Relatório 7 - Preparo e Padronização de Soluções - Iara, Lucas e Maria docx

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Química Geral Experimental C
Turma – PE4
Professor – Gabriel Heerdt
Iara Lima Publio
Lucas Vinícius Cecilio Ferreira
Maria Clara Marques Rabello
RELATÓRIO 7
PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES
Belo Horizonte
29 de Novembro de 2022
Introdução
Soluções são parte essencial da vida de qualquer químico e, portanto, ter
conhecimento de sua preparo é tão importante quanto seu uso. Uma solução é
uma mistura homogênea de um soluto (componente em menor quantidade) e
um solvente (componente de maior quantidade). Elas podem ser classificadas
de diversas maneiras, como por seu estado físico, presença de íons e
saturação.
O processo de titulação consiste então numa análise de uma solução com
concentração desconhecida, utilizando-se de uma outra solução de
concentração exatamente conhecida, chamada de solução padrão.
A reação entre a solução padrão e a solução de concentração desconhecida
precisa ser acompanhada até seu final. O ponto de equivalência, quando toda
a solução padrão foi consumida, e qualquer outra adição passa a ter um
excesso da outra solução, é chamado de ponto de equivalência. Para
acompanhar esse processo, é usado algum indicador que cause alguma
mudança visual na solução quando ela passe do ponto de equivalência
Objetivo
Tem-se por objetivo realizar o preparo de soluções e determinar
quantativamente seus respectivos Ph e suas concentrações exatas de ácido
clorídrico e hidróxido de sódio.
Procedimento
Os experimentos foram realizados em duas etapas: uma primeira, na qual as
soluções foram preparadas; e uma segunda, onde as soluções feitas
anteriormente foram padronizadas.
Foram necessários: balança (1); bureta de 50 mL (1); suporte para bureta (1);
pipeta volumétrica de 10 mL (1); funil pequeno de colo curto (1); béquer de 50
mL (2); béquer de 100 mL (2); erlenmeyer de 250 mL (3); bastão de vidro (1);
garrafa lavadeira (1); balão volumétrico de 100 (10) e de 250 mL (1); vidro de
relógio (6); espátula (1); papel indicador de pH (0-14) (2); papel de tornassol
vermelho; tubos de ensaio (2); frascos para estoque de soluções (2); NaOH (s)
(1 g); HCl concentrado (12 ) (0,8 mL); solução alcoólica de fenolftaleína;𝑚𝑜𝑙 𝐿−1
solução aquosa de hidrogenoftalato de potássio (0,1 ; frasco de𝑚𝑜𝑙 𝐿−1)
resíduos.
O primeiro passo foi preparar 250 mL de solução 0,10 de hixróxido de𝑚𝑜𝑙 𝐿−1
sódio. A quantidade necessária de NaOH foi cálculo da seguinte forma:
𝑀𝑀 𝑁𝑎𝑂𝐻( ) = 40 𝑔
0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝑒𝑠𝑡á 𝑝𝑎𝑟𝑎 1000 𝑚𝐿 𝑎𝑠𝑠𝑖𝑚 𝑐𝑜𝑚𝑜 𝑥 𝑒𝑠𝑡á 𝑝𝑎𝑟𝑎 250 𝑚𝐿
𝑥 = 0, 1×250÷1000 = 0, 025 𝑚𝑜𝑙
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 0, 025 * 40 = 1𝑔
Foi pesada uma grama de NaOH, que foi então colocada em um béquer de 100
mL contendo 50 mL de água destilada – e dissolvida com o bastão de vidro. A
solução de NaOH foi então transferida para um balão volumétrico de 250 mL
quantativamente, e água destilada adicionada até preencher o volume do
balão.
Em seguida transferimos 3 mL para um béquer e medimos o pH da solução
utilizando um papel indicador universal e um papel de tornassol vermelho.
Depois adicionamos ao béquer duas gotas de fenolftaleína e reservamos a
solução preparada em um fracos para ser usada na segunda etapa.
Preparamos então 100 mL de solução 0,10 de ácido clorídrico. O𝑚𝑜𝑙 𝐿−1
cálculo para o volume necessário de ácido foi o seguinte:
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 1×𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 1 = 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 2 ×𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 2
12, 5×𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 1 = 0, 1 ×0, 1
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 1 = 0, 0008 𝐿 = 0, 8 𝑚𝐿
Em um balão de 100 mL foi adicionado cerca de 30 mL de água destilada e em
seguida, com auxílio de uma bureta, o ácido foi transferido para esse balão.
