RELATÓRIO DE QUÍMICA - PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ÁCIDA E ALCALINA

Prévia do material em texto

CENTRO UNIVERSITÁRIO INGÁ – UNINGÁ 
 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL-NOTURNO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ÁCIDA E ALCALINA 
 
 
 
 
Equipe 
ANA CAROLINA MAULONI CAVALHEIRO - R.A. 15871.17 
ANE GABRIELE CARDOSO PIOVESANI - R.A. 16139.17 
BRUNA PRETTI GUIMARÃES - R.A. 16026.17 
JESSICA SILVA RODRIGUES BELMIRO - R.A 15912.17 
 
 
 
 
 
 
TURMA 1º A 
 
 
 
 
Prof. Dr. LENILSON COUTINHO DA ROCHA 
 
 
 
 
 
 
MARINGÁ – PARANÁ 
 
OUTUBRO DE 2017 
1. INTRODUÇÃO 
Em química analítica, a determinação de concentração de uma espécie química de uma 
amostra-problema, baseada na propriedade de esta espécie química reagir com uma 
substância-padrão, denomina-se de Titulometria.[1] 
Em geral trabalha-se com soluções, nas quais pode obter uma maioria homogeneidade 
e representatividade tanto no padrão quanto da amostra-problema, por isso mede-se o 
volume.[1] 
As principais reações utilizadas na volumetria são reações de: 
-Ácido – base 
-Óxido – redução 
-Precipitação 
-Complexão. 
Uma vez preparadas duas soluções, uma ácida e outra básica com as quais será 
trabalhado, é necessário que se encontre a concentração real de cada uma delas. O processo a 
ser utilizado chama-se padronização. Que padronizar uma solução significa torná - lá solução 
padrão, isto é, determinar a concentração exata do soluto, podendo depois ser usada como 
solução – padrão desde que tenha as propriedades de tal solução. O processo da adição da 
solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de titulação. O reagente de 
concentração exatamente conhecida é chamado de titulante. O ponto exato onde reação 
completa é chamada de ponto de equivalência ou ponto final teórico. O término da titulação é 
percebido por alguma modificação física provocada pela própria solução ou, neste caso, pela 
adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador fenolftaleína. O ponto em que isto 
ocorre é o ponto final da titulação. [2] 
Para que seja uma reação ideal ela deve: 
- Ser extremamente completa e rápida; 
- Possuir uma equação química balanceada e definida; 
- Permitir o uso de meios alternativos (instrumental e visual) para detecção do ponto de 
equivalência da titulação. 
 
 
 
 
 
