RELATÓRIO QUÍMICA GERAL

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS
 INSTITUTO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS
CURSO DE BIOMEDICINA
Prática nº 05 e nº 6
Título: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES/ PADRONIZÃO DE SOLUÇÕES e VOLUMETRIA ÁCIDO-BASE – TEOR DE ÁCIDO ACÉTICO EM UMA AMOSTRA DE VINAGRE
Disciplina: Química Geral Experimental
Turma: K
Acadêmicos: Bruno Lemes Marques - Matrícula nº 201702439
Renata Marques de Souza Jean - Matrícula nº 201610782
Renata Santos Dias - Matrícula nº 201702482
Thatyanne Rodrigues Moraes – Matrícula nº 20170284
Goiânia – GO
Setembro de 2017
Acadêmicos: Bruno Lemes Marques - Matrícula nº 201702439
Renata Marques de Souza Jean - Matrícula nº 201610782
Renata Santos Dias - Matrícula nº 201702482
Thatyanne Rodrigues Moraes – Matrícula nº 20170284
Prática nº 05 e nº 6
Título: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES/ PADRONIZÃO DE SOLUÇÕES e VOLUMETRIA ÁCIDO-BASE – TEOR DE ÁCIDO ACÉTICO EM UMA AMOSTRA DE VINAGRE
Relatório apresentado pelos acadêmicos do curso de graduação em Biomedicina na Universidade Federal de Goiás, como critério de avaliação para a disciplina de Química Geral Experimental.
Professor Doutor Juvenal Carolino da Silva Filho
Goiânia – GO
Setembro de 2017
1. INTRODUÇÃO
Uma solução, no sentido mais amplo, é toda mistura de duas ou mais substâncias moleculares ou iônicas que seja homogênea, isto é, que tenha apenas uma fase. Isso acontece mesmo ao se olhar em um microscópio, pois as suas partículas dispersas têm o diâmetro menor que 1 nm (10-9 m).
Nem toda mistura homogênea é uma solução. As misturas capazes de causar espalhamento da luz não são soluções. Logo uma solução não pode ser turva. O leite, por exemplo, não é uma solução, apesar de ser uma mistura homogênea a olho nu.
Numa solução de dois componentes, um sólido e um líquido, o líquido é chamado de solvente e o sólido de soluto. Quando os dois componentes são líquidos, muitas vezes (mas nem sempre) se chama de solvente aquele que estiver presente em maior quantidade. Nos laboratórios químicos, costuma-se trabalhar muito com soluções aquosas, que são formadas geralmente por algum sólido dissolvido em água.
As soluções podem ser classificadas (Skoog et al.):
· Quanto ao estado físico:
Solução Sólida: as substâncias componentes desse tipo de solução se encontram no estado sólido (à temperatura ambiente). Essa solução também é chamada de ligas. Exemplo: a liga de bronze (Cu + Sn) é usada na fabricação de sinos.
Solução Líquida: pelo menos um dos componentes dessa solução deve se encontrar no estado líquido. Exemplo: a água é uma solução de hidrogênio (H) e gás oxigênio (O2).
Solução Gasosa: é uma mistura de gases, ou seja, todos os componentes dessa mistura se encontram no estado gasoso.
· Quanto à condutividade elétrica:
Eletrolíticas: soluções as quais permitem a passagem de corrente elétrica
Não-eletrolíticas: soluções que não permitem a passagem de corrente elétrica
· Quanto à proporção soluto/solvente:
Diluída: a quantidade de soluto é menor em relação ao solvente
Concentrada: a quantidade de soluto é maior que a de solvente
Insaturada: também chamada de não-saturada, esse tipo de solução contém menos soluto que o coeficiente de solubilidade.
Saturada: solução estável que atingiu seu ponto de saturação, ou seja, a quantidade de soluto é a mesma do grau de solubilidade da solução.
Supersaturada: são soluções instáveis, onde a quantidade de soluto excede o grau de solubilidade.
Existem soluções formadas por gás e líquido, somente por líquidos ou por sólidos e líquidos.
