Relatorio Acidos Bases Padronização Titulação

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UNIVERSIDADE TIRADENTES - UNIT
DISCIPLINA DE FÍSICO-QUÍMICA
	
PREPARO DE SOLUÇÕES DILUÍDAS DE ÁCIDOS E BASES FORTES E
PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES DILUÍDAS DE
ÁCIDOS E BASES FORTES
Aracaju, 2018
ÍNDICE
1. INTRODUÇÃO	3
2. OBJETIVOS	4
2.1. OBJETIVO GERAL	4
2.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS	4
3. REVISÃO DA LITERATURA	5
4. PARTE EXPERIMENTAL	7
4.1. MATERIAIS	7
4.2. MÉTODOS	8
4.2.1. Procedimento do Soluto Sólido NaOH	10
4.2.2. Procedimento Solução de Soluto em Estoque do HCl	10
4.2.3. Procedimento Solução de Soluto em Estoque H2SO4	11
4.2.4. Padronização do HCl	11
4.2.5. Padronização do NaOH	12
4.2.6. Padronização do H2SO4	12
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO	13
6. CONCLUSÃO	18
7. REFERÊNCIAS	19
2
1. INTRODUÇÃO 
Ao se trabalhar com soluções no laboratório, tem-se a necessidade de preparar soluções mais diluídas, a fim de se atingir determinado objetivo. Essa prática é muito comum quando se usa ácidos e bases fortes, isto é, com alta concentração, e percebe-se a imprescindibilidade por uma solução diluída, de concentração baixa.
Entende-se por solução como uma mistura homogênea composta por duas ou mais substâncias, em que uma delas é comumente conhecida como o soluto – substância a ser dissolvida – e, a outra, como o solvente – substância a dissolver o soluto. Esse tipo de mistura pode ocorrer por combinação de pares de diferentes estados físicos, a exemplo da mistura sal+água, em que há uma dissolução de uma substância no estado sólido em outra no estado líquido e o ar, o qual é composto por diferentes gases, com destaque para o nitrogênio e oxigênio.
Devido a sua enorme capacidade de dissolução, a água é tida como um solvente universal, porém é comum no cotidiano confundir diluição com dissolução. Enquanto que o primeiro se refere ao ato de tornar uma solução menos concentrada, por meio da adição de mais solvente à solução, o segundo é o ato de adicionar soluto ao solvente, levando em conta o coeficiente de solubilidade do solvente. Isto é, deve-se levar em conta a quantidade máxima de soluto capaz de formar uma solução saturada (sem precipitado), em determinadas condições de temperatura e pressão.
A titulação é uma técnica experimental, muito usada em laboratórios químicos e em indústrias de pequeno porte, para determinar a concentração desconhecida de uma solução, esse método é feito colocando-se para reagir uma solução a qual se sabe a concentração, que é denominada de titulante, com a solução a qual não se sabe a concentração, que é denominada de titulado, uma dessas soluções é uma base, enquanto a outra é um ácido
A fim de realizar um parâmetro entre às situações iniciais (maior concentração) e finais (menor concentração), faz-se necessário analisar o fator de diluição, o qual traz uma relação entre o volume e a concentração da solução antes e depois de diluída, sendo imprescindível ao verificar se foi atingido o objetivo almejado.
2. OBJETIVOS
2.1. OBJETIVO GERAL
Preparar uma solução aquosa diluída de um ácido forte, pelo método da diluição de soluções concentradas em estoque, e o da preparação de uma solução aquosa diluída de uma base forte, a partir do soluto sólido.
Determinação de contração de forma exata de uma solução aquosa diluídas de ácidos e bases fortes, utilizando a técnica de titulação.
2.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS
1) Efetuar cálculos para determinar o volume de uma solução concentrada em estoque visando determinar a massa necessária de uma base para preparar uma solução diluída desta;
2) Transferir volumes de líquidos com uma pipeta graduada;
3) Utilizar balões volumétricos para preparar soluções.
4) Aprender a técnica de titulação
5) Diferenciação de soluções acidas e soluções base 
3. REVISÃO DA LITERATURA
A maioria dos métodos de análise realizadas em laboratório passa por um processo de criação da solução. Podem ser caracterizadas quanto a sua condutividade elétrica e também a sua fase de segregação que pode ser elevada ou baixa, ainda também, em soluções concentradas ou diluídas e levando em consideração a sua porcentagem entre soluto e solvente (MARA, 2012) .
