Relatorio Padronização

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS 
 DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - 6638
Padronização de
soluções ácida e alcalina
Aluno: Leonardo Henrique de Abreu - 106123
Vinícius de Oliveira Ferrari - 106137
Gustavo Rosada- 106136
Luiz Henrique Yamada – 106135
Turma: 2
Professor(a): Carla Porto
Maringá, 17 de julho de 2017
Introdução
 Na sociedade contemporânea, as práticas desenvolvidas em laboratórios do mundo já obtiverem êxito nos mais variados campos da ciência através do desenvolvimento/aprimoramento de produtos, síntese de substâncias, criação de medicamentos etc. O fato anterior generaliza o que os diversos tipos de laboratórios são capazes de fazer para a melhoria do bem-estar humano. Entretanto, torna -se óbvio que, para esses sucessos serem obtidos, é necessária a manutenção, aperfeiçoamento e abastecimento do local onde tais façanhas são atingidas. O experimento que será tratado neste relatório volta-se à preparação de substâncias que virão a ser úteis em diversos laboratórios, assim como fora deles.
Na química, não há como obter-se um grande conhecimento que não inclua soluções ácidas e alcalinas. No experimento realizado, além da preparação de soluções ácidas e básicas com concentrações conhecidas, pode-se também registrar o quão correta estava essa medida. Sabendo que a concentração é a relação da quantidade de matéria( mol) de um soluto limitado por determinado volume de um solvente(geralmente água), pode-se, pela lógica de cálculos estequiométricos(expostos nos resultados), preparar uma quantidade conhecida dessa concentração e tomá -la como 0,10 mol/L de NaOH e de HCl (2).
 Feitas as soluções, pode -se determinar as reais con centrações através da padronização. Esse método consiste em utilizar soluções padrões, cujas concentrações são altamente conhecidas e estáveis, para reagir com uma substância de concentração desconhecida (2). Essa última ação recebe o nome de titulação e é geralmente auxiliada pela presença de um indicador ácido-base. Este muda a cor da solução quando e la atinge determinado pH (1). Para o experimento realizado, utilizou -se a fenolftaleína como indicador , cujo ponto de viragem é quando o pH corresponde à 7 (pH neutro). Assim, através da estequiometria podem-se calcular as quantidades de moles necessárias (já que uma das concentrações é conhecida) para neutralizar a outra e, como o volume é conhecido, determinar sua concentração.
Procedimentos
Experimento 01:
 Inicialmente deve-se lavar a bureta duas ou três vezes com pequenas quantidades de ácido clorídrico (HCl), deixando escoar to do líquido antes da adição do novo volume. 
Feito isso, fixa-se se a bureta graduada em 25 mL, com o auxílio de uma garra metálica a um suporte universal, enchendo-a com a solução titulante até um pouco mais do que o zero da graduação. Após esta etapa, zera-se o nível de modo que o menisco do líquido na bureta fique na marca da escala zero. Então se transfere para um erlenmeyer graduado em 250.0 mL a massa d e carbonato de sódio (anotar a massa do carbonato de sódio). 
Com as primeiras etapas prontas, acrescenta-se 50 mL de água destilada e três gotas de fenolftaleína no recipiente. Então, inicia-se
de fato o experimento, deixando cair gota por gota da solução, dentro do
sistema contido no erlenmeyer, anotando as quantidades até o sistema atingir
coloração.
OBS: Durante a titulação, deve-se controlar a torneira com a mão
esquerda, e ir agitando o erlenmeyer com a mão direita. Repetir algumas
vezes o experimento, calcular a média, e por final calcular a concentração real
da solução de ácido clorídrico.
Experimento 02:
 O segundo experimento é equivalente ao primeiro nos primeiros
procedimentos. A divergência começa quando se coloca 10 mL da solução de
hidróxido de sódio de concentração 10 mL/L com o auxílio de uma pipeta
volumétrica em um erlenmeyer de 250 mL.
 Feito isso, como no primeiro experimento, adicionou-se 50 mL de água e
três gotas de fenolftaleína ao erlenmeyer. E então começa a titulação gota a
gota até a mudança de coloração. Ao fim do experimento ler com exatidão o
volume do titulante gasto na neutralização e repetir mais duas vezes a fim de
se verificar a média. Após isso se calcula a concentração real em mol/L da
solução de hidróxido de sódio.
Resultados
