RELATORIO 17-11

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PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ÁCIDAS E BÁSICAS 
 
 
Introdução 
 Para a realização do experimento de preparo de soluções, é necessário 
entender o conceito de soluções, uma “mistura” homogênea de dois ou mais 
compostos formando ligações moleculares. 
Necessário conhecer também unidades de concentração de soluções e sua forma 
correta de calculá-las. Tais unidades podem ser expressas em: (g/l), (mol/l), e 
composição percentual (m/m), (m/V), (V/V). 
 Nesta aula seguinte foi abordado o conteúdo de padronização das soluções 
ácidas e básicas. 
A análise volumétrica consiste na determinação quantitativa da 
concentração desconhecida de uma solução, utilizando uma solução de 
concentração exatamente conhecida (SOLUÇÃO PADRÃO). 
 A operaçãode adição de uma solução (titulante) sobre a (titulada) usando 
uma bureta é conhecida como titulação. 
A reação que ocorre entre a solução padrão e a solução de concentração 
desconhecida precisa ser acompanhada até o seu final. O ponto em que ocorre o 
término da titulação chama-se ponto de equivalência ou ponto final teórico (ou 
estequiométrico). O final da titulação pode ser identificado por alguma mudança 
visual, produzida pela própria substância padrão ou pela adição de um reagente 
auxiliar, conhecido como indicador. 
O ponto em que a mudançao visual ocorre é chamado de ponto final da titulação. 
Numa titulação ideal, o ponto final visível coincide com o ponto final 
estequiométrico ou teórico. Na Prática, no entanto, ocorre uma diferença muito 
pequena, que representa o erro da titulação. 
O indicador e as condições experimentais devem ser relacionados de modo que a 
diferença entre o ponto final visível e o ponto de equivalência seja tão pequena 
quanto possível. 
 
Objetivos 
 Esta prática tem como objetivos o preparo de soluções, determinação de pH 
e utilizando um método volumétrico determinar a quantidade exata de matéria nas 
soluções de NaOH e HCl. 
 
Desenvolvimento 
I. Procedimento Experimental 
“Preparo de soluções” 
Experimento (i) “Preparação de 250mL de solução 0,10 mol.L-1 de 
NaOH” 
1. Foi calculada a massa de NaOH necessária para a preparação da 
solução; 
2. Utilizando uma espátula, foi medido 1g de NaOH; 
3. Em seguida, o NaOH foi colocado em um béquer cerca de 50mL de 
água destilada; 
4. A solução foi dissolvida com o auxilio de um bastão de vidro; 
5. A solução foi transferida para um balão volumétrico de 250mL; 
6. O volume foi completado com água destilada; 
7. O balão foi agitado para homogeneizar a solução. 
 
Experimento (ii) “Observação qualitativa do pH” 
1. Cerca de 3mL da solução foi colocada em um béquer; 
2. Um papel de tornassol vermelho foi mergulhado dentro da solução; 
3. Foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína na solução; 
4. Utilizando um papel indicador universal foi medido o pH da solução. 
 
 
 Experimento (iii) “Preparação de 250mL de solução 0,10 mol.L-1 de HCl” 
1. Foi calculado o volume de HCl necessário para a preparação da 
solução; 
2. Utilizando uma bureta, foi medida 0,9mL de HCL dentro de um 
béquer contendo cerca de 30mL de água destilada; 
3. A solução foi transferida para um balão volumétrico de 250mL; 
4. O volume foi completado com água destilada; 
5. O balão foi agitado para homogeneizar a solução. 
 
Experimento (iv) “Observação qualitativa do pH” 
1. Cerca de 3mL da solução foi colocada em um béquer; 
2. Um papel de tornassol azul foi mergulhado dentro da solução; 
3. Foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína na solução; 
4. Utilizando um papel indicador universal foi medido o pH da solução. 
 