 
2. OBJETIVO 
Determinar a concentração real (corrigida) das soluções de ácido clorídrico (HCl) e 
hidróxido de sódio (NaOH). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Experimento 01. Padronização de solução de ácido clorídrico (HCl) 
Para a padronização da solução de HCl, primeiramente foi lavada a bureta duas vezes 
com pequenas quantidades de ácido clorídrico (analito), escoando todo o líquido antes da 
adição do novo volume. Em seguida, com o auxílio de uma garra metálica, foi fixada uma 
bureta de 25,00 mL a um suporte universal. Após isso, com o auxílio de um funil, encheu-se a 
bureta até um pouco acima do zero da escala, com a solução titulante. Depois de encher com 
HCl, abriu-se a torneira para preencher a extremidade inferior da bureta de modo que não 
houve-se bolhas formada, e recolheu-se o HCl que escoava de volta ao seu recipiente inicial. 
Com a bureta sem bolhas, fechou-se a torneira e encheu-se novamente a bureta de modo que o 
líquido tangenciasse a marca de aferição da mesma. 
Para a padronização da solução de HCl, os cálculos se baseiam na reação de 
neutralização entre o HCl e o Na2CO3: 
2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + H2O + CO2 (Eq.1) 
Assim, foi preciso calcular: 
Como 1 mol de Na2CO3 tem 106 g, foi possível determinar a quantidade de mols que 
se tem em 0,100 g de Na2CO3: 
106 g − 1 mol Na2CO3 
0,100 g − 𝑥 mol Na2CO3 
𝑥 = 9,434 x 10−4 mol Na2CO3 
Sabe-se pela Eq.1 que a partir de 2 mols de HCl, é possível neutralizar 1 mol de 
Na2CO3. Desse modo teve-se que calcular quantos mols de HCl é necessário para neutralizar 
1 mol de Na2CO3: 
2 mols HCl − 1 mol Na2CO3 
𝑦 mol de HCl − 9,434 x 10−4 mol Na2CO3 
𝑦 = 1,887 x 10−3 mol HCl 
O número de mols presentes em 25 mL (0,025 L) da solução de HCl a 0,1 mol/L: 
0,1 mol HCl − 1 L de HCl 
𝑤 − 2,5 x 10−2 L de HCl 
𝑤 = 2,5 x 10−3 mol de HCl 
Como: 
2,5 x 10−3 mol de HCl − 2,5 x 10−2 L de HCl 
1,887 x 10−3 mol HCl − 𝑧 L de HCl 
𝑧 = 1,887 x 10−2 L de HCl 
Encontrando a concentração do HCl, sabendo que para ser efetuado esse calculo, o 
resultado é inversamente proporcional: 
1,887 x 10−2 L HCl − 0,1 mol. L−1 HCl 
6,3 x 10−3 L HCl − ℎ 
𝒉 = 𝟎, 𝟐𝟗𝟔 𝐦𝐨𝐥. 𝐋−𝟏 𝐇𝐂𝐥 
Em seguida, transferiu-se para um Erlenmeyer de 250 mL cerca de 0,100 g de 
carbonado de sódio (Na2CO3) e acrescentou no mesmo cerca de 50 mL de água destilada, 
duas gotas de indicador fenolftaleína, deixando a mesma com coloração rosa, e a solução foi 
homogeneizada. 
Para realizar a titulação, foi colocado o Erlenmeyer sob a bureta e escoado, gota a 
gota, agitando continuamente a solução com a mão até a mudança da coloração. 
Ao atingir a coloração desejada, anotou-se o volume do titulante contitdo na bureta e 
repetiu-se o processo, a fim de obter um volume médio gasto na neutralização, como mostra a 
tabela 1. 
Tabela 1. Resultados da padronização do HCl 
Amostra Volume de solução HCl titulante necessário para neutralizar 
1 10,3 mL 
2 10,2 mL 
 
Calculando-se o fator de correção para cada volume, tem-se: 
- Amostra 1: 
Fc =
1,887 × 10−2 L
10,3 × 10−3 L
≅ 1,83 
10,3 × 10−3 L × 1,83 = 1,884 × 10−2 L 
- Amostra 2: 
Fc =
1,887 × 10−2 L
10,2 × 10−3 L
≅ 1,85 
10,2 × 10−3 mL × 1,85 = 1,887 × 10−2 L 
 