Segundo RUSSEL (1994), uma solução é definida como uma mistura homogênea, podendo ter características sólidas, líquidas e/ou gasosas. Para a determinação e caracterização de uma solução é preciso saber os valores das concentrações de um ou mais componentes, concentrações dos tipos molaridade e fração molar.
CARMO e MARCONDES (2008), levam em consideração ainda que nas soluções ocorrem a presença das interações entre as moléculas, e que a presença de forças eletrostáticas dá as partículas a liberdade das interações entre elas.
O termo ácido e base é conhecido desde antigas civilizações, e seus inúmeros conceitos podem ser citados e até hoje usados, como por exemplo o que o conceito de Arrhenius (1859-1927) afirma que um elemento ácido é aquele que quando dissolvido em H2O aumentam significativamente e presença de íons H+, já um elemento básico tem comportamento de aumentar a presença de ion OH- ao ser dissolvido em água, embora os conceitos acima descritos tem uma certa limitação pois se trata de um ambiente com solução aquosa.
Já a teoria de Bronsted e Lowry (1879-1947), a qual deixou o conceito mais abrangente pois pode ser aplicado na maioria das reações que aja uma interação molecular, e que não difere da definição de Arrhenius, defendia que um elemento ácido tem maior afinidade a doação de prótons já os elementos básicos têm maior afinidade a receber prótons.
Segundo Lewis (1923), numa reação possui uma base que é capaz de doar par de elétrons e o ácido como sendo um aceitador deste par de elétrons, ou seja, engloba inclusive íon hidrogênio, íon óxido ou interações com solventes.
Os indicadores dos ácidos-bases são substancias naturais que ao entrar em contato com o ácido apresenta uma coloração e ao entrar em contato com uma base apresenta outra coloração. Os principais indicadores de ácidos-bases são: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol. (Os indicadores..., 2014?)
	INDICADOR
	ÁCIDO
	BASE
	NEUTRO
	Fenolftaleína
	Incolor
	Rosa
	Incolor
	Alaranjado de metila
	Vermelho
	Amarelo-laranja
	Amarelo-laranja
	Papel tornassol
	Rosa
	Azul
	-
4. PARTE EXPERIMENTAL
4.1. MATERIAIS
1) Balança analítica;
2) Balões volumétricos de 250 mL e 100 mL;
3) Béquer de 150 mL;
4) Béquer de 50 mL;
5) Bureta de 50 Ml;
6) Frascos de vidro âmbar;
7) Dessecador;
8) Erlenmeyers de 100 mL;
9) Espátula;
10) Funil de vidro;
11) Suporte universal;
12) Garras Metálicas;
13) Papel Toalha;
14) Peras;
15) Pipetas de Pasteur;
16) Pipeta graduada de 5 mL;
17) Pissetas contendo água destilada;
18) Caneta;
19) Água destilada;
20) HCl concentrado;
21) NaOH sólido;
22) Solução estoque de H2SO4;
23) Indicador Fenolftaleina;
24) Indicador Alaranjado de Metila;
25) Na2CO3 (carbonato de sódio);
26) Solução de 0,1M de HCl;
27) Solução de 0,1M de H2SO4;
28) Solução de 0,1M de NaOH;
 
4.2. MÉTODOS
Na execução da prática da preparação de soluções diluídas de ácidos e bases fortes, antes de iniciar o preparo das soluções, foi preciso realizar os cálculos para saber a massa de soluto necessária e/ou o volume de solução concentrada em estoque, sendo que o volume final de solução deveria ser aquele do balão volumétrico que tínhamos, e para saber com exatidão a quantidade de amostra que iriamos utilizar na experiência.
Efetuando os cálculos foram utilizadas as fórmulas a seguir:
Encontrar os valores de uma diluição:
Onde:
· C = Concentração (inicial e final, respectivamente)
· V = Volume de solução em litros (inicial e final, respectivamente).
Encontrar V(l) (inicial):
Onde:
· m = massa
· V = volume
Encontrar a massa:
Onde:
n = N° de mols
m = massa da substancia em (g)
MM = Massa molar do elemento químico.
Encontrar Concentração comum:
Onde:
· C = concentração comum;
· V = volume da solução;
· m1 = massa do soluto.