 “Padronização de soluções ácidas de básicas” 
 Experimento (i) “Padronização da solução de NaOH com solução padrão 
de Hidrogenoftalato de Potássio” 
1. Uma bureta limpa e ambientada, foi cheia com solução de NaOH; 
2. A bureta foi zerada e as bolhas de ar foram retiradas; 
3. Utilizando uma pipeta ambientada, foi medido 10mL de 
Hidrogenoftalato de potássio 0,100 mol.L-1; 
4. A solução medida foi transferida para um erlenmeyer; 
5. Foi adicionado 3 gotas de solução alcóolica de fenolftaleína; 
6. A solução da bureta foi escoada lentamente sobre a solução do 
erlenmeyer sob agitação constante até que a solução se tornasse 
levemente rósea. 
7. O volume de NaOH gasto foi anotado para cálculos posteriores; 
8. O experimento foi repetido por 3 vezes; 
 
Experimento (ii “Padronização da solução de HCl com solução 
padronizada de NaOH” 
9. Uma bureta limpa e ambientada, foi cheia com solução de NaOH; 
10. A bureta foi zerada e as bolhas de ar foram retiradas; 
11. Utilizando uma pipeta ambientada, foi medido 10mL de HCl 
12. A solução medida foi transferida para um erlenmeyer; 
13. Foi adicionado 3 gotas de solução alcóolica de fenolftaleína; 
14. A solução da bureta foi escoada lentamente sobre a solução do 
erlenmeyer sob agitação constante até que a solução se tornasse 
levemente rósea. 
15. O volume de NaOH gasto foi anotado para cálculos posteriores; 
16. O experimento foi repetido por 3 vezes; 
 
 
 
II. Resultados e Discussão 
 
Experimento (i) 
Preparo de soluções: 
1 mol NaOH – 40g 
0,1 mol ---- x 
X= 4g 
4g --- 1000mL 
x------ 250mL 
x= 1g NaOH 
 
Foi utilizado 1g de NaOH na solução 
Experimento (ii) 
O papel de tornassol vermelho ao ser mergulhado na solução se tornou azul. 
O papel indicador universal mudou sua coloração que ao ser comparada com a 
legenda indicava um pH entre 12 e 14. 
Ao ser adicionada a fenolftaleína a solução se tornou rósea.
 
pOH= -log –[OH-][NaOH]= 0,1 mol-1 
[OH-]= 0,1-10-1mol 
pOH= - log 10-1 
pOH= 1 
pH= 13
 
 
Experimento (iii) 
1 mol 37g --- 37g 
0,1mol -------- x 
X= 3,7g 
 
3,7g – 1000mL 
X ------ 100 
X= 0,370g 
 
 
37g HCl – 100g sol 
0,370 ----- x 
X= 1g sol 
1,18= 1g/v 
V= 0,847 mL 
V= 0,9 mL 
 
Experimento (iv) 
pH= -log 10-1 
pH= 1 
O papel de tornassol azul ao ser mergulhado na solução se tornou vermelho. 
O papel indicador universal mudou sua coloração que ao ser comparada com a 
legenda indicava um pH entre 1 e 2. 
Ao ser adicionada a fenolftaleína não houve alteração na coloração da solução.
 
 Para preparar 250mL da solução de NaOH 0,10mol L-1, deve-se medir 1g do 
hidróxido, haja vista que necessita-se 0,025mols deste e sua massa molar é 40g 
mol-1. Teoricamente, o potencial hidrogeniônico dessa solução é 13. Para observar, 
qualitativamente, tal pH, utilizou-se papel tornassol vermelho, papel indicador 
universal e fenolftaleína. O resultado obtido coincidiu com o teórico, sendo que o 
papel tornassol, ao se tornar azul, e a fenolftaleína, ao se tornar rósea, indicaram 
apenas que o pH era básico, quando o papel indicador universal indicou pH entre 
14 e 12.Para preparar 100mL da solução de HCl 0,10mol L-1, deve-se medir 
aproximadamente 0,9 mL do ácido, haja vista que necessita-se 0,01mols deste, 
sua massa molar é 36,5g mol-1, sua densidade é 1,19g mL-1 e sua concentração 
inicial é 37%m/m. Teoricamente, o potencial hidrogeniônico dessa solução é 1. 
Para observar, qualitativamente, tal pH, utilizou-se papel tornassol azul, papel 
indicador universal e fenolftaleína. O resultado obtido coincidiu com o teórico, 
sendo que o papel tornassol, ao se tornar vermelho, e a fenolftaleína, 
permanecendo incolor, indicaram apenas que o pH era ácido, quando o papel 
indicador universal indicou pH 1. 
 
Padronização de soluções ácidas e básicas: 
 
1ª Titulação: Padronização da solução de NaOH com solução padrão de 
hidrogenoftalato de potássio. 
 