Dessa forma, pode-se afirmar que os resultados experimentais estão de acordo com os 
resultados esperados, tendo uma diferença bastante pequena. 
Apesar disso, considerando-se a média aritmética entre os volumes experimentais 
utilizados, podemos também calcular a provável concentração correta da solução de HCl: 
x̅ =
18,84 mL + 18,87 mL
2
= 18,85 mL 
Como no caso de serem utilizados exatamente 0,01887 mL, a concentração real seria 
de 0,1 mol/L, utilizando-se 6,3 mL, a concentração correta é: 
1,887 × 10−2 L HCl − 0,1 mol. L−1 HCl 
6,3 × 10−2 L HCl − 𝑖 
𝑖 = 0,296 mol. L−1 HCl 
Este resultado mostra que a concentração correta do ácido é de 0,296 mol/L, diferente 
do valor obtido pelos cálculos na preparação. Assim, esta diferença considerável pode estar 
associada à pureza das substâncias utilizadas, que não deve ter sido feito de forma correta. 
Calculando-se a porcentagem de erro; 
𝑒% =
|10,25 − 18,87|
18,87
≅ 0,45% 
Experimento 02. Padronização de solução de hidróxido de sódio (NaOH). 
Para a padronização da solução de NaOH, foi utilizado a mesma bureta do 
experimento 01, sendo assim, com o auxílio de um funil completou até a marca de aferição da 
bureta com HCl, visto que parte da mesma estava vazia devido ao experimento anterior. 
Para a padronização da solução de NaOH, os cálculos se basearam na seguinte reação: 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) (Eq. 2) 
Sabe-se pela Eq.2 que a partir de 1 mols de HCl, é possível neutralizar 1 mol de 
NaOH. A concentração de HCl foi calculada no experimento 1 (0,296 mol/L). 
Em seguida transferiu-se com o auxílio de uma pipeta volumetria 10,00 mL da solução 
de hidróxido de sódio para um Erlenmeyer de 250,0 mL. Após isso, foi acrescentado, ao 
mesmo recipiente, cerca de 50 mL de água destilada, três gotas do indicador fenolftaleína e 
então foi homogeneizada a solução. 
Para realizar a titulação, foi colocadoo Erlenmeyer sob a bureta e escoado, gota a 
gota, agitando continuamente a solução com a mão até a mudança da coloração. Ao atingir a 
coloração desejada, anotou-se o volume do titulante contitdo na bureta e repetiu-se o 
processo, a fim de obter um volume médio gasto na neutralização, como mostra a tabela 2. 
Tabela 2. Resultados da padronização do NaOH. 
Amostra Volume de solução NaOH titulante necessário para neutralizar 
1 12,1 mL 
2 12,2 mL 
É possível analisar através dos dados obtidos que a concentração de NaOH é cerca de 
0,1 mol/L, uma vez que no experimento anterior a concentração era de 0,09434 mols/L 
Na2CO3, e a quantidade necessária de HCl para neutralizar o experimento foi cerca de 6,3 mL, 
o mesmo ocorreu com a solução contendo NaOH, a quantidade necessária foi próxima de 
6,3 mL. 
0,09434 mol/L Na2CO3 − 6,3 mL HCl 
0,1 mol/L Na2CO3 − x mL HCl 
x = 6,68 mL HCl para neutralizar 
Calculando-se o fator de correção, para cada valor encontrado experimentalmente, 
tem-se: 
 Amostra 1: 
Fc =
6,68 × 10−3 L
12,1 × 10−3 L
≅ 0,55 
12,1 × 10−3 L × 0,55 = 6,655 × 10−3 L 
Amostra 2: 
Fc =
6,68 × 10−3 L
12,2 × 10−3 L
≅ 0,54 
12,2 × 10−3 L × 0,54 = 6,588 × 10−3 L 
Apesar disso, considerando-se a média aritmética entre os volumes experimentais 
utilizados, podemos também calcular a provável concentração correta da solução de NaOH: 
x̅ =
6,655 + 6,588 
2
= 6,62 mL 
Calculando-se a porcentagem de erro; 
𝑒% =
|12,15 − 6,68|
6,68
≅ 0,81% 
Dessa forma, pode-se afirmar que os resultados experimentais estão de acordo com os 
resultados esperados, tendo uma diferença bastante pequena. 
Como no caso de serem utilizados exatamente 6,68 mL, a concentração real seria de 
0,1 mol/L, utilizando-se 12,25 mL, a concentração correta é: 
6,68 × 10−3 L − 0,1 mol/L 
12,25 × 10−3 L − x 
x = 1,8 × 10−1 mol/L NaOH 
Este resultado mostra que a concentração correta da base é de 0,18 mol/L, diferente do 
valor obtido pelos cálculos na preparação. Assim, esta diferença considerável pode estar 
associada à pureza das substâncias utilizadas, ao erro de observação do ponto de viragem do 
indicador, mas, principalmente, à pesagem dos reagentes, visto que a balança não possui uma 
precisão muito grande (apresenta somente três casas decimais de precisão). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. CONCLUSÃO 
O experimento tinha como objetivo inicial a produção de soluções de hidróxido de 
sódio e de acido clorídrico a uma concentração de 0,10 mol/L. Para verificar se foi possível 
chegarmos à tal resultado foi feito a padronização dessas soluções e chegamos à um resultado 
já esperado, que as concentrações teoricamente planejadas não se aplicavam na pratica. Essa 
diferença de valores pôde ser explicada pelo fato da solução sofre alterações na sua 
concentração toda vez que o frasco é aberto porque o acido evapora. Por isso não podemos 
confiar plenamente na concentração teórica contida nos frascos das soluções, pois elas estão 
sempre sujeitas à erros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
[1] LENZI, E. et al. Química Geral Experimental. Rio de Janeiro: Freitas Bastos 
Editora, 2004. 390 p. 
[2] BROWN, T.L. et al. Química a Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice 
Hall, 2005.