Padronização da solução de HCl

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Introdução:
Quando não se tem o reagente na forma pura, preparam-se inicialmente soluções que tenham aproximadamente a molaridade desejada. Depois estas soluções são padronizadas pela titulação contra solução de uma substância pura, com concentração conhecida com exatidão, chamada de padrão primário. Um padrão primário é um composto com pureza suficiente para permitir a preparação de uma solução padrão através da pesagem direta da quantidade da substância, seguida pela diluição em um volume definido de solução, no experimento o padrão primário foi a solução de hidróxido de sódio, padronizada anteriormente com o biftalato de potássio. Conhecendo a estequiometria da reação, os volumes das soluções utilizadas e umas das concentrações, é possível determinar a outra concentração, nesse experimento foi a solução de HCl preparada na aula anterior. Para isso, a adição do titulante deveria parar quando os reagentes estivessem nas proporções estequiométricas, ou seja, no ponto de equivalência, que geralmente é identificado pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador. Depois de a reação entre as substâncias estar praticamente completa, o indicador deve provocar uma modificação visual nítida na solução. O ponto em que isto ocorre é o ponto final da titulação. Numa titulação ideal, o ponto final visível coincidirá com o ponto de equivalência.
Objetivo:
Realizar a padronização da solução de HCl preparada anteriormente com uma solução de NaOH de molaridade conhecida (0,0896mol/L).	
Método experimental e material:
Material:
Solução de HCl preparada na aula anterior com molaridade a definir, solução de NaOH a 0,0896M, fenolftaleína, água destilada, proveta graduada, pipeta, pissete, bastão de vidro, bureta, suporte universal, erlenmeyer, bécher, pipeta volumétrica de 10mL.
Método Experimental:
Para a padronização da solução de HCl utilizou-se uma bureta presa a um suporte universal. A bureta foi lavada com água destilada, rinsada e zerada com a solução de NaOH de concentração conhecida (0,0896M). Mediu-se uma alíquota de 10,00mL da solução de HCl preparada anteriormente com uma pipeta volumétrica. Esta alíquota foi adicionada a um erlenmeyer contendo 25,00mL de água destilada, também foram adicionadas 2 gotas do indicador utilizado, a fenolftaleína, a solução preparada. A solução de NaOH foi lentamente adicionada a solução presente no erlenmeyer, atentando-se a mudança de cor causada pelo ponto final da titulação, a fenolftaleína é usada com frequência em titulações, pois em pH abaixo de 8,00 apresenta-se incolor, em pH entre 8,00 e 10,00 possui uma coloração rosa e em pH entre 10,00 e 12,00 apresenta-se carmim ou roxa. O procedimento foi realizado duas vezes esperando-se uma incerteza de +/- 0,10 mL. A partir dessa titulação, pôde-se determinar a real concentração da solução de HCl que fora previamente preparada. 
Resultados e Discussões:
Padronização da solução de HCl:
Solução concentrada de HCl: 12,0700M
PM de HCl: 36,46g/mol
Concentração de NaOH: 0,0896mol/L
PM de NaOH: 40,00g/mol
Para a padronização do HCl foi realizada 2 vezes a titulação e foi encontrado o ponto final em (10,90 +/- 0,10) mL e (11,00 +/- 0,10) mL de solução de NaOH. Dessa forma, o volume médio é de 10,95mL. O volume de HCl usado em ambas as titulações foi de 10,00ml.
