10-Padronização de soluções ácida e alcalina

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Padronização de soluções ácida e alcalina
Aluno:	Lucas Osipi - 80199
		Caio Luiz Srutkoske - 79655
		Guilherme Domingues - 79509
		Guilherme Mattos – 78839
 João Pedro Danhoni - 80203
Curso: Engenharia Química
Disciplina: Laboratório de Química Geral e Inorgânica (5261)
Turma: 5
Professor: Rodrigo
Maringá - PR / 2012
Introdução
	Na sociedade contemporânea, as práticas desenvolvidas em laboratórios do mundo já obtiverem êxito nos mais variados campos da ciência através do desenvolvimento/aprimoramento de produtos, síntese de substâncias, criação de medicamentos etc. O fato anterior generaliza o que os diversos tipos de laboratórios são capazes de fazer para a melhoria do bem-estar humano. Entretanto, torna-se óbvio que, para esses sucessos serem obtidos, é necessária a manutenção, aperfeiçoamento e abastecimento do local onde tais façanhas são atingidas. O experimento que será tratado neste relatório volta-se à preparação de substâncias que virão a ser úteis em diversos laboratórios, assim como fora deles.
	Na química, não há como obter-se um grande conhecimento que não inclua soluções ácidas e alcalinas. No experimento realizado, além da preparação de soluções ácidas e básicas com concentrações conhecidas, pode-se também registrar o quão correta estava essa medida.
	Sabendo que a concentração é a relação da quantidade de matéria(mol) de um soluto limitado por determinado volume de um solvente(geralmente água), pode-se, pela lógica de cálculos estequiométricos(expostos nos resultados), preparar uma quantidade conhecida dessa concentração e tomá-la como 0,10 mol/L de NaOH e de HCl (2).
	Feitas as soluções, pode-se determinar as reais concentrações através da padronização. Esse método consiste em utilizar soluções padrões, cujas concentrações são altamente conhecidas e estáveis, para reagir com uma substância de concentração desconhecida (2). Essa última ação recebe o nome de titulação e é geralmente auxiliada pela presença de um indicador ácido-base. Este muda a cor da solução quando ela atinge determinado pH(1). Para o experimento realizado, utilizou-se a fenolftaleína como indicador, cujo ponto de viragem é quando o pH corresponde à 7 (pH neutro). Assim, através da estequiometria podem-se calcular as quantidades de moles necessárias (já que uma das concentrações é conhecida) para neutralizar a outra e , como o volume é conhecido, determinar sua concentração.
Procedimentos
Experimento 01:
Inicialmente deve-se lavar a bureta duas ou três vezes com pequenas quantidades de ácido clorídrico (HCl), deixando escoar todo líquido antes da adição do novo volume.
Feito isto, fixa-se se a bureta graduada em 25 mL, com o auxílio de uma garra metálica a um suporte universal, enchendo-a com a solução titulante até um pouco mais do que o zero da graduação.
Após esta etapa, zera-se o nível de modo que o menisco do líquido na bureta fique na marca da escala zero. Então se transfere para um erlenmeyer graduado em 250.0 mL a massa de carbonato de sódio (anotar a massa do carbonato de sódio).
Com as primeiras etapas prontas, acrescenta-se 50 mL de água destilada e duas gotas de alaranjado de metila no recipiente. Então, inicia-se de fato o experimento, deixando cair gota por gota da solução, dentro do sistema contido no erlenmeyer, anotando as quantidades até o sistema atingir coloração.
OBS: Durante a titulação, deve-se controlar a torneira com a mão esquerda, e ir agitando o ernlenmeyer com a mão direita. Repetir algumas vezes o experimento, calcular a média, e por final calcular a concentração real da solução de ácido clorídrico.
Experimento 02:	
O segundo experimento é análogo ao primeiro nos primeiros procedimentos. A divergência começa quando se coloca 10 mL da solução de hidróxido de sódio de concentração 10 mL/L com o auxilio de uma pipeta volumétrica em um ernlenmyer de 250 mL.
Feito isso, como no primeiro experimento, adiciona-se 50 mL de água e três gotas de fenolftaleína ao erlenmeyer. E então começa a titulação gota a gota até a mudança de coloração. Ao fim do experimento ler com exatidão o volume do titulante gasto na neutralização e repetir mais duas vezes a fim de se verificar a média. Pós isso se calcula a concentração real em mol/L da solução de hidróxido de sódio.
