Relatório 4 Titulação poliprótica

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Universidade Federal do Rio de Janeiro – UFRJ
Centro Tecnológico – CT
Instituto de Química - IQ
Aluna: Mariana Gomes
Disciplina: Química Analítica Quantitativa Experimental
Data do experimento: 04 de outubro de 2016
PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE H3PO4 0,1M
Introdução
O presente trabalho trata sobre a titulação de um ácido poliprótico, o ácido fosfórico, que foi titulado com uma substância considerada padrão secundário (cuja concentração real é conhecida), para que, a partir da relação estequiométrica das duas substâncias, fosse possível calcular a concentração real da solução comum preparada. [1] 
A titulação é o processo de adição de quantidades discretas de um determinado reagente, com o auxílio de uma bureta, no meio reacional para quantificar alguma propriedade. Como se pretendia encontrar a concentração da solução preparada, a titulação é um procedimento analítico do qual foram feitas medidas de volume, caracterizando as titulações volumétricas [2]. Comumente, o ponto final, isto é, o ponto onde se diz que as quantidades de titulante e titulado são equivalentes experimentalmente (é um parâmetro experimental)[3], foi identificado com o auxílio de um indicador de pH, a fenolftaleína. Os indicadores, para volumetria de neutralização, são substâncias orgânicas fracamente ácidas ou básicas, que mudam gradualmente de coloração dentro de uma faixa de pH relativamente estreita, chamada zona de transição A titulação de um ácido poliprótico com uma base forte assemelha-se à titulação de ácidos monopróticos de forças diferentes, pois, via de regra, as diferenças das sucessivas constantes de ionização do ácido são bastante grandes para que a neutralização ocorra etapa por etapa. Desta maneira, as curvas de titulação de ácidos polipróticos podem ser construídas mediante o uso, em linhas gerais, do mesmo tratamento aplicado no caso dos ácidos monopróticos.
Objetivo
Preparar e padronizar uma solução padrão de ácido fosfórico (H3PO4) + 0,1 mol/L com o uso do padrão secundário de hidróxido de sódio (NaOH); 
Cálculos
Dados para preparo e padronização de H3PO4 0,1M
Os seguintes dados foram utilizados para os cálculos mostrados no item 3.2. utilizados para a primeira prática da aula:
Tabela 1. Dados utilizados para os cálculos referentes ao preparo da solução de H3PO4 0,1M. 
	Grandeza
	Valor
	Molaridade do NaOH padronizado
	0,1005 mol.L-1
	Massa molar de NaOH
	40,00 g.mol-1
	Concentração da solução de H3PO4
	1,70 g.cm-3
	Pureza do H3PO4 P.A.
	85% (m/m)
	Massa molar de H3PO4
	97,99 g.mol-1
	Volume de H3PO4 no erlenmeyer na 1ª titulação
	10,00 mL
	Volume de H3PO4 no erlenmeyer na 2ª titulação
	8,00 mL
	Ka1
	7,5.10-3
	Ka2
	6,20.10-8
	Ka3
	4,2.10-13
	pKa1
	2,12
	pKa2
	7,21
	pKa3
	12,4
	Indicadores usados
	Alaranjado de metila e Timolftaleína
Cálculos para preparo e padronização de H3PO4 0,1M
Preparo da solução de H3PO4 0,1 mol.L-1
Os seguintes cálculos foram realizados para se encontrar a massa da solução de H3PO4 necessária para uma solução 0,1 mol.L-1.
Primeiro, saber a massa de ácido fosfórico necessária para se ter 0,1 M:
Entende-se que essa massa seja para 1000 mL de solução, logo já se sabe a concentração necessária de H3PO4: 9,799 g/L. Mas o volume que será trabalhado é em um balão volumétrico de 250 mL, pois este estava disponível para a turma.
Agora, precisa-se se achar a massa relacionada a concentração, já que não é 100%, do produto dada pelo fabricante:
Por fim, sabe-se que se trata de uma solução líquida . Devido as propriedades físicas da solução dadas pelo fabricante, usou-se a densidade por ser mais apropriado. Utilizou a fórmula amplamente conhecida da densidade, onde se relaciona massa em gramas com volume em mililitros. Esse valor foi avolumado para 250 mL.
(1) 
Onde:
d é a densidade (g.cm-3)
m é a massa (g)
V é o volume (mL).
