7 - PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO - Copia docx

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Laboratório de Química
PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ÁCIDA E
ALCALINA
ACADÊMICOS :
PROFESSOR : Josiane Aline Monteiro de Oliveira
MARINGÁ
PARANÁ – BRASIL
2019
1. INTRODUÇÃO
O presente relatório envolve o estudo de duas práticas referentes à:
preparação de soluções ácida e alcalina, padronização de soluções ácida e
alcalina.
1.1. Preparação de soluções ácida e alcalina
É comum associar o termo ácido a compostos altamente perigosos,
letais, corrosivos, de extrema periculosidade. Até certo ponto isto está correto,
mas vale ressaltar que, não obstante da realidade científica, isto não é uma
verdade absoluta. Existem ácidos altamente perigosos à saúde animal
(inclusive humana), vegetal e ao equilíbrio ecológico. Exemplos destes ácidos
são ácido sulfúrico, H2SO4, (que mesmo de acordo com algumas teorias
químicas pode ser considerado como um ácido moderado) que corrói
rapidamente materiais como plástico e metais e agride, de modo até letal,
tecidos biológicos; HCl, considerado um ácido forte, corrói facilmente tecidos
vivos, plástico e reage com metais de modo a oxidá-los.
Todavia, como esta verdade (periculosidade total dos ácidos) não
considerada absoluta, existem ácidos que possuem propriedades e funções
que, ao contrário do que comumente se pensa a respeito desta função
química, são de fundamental importância à existência da vida. A título de
exemplos tem-se:o próprio HCl, supracitado como ácido forte, está presente no
sulco gástrico da maioria dos animais, inclusive o ser humano, é de
fundamental importância para a digestão de alimentos e prevenção de
contaminações bacterianas oriundas fonte oral(água e alimentos), neste ponto
percebe-se a relatividade que permeia sob o conceito de ácido, este pode ser
ao mesmo tempo bom ou ruim à saúde. 
Outros tipos de ácidos fundamentais à existência vital são os ácidos
graxos que estão presentes nos lipídios, umas de suas aplicações mais
importantes é a formação da membrana plasmática(bicamada fosfolipídica)
que envolve todo conteúdo celular, mantendo assistência à funcionalidade da
célula. Um outro ácido bem comum é o chamado ácido acético, o qual é
denominado, segundo a IUPAC, como ácido etanoico, CH3COOH, é um ácido
orgânico presente no vinagre e largamente utilizado na indústria de plásticos,
mais especificamente, na fabricação de polietereftalato de etileno (PET).
Em suma, o objetivo do experimento é preparar soluções ácidas e
básicas de concentração aproximadamente 0,10 mol/L.
1.2. Padronização de solução ácida e alcalina
A padronização consiste em tornar uma solução padrão. A análise da
amostra é determinada através das reações desta espécie química com outra
substância em solução, chamada solução padrão, cuja concentração é
exatamente conhecida. O processo pelo qual a solução padrão é introduzida
em meio reagente é conhecido como titulação. A amostra que está sendo
analisada deve : ser extremamente rápida; se completar no ponto de
equivalência; possuir uma equação química bem definida; permitir o uso de
meios alternativos para detecção do ponto de equivalência.
Tem-se também que a substância a ser utilizada para preparar a
solução padrão a ser utilizada deve: possuir um bom grau de pureza, ser
estável e possuir uma quantidade padrão de água na sua estrutura, não sendo
higroscópica. O ponto final da titulação corresponde ao momento físico e
químico em que o ponto de equivalência foi alcançado. O meio mais simples
que permite identificar o ponto final é uma mudança física, ou química. Em
geral, para estudos analíticos de ácidos e bases usam-se os indicadores
coloridos que mudam de cor com o pH.
Em suma, o objetivo do experimento é determinar a concentração real
(corrigida) das soluções de ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH).
2. PROCEDIMENTOS
2.1.1. Preparação de 250,0 mL de solução 0,10 mol/L de
Hidróxido de sódio (NaOH)
No começo do experimento, a massa de reagente necessária para
preparar a solução foi calculada a partir das informações disponíveis no rótulo
do frasco de hidróxido de sódio. Com o cálculo feito, pesou-se a quantidade
necessária de reagente em um béquer de 100,0 mL. Neste recipiente, foram
adicionados cerca de 50 mL de água destilada com o auxílio de um bastão de
vidro que auxiliou na solubilização do soluto. Feito isso, foi necessário aguardar
o estabelecimento do equilíbrio térmico com o ambiente.