As propriedades das soluções dependem de sua concentração. Concentração é uma medida das quantidades relativas dos componentes de uma solução. Pode ser definida como a razão entre quantidade de soluto pela quantidade de solvente, ou seja, a quantidade de soluto dissolvido numa unidade de volume ou de massa da solução ou do solvente.
As quantidades as quais foram mencionadas anteriormente podem ser medidas em massa, volume e mol, o que gera uma variedade nas unidades de medidas da concentração expressas nas seguintes fórmulas (Skoog et al.): 
· Concentração em gramas por litro: C (g/L) = m (g)/ V(L);
· Concentração em quantidade de matéria (Molaridade): C (mol/L) = n/ V(L), sendo n = m/M;
· Composição percentual (Título): 10% (m/m); 10% (m/V); ou 10% (V/V);
· PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES
No preparo de soluções, como em todo procedimento experimental, alguns erros podem ser cometidos. Eles têm como causas comuns o uso inadequado da vidraria, as falhas na determinação da massa e de volume e a utilização de reagentes de baixo grau de pureza, entre outras. Através do processo de padronização é possível verificar o quanto a concentração da solução preparada aproxima-se da concentração da solução desejada.
Existem substâncias com características bem definidas, conhecidas como padrões primários, que são utilizadas como referência na correção da concentração das soluções através do procedimento denominado padronização ou fatoração (Baccan, 2001). Tal procedimento consiste na titulação da solução de concentração a ser determinada com uma massa definida do padrão primário adequado.
Características básicas de um padrão primário: 
· Devem ser de fácil obtenção, purificação, conservação e secagem; 
· Deve possuir uma massa molar elevada, para que os erros relativos cometidos nas pesagens sejam insignificantes; 
· Deve ser estável ao ar sob condições ordinárias, se não por longos períodos, pelo menos durante a pesagem. Não deve ser higroscópico, eflorescente, nem conter água de hidratação; 
· Deve apresentar grande solubilidade em água; 
· As reações de que participa devem ser rápidas e praticamente completas;
Segundo Macêdo (2003), são bons exemplos de padrões primários para padronização de ácidos e bases: carbonato de sódio (Na2CO3) (PM=105,9889), biftalato de potássio ou hidrogeno ftalato de potássio (KHC8H4O4) (PM=2042279), hidrogenoiodato de potássio (KH(IO3)2) (PM=389,9151)
· VOLUMETRIA ÁCIDO-BASE (Teor de ácido acético no vinagre)
A técnica de volumetria consiste na determinação da concentração de uma solução (amostra) através de sua reação com outra solução de concentração conhecida (padrão), sendo a solução padrão dita como titulante. Existem variados métodos de análise volumétrica, que por sua vez são classificados de acordo com a natureza das reações químicas em que se baseiam. Assim sendo, existem volumetrias de neutralização, precipitação, oxirredução e de formação de complexos.
A volumetria de neutralização ou volumetria ácido-base é um método de análise baseado na reação entre os íons H3O + e OH-, expressa na seguinte reação: 
H3O + (aq) + HO- (aq) 2 H2O(l)
O ponto final, ou ponto de equivalência, é o ponto onde todo ácido e base (ou, genericamente, quaisquer reagentes) adicionados se neutralizaram. Dessa forma, os reagentes são totalmente convertidos ao produto final. 
Uma das maneiras usadas para detectar o ponto final de titulações baseia-se no uso da variação de cor de algumas substâncias chamadas indicadores. No caso particular das titulações ácido-base, os indicadores são ácidos ou bases orgânicas (fracos) que apresentam colorações diferentes em faixas estreitas de pH, dependendo da forma que se encontram em solução (forma ácida ou forma básica) (Baccan, 2001).
2. MATERIAIS E MÉTODOS
1. Preparação de soluções
Vidrarias:
· Béquer
· Funil simples
· Balão volumétrico de 50,00 mL
· Pipeta volumétrica
· Balança
Reagentes e Solventes:
· Hidróxido de sódio
· Água destilada
· Ácido clorídrico 
Procedimento Experimental
A. Preparação de 50,00 mL de solução de hidróxido de sódio 2 mol/L. Calculou-se a massa de NaOH necessária para preparar 50,00 mL de solução 2 mol/L. Colocou-se a massa pesada em um béquer e dissolveu-se em água destilada. Com auxilio de um funil simples, transferiu-se quantitativamente a mistura para um balão volumétrico de 50,00 mL. Completou-se o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão. Após tampar o balão agitou-se até completar a homogeneização.