4.2.1. Procedimento do Soluto Sólido NaOH
Deu-se início com a utilização de uma balança analítica pesando sua massa determinada em um béquer, transferiu o mesmo para a bancadado laboratório, e com o uso de um bastão de vidro foi dissolvido o NaOH em água destilada. Foi observado que ao dissolver o soluto em água destilada houve um aumento de calor na solução, essa ocorrência é explicada pelo fato de que a preparação desta solução aquosa gera um grande desprendimento de calor que é o processo exotérmico e, portanto, foi necessário esperar até que a solução voltasse à temperatura ambiente, para transferir para o interior do balão volumétrico, e assim foi feito. Para completar o volume até que a parte inferior do menisco esteja tangenciando a marca no gargalo do balão correspondente ao seu volume nominal, o béquer foi enxaguado utilizando água destilada e colocou-se essa mesma água do exangue dentro do balão volumétrico, usando uma pisseta contendo água destilada e sendo adicionado ao balão esse volume foi sendo completado. Por último tomou-se com muito cuidado as últimas gotas do solvente para o acerto preciso do menisco e foi adicionado com uma pipeta de Pasteur ao balão, esse foi tampado e a solução foi agitada para homogeneizar, em seguida essa solução foi transferida para um frasco que foi corretamente etiquetado com o nome do composto, a data, a concentração da solução e o nome de quem preparou, sendo guardado no laboratório em um lugar seguro determinado pelo professor.
4.2.2. Procedimento Solução de Soluto em Estoque do HCl
Para preparar a solução com HCl, fez-se necessário o uso da capela do laboratório, pois a solução estoque deste ácido é volátil e os gases desprendidos durante sua manipulação podem ser perigosos. Foi retirado o volume calculado da solução concentrada em estoque usando uma pipeta graduada com o auxílio de uma pera, sempre tomando os devidos cuidados de nunca pipetar usando a boca e assim foi transferindo lentamente esse determinado volume de solução para um béquer que já continha água destilada, para o procedimento dessa pratica a Solução de Soluto em estoque deve ser dissolvido em água, nunca dissolver água neles o procedimento para dissolução de um ácido é diferente da base, pois o mesmo deve ser dissolvido em água, isto é, não se deve dissolver água neles. Pois, um desprendimento de calor ocasionado pela dissolução aquosa de ácidos é tão imenso que a solução pode chegar a ferver no ponto em que a água é adicionada, podendo espirrar sendo extremamente perigoso ao manipulante. Foi tomado o cuidado de observar se houve desprendimento de calor e, no entanto, a solução não aqueceu, a seguir a pratica teve continuidade, como no caso da solução do soluto sólido NaOH.
4.2.3. Procedimento Solução de Soluto em Estoque H2SO4
Para o procedimento Solução de Soluto em Estoque H2SO4 foi realizado de forma semelhante ao Procedimento Solução de Soluto em Estoque do HCl. Fez-se o uso da capela do laboratório devido a solução possuir uma acidez elevada e devido a sua volatilidade os seus gases podem ser nocivos. Foi retirado o volume calculado da solução concentrada em estoque usando uma pipeta graduada com o auxílio de uma pera, sempre tomando os devidos cuidados e assim foi transferindo lentamente esse determinado volume de solução para um béquer que já continha água destilada, para este procedimento é preciso estar atento quando a dissolução do Soluto, uma vez que é extremamente proibido a dissolver agua em um meio ácido. Pois, um desprendimento de calor ocasionado pela dissolução aquosa de ácidos é tão imenso que a solução pode chegar a ferver no ponto em que a água é adicionada, podendo espirrar sendo extremamente perigoso
	 Posteriormente, iniciou-se a pratica de titulação dos ácidos e bases tomando os reagentes da pratica anterior. Deu-se então inicio ao preparo padrão de Na2CO3 pesando cerca de 0,53g desse elemento em um vidro relógio, após isso, foi transferido quantitativamente a massa em um balão volumétrico de 100 mL com o auxílio do funil de vidro. Após a dissolução completa do Na2CO3, completou-se o volume do balão com água destilada, homogeneizando a solução preparada invertendo-se o balão diversas vezes com a tampa bem firme. Com isso, foi calculado a molaridade da solução padrão a partir da massa pesada e do volume preparado.
4.2.4. Padronização do HCl
Pipetou-se 25 ml da solução de HCl, transferido para um Erlenmeyer e adicionado 2 a 3 gotas de fenolftaleína. Após o procedimento, a bureta foi lavada com a solução padrão de Na2CO3. Encheu a bureta completamente com esta solução acima do zero e ajustou o volume a 0 ml. Por fim, foi titulado lentamente com agitação constante até a viragem de cor do indicador e anotou-se o resultado da concentração de HCl. 
