RELATÓRIO 3

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RELATÓRIO
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II
Determinação da porcentagem massa/massa do hidróxido de magnésio no leite de magnésia
Curso: Engenharia Química (Noturno)
Professora: Eliane Pedrozo
Data: 19/09/2013
Objetivo
Determinar a % m/m de hidróxido de magnésio - Mg(OH)2 em uma amostra de leite de magnésia comercial, por meio de uma retrotitulação de neutralização.
Introdução 
O experimento tem como base o processo de retrotitulação, processo no qual o excesso de uma solução padrão usada para consumir o analito (componente de interesse) é determinado por uma segunda solução padrão. Este procedimento é frequentemente requerido quando a velocidade da reação entre o analito e o reagente é lenta ou quando falta estabilidade a solução padrão.
	
Indicadores de pH
Os indicadores de pH tem como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores, sendo a mudança de coloração decorrente do deslocamento do equilíbrio químico. Segundo a teoria, os indicadores são bases ou ácidos fracos – muito raramente reagem com algum reagente de experimentos - cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons.
A molécula dos indicadores comporta-se de forma diferente para indicadores ácidos e básicos. Para indicadores ácidos, a molécula possui hidrogênio(s) ionizável(eis) na estrutura, assim, em meio ácido (pH<7), a molécula de indicador mantém seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum. Nesta situação a molécula está neutra e apresenta uma certa coloração característica do específico indicador. Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador, apresentando uma coloração visível a olho nu diferente. Já indicadores básicos possuem hidroxilas, dessa maneira, em meio alcalino, as moléculas do indicador não se dissociam, enquanto em meio ácido os grupos OH- ionizam-se devido à atração pelo H+, dando uma coloração diferente para a molécula.
Os indicadores sofrem influência da temperatura, pois as bases apresentam relativa sensibilidade aos cátions de hidrogênio com o calor, enquanto os ácidos não são muito influenciados. A relativa mudança pode ser notada segundo a tabela a seguir.
	