2. Padronização de soluções
Vidrarias:
· Balança
· Enlenmeyer de 125mL
· Funil
· Bureta
Reagentes e Solventes:
· Biftalato de potássio
· Água destilada
· Hidróxido de sódio
· Fenolftaleína
Procedimento Experimental
A. Preparação de uma solução de biftalato de potássio 0,1 mol/L:
1. Calculou-se e pesou-se a quantidade em gramas de biftalato de potássio requerido, para preparar 20,0 mL de solução 0,1 mol/L;
2. Transferiu-se o biftalato de potássio para um erlenmeyer de 125 mL, através de um funil limpo, usando frasco lavador.
3. Adicionou-se água destilada suficiente para dissolver o sal.
B. Padronização do hidróxido de sódio:
1. Lavou-se a bureta com água destilada e enxaguou-se com 3 porções de aproximadamente 5 mL da solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/l;
2. Encheu-se a bureta com essa solução e acertou-se o nível do líquido na marca zero da bureta;
3. Adicionou-se no erlenmeyer 2 ou 3 gotas de fenolftaleína;
4. Adicionou-se gradualmente a solução de NaOH da bureta à solução de biftalato, contido no erlenmeyer, agitou-se continuamente com movimentos circulares;
5. Continuou-se as adições de NaOH, gota a gota, até que a solução se tornou rosa. Este é o ponto de viragem. Anotou-se o volume gasto de NaOH;
6. Repetiu-se essa titulação mais duas vezes e calculou-se a média dos três volumes gastos, e determinou-se o volume real.
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÃO
3.1 Resultados da preparação de solução de NaOH (Hidróxido de Sódio)
A massa necessária para preparar 50,00 mL de solução de NaOH com concentração de 2 mol/L foi determinada a partir dos seguintes cálculos, tendo em mãos a massa molar do NaOH (40 g/mol) tabelada pela IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry):
Dessa forma, pode-se inferir que a massa necessária para a preparação dessa solução de hidróxido de sódio em concentração de 2 mol/L é de 4g. Ademais, após ter-se encontrado o valor da concentração real, isto é, o valor que se espera que tenha em uma solução dada pelas condições anteriores, pesou-se uma massa mais próxima possível para que se fosse preparada a solução de NaOH com a adição de água destilada até o enchimento do balão volumétrico de 50,00 mL. A massa pesada foi de 3.97g, sendo esta utilizada como referência para os experimentos posteriores. Após o preparo da solução, utilizou-se dos seguintes cálculos para determinar o volume necessário da solução de NaOH para que se prepare uma nova com a concentração de 0,1 mol/L com 250 mL de volume:
Dessa forma, foi possível determinar que para a diluição da solução em uma nova concentração de 0,1 mol/L e volume de 250 mL, foi necessário utilizar-se de 12,5 mL da primeira solução.
3.2 Resultados da preparação de solução de biftalato de potássio 0,1 mol/L
Para que fosse determinada a concentração real de uma solução de NaOH de aproximadamente 0,1 mol/L, também chamada de titulado, utilizou-se de um padrão primário, isto é, um reagente padronizado e de pureza bem definida, também chamado de titulante, que reage com o titulado até o ponto de equivalência, obedecendo estritamente a uma estequiometria definida previamente. Nesse caso, o padrão primário utilizado é o biftalato de potássio, que reage com o hidróxido de sódio segundo tal equação química:
Através dessa equação, podemos perceber que a estequiometria da mesma aponta que 1 mol de biftalato de potássio reage com 1 mol de hidróxido de sódio, na proporção 1:1. Dessa forma, seguindo-se do princípio de equivalência (Macêdo, 2003), ao se consumir todo o biftalato de potássio, tendo em mãos a quantidade de mols usada, podemos determinar a quantidade de mols presente na solução do titulado, e, por conseguinte, a concentração real da mesma.