4.2.5. Padronização do NaOH
Pipetou-se 25 ml da solução de NaOH, transferido para um Erlenmeyer e adicionado 2 a 3 gotas de alaranjado de metila. Após o procedimento, a bureta foi lavada com a solução de HCl, padronizada anteriormente. Encheu a bureta completamente com esta solução acima do zero e ajustou o volume a 0 ml. Por fim, foi titulado lentamente com agitação constante até a viragem de cor do indicador e anotou-se o resultado da concentração de NaOH.
4.2.6. Padronização do H2SO4
Pipetou-se 25 ml da solução de H2SO4, transferido para um Erlenmeyer e adicionado 2 a 3 gotas de fenolftaleína. Após o procedimento, a bureta foi lavada com a solução de NaOH, padronizada anteriormente. Encheu a bureta completamente com esta solução acima do zero e ajustou o volume a 0 ml. Por fim, foi titulado lentamente com agitação constante até a viragem de cor do indicador e anotou-se o resultado da concentração de H2SO4.
		
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Para realização do estudo foi necessário calcular os volumes, massas e concentrações dos seguintes reagentes: 
· HCl
n(mol) = m(g) / MM (g/mol)
0,1 (mol) = m (g) / 36,5 (g/mol)
m = 3,65 g
d (g/mL) = m (g) / V (mL)
1,84 (g/mL) = 3,65 (g) / V (mL)
V = 3,09 mL, ou seja, aproximadamente 3 mL.
A concentração fica: 
C1.V1 = C2.V2
0,1 x 3 = C2 x 250
C2 = 0,3 / 250
C2 = 0,0012 M
· NaOH:
n(mol) = m(g) / MM (g/mol)
0,1 (mol) = m (g) / 39,99(g/mol)
m = 3,99 g
Como não apresenta densidade, calculou a concentração pela seguinte formula:
C = m/V (Representa a formula da concentração comum)
C = 3,98/250
C = 0,0159 (g/mL)
· H2SO4
n(mol) = m(g) / MM (g/mol)
0,1 (mol) = m (g) / 98 (g/mol)
m = 9,8 g
d (g/mL) = m (g) / V (mL)
1,84 (g/mL) = 9,8(g) / V (mL)
V = 5,33 mL
A concentração fica: 
C1.V1 = C2.V2
0,1 x 5,33 = C2 x 250
C2 = 0,3 / 250
C2 = 0,0021 M
É possível observar os valores de massa e volume necessários para em seguida conseguir determinar a solução concentrada em estoque do HCl, H2SO4 e NaOH, conforme mostra a Tabela 1, que também pode ser chamada de solução padrão para utilização na titulação de reagentes diluídos.
Tabela 1: Valores de massa, volume e concentração
	Reagentes
	Massa (g)
	Volume (mL)
	Concentração (g/mL)
	HCl
	3,65
	3,09
	0,0012
	NaOH
	3,99
	250,00
	0,0016
	H2SO4
	9,80
	5,33
	0,0021
Posteriormente, com os valores de volumes conhecidos e concentração inicial realizada na pratica de peparação, e com o volume final também conhecido da pratica de titulação é possível através da equação M x V = M x V, determinar a concentração final das soluções diluídas de ácidos e bases fortes conforme mostra a Tabela 2.
 Tabela 2: Valores de volume obtidos durante o experimento
	Experimento
	Na2CO3 (L)
	HCl (L)
	1
	0,0645
	0,025
As reações químicas envolvidas na titulação do experimento 1: 
Equação balanceada: Na2CO3 + 2 HCL = CO2 + H2O + 2 NaCl
A partir dos dados da Tabela 2, obteve a concentração real do HCl representada nos cálculos abaixo:
M [HCl] x V [HCl] = M [Na2CO3] x V[Na2CO3]
M [HCl] x 0,025 (L) = 0,05 (mol/L) x 0,065(L)
M [HCl] x 0,025(L)= 0,00325 (mol)
M [HCl] = 0,13 (mol/L)
Na padronização do HCl utilizamos uma solução base a fim de neutralizar seu ph, para isso utilizamos um indicador de Ph fenolftaleína que apresenta coloração rosa claro em meio base fraca.
