x 10 -3  
Então: 
 
  [CH 3 COOH]  [H 3 O + ]  [CH 3 CO 2 ⁻] 
INÍCIO  0,1  0  0 
VARIAÇÃO  - 8,9125 x 10 -3   + 8,9125 x 10 -3   + 8,9125 x 10 -3  
EQUILÍBRIO  0,09108  8,9125 x 10 -3  8,9125 x 10 -3 
 
Dessa forma: 
K a = (8,9125 x 10 -3 8,9125 x 10 -3 ) 0,09108 = 8,72 x 10 -4× ÷  
 
 
K b (Parte II) = ([NH 4 + ] [OH⁻]) [NH 4 OH]× ÷    
Para encontrar as concentrações no equilíbrio, fez-se: 
pOH + pH = 14 → pOH = 14 - 10,61 = 3,39 
pOH = - log ([OH⁻]) →3,39 = - log ([OH⁻]) → [OH⁻] = 4,073 x 10 -4 
Então: 
 
 
 
 
19 
  [NH 4 OH]  [OH⁻]  [NH 4 + ] 
INÍCIO  0,1  0  0 
VARIAÇÃO  - 4,073 x 10 -4   + 4,073 x 10 -4   + 4,073 x 10 -4  
EQUILÍBRIO  0,09995  4,073 x 10 -4  4,073 x 10 -4 
 
Dessa forma: 
K b = (4,073 x 10 -4 4,073 x 10 -4 ) 0,09995 = 1,66 x 10 -6× ÷  
 
K b (titulação) = ([CH 3 COOH] [OH⁻]) [CH 3 CO 2 ⁻]× ÷   
Para encontrar as concentrações no equilíbrio, fez-se: 
pOH + pH = 14 → pOH = 14 - 10,09 = 3,91 
pOH = - log ([OH⁻]) →3,91 = - log ([OH⁻]) → [OH⁻] = 1,23 x 10 -4 
Então: 
 
  [CH 3 CO 2 ⁻]   [OH⁻]  [CH 3 COOH] 
INÍCIO  0,078  0  0 
VARIAÇÃO  - 1,23 x 10 -4   + 1,23 x 10 -4   + 1,23 x 10 -4  
EQUILÍBRIO  ≅ 0,078  1,23 x 10 -4  1,23 x 10 -4 
 
Dessa forma: 
K b = (1,23 x 10 -4 1,23 x 10 -4 ) 0,078 = 1,94 x 10 -7× ÷  
 
3 - Sim, pois a lei determina uma concentração mínima de 4 g/100mL e máxima de                               
7,99 g/100mL de ácido acético na solução de vinagre, e a amostra em questão                           
possui uma concentração de 5,14 g/100mL.  
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
4 -  
O indicador de fenolftaleína é perfeitamente adequado, uma vez que a sua                       
zona de transição é de 8,0 a 10,0. Isso implica que, sendo o produto da reação uma                                 
base conjugada que apresenta o pH em torno de 10, valor contido no intervalo                           
desejado, caracteriza esse indicador como eficiente para a solução.   
 
5 -  
Levando em consideração a escolha do indicador, observando as forças                   
relativas dos ácidos e das bases que participam da reação e sua faixa de viragem, a                               
utilização do azul de bromotimol não seria prudente, pois alteraria sua cor antes que                           
o ponto estequiométrico fosse atingido. Esse mesmo indicador pode ser útil para                       
titulação ácido forte-base forte, já que, o ponto estequiométrico é atingido em torno                         
do pH neutro, 7.  
 
6 -   
Nas curvas de titulação que relacionam o pH com o volume de base                         
adicionado, no início, o pH aumenta de forma lenta, mesmo com a adição de                           
volumes consideráveis de uma base. Entretanto, quando o gráfico se aproxima do                       
ponto estequiométrico ou de equivalência, a curva varia de forma brusca, mostrando                       
uma grande variação positiva (por se tratar de uma titulação com base forte e ácido                             
fraco) no pH do sistema. Portanto, como as curvas de titulação não seguem uma                           
proporção linear entre volume adicionado e pH, no ponto de equivalência, um                       
pequeno volume, como uma gota, pode alterar consideravelmente o pH da solução.