 
 
Dados Cálculos 
Solução titulada Solução titulante C’ . V’ = C “. V “ 
0,100 . 10,0 = C “ . 11,47 
C “ = 0,087 mol/L de 
NaOH 
Vol. de KHC8H4O4 = 10,0 mL 
Conc. de KHC8H4O4 = 0,100 mol/L 
Vol. de NaOH = 10,9 
mL 
Conc. de NaOH = ? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2ª Titulação: Padronização da solução de HCl com solução padronizada de NaOH. 
 
 
Dados Cálculos 
Solução titulada Solução titulante C’ . V’ = C “. V “ 
0,087 . 10,0 = C “ . 11,0 
C “ = 0,079 mol/L de NaOH 
Vol. de HCl = 10,0 mL 
Conc. de HCl = 0,100 mol/L 
Vol. de NaOH = 11,0 mLConc. de NaOH = ? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para achar as concentrações desejadas, devemos igualar o número de mols do 
titulante com o número de mols do titulado: 
v’.M’ = v”.M” 
Dessa maneira, encontrou-se 0, 087 mol L-1 para a concentração do hidróxido de 
sódio e 0, 079 mol L-1 para a concentração do ácido clorídrico. Considerando-se a 
volatilidade do ácido e a higroscopia do hidróxido, esse resultado não condiz com o 
esperado. O HCl é gasoso e não se solubiliza completamente em água, portanto, 
quando o sistema é perturbado, como na realização de medidas, a tendência é que 
 Volume da solução 
titulante 
Concentração da 
solução titulante 
1ª tentativa 10,50 mL 0,096 mol/L 
2ª tentativa 12,20 mL 0,082 mol/L 
3ª tentativa 11,70 mL 0,085 mol/L 
Média 11,46 mL 0,087 mol/L 
 Volume da solução 
titulante 
Concentração da 
solução titulante 
1ª tentativa 10,3 mL 0,084 mol/L 
2ª tentativa 11,2 mL 0,077 mol/L 
3ª tentativa 11,5 mL 0,075 mol/L 
Média 11,0 mL 0,079 mol/L 
a concentração do ácido seja abaixa da esperada. O NaOH é um sólido em 
pastilhas bastante higroscópico, ou seja, absorve água da atmosfera, portanto ao 
medir-se sua massa, mede-se também água. Porém, haja vista que os três 
volumes de cada titulação tiveram diferenças mínimas, tal diferença entre a 
concentração obtida e a concentração esperada tem fonte desconhecida, como 
agravante, as soluções a serem padronizadas foram estocadas e não se tem 
garantia quanto a seu preparo. 
 
 
Conclusão 
 
Durante a experiência, pode-se aprender mais sobre o preparo soluções e 
determinação qualitativa do pH de soluções. O preparo de soluções requer 
bastante atenção e cuidado, pois, além da toxicidade dos reagentes, a 
concentração deve ser próxima à desejada. Os indicadores de pH são importantes 
e podem indicar apenas o caráter da solução, como o papel tornassol e a 
fenolftaleína ou podem indicar um pH mais preciso, como o indicador universal. 
Além disso, o método volumétrico foi mais bem apresentado e pode-se determinar 
a concentração exata em quantidade de matéria das soluções de ácido clorídrico e 
hidróxido de sódio. Nessa aula, praticou-se com a bureta, que exige certa 
destreza. A padronização é muito realizada para conhecer-se a concentração 
correta de soluções, que se tornam padrões secundários. 
 
 
Referências 
 
1. Giesbrecht,E.; “ Experiências de química , Técnicas e Conceitos Básicos – PEQ 
– Projetos de Ensino de Química”; Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, SP 
(1979). 
2. Russell, J.B. ; “ Química Geral ”, 2ª Edição, Makron Books Editora Ltda., São 
Paulo (1994). 
3. Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo,J.G.; “Química Básica 
Experimental”; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
4. Apostila de Aulas Práticas de Química Geral; Universidade Federal de 
Minas Gerais, MG (1 semestre 2011). 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA DE PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE 
SOLUÇÕES ÁCIDAS E BÁSICAS - QUI204 
Segundo semestre de 2011 – Turma U2B Farmácia / Diurno 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COMPONENTES: 
Bianca Henriques de Oliveira Fonseca 
Nayhane Luna de Souza Barros 
Pedro Henrique Gonçalves Moreira 
 
PROFESSOR: 
Raquel Vieira Mambrini