Tabela 3: Valores de volume obtidos durante o experimento
	Experimento
	HCl (L)
	NaOH (L)
	2
	0,113
	0,025
As reações químicas envolvidas na titulação do experimento2: 
NaOH + HCl = H2O + NaCl
Equação balanceada: NaOH + HCl = H2O + NaCl
A partir dos dados da tabela 2, obteve a concentração real do HCl representada nos cálculos abaixo:
M [NaOH] x V [NaOH] = M [HCl] x V [HCl]
M [NaOH] x 0,025(L) = 0,13 (mol/L) x 0,113 (L)
 M [NaOH] x 0,025(L) = 0,01469 (mol)
 M [NaOH] = 0,59 (mol/L)
Na padronização do NaOH utilizamos uma solução base a fim de neutralizar seu ph, para isso utilizamos um indicador de Ph alaranjado de metila que apresenta coloração alaranjada em meio base.
Tabela 4: Valores de volume obtidos durante o experimento
	Experimento
	NaOH (L)
	H2SO4
	3
	0,006
	0,025
As reações químicas envolvidas na titulação do experimento 3: 
NaOH + H2SO4 = H2O + Na2SO4
Equação balanceada: 2 NaOH + H2SO4 = 2 H2O + Na2SO4
A partir dos dados da tabela 2, obteve a concentração real do H2SO4 representada nos cálculos abaixo:
M [H2SO4] x V [H2SO4] = M [NaOH] x V [NaOH]
M [H2SO4] x 0,025(L) = 0,59 (mol/L) x 0,006 (L)
M [H2SO4] x 0,025(L) =0,00354 (mol)
M [H2SO4] = 0,14 (mol/L)
Na padronização do H2SO4 utilizamos uma solução base a fim de neutralizar seu ph, para isso utilizamos um indicador de Ph fenolftaleina que apresenta coloração rosa escuro em meio base.
Durante as titulações ocorreu um erro experimental devido a não contabilização de um volume aproximado de 0,005 L, na região inferior da bureta, devido a isso os resultados deram-se de forma superior ao esperado.
Ao decorrer da pratica houveram alguns questionamentos pertinentes a realização da pratica. 
· Não foi necessário a utilização da proveta pois ela não é a vidraria ideal para a diluição de solutos;
· É utilizado um volume inicial pequeno pois tratando-se de reações exotérmicas pode ocorrer grande liberação de calor causando danos;
· Por questões de segurança e a título de homogeneização, o balão volumétrico é invertido diversas vezes;
· Nunca se deve adicionar o ácido na agua, pois, esse procedimento acaba liberando uma onda de calor (reação exotérmica);
· O balão volumétrico não é a vidraria adequada para exposição a altas temperaturas.
Outro questionamento foi como calcular a massa do KOH e como calcular o volume do HNO3.
V=250 ml 
N=0,130
N = m / mm
0,130 = m / 56,1 
m = 7,3g
 Analisamos que para encontrar a massa do KOH, basta calcular e multiplicar a quantidade de matéria pela massa molar da seguinte forma apresentada.
N = m/mm 
0,175 = m / 63,01
m = 11,03
1,503 = 11,03 / V
V= 7,34 ml 
 Primeiro pode-se colocar a massa através da quantidade de matéria e a massa molar, em seguida com a formula da densidade podemos achar o volume o volume do HNO3.
6. CONCLUSÃO
Portanto ao decorrer do experimento foi possível observar valores distintos de concentração em ambas as práticas devido o objetivo de cada, na preparação adquirimos uma solução acida e na padronização obtemos uma solução diluída base que através dos indicadores colorimétricos foi possível efetuar a diferenciação de um ácido para uma base.
Embora houve um erro experimental que não foi suficiente para alterar os valores das concentrações consequentemente não apresentou diferença na coloração que indica um ácido e uma base.
Através das medidas de segurança lidas no protocolo de experimentos obteve-se um melhor entendimento do manuseio de um ácido e uma base.
7. REFERÊNCIAS 
DANILO, J.A., Definições de Ácidos e Bases, 2015?
FOGAÇA, J.R.V. Diluições de soluções. Mundo Educação. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/diluicao-solucoes.htm> Acesso em 10 de abril 2018
Indicadores Ácido-Base e Ph. Disponível em: http://www.soq.com.br/conteudos/em/indicadores_acido_base/ Acesso em 26 de abril de 2018
MARA, T.N. Ensino de Soluções Químicas por Meio da Abordagem Ciência-Tecnologia-Sociedade (CTS), 2012
MIDORI, S.E., MARIA, F.M.S., REGINA, S.M.V. Reações Ácido-Base, 2013?