O número de mol de NaOH utilizados para se encontrar o ponto final foi de: nNaOH = MNaOH.VNaOH
nNaOH = (0,0896)x(10,95) = 0,9811mmol
HCl + NaOH <=> NaCl + H2O
Como a reação é de 1:1 , então nNaOH = nHCl no ponto de equivalência e assim nHCl = 0,9811mmol, consequentemente: [HCl] = nHC)/VHCl
M = 0,0981mol/L
Vê-se então que: Erro = (|0,0981 – 0,1000|)/0,1000 x 100 = 1,90%
Curva de titulação ( NaOH x HCl):
Volume inicial do HCl = 10 mL a 0,1000M
Solução de NaOH a 0,1000M
n(HCl) = (10,00 mL)x(0,1000M) = 1,000 mmol
	Volume de NaOH adicionado
	Nº mmols de NaOH adicionados
	Nº mmols de HCl restante
	[H+] (M)
	 pH
	 0,00
	 ____
	 1,000
	1,00.10-1
	 1,00
	 5,00
	 0,500
	 0,500
	3,32.10-2
	 1,48
	 9,90
	 0,990
	 0,010
	5,00.10-4
	 3,30
	 9,99
	 0,999
	 0,001
	6,00.10-5
	 4,30
	 10,00
	 1,000
	 ____
	1,00.10-7
	 7,00
	 10,01
	 1,001
	 ____
	2,00.10-10
	 9,70
- V(NaOH) = 0,00 mL
Sabendo que o HCl é um ácido forte, seu α = 100% e todo hidrogênio ácido é ionizado. Sendo assim, n(HCl) = n(H+) = 1,000mmol e [H+] = 1,000.10-1M. Logo: 
- V(NaOH) = 5,00 mL
Novas concentrações de NaOH e HCl através da seguinte equação: M1V1 = M2V2. Temos:
A [H+] utilizada para o cálculo do pH da solução é o excesso, que não reagiu com o OH- da solução de NaOH. Sabendo que NaOH é uma base forte, todo o OH- será ionizado.
- V(NaOH) = 9,90 mL
Novas concentrações de NaOH e HCl através da seguinte equação: M1V1 = M2V2. Temos:
A [H+] utilizada para o cálculo do pH da solução é o excesso, que não reagiu com o OH- da solução de NaOH. Sabendo que NaOH é uma base forte, todo o OH- será ionizado.
- V(NaOH) = 9,99 mL
Novas concentrações de NaOH e HCl através da seguinte equação: M1V1 = M2V2. Temos:
A [H+] utilizada para o cálculo do pH da solução é o excesso, que não reagiu com o OH- da solução de NaOH. Sabendo que NaOH é uma base forte, todo o OH- será ionizado.
- V(NaOH) = 10,00 mL
Novas concentrações de NaOH e HCl através da seguinte equação: M1V1 = M2V2. Temos:
Sabendo que ácidos e bases fortes não sofrem hidrólise e que a única [H+] que influenciará no pH será proveniente da reação de equilíbrio da água, H2O <=> H+ + OH-, e que o Kw = [OH-][H+] = 1,000.10-14. Temos que o pH da solução é 7,00. 
- V(NaOH) = 10,01 mL
Novas concentrações de NaOH e HCl através da seguinte equação: M1V1 = M2V2. Temos:
A [OH-] utilizada para o cálculo do pOH da solução é o excesso, que não reagiu com o H+ da solução de HCl. 
Conclusão:
Através da titulação realizada com o NaOH calculou-se uma concentração de 0,0981M para a solução preparada de HCl, isso confere um erro de 1,90% em relação a concentração teórica de 0,1000M, que está dentro da margem de erro que vai até 10%. Isso pode ter ocorrido devido ao valor da concentração de solução de HCl concentrada encontrado no rótulo ser diferente do valor real da concentração da solução, talvez por mau preparo da mesma ou degradação do soluto com o tempo, erros na diluição de 4,30mL de solução concentrada a 500mL provenientes de má lavagem da vidraria e/ou erro de paralaxe na leitura dos 4,30mL de solução concentrada de HCl na proveta.
Bibliografia:
Alcantara, S; Carneiro, G.S; Pinto, M.L.C.C; IQA 243 QUÍMICA ANALÍTICA EXPERIMENTAL II - APOSTILA; Departamento de química analítica; 3a revisão; Março, 2010.
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