Para a determinação da massa necessária para a preparação de solução de biftalato de potássio com 20,0 mL de volume e 0,1 mol/L de concentração, utilizou-se dos seguintes cálculos, tendo em mãos a massa molar do biftalato de potássio (204,22g/mol) pela IUPAC:
 
Dessa forma, foi possível determinar que a massa necessária para a preparação da solução de biftalato de potássio é de 0,408 g. Após tal determinação, a substância foi pesada procurando-se aproximar com exatidão no valor determinado anteriormente, colocada no erlenmayer de 125 mL e diluída com agua destilada até que o aspecto salino fosse totalmente retirado. 
3.3 Resultados da padronização de hidróxido de sódio
Para que se fosse feita a padronização da solução de hidróxido de sódio, utilizou-se de uma titulação de neutralização, isto é, utilizou-se de uma solução ácida, com padrões estequiométricos e de concentração definidos, para determinar a concentração de uma solução básica. O ponto de viragem, ou seja, o ponto em que todo a base foi consumida pelo ácido, foi determinado através de um indicador de pH (fenolftaleína nesse experimento). A titulação foi executada na forma duplicata (duas repetições), calculando-se a média entre os valores volumétricos obtidos, chegando-se no resultado de volume real apresentado a seguir:
3.4 Resultados da acidimetria do vinagre
Para a determinação da acidimetria de 2mL de vinagre, que é uma solução diluída de ácido acético, fez-se uso da volumetria ácida, onde utiliza-se uma solução básica de padrões estequiométricos e de concentração definidos (NaOH 0,1mol/L nesse experimento), que reage com a solução ácida até que o ácido seja totalmente consumido. Tal experimento de neutralização segue a seguinte equação química:
Seguindo-se a partir dessa equação, pode-se inferir que 1 mol de ácido acético (CH3COOH) reagem com 1 mol de hidróxido de sódio (NaOH), tendo, portanto, uma reação com proporções 1:1. A partir dessa prerrogativa, pode-se calcular a quantidade de mol, e, por conseguinte, a porcentagem, de ácido acético na solução diluída que é o vinagre. 
A titulação foi efetuada em duplicata (duas vezes), utilizando-se de fenolftaleína como indicador de pH para a aferição do ponto de viragem. Após a duplicata, calculou-se a média dos volumes obtidos e, a partir desse resultado, determinou-se a concentração do ácido acético no vinagre e sua respectiva porcentagem em relação ao volume. Os cálculos foram efetuados da forma abaixo, tendo em mãos a massa molar do ácido acético (60g) pela IUPAC:
Dessa forma, foi possível determinar, através da acidimetria com solução de hidróxido de sódio, que a porcentagem descrita no rótulo da embalagem do vinagre está válida, uma vez que não há discrepância significativa entre os valores obtidos no experimento e os valores informados previamente.
4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· BACCAN, N; et al; Química Analítica Quantitativa Elementar, 3ª ed., Edgar Blucher, São Paulo-SP, 2001.
· Constantino, Maurício Gomes. Fundamentos de Química Experimental/ Mauricio Gomes Constantino, Gil Valdo José da Silva e Paulo Marcos Donate. – São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2004.
· MACÊDO, J, Métodos Laboratoriais de Análises Físico-Químicas e Microbiológicas, 2ª ed., CRQ-MG, Belo Horizonte-MG, 2003.
· SKOOG, et al. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA. Tradução da 8ª edição norte-americana.
· Soluções - Mundo Educação. Disponível em: < http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/solucoes-.htm>. Acesso em: 20/09/2017.
· Soluções Químicas – Toda Matéria. Disponível em: <https://www.todamateria.com.br/solucoes-quimicas/>. Acesso em: 20/09/2017.
· Preparo e Padronização de Soluções- Química Suprema. Disponível em: <http://www.quimicasuprema.com/2015/05/preparacao-e-padronizacao-de-solucoes.html>. Acesso em 20/09/2017.
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