Volumetria e Constantes de Equilíbrio

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO JOÃO DEL-REI 
CAMPUS ALTO PARAOPEBA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VIDRARIAS VOLUMÉTRICAS E NÃO VOLMÉTRICAS/DETERMINAÇÃO 
DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
 
 
 
 
 
 
Relatório apresentado como parte das 
exigências da disciplina Química Analítica, sob 
responsabilidade da prof.ª Ana Maria de 
Oliveira. 
 
 
 
Arthur Soares Silva de Oliveira 
Deysiane Silva Martins 
Letícia Ferreira de Oliveira 
Matheus Dias de Carvalho 
 
 
 
 
 
Ouro Branco – MG 
Setembro/2015 
VIDRARIAS VOLUMÉTRICAS E NÃO VOLMÉTRICAS/DETERMINAÇÃO 
DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
 
RESUMO 
Experimentos em geral necessitam de grande cautela. Para isso o conhecimento a 
respeito das vidrarias é essencial. Vidrarias volumétricas são fabricadas para possuir alto grau 
de exatidão, sendo as buretas, pipetas e provetas as mais utilizadas. Essas vidrarias podem ainda 
ser subdivididas em dois grupos: TC e TD. As do grupo TC são exatas, não possuem algarismo 
duvidoso, foram preparadas para conter aquele volume indicado, devem ser utilizadas no 
preparo de soluções, não sendo recomendada para transferências. Enquanto isso as vidrarias TC 
são precisas, podemos medir determinado volume quantos vezes quisermos que estes estarão 
bem próximos (desvio padrão baixo). Logo, a vidraria TC é precisa, porém não é exata, devendo 
ser utilizada no transporte de substâncias para realização de reações, pois, o volume indicado 
já leva em consideração a película de líquido que ficará aderida a parede interna do recipiente 
ou qualquer quantidade de substância remanescente na vidraria. Outro detalhe muito importante 
na determinação de um volume é considerar o menisco, sendo essa a marcação do volume 
contido no recipiente. Caso o menisco tenha um ponto mínimo (ver menisco da água na figura 
1) e o líquido seja transparente, utilizaremos o ponto mínimo para fazer a leitura; se o líquido 
for turvo faremos uso da parte superior; se o ponto for máximo (ver menisco do mercúrio na 
figura 1), faremos uso do ponto máximo para fazer a leitura. Para um estudo prático sobre o 
assunto foi realizado um experimento no qual houve a medição de um mesmo volume de líquido 
em determinados recipientes e esses foram sendo transferidos para se contabilizar as 
discrepâncias entre os mesmos. Podemos perceber que as maiores discrepâncias ocorriam 
quando se fazia o uso do béquer e do erlenmeyer, não mostrando grande confiança. Quando se 
comparou o volume em uma proveta e em um balão volumétrico não se notou grande diferença, 
mostrando que essas vidrarias possuem um maior grau de confiabilidade. Constantes de 
dissociação de ácidos e bases estão estritamente relacionadas com a força dos mesmos, quando 
maior for a constante de dissociação, seja ela de um ácido ou uma base, maior será a força do 
mesmo. Uma forma bem simples de determinar essa constante é pelo pH da solução, o pH se 
refere a concentração de íons H+ na solução, quanto menor o pH, maior a concentração desses 
íons e mais ácida será a solução. Nesse experimento o pH foi aferido de duas formas, através 
de fitas indicadoras e pHmetro. Fitas indicadoras é um método mais subjetivo, sendo assim 
sujeito a erros, pois, irá depender da capacidade do estudante de classificar uma substância em 
determinada faixa ou não, isso pelas cores que aparecem na fita após mergulha-la na solução e
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comparar com as cores que estão na tabela fornecida. Além do que só é possível saber os 
algarismos inteiros (1,2,3,…). Já o pHmetro é um instrumento objetivo, mostrando aquele valor 
no visor baseado na solução em que foi mergulhado, sendo passível de erros, porém muito 
menores do que os obtidos com a fita. Outra grande vantagem do pHmetro é a sua capacidade 
de calcular o pH até duas casas decimais. Fazendo a comparação dos valores do pH medidos 
pela fita e pela pHmetro percebemos que os analistas das fitas foram muito bem, onde os valores 
obtidos por eles e pelo pHmetro não diferiram em nenhum caso por mais de uma unidade. 
 