Resultados
Com os dados extraídos do experimento, fizeram-se os cálculos, obtendo-se os seguintes resultados.
Experimento 1:
Parte 1:
Após realizar todos os procedimentos descritos acima, verificou-se que o volume de HCl gasto na titulação foi 8,05mL. Já sabendo que a massa de Na2CO3 é 0,0470, fez-se:
Determinação do número de mols de Na2CO3: n = massa / massa molar:
n = 4,43*10-4 mols.
Como cada íon CO3-2 reage com 2H+, a quantidade de H+ utilizada no experimento foi: 8,86*10-4 mols. Se em 8,05mL de HCl há 8,86*10-4 mols de H+, em 1L há 0,1102, ou seja, a concentração do ácido utilizado (titulado) é:
0,1102 mol/L.
Parte 2:
Na segunda titulação do HCl, foram utilizados 8,65mL do ácido e 0,0505g de Na2CO3. Dessa forma, fez-se:
Determinação do número de mols de Na2CO3: 
n = 4,76*10-4.
Como cada íon CO3-2 reage com 2H+, a quantidade de H+ utilizada no experimento foi: 9,53*10-4 mols. Se em 8,65mL de HCl há 9,53*10-4 mols de H+, em 1L há 0,1102, ou seja, a concentração do ácido utilizado (titulado) é:
0,1102 mol/L.
Como os resultados foram idênticos, a concentração média final é:
0,1102±0,001 mol/L.
Experimento 2:
Parte 1:
Tendo NaOH como solução titulante e o HCl como padrão secundário, realizaram-se os procedimentos já mencionados e obtiveram-se os seguintes resultados:
Após a titulação, observou-se que foram gastos 8,50mL de solução de HCl 0,110 mol/L. Nessa quantidade, há 9,35*10-4 mols de H+.
Para que a reação seja completada, é necessário que haja quantidades congruentes de H+ e OH-. Portanto, nos 10mL da solução de NaOH contida no erlenmeyer , há 9,35*10-4 mols de OH-, ou seja, a concentração encontrada é:
0,935 mols/L.
Parte 2:
Continuando com os mesmos componentes nas mesmas atuações, obtiveram-se novos resultados:
Utilizando ainda 10mL da solução de NaOH, 8,60mL de HCl (0,110 mol/L) foram gastos na titulação. Assim constatou-se que foram necessários 9,46*10-4 mols do ácido.
Como há equivalência estequiométrica entre H+ e OH-, nos 10 mL da solução de NaOH, há 9,46*10-4 mols de OH-. Portanto, a concentração encontrada é:
0,946 mol/L.
A concentração média final é:
0,9405±0,001 mol/L.
Discussão
	Sobre os experimentos realizados, algumas considerações devem ser exploradas, uma vez que a preparação de soluções ácidas e básica é muito utilizada.
	Como os átomos, moléculas e íons são infinitamente pequenos, deve-se fazer uma abordagem, mesmo que um pouco imprecisa, macroscópica do experimento. Isto é, fazer a experiência com medidas as quais alguém consiga realmente conduzir. 
	Em relação à preparação de uma solução alcalina de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L , como não consegue-se medir um mol, deve-se usar uma abordagem possível e palpável. O que se sabe é a massa molar. Por lógica, consegue-se determinar o número de mols presentes na solução. Basta realizar as operações estequiométricas para padronizar corretamente as massas e volumes utilizados.
	O mesmo raciocínio se usa na padronização de uma solução ácida de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol/L. Por vezes, e isso é fundamental, utiliza-se e procura-se determinar o grau de pureza do soluto. No caso, deve-se saber o quão puro é o ácido para que a solução realmente consiga realizar suas atribuições em um laboratório de química.
Conclusão:
Em suma, é visto que seguindo os procedimentos em função da solução padrão (solução conhecida que apresente características como ser fácil testabilidade, obtenção, secagem, estabilidade e possuidora de grande massa molar) é possível pela análise estequiométrica, obter a quantidade de matéria emuma solução, logo é possível estabelecer a concentração de um determinado soluto.
Referências Bibliográficas
Atkins, P., Jones, L.; Princípios de Química; Volume Único; p. 568, 576; 2ª edição; editora Bookman; New York and Basingstoke; 1999;
Apostila de Laboratório de Química Geral e Inorgânica dos cursos de Engenharia Química e Engenharia Elétrica, pág. 38, 40, 41 e 42.