Relatório prática 1 (1)

Química Analítica Quantitativa- Prática I
TITULAÇÃO DE ÁCIDO – BASE
Cleiciane Silva Novais1
, Luis Fernando da Fonseca1
, Mateus Rodrigues Rocha Duarte1
, Nathila Silva Amaral1
,
Thatiana Carneiro1
.
1
Graduando em Licenciatura Química, Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia, Rodovia
BR 415, Km 03, S/N, 45700-000, Itapetinga-BA, Brasil.
RESUMO
Um dos processos mais apropriados para determinação de uma concentração de uma solução
é a titulação, é uma análise volumétrica, em que, através de medições rigorosas de volumes
utilizados, fica possível a determinação da concentração da solução pesquisada.
Cria-se uma curva de titulação, na qual, utilizando um indicador apropriado, com volumes
rigorosamente medidos, determina-se uma neutralização ácido base, onde um ponto de
equivalência, com utilização do indicador apropriado, vai indicar o ponto de equilíbrio das
soluções, e utilizando linguagem matemática apropriada, a determinação da concentração
desejada.
Palavra chave: Ácido, base, indicador, concentração.
INTRODUÇÃO
O objetivo da titulação de uma solução ácido com uma solução padronizada de uma
base é a determinação da quantidade exata de base que é quimicamente equivalente à
quantidade de ácido presente. O ponto em que isto ocorre é o “ponto de equivalência”, ponto
estequiométrico ou ponto final teórico. A solução resultante contém o sal correspondente. Se
o ácido e a base forem eletrólitos fortes,a solução será neutra no ponto de equivalência e terá
o pH igual a 7. Se o ácido ou a base forem um eletrólito fraco,o sal será hidrolisado até certo
ponto e no ponto e equivalência a solução será ligeiramente básica ou ligeiramente ácida. O
pH exato da solução no ponto de equivalência pode ser prontamente calculado a partir da
constante de ionização do ácido fraco (ou da base fraca) e da concentração da solução. Na
prática, o ponto final correto caracteriza-se por um valor definido da concentração de íons

hidrogênio na solução, valor este que depende da natureza do ácido,da natureza da base e da
concentração da solução.
Um grande número de substâncias, chamadas indicadores de neutralização ou
indicadores ácido-base, muda de cor de acordo com a concentração de íons hidrogênio na
solução. A característica principal destes indicadores é que a mudança da cor observada em
meio ácido para a cor observada em meio básico não ocorre abruptamente, mas dentro de um
pequeno intervalo de pH (normalmente cerca de duas unidade de pH), denominado intervalo
de mudança de cor (faixa de viragem) do indicador. A posição da faixa de viragem na escala
de pH é diferente para cada indicador. É possível selecionar para a maior parte das titulações
ácido-base um indicador que muda de cor em um pH próximo ao do ponto de equivalência.
Calcular o a concentração pratica do ácido HCl e o erro relativo
MATERIAIS E MÉTODOS
No experimento foram utilizados os seguintes materiais:
 Solução de NaOH a 1 mol;
 Solução de ácido clorídrico a 1 mol;
 Fenolftaleína;
 Erlenmayer;
 Béquer;
 Picete;
 Pipeta;
 Bureta;
 Suporte universal.
No experimento foram utilizados os seguintes métodos:
Em primeiro lugar condicionamos as vidrarias que seriam usadas na prática. Logo
após diluímos a solução de NaOH de 1 mol para concentrações de 0,1 e 0,5 mol num volume
de 500 mL. Depois colocamos 5 mL da solução de ácido clorídrico no erlenmayer com 3
gotas de fenolftaleína, na bureta de 100 mL colocamos a base. Iniciou-se o gotejamento da
base no ácido, observando cada gota, o início da formação da cor rosa. Para a concentração
de 0,1 mol na primeira tentativa foi adicionados um total 54 ml da base no erlenmayer, na
segunda foram adicionados 54,2 mL da base. Para a concentração de 0,5 mol a primeira

tentativa foi adicionados 11 mL da base, na segunda foi 10,5 mL e na terceira vez foi 11,0
mL.
Obs.: Não foi possível fazer a triplicata da concentração de 0,1, pois acabou a solução
e os estagiários disseram que não precisava fazer outra solução.
RESULTADO E DISCUSSÃO
Calculo teórico para determinar o volume utilizado da base:
𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑉á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝑚 𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒
1mol x 5 mL = 0,1 x V
V = 50 mL
1mol x 5 mL = 0,5 x V
V = 10 mL
Resultado prático:
Concentração 0,1 NaOH Concentração 0,5 NaOH
54 mL 11 mL
54,2 mL 10,5 mL
11 mL
Calculo pratico para determinar a concentração do acido após a titulação
1º) cálculos para 0,1 mol de NaOH(duplicata)
M x 5 mL = 0,1 x 54 mL
M = 1,08 mmol de HCl (milimol)
𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑉á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝑚 𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒 Média: 1,082mmol de HCl (após a titulação)
M x 5 mL = 0,1 x 54,2 mL
M = 1,084 mmol de HCl (milimol)
2º) Cálculos para 0,5 mol de NaOH(triplicata)
M x 5 mL = 0,5 x 11 mL
M = 1,1mmol de HCl
M x 5 mL = 0,5 x 10,5 mL Média: 1,083mmol de HCl (após a titulação)

M = 1,05 mmol de HCl
M x 5 mL = 0,5 x 11 mL
M = 1,1mmol de HCl
EXATIDÃO
Refere-se a concordância da medida com um nível de referência ou valor
conhecido (veracidade das medidas).
Quanto menor o erro relativo, maior a exatidão.
Erro relativo = (Valor medido – valor referência) · 1000
(valor referência)
Erro relativo
𝑋̅ − 𝑋 𝑉
𝑋 𝑉
× 1000
1º parte) 0,1 NaOH (Titilante) para HCl(Analito
1,082−1
1
× 1000 = 82 𝑝𝑝𝑚𝑖𝑙 de HCl
2º parte) 0,5 NaOH(Titilante) para HCl(Analito)
1,083−1
1
× 1000 = 83𝑝𝑝𝑚𝑖𝑙 de HCl
CONCLUSÃO
Esta experiência sobre titulação possibilitou apreciar visualmente uma mudança de
característica de uma solução inicialmente ácida, para uma solução neutra.
Com utilização dos indicadores de pH corretos, podemos verificar a concentração inicial de
uma solução ácida.
Com utilização de vidraria adequada, reagentes, indicador e cálculos adequados, realizamos
a prática em que observamos a alteração de cor para determinação de concentração de
íons H+
de uma solução ácida, a alteração do pH reagindo com o indicador nos indica o
ponto exato de equivalência.

Como se trata de uma experiência de neutralização, partiu-se inicialmente de uma solução
ácida forte e o seu neutralizante uma base forte, o ponto de equivalência é de um pH
aproximadamente 7.
O método de titulação apresenta diversas vantagens, custo relativamente baixo e
apreciação visual da alteração química que sofre a solução pesquisada.

REFERENCIA
BRADY, James E., HUMISTON, Gerard E. Química Geral. 2.ed. Rio de Janeiro: Livros
Técnicos e Científicos, 1996.
VOGEL, Arthur I. Análise Inorgânica Quantitativa. Rio de Janeiro. Editora Guanabara, 1986

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