 
Figura 1: Comparação entre os meniscos do mercúrio e da água. 
Fonte: Secretaria da Educação – PR 
 
1. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
1.1 Vidrarias volumétricas e não volumétricas 
Inicialmente foi medido 20,0 ml de água em uma proveta, em seguida transferiu-se essa 
água para um béquer de 100 ml. O béquer seco foi pesado e sua massa obtida foi 50,3586 g. 
Com 20 ml de água a massa do béquer pesado foi 69,7885 g. Mostrando assim que a massa de 
20,0 ml de água foi igual a 19,4299 g. O procedimento anterior foi refeito, mas utilizando uma 
pipeta volumétrica de 20,0 ml no lugar da proveta. O mesmo béquer foi pesado novamente com 
a água medida na pipeta e a massa obtida foi 70,2173 g. Assim, nessa situação o peso de 20 ml 
de água foi igual a 19,8587 g. Comparando os dois resultados pode-se dizer que a pipeta 
volumétrica de 20,0 ml é mais precisa em relação a proveta. 
Depois foi medido 50 ml de água em um béquer e transferido para um erlenmeyer, no 
qual foi observado um volume superior que 50 ml. Em seguida foi transferido a água do 
erlenmeyer para uma proveta graduada, onde também foi observado um valor superior a 50 ml. 
As três vidrarias possuíam a mesma capacidade de 50 ml. A diferença de resultado pode 
acontecer porque o béquer e o erlenmeyer são vidrarias não volumétricas, sendo menos precisas 
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que a proveta graduada, que é uma vidrarias volumétrica e consegue ser mais precisa para medir 
os valores necessários. 
Com uma proveta foi medido 50 ml de água e transferido para o erlenmeyer de 50 ml, 
observando um valor superior a 50 ml. Transferiu-se a água para um béquer de 50 ml 
observando um valor de 49,0 ml. Com esse experimento podemos concluir que a vidraria mais 
precisa entre essas três usadas é a proveta, uma vez que ela é uma vidraria volumétrica. 
Em seguida, foi pipetado 10,00 ml de água utilizando uma pipeta graduada e transferido 
para uma proveta de 10 ml. O valor observado foi 10,5 ml. Transferiu-se o liquido para um a 
pipeta volumétrica de 10 ml e o volume ficou abaixo de 10 ml. Comparando a precisão das 
escalas das três vidrarias é de se esperar que a pipeta volumétrica possua um menor erro para o 
volume da amostra. 
Uma bureta foi preenchida com 25,00 ml de água, acertando o menisco e verificando se 
não há ar, principalmente nas proximidades da torneira. Transferiu-se esse volume para um 
erlenmeyer, observando um volume entre 30 e 40 ml, o que mostra a diferença de precisão da 
escala entre as duas vidrarias. 
Por fim encheu-se um balão volumétrico de 50 ml com água e transferiu-se esse volume 
para uma proveta de 50 ml. O volume observado foi superior a 50 ml. Mas era de se esperar 
que o volume fosse menor que 50 ml, pois quanto maior o volume da proveta, menos preciso 
será o resultado. Além disso, a proveta é uma vidraria para dispensar o volume e não para conter 
um volume. 
A variação de todos esses resultados ao medir um determinado volume de água, deve 
ser analisada considerando o fato de que foram utilizados diversos tipos de vidrarias, 
volumétricas, não volumétricas, exatas, etc. As vidrarias volumétricas ainda podem ser 
analisadas sendo TC (to contain), ou TD (to deliver). As TC são usadas para conter, reter um 
determinado volume, esses recipientes não podem ser usados para a transferência de líquidos 
devido à película líquida que fica aderida às suas paredes internas. As TD são usadas para 
transferir determinados volumes. Esses recipientes já levam em conta a película de líquido que 
fica aderida às paredes internas e/ou qualquer líquido remanescente no seu interior. 
 
1.2 Determinação das constantes de equilíbrioNa análise química experimental é muito conveniente expressar a acidez ou basicidade 
de uma solução por seu pH – expoente hidrogeniônico – o qual é definido pela relação a seguir 
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(VOGEL, 1905, p. 48): 
 𝑝H = − log10[H
+] (𝑒𝑞𝑢𝑎çã𝑜 1) 
 
Durante a prática foi medido o pH de oito soluções com o auxílio de uma fita indicadora de pH 
e um pHmetro. Os valores obtidos foram dispostos na Tabela 1. 
 