Após o intervalo de tempo, transferiu-se a solução com o auxílio de um
funil e um bastão de vidro, para um balão volumétrico de 250,0 mL. É válido
ressaltar que para adicionar completamente a solução no balão volumétrico,
lavou-se com água destilada o béquer, o funil e o bastão de vidro. Com isso,
adicionou-se água destilada até que o menisco inferior do líquido ficasse
tangenciado a marca de aferição do mesmo. Logo após, para homogeneizar a
solução, o balão foi tampado e invertido para que esta fosse transferida para
um frasco estoque de polietileno limpo e seco. Por fim, rotulou-se o frasco para
identificação.
2.1.1. Preparação de 250,0 mL de solução 0,10 mol/L de Ácido
clorídrico (HCl)
Para o início da preparação, utilizou-se informações disponíveis no rótulo do
frasco de ácido concentrado para calcular o volume de solução de HCl
concentrado. Em um béquer de 100,0 mL foram adicionados cerca 50,0 mL de
água destilada. Feito isso, o volume necessário de ácido concentrado foi
medido na capela com o auxílio de uma pipeta graduada de 5,00 mL e um
pipetador. Então, transferiu-se lentamente o ácido para o béquer, agitando a
solução utilizando um bastão de vidro. Por fim, foi necessário esperar o
equilíbrio térmico com o ambiente.
2.2.1. Padronização de solução de ácido clorídrico (HCl)
Para o início do experimento, foi necessário lavar a bureta duas ou três
vezes com pequenas quantidades de ácido clorídrico (HCl), escoando todo o
líquido antes da adição do novo volume. Com isso, em um suporte universal
com garra metálica, fixou-se a bureta de 25,00 mL que estava preenchida até
um pouco acima do zero da escala, com a solução titulante. Para preencher a
extremidade da bureta, abriu-se a torneira de modo que a base do menisco do
líquido tangenciasse a marca zero. Caso a bureta apresentasse bolhas, estas
deveriam ser eliminadas. Logo após, a massa de carbonato de sódio, Na2CO3,
foi transferida para um erlenmeyer de 250,0 mL. Então, acrescentou-se cerca
de 50 mL de água destilada e duas gotas de indicador alaranjado de metila e
homogeneizou-se a solução.
Para atingir a mudança de coloração, colocou-se o erlenmeyer sob a bureta
de modo que a solução titulante caísse gota a gota. Durante o processo de
titulação, foi necessário controlar a torneira com a mão esquerda e agitar o
erlenmeyer continuamente com a outra mão. É válido ressaltar que as paredes
do erlenmeyer foram lavadas com pequenas quantidades de água destilada,
principalmente na parte superior, na qual pode ter restado titulante. Feito isso, o
valor do volume titulante gasto na neutralização foi lido com exatidão. Por fim, a
concentração real em mol/L da solução de HCl foi calculada.
2.2.2. Padronização da solução de hidróxido de sódio (NaOH)
Para o início do experimento, foi necessário lavar a bureta duas ou três
vezes com pequenas quantidades de ácido clorídrico, HCl, de acordo com o
padrão secundário, escoando todo líquido antes da adição do novo volume.
Feito isso, em um suporte universal com garra metálica, fixou-se a bureta de
25,00 mL que estava preenchida até um pouco acima do zero da escala, com a
solução titulante (padrão secundário). Para preencher a extremidade da bureta,
abriu-se a torneira de modo que a base do menisco do líquido tangenciasse a
marca zero. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica de 10,0 mL da solução
de NaOH de concentração aproximadamente 0,10 mL/L, foram transferidos
para um erlenmeyer de 250,0 mL. Neste recipiente, acrescentou-se 50 mL de
água destiladae três gotas de indicador fenolftaleína. Esta solução foi
homogeneizada.
Logo após, colocou-se o erlenmeyer sob a bureta para que a solução
titulante fosse escoada gota a gota, até a mudança de coloração. Durante o
processo de titulação, foi necessário controlar a torneira com a mão esquerda e
agitar o erlenmeyer continuamente com a outra mão. É válido ressaltar que as
paredes do erlenmeyer foram lavadas com pequenas quantidades de água
destilada, principalmente na parte superior, na qual pode ter restado titulante.
Por fim, a concentração geral e corrigida em mol/L da solução de hidróxido de
sódio foi calculada.
3. RESULTADOS E DISCUSSÃO
3.1.1. Preparação de solução de hidróxido de sódio (NaOH)
A equação da reação é dada por:
𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑞( ) + 𝐻
2
𝑂 𝑙( ) → 𝐻
3
𝑂+ 𝑎𝑞( ) + 𝑁𝑎𝑂 (𝑎𝑞)
A preparação da solução possuía concentração de 0,10 mol/L e volume
de 250,0 mL ou 0,25 L. Com base nesses valores, é possível calcular a massa
de NaOH na solução a partir da equação III e IV:
𝐶 = 𝑚𝑀𝑀𝑥𝑉
0, 1 = 𝑚40𝑥0,25
𝑚 = 1𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
No rótulo de NaOH concentrado, é informado que está a 99% visto que
possui 1% de impureza. Portanto, a massa de hidróxido de sódio em uma
solução 100% pode ser calculada a partir de uma regra de três:
1𝑔 → 97%
𝑥 → 100%
𝑥 = 1, 03 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
3.1.2. Preparação de solução de ácido clorídrico (HCl)
A equação da reação é dada por :
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻
2
𝑂(𝑙) → 𝐻
3
𝑂+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
No rótulo do ácido clorídrico concentrado, alguns valores são
informados. Com isso, o valor da massa molar (mm) é 36,46 g, a densidade
é dada por 1,18 g/mol e a concentração é 37% m/m. Deste modo, a massa
de HCl pode ser encontrada a partir das equações III e IV:
𝐶 = 𝑚𝑀𝑀𝑥𝑉
0, 1 = 𝑚36,46𝑥0,25
𝑚 = 0, 91𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
Porém, este dado corresponde a 37% m/m. A partir de uma regra de três é
possível obter o valor da massa de HCl para 100% m/m.
100𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 → 37𝑔 𝐻𝐶𝑙
𝑥 → 0, 91𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
𝑥 = 2, 46𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑛𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
Logo, para determinar o volume de ácido clorídrico utiliza-se a equação
I:
𝐶 = 𝑚𝑉
1, 18 = 2,46𝑉
𝑉 = 2, 08 𝑚𝑙 
3.2.1 Padronização do Ácido clorídrico (HCl)
A equação da reação é dada por : +2𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) 1𝐶𝑂
3
−2 (𝑎𝑞)→ 𝐻
2
𝐶𝑂
3
(𝑎𝑞)
A partir do processo de titulação com a adição do indicador na solução, é
possível definir o volume de HCl necessário para o consumo total dos
reagentes.
Com isso, a equação da reação equilibrada torna-se :
2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
−2(𝑎𝑞)→𝐻
2
𝐶𝑂
3
−2(𝑎𝑞)
Durante o experimento, a massa de obtida foi de m = 0,0602 g e a𝐶𝑂
3
−2
massa molar de 105,8 g. Determinou-se o número de mols de CH3COOH a
partir da equação IV:
𝑛 = 𝑚𝑀𝑀
𝑛 = 0,056106
𝑛 = 5, 28𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
Sabe-se que por estequiometria para 2 mols de ácido clorídrico há 1 mol
de carbonato de sódio. Portanto o número de mols de HCl é 1,13 x 10-3.
Calculando a concentração do HCl a partir da equação III obtemos:
𝐶 = 1,13𝑥10
−3
9,3𝑥10−3
𝐶 = 0, 121 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
3.2.2. Padronização do Hidróxido de sódio (NaOH):
A equação da reação equilibrada é dada por:
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐻
2
𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞)
A partir da titulação é possível verificar a concentração real da solução
de NaOH preparada. Sabe-se que a concentração do HCl é de 0,121 mol/L e
que o volume necessário para a titulação foi de 13,6 mL. Logo, a partir da
equação III, é possível obter o número de mols:
0, 121 = 𝑛
13,6 𝑥10−3
𝑛 = 1, 64 𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
Sabe-se que por estequiometria para 1 mols de ácido clorídrico há 1 mol
de hidróxido de sódio. Portanto o número de mols de NaOH é 1,64 x 10-3.
Por fim, a partir da equação III substitui-se o volume de L e o10𝑥10−3
número de mols de NaOH encontrado anteriormente, para assim encontrar a
𝑐 = 1,64𝑥10
−3
10𝑥10−3
𝑐 = 0, 164 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
4. CONCLUSÃO
Com o conjunto experimental, foi preparar soluções ácidas e básicas de
concentração aproximadamente 0,10 mol/L e determinar a concentração
real de ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH). Ademais, a
densidade e acidez do vinagre foram determinadas a partir dos dados
obtidos. Com isso, conclui-se que os objetivos foram atingidos com êxito.
5. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
LENZI,ERVIM [et al.] / Química geral experimental – Rio de Janeiro;
Freitas Bastos, 2004.