 Com os dados extraídos do experimento, fizeram-se os cálculos,
obtendo-se os seguintes resultados.
Experimento 1:
 A primeira padronização foi realizada com a solução de NaOH sendo utilizado como padrão primário uma solução de 0 ,1 mol/L de ácido oxálico (H2C2O4). Ao se misturar NaOH + H2C2O4 ocorre a seguinte reação química:
H2C2O4 (aq) + 2 NaOH (aq) --> Na2C2O4 (aq) + 2 HOH
 Logo, para cada mol de H2C2O4 são necessários dois mols de NaOH para ocorrer a reação.
 Sabendo-se o volume do titulante e sua concentração foi possível determinar quantos mols foi utilizado durante a titulação através da seguinte relação: 
onde x=10-3 mol é a quantidade de matéria do titulante (H2C2O4). 
 Sabendo-se que, para cada mol de H2C2O4 são necessários dois mols de NaOH, podemos escrever a seguinte relação:
1 x H2C2O4 = 2 x NaOH --> 1 x 10-3 = 2 x NaOH
 Da relação determinou-se que haviam 2.1 0-3 mol de NaOH na solução.
Experimento 2: 
Parte 1:
 Tendo NaOH como solução titulante e o HCl como padrão secundário,
realizaram-se os procedimentos já mencionados e obtiveram-se os seguintes
resultados:
 Após a titulação, observou -se que foram gastos 8,50mL de solução de HCl
0,110 mol/L. Nessa quantidade, há 9,35*10-4 mols de H+.
Para que a reação seja completada, é necessário que haja quantidades
congruentes de H+ e OH-. Portanto, nos 10mL da solução de NaOH contida no
erlenmeyer , há 9,35*10-4 mols de OH-, ou seja, a concentração encontrada é:
0,935 mols/L.
Parte 2:
 Continuando com os mesmos componentes nas mesmas atuações,
obtiveram-se novos resultados:
 Utilizando ainda 10mL da solução de NaOH, 8,60mL de HCl (0,110 mol/L)
foram gastos na titulação. Assim constatou -se que foram necessários 9,46*10 -4
mols do ácido. 
Como há equivalência estequiométrica entre H+ e OH-, nos 10 mL da solução de NaOH, há 9,46*10 -4 mols de OH -. Portanto, a concentração encontrada é: 0,946 mol/L.
Discussão
 Sobre os experimentos realizados, algumas considerações devem ser
exploradas, uma vez que a preparação de soluções ácidas e básica é muito
utilizada.
 Como os átomos, moléculas e íons são infinitamente pequenos, deve -se
fazer uma abordagem, mesmo que um pouco imprecisa, macroscópica do
experimento. Isto é, fazer a experiência com medidas às quais alguém consiga
realmente conduzir. 
 Em relação à preparação de uma solução alcalina de hidróxido de sódio
(NaOH) 0,1 mol/L , como não consegue -se medir um m ol, deve-se usar uma
abordagem possível e palpável. O que se sabe é a massa molar. Por lógica ,
consegue-se determinar o número d e mols presentes na solução. Basta
realizar as operações estequiométricas para padronizar corretamente as
massas e volumes utilizados.
 O mesmo raciocínio se usa na padronização de uma solução ácida d e
ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol/L. Por vezes, e isso é fundamental, utiliza -se e
procura-se determinar o grau de pureza do soluto. No caso, deve -se saber o
quão puro é o ácido para que a solução realmente consiga realizar suas
atribuições em um laboratório de química.
Conclusão:
 Em suma, é visto que seguindo os procedimentos em função da solução
padrão (solução conhecida que apresenta características como ser fácil
testabilidade, obtenção, secagem, estabilidade e possuidora de grande massa
molar) é possível pela análise estequiométrica, obter a quantidade de matéria
em uma solução, logo é possível estabelecer a concentração de um
determinado soluto
Experimento Sobre o Vinagre
 Realizadosos procedimentos da prática 11(Determinação da
densidade e acidez total do vinagre) foram obtidos os seguintes
resultados:
Experimento 1- Densidade do vinagre.
 
 Através dos dados coletados, obtiveram-se os seguidos dado:
-Volume de vinagre determinado pelo balão volumétrico: 25,0mL.
-Massa do balão volumétrico vazio: 28,72g.
-Massa do balão volumétrico com vinagre: 50,81g.
 Pela diferença de valores das massas é possível calcular a massa do
vinagre contido:
50,81g - 28,72 g = 22,09g
 Assim a massa do vinagre é determinada como sendo:
22,09g. 
Tendo a massa e o volume é possível calcular a densidade:
 
Experimento 2- Acidez total do vinagre
 Verificava-se no rótulo do produto que o vinagre continha 4.0 m/V,
ou seja, a cada 100mL de solvente haveria 4g de ácido acético. O
experimento, por um processo de titulação foi capaz de indicar se a
informação no