	Azul de bromotimol
	Fenolftaleína
	Vermelho de metila
	Ponto de viragem a 18 oC
	6,0 - 7,6 pH
	8,0 - 10,0 pH
	4,4 - 6,2 pH
	Ponto de viragem a 100oC
	6,2 - 7,8 pH
	8,0 - 9,2 pH
	4,0 - 6,0 pH
Tabela 1- Mudança do ponto de viragem de acordo com a mudança de temperatura.
Indicador fenolftaleína
Apresenta se normalmente em solução alcoólica como um líquido incolor, é insolúvel em água, porém solúvel em álcool etílico e etanol. Possui densidade de 1,28 g/cm³, e seu ponto de fusão é de 260ºC.
	É utilizada normalmente em titulações, mantém se incolor em soluções ácidas e torna se cor de rosa em solução básica. A faixa de viragem entre o pH 8,2 e pH 9,8.
Leite de Magnésia.
O hidróxido de magnésio - Mg(OH)2 quando disperso em água, numa concentração aproximada de 7%, dá origem a um líquido branco e espesso, muito conhecido como leite de magnésia. Trata-se de uma solução básica, de pH próximo de 10,5, densidade de 2,38 g/cm³, cor branca opaca, levemente viscosa e não tóxica. Sua ação laxante deve-se à reação dela com o ácido clorídrico do suco gástrico, formando cloreto de magnésio - MgCl2 - que é deliquescente, ou seja, absorve muita umidade. Em doses moderadas, serve também para ação antiácida, devido às suas propriedades alcalinas. O leite de magnésia também pode ser usado como redutor de oleosidade para a pele, por suas propriedades adstringentes. 
A titulação direta de uma alíquota da amostra de leite de magnésia é difícil de ser realizada, pois é uma suspensão branca e opaca. Além disso, as partículas de hidróxido de magnésio em suspensão podem causar erros ao aderirem às paredes do frasco erlenmeyer, ficando fora de contato com o ácido titulante. Outro problema que pode surgir em consequência da amostra ser opaca é a difícil percepção de uma mudança precisa da cor do indicador no ponto final da titulação. Para contornar tais problemas, adiciona-se um volume definido e que proporcione concentração em excesso de uma solução-padrão de ácido clorídrico para dissolver e neutralizar todas as partículas suspensas de hidróxido de magnésio, resultando em uma solução transparente. Em seguida, o ácido clorídrico em excesso é titulado com uma solução padrão de hidróxido de sódio.
Mg(OH)2(s) + 2H+(excesso) → 2H2O + Mg2+
H+(que não reagiu) + OH-(titulante) → H2O
Parte experimental
PARTE 1: 
Adiciona-se de duas a três gotas do indicador fenolftaleína em um erlenmeyer contendo 15,00 mL de ácido clorídrico. Titula-se a solução com hidróxido de sódio padrão (0,1 mol.L-1) até que a sua cor torne-se levemente rosa. Calcula-se a concentração de ácido clorídrico.
PARTE 2:
Em um erlenmeyer de 125 mL pesa-se 0,150 g de leite de magnésia previamente homogeneizado por agitação e adiciona-se 25,00 mL de água destilada. Pipeta-se 10,00 mL de solução de ácido clorídrico aproximadamente 0,1mol.L-1 padronizada na parte 2 e acrescenta-a ao erlenmeyer. Adiciona-se 2-3 gotas do indicador vermelho de metila à solução. Titula-se o excesso de ácido com a solução de hidróxido de sódio padrão (0.1178144 mol/L). Calcula-se a porcentagem (m/m) de Mg(OH)2 no medicamento.
Resultados e Discussões.
PARTE 1: 
Sabe-se que a fenolftaleína é um indicador ácido-base que fica incolor em meio ácido e rosa em meio básico. Devido a presença de HCl, a solução é inicialmente incolor e ao se adicionar NaOH, o ácido é neutralizado e a coloração fica levemente rosa. 
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O
De acordo com a estequiometria da reação, pode-se dizer a quantidade de mols de NaOH (nNaOH) utilizada na neutralização é igual a quantidade de mols de HCl neutralizada (nHCl). 
1ª vez: Foram necessários 14,1 mL de NaOH.
0,1178144 mol de NaOH → 10³ mL
nNaOH → 14,1 mL
nNaOH = nHCl = 1,66118304.10-³ mol 
1,66118304.10-3 mol de HCl → 15 mL
[HCl]  → 103 mL
[HCl]  = 0,1107455 mol.L-1
2ª vez: Foram necessários 13,7 mL de NaOH.
0,1178144 mol → 10³mL
nNaOH → 13,7 mL
nNaOH = nHCl = 1,61405728.10-³ mol
1,61405728.10-³ → 15mL
[HCl]   → 10³ mL
[HCl]  = 0,1076038 mol.L-1
PARTE 2:
De acordo com a estequiometria, o número de mols de NaOH utilizado para a neutralização (n’NaOH) é igual ao número de mols de HCl em excesso (n’HCl). Foram necessários 5,6 mL de NaOH, então: 
10³ mL de NaOH → 0,1178144 mol
5,6 mL de NaOH → n’NaOH
n’NaOH = n’HCl = 6,597606.10-4 mol
Cálculo da quantidade de HCl que reagiu com NaOH:
0,1076038 mol de HCl → 10³ mL
6,597606.10-4 mol → x
x = 6,1294 mL de HCl
Cálculo da quantidade de HCl que reagiu com Mg(OH)2: 
10 mL – 6,1294 mL = 3,8706 mL
Cálculo do número de mols de H+ (nH+) que reagiu com Mg(OH)2:
0,1076038 mol de H+ → 10³ mL
nH+ → 3,8706 mL
nH+ = 4,1649.10-4 mol
De acordo com a estequiometria da reação, a quantidade de mols de H+ (nH+) é igual a quantidade de mols de OH- (nOH-): 
nOH- = nH+ = 4,1649.10-4 mol
veja na folhinha, mas eu a quantidade de nOH- não é igual a nH+, porque Mg(OH)2 + 2HCl -> produtos. Então é 1 mol de hidróxido de magnésio para 2 de acido. 
Cálculo do número de mols de Mg(OH)2 (nMg(OH)2) de acordo com a estequiometria da reação Mg(OH)2(s) + 2H+ → 2H2O + Mg2+ :
nMg(OH)2 = nOH- = 4,1649.10-4 mol = 2,08245.10-4 mol
 2 2
Mg(OH)2 = 2,08245.10-4 mol.(58,31g/1mol) = 12,14247.10-3g
Cálculo da % m/m:
% m/m = 12,14247.10-3 . 100 = 7,68%
 0,158
Conclusão
O resultado obtido foi satisfatório, pois comparando a % m/m encontrada (7,68%) com a real (7,02%) observa-se que o erro é pequeno.
Bibliografia
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/leite-de-magnesia/acesso em 19/02/2013 às 22:30
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fenolftale%C3%ADna acesso em 19/09/2013 às 22:45
http://www.brasilescola.com/quimica/indicadores-ph.htm acesso em 19/09/2013 às 22:55.
http://www.invivo.fiocruz.br/cgi/cgilua.exe/sys/start.htm?infoid=1092&sid=3 acesso em 19/09/13 às 23:00