	Apesar deste valor obtido, foram aliquotados 2,5 mL da solução concentrada.
	
Padronização
 Verificar a separabilidade dos hidrogênios ionizáveis
Só se podem separar os hidrogênios ionizáveis se as constantes de acidez forem suficientemente diferentes para que se possa visualizar e perceber o ponto de viragem. A convenção matemática para esse requisito diz que a fração das constantes devem ser maiores ou iguais a 104, portanto:
 Determinação do ponto de equivalência teórico	
É possível encontrar o pH do ponto de equivalência de um ácido poliprótico através dos seguintes cálculos:
Para o primeiro hidrogênio:
Para o segundo hidrogênio:
 Média e dispersão dos valores de volume aferidos
Foram titulados os seguintes volumes de hidróxido de sódio para os dois primeiro hidrogênios ionizáveis do ácido fosfórico.
Tabela 2. Valores aferidos de volume de NaOH na bureta para a titulação do primeiro e segundo hidrogênio ionizáveis do ácido fosfórico.
	Alíquotas
	Titulação do 1º hidrogênio ionizável
	Titulação do 2º hidrogênio ionizável
	1
	13,80 mL
	23,10 mL
	2
	13,80 mL
	23,00 mL
	3
	13,70 mL
	23,10 mL
	4
	13,50 mL *
	24,30 mL *
	5
	14,10 mL *
	23,50 mL *
	Média
	13,77 mL
	23,07 mL
	Desvio Padrão
	0,06
	0,06
* o valor das alíquotas 4 e 5 foram descartados devido a discrepância.
Sob essas condições de repetibilidade e reprodutibilidade da grandeza física em questão (mililitros),obteve-se a média pela seguinte fórmula: 
(2)
Onde:
n é a quantidade de medições, 
Vi são os valores medidos, e 
é a média. 
	Isto é, utilizou-se os valores das três primeiras alíquotas no cálculo da média, e portanto, n foi igual a 3. Já o cálculo do desvio padrão nos indica como os valores se comportam quando distantes da média, ou seja, seu grau de dispersão e sua probabilidade de acontecer a certa distância da média. Sendo representado pela seguinte equação:
(3)
Onde:
 é o desvio padrão, 
n é a quantidade de medições, 
Vi é o valor medido e 
 é o valor médio.
	Com ambos o valor obtido pelo desvio padrão, pode-se calcular a incerteza dos resultados, dado pelo seguinte cálculo, sendo u a incerteza:
(4)
Determinação da concentração de H3PO4 padronizado
Determinação do teor de acidez da titulação do primeiro hidrogênio ionizável
No meio reacional houve a seguinte reação química:
(5)
	Pela reação, é possível notar que a proporção estequiométrica é de 1:1, logo:
(6)
	Assim os coeficientes estequiométricos do ácido e da base são iguais à 1 ou seja é necessário 1 mol da base para neutralizar 1 mol do ácido. Então foi realizada a seguinte relação: Número de mol (n) do ácido = n da base, sendo . Logo, obtiveram-se os seguintes cálculos:
	No entanto, essa molaridade corresponde a solução diluída, sendo assim necessário que se faça os cálculos para que se saiba a molaridade da solução concentrada. Portanto:
	Por fim, para determinar o teor, foi necessário saber a molaridade da solução original:
	Logo, o teor está relacionado ao frasco e a amostra tomada.
Determinação do teor de acidez da titulação do segundo hidrogênio ionizável
(7)
	Nota-se que a proporção estequiométrica é de 2:1, logo:
	A molaridade da solução concentrada:
	Por fim, o teor:
Resultados e discussão
Nos presentes experimento houve erros visíveis durante a titulação. A começar pela discrepância dos valores apresentados na Tabela 2, onde foram descartados valores com diferença de mais 0,10 mL da média. Sendo os possíveis motivos são a dificuldade de se observar o ponto de viragem corretamente e à tomada de alíquota.
	Ambas as razões foram particularmente complicadas, até mesmo porque foram feitas titulações separadas e não acopladas. Isso quer dizer que primeiro titulou-se o primeiro hidrogênio e depois se tomou outra alíquota para fazer a titulação do segundo hidrogênio ionizável. Vale ressaltar o que o terceiro hidrogênio não foi mensurado, pois sua constante é muito baixa e próxima da água. Portanto não teria como determinar se estaria ionizando o sal do ácido ou aágua.
Para a titulação do primeiro hidrogênio, foi usado alaranjado de metila como indicador, que possui sua faixa de pH de viragem de 3,1-4,4 [4]. E, pelos cálculos do item 3.2.2.2, sabe-se que está muito próximo do ponto de equivalência, isto é, 4,67. Mesmo assim, a faixa de inflexão dessa titulação é pequena e parte da faixa de viragem do indicador não está presente na mesma, associando, assim, um maior erro ao experimento. Pode-se ressaltar, por isso, o erro associado a diferença entre o ponto de equivalência (teórico) e o ponto final (experimental), no entanto esse erro é mínimo.
	Em seguida, para a titulação do segundo hidrogênio, sabia-se que eram necessários quase o dobro do volume da primeira titulação. Isso se dá, porque o primeiro hidrogênio tem uma constante muito alta que nos indica que esse hidrogênio tem muito tendência a manter-se ionizado. Portanto, consideramos que o primeiro hidrogênio reagiu todo, ou muito próximo da totalidade, restando, assim, apenas o sal de dihidrogênio fosfato. Agora, a constante desse hidrogênio é menor que a anterior, indicando que não se ionizará tanto quanto o anterior, por isso espera-se que o volume seja quase o dobro.
	Nota-se que o volume no elermeyer foi reduzido para se fazer essa titulação. O motivo foi em respeito ao erro da bureta (0,03 mL) que é indicado que usar entre 20-80% do valor máximo da mesma. Caso não reduzisse o valor, teria ultrapassado o limite da bureta de 25 mL. 
	Por fim, ainda sobre a titulação do segundo hidrogênio, encontrou dificuldades na determinação do ponto de viragem devido ao aspecto físico do indicador timolftaleína. Esse indicador possui uma cor muito fraca em sua viragem, na faixa de 9,4-10,6[4], que, sem a devida atenção, era ultapassado esse ponto e associando um grande erro a medição. Nota-se também, que a faixa de viragem da timolftaleína abrange o ponto de equivalência, sendo assim, obtem-se resultamos mais precisos, por isso foi considerado o teor desse experimento.
Vale ressaltar, também, que há alguns requisitos para se utilizar uma titulação adequadamente [5], sendo estas:
A reação entre o constituinte e o reagente deve ser capaz de ser descrita em uma única reação bem definida;
A reação deve ocorre de forma quantitativa;
O sistema deve possuir um meio satisfatório para a sinalização do ponto final da titulação, que deve ser próximo ao ponto de equivalência.
A reação deve ser rápida;
Onde o último requisito é o motivo para se preparar a solução de ácido fosfórico 0,1 M. Porque a diluição do H3PO4 teria um baixo erro na medição durante prática volumétrica, já discutida anteriormente. Caso estivesse trabalhando com uma solução muito concentrada de seria necessário mais NaOH para que se atingisse o ponto final. 
Conclusão
Infelizmente, os erros associados a má prática desse método impediram de obter resultados mais exatos para os teores e molaridades encontrados, que deveriam ser iguais para ambos hidrogênios titulados. Os resultados, porém, são precisos, já que possuem dispersões semelhantes a um valor médio. Portanto, os teor obtido para o ácido fosfórico é de 83,5%.
Referências
[1] RODRIGUES, Lucas. Preparação e Padronização de Soluções. Química suprema.Disponível em <http://www.quimicasuprema.com/2015/05/preparacao-e-padronizacao-de-solucoes.html> Acesso em 25 de setembro de 2016.
[2] BACCAN N., DE ANDRADE J.C, GODINHO O.E.S, BARONE J.S. - Química Analítica Quantitativa Elementar, 3ª Edição, Brasil: Edgard Blucher, 2001.
[3] VALE, Daniella L./ BARBOZA, Rodolfo S., Apostila de Química Analítica Quantitativa Experimental, p. 25-30, Ilha do Fundão, RJ, 2016.
[4] FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Indicadores ácido-base. Mundo Educação. Disponível em < http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm> Acesso em 25 de setembro de 2016.
 [5] VALE, Daniella. Slide de Química Analítica Quantitativa IQA481. p.71-72, Ilha do fundão, RJ, 2016.