Tabela 1: Valores de Ph 
Solução pH fita indicadora pHmetro 
Ácido acético 0,1 mol.L-1 3,0 2,81 
Ácido acético 0,5 mol.L-1 2,0 2,59 
Hidróxido de potássio 0,1 mol.L-1 13,0 13,03 
Ácido clorídrico 0,1 mol.L-1 1,0 1,26 
Cloreto de potássio 0,1 mol.L-1 7,0 7,55 
Acetato de sódio 0,1 mol.L-1 7,0 7,41 
Nitrato de amônio 0,1 mol.L-1 8,0 8,60 
Hidróxido de amônio 0,1 mol.L-1 11,0 11,02 
Fonte: dados da pesquisa 
 
Nota-se que os valores de pH obtidos utilizando o pHmetro são diferentes dos obtidos pela fita 
indicadora. Essa diferença se justifica pelo fato da medição pelo pHmetro se mostrar um método 
mais confiável e preciso por fornecer um resultado com um número maior de algarismos 
significativos. Já o método da fita indicadora pode gerar erro por parte do analista devido à 
interpretação de seu resultado estar relacionada com um aspecto visual. Os valores constados 
na Tabela 1 condizem com os valores esperados, já que as 3 soluções de ácido apresentaram 
pH < 7 e os valores das duas soluções alcalinas exibiram pH > 7. A análise do pH das soluções 
salinas é mais complexa, devido quando se dissolvem sais em água, alguns sais podem reagir 
com a água por meio da reação de hidrólise e como consequência, íons H+ ou OH- ficam em 
excesso na solução (VOGEL, 1905, p. 51). A fim de compreender tal fenômeno será analisado 
o caso particular de cada sal. 
a) Solução de cloreto de potássio 0,1 mol.L-1: 
 KCl ⇌ K+ + Cl- 
H2O ⥮ ⥮ H2O 
KOH + H+ HCl + OH- 
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O KCl é classificado como um sal neutro, pois quando se dissolve em água seus íons 
não se combina nem com o H+ nem o OH-, já que não há formação de produtos estáveis. Desta 
forma, a solução formada é neutra e possui pH igual a 7 (à 25ºC). De acordo coma Tabela 1 
obtivemos um pH de 7,55 (à 19ºC), valor muito próximo do teórico. 
b) Solução de acetato de sódio 
CH3COONa ⇌ CH3COO- + Na+ 
 H2O ⥮ ⥮ H2O 
 CH3COOH + OH- NaOH + H+ 
O CH3COONa se classifica como um sal básico, devido quando dissolvido em água seu 
aníon combinar-se com o íon H+ da água a fim de formar um ácido fraco (ácido acético), o qual 
irá se dissociar parcialmente deixando íons OH- em excesso na solução e esta adquirir caráter 
básico. O pH da solução formada deve ser maior do que 7 (à 25ºC) e o pH observado é igual a 
7,41 (à 19ºC). 
 
c) Solução de nitrato de amônio 0,1 mol.L-1 
NH4NO3 ⇌ NH4+ + NO3- 
 H2O ⥮ ⥮ H2O 
 NH4OH + H
+ HNO3 + OH
- 
 
O nitrato de amônio é um sal ácido, já que quando dissolvido em água seu cátion 
combina-se com o íon hidroxila e forma uma base fraca (hidróxido de amônio). O ácido que 
poderia ser formado (ácido nítrico) é um ácido forte, portanto praticamente não se forma. O pH 
esperado para essa solução era menor do que 7, entretanto obtivemos um pH igual a 8,60. O 
fato inesperado pode ter ocorrido devido à contaminação da solução no laboratório ou terem 
trocado a solução por outra. 
A dissociação de um ácido (ou de uma base) é um processo reversível (equação 2), ao 
qual se aplicando a lei da ação das massas pode-se expressar a constante de dissociação 
(equação 3): 
 HA ⇌ H+ + A− (equação 2) 
 
6 
 
 K𝑎 = 
[H+] × [A−]
[HA]
 (equação 3) 
Similarmente se obtém as relações para a constante de dissociação de uma base 
(VOGEL, 1905, p. 39). 
Utilizando os valores de pH da Tabela1 foi calculado o valor das constantes de 
dissociação das soluções do experimento. No Quadro 1 está a demonstração de como calcular 
Ka e Kb: 
Quadro 1: Exemplo do cálculo da constante de dissociação de ácidos e bases 
Solução de CH3COOH 0,1 mol.L
-1 Solução de NH4OH 0,1 mol.L
-1 
 
CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO- 
pH = − log10[H
+] 
2,81 = − log10[H
+] 
log10[H
+] = −2,81 
[H+] = 10(−2,81) 
[H+] = 1,54 . 10−3 mol. L−1 
K𝑎 = 
[H+] × [CH3COO
−]
[CH3COOH]
 
K𝑎 =
(1,54 . 10−3 mol. L−1)2
(0,1 mol. L−1) − (1,54 . 10−3)
 
K𝑎 = 2,40 . 10
−5 
 
 
NH4OH ⇌ NH4+ + OH- 
pH + pOH = 14 
11,02 + pOH = 14 → pOH = 2,98 
pOH = − log10[0H
−] 
2,98 = − log10[OH
−] 
log10[OH
−] = −2,98 
[OH−] = 10(−2,98) 
[OH+] = 1,05 . 10−3 mol. L−1 
Kb = 
[OH−] × [NH4
+]
[NH4OH]
 
Kb =
(1,05 . 10−3 mol. L−1)2
(0,1 mol. L−1) − (1,05 . 10−3)
 
Kb = 1,11 . 10
−5 
Fonte: Próprio autor 
 
Os resultados obtidos experimentalmente foram comparados com resultados teóricos 
que se apresentam na Tabela 2. 
Tabela 2: Valores das constantes de dissociação 
Solução Constantes obtidas Constantes teóricas 
Ácido acético 0,1 mol.L-1 2,40 x 10-5 1,75 x 10-5 
Ácido acético 0,5 mol.L-1 1,33 x 10-5 1,75 x 10-5 
Hidróxido de potássio 0,1 mol.L-1 -1,64 - 
7 
 
Ácido clorídrico 0,1 mol.L-1 6,72 x 10-2 107 
Hidróxido de amônio 0,1 mol.L-1 1,11 x 10-5 1,71 x 10-5 
Fonte: VOGEL (1905, p. 42-43) 
Analisando o KOH, esperava-se que seu Kb desse um valor alto por ser uma base forte, 
entretanto sua constante assumiu um valor negativo, este sendo impossível fisicamente, pois no 
equilíbrio obtivemos 0,107 mol.L-1 de íons OH- e tínhamos 0,1 mol.L-1 de solução. Desta forma, 
uma das fontes de erro pode ter sido que a concentração inicial da solução de KOH foi 
informada erroneamente. O ácido clorídrico apresentou um Ka abaixo do esperado. Por ser um 
ácido forte era esperado que praticamente todas as suas moléculas de ácido se dissociassem, 
entretanto, a concentração de H+ obtida foi de apenas 0,550 mol.L-1. Esperava-se que a 
constante de equilíbrio entre as duas concentrações de ácido acético fosse semelhante, pois a 
constante não depende da concentração inicial do ácido na solução. Contudo, os valores 
encontrados não se correspondem, embora próximos. A pequena diferença entre os valores 
experimental e teórico possui possíveis causas como: erro de operação e calibração do pHmetro, 
o valor do pH como base do cálculo experimental das constantes ter sido medido a 19ºC e o 
teórico a 25ºC e possível contaminação das soluções. A solução de NH4OH apresentou um 
valor de Kb muito baixo, característico por ser uma base fraca. O valor se apresentou similar 
ao encontrado na literatura. 
 
2. CONCLUSÃO 
Levando-se em conta o que foi observado, certas vidrarias utilizadas nesse experimento, 
não possuem a confiabilidade necessária para um experimento químico. As razões são diversas 
desde o diâmetro maior que o ideal e vestígios no recipiente até uma temperatura desfavorável. 
Provetas, pipetas e balões demonstram uma maior confiabilidade, aferindo volumes bem 
próximos. Por outro lado, em relação ao béquer e erlenmeyer obtivemos valores discrepantes. 
Na análise feita da constante de dissociação pudemos perceber que, a constante de 
dissociação para ácidos do nitrato de amônio se mostrou muito pequena da ordem de 10-18, tal 
fatopode ser explicado por uma possível contaminação do meio, logo podemos constatar que 
se trata de uma base. 
 
3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
8 
 
ANVISA – AGÊNCIA NACIONAL DE VIGILÂNCIA SANITÁRIA. Guia para Qualidade 
em Química Analítica: Uma Assistência à Habilitação. Disponível em: 
<http://www.anvisa.gov.br/divulga/public/series/laboratorios.pdf>. Acesso em: 06 set. 2015. 
 
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO DO PARANÁ. Instrumentos de Laboratório. Disponível 
em: <http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1247&evento=6>. 
Acesso em: 26 ago. 2015. 
 
SILVA, Lilian. Aulas Práticas da Disciplina Química Analítica IV. Disponível em: 
<www.ufjf.br/baccan/files/2011/05/Aula_pratica_1.doc>. Acesso em: 26 ago. 2015. 
 
VOGEL, Arthur Israel. Química Analítica Qualitativa. Tradução por Antônio Gimeno. 5. ed. 
São Paulo: Mestre Jou, 1981. 665 p.