Aos poucos, mais água destilada foi adicionada ao balão até completar o
volume do balão.
Uma pequena quantidade (cerca de 3 mL) de ácido foi transferida para um
outro béquer e foram feitos então testes de pH: papel de tornassol azul foi
mergulhado na solução; o pH foi medido usando papel indicador universal e
foram então adicionadas duas gotas de fenolftaleína.
A solução de HCl foi então reservada para a segunda etapa, de padronização.
Para a segunda etapa, começamos padronizando a solução de NaOH com
uma solução padrão de hidrogenoftalato de potássio. Para isso, foi utilizada
uma bureta de 50 mL, primeiro lavada com água destilada e então
ambientalizada com solução de NaOH. Então a bureta foi cheia com auxilio de
funil de colo curto.
Com auxílio de uma pipeta de 10 mL, já ambientalizada, foram transferidos 10
mL da solução padrão de hidrogenoftalato para um erlenmeyer de 250 Ml,
adicionadas três gotas de fenolftaleína e, por fim, a solução agitada. NaOH foi
então transferido, aos poucos, para o erlenmeyer, até que a solução adquirisse
uma coloração levemente rosa. Durante todo o processo o erlenmeyer foi
agitado. Anotamos o volume adicionado de solução de NaOH e a titulação foi
repetida mais duas vezes. Por fim, calculamos a concentração da solução.
O mesmo processo de titulação foi repetido para o HCl, mas dessa vez
utilizando a solução padronizada de NaOH ao invés de hidrogenoftalato. 10 mL
de ácido foi transferido para um erlenmeyer e a bureta, já ambientalizada,
preenchida com o NaOH padrozinado. Adicionamos 3 gotas de fenolftaleína ao
erlenmeyer contendo HCl e iniciamos a titulação.
O processo foi o mesmo da titulação de NaOH, e também foi repetido duas
vezes. Os volumes gastos foram anotados para o cálculo de concentração.
Por fim, foram feitas leituras de pH com papel indicador universal.
Resultados e discussão
Nos testes de pH da primeira etapa, o papel de tornassol vermelho, utilizado
para testar a solução de NaOH, adquiriu coloração vermelha. A leitura do papel
universal foi pH = 13 e a solução adquiriu coloração rosa ao se adicionar
fenolftaleína. Quando o mesmo foi feito para o HCl, o papel de tornassol azul
adquiriu cor vermelha, a leitura do papel universal foi de pH = 1 e solução não
se alterou com a adição de fenolftaleína.
Nas duas primeiras titulações de NaOH, foram gastos 12 mL da solução;
enquanto na terceira, 11,7 mL. Para o HCl, três volumes distintos: 10,8 mL, 9,9
mL e 9,8 mL. Considerando que foram usados 0,01 L de cada solução (no
erlenmeyer), podemos calcular as concentrações (usando a média dos
volumes de titulação):
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑡𝑟𝑎çã𝑜 1×𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 1 = 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 2×𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 2
𝑀é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑜𝑠 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑠 = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 2 = 12+12+11,73×1000 = 0, 0119
0, 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1×0, 01 𝐿 = 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1×0, 0119 𝐿
𝑥 = 0, 084 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑜 𝑁𝑎𝑂𝐻
E para o HCl:
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑡𝑟𝑎çã𝑜 1×𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 1 = 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 2×𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 2
𝑀é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑜𝑠 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑠 = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 2 = 10,8+9,9+9,83×1000 = 0, 0102
0, 084 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1×0, 01 𝐿 = 𝑦 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1×0, 0102 𝐿
𝑦 = 0, 082 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑜 𝐻𝐶𝑙
Conclusão
em um laboratório a mistura de soluções pode ser útil para determinar a
concentração de uma solução desconhecida
Diante da experiência relatada, conclui-se que a preparação de uma solução
envolve contas para achar o volume ou massa necessário de soluto e/ou
solvente. Do mesmo modo, a mistura de soluções se mostrou eficiente para a
determinação de concentração de uma solução desconhecida.
Além disso, observou-se que existem diversos meios para verificar a acidez ou
basicidade de uma solução, e para calcular, aproximadamente, o seu potencial
hidrogeniônico. Infere-se também que existem reagentes cuja massa (ou
volume) medida não é confiável e, por isso, tendem a produzir soluções com
concentração variável.
Referências
Apostila de Quimica Geral Experimental, Departamento de Química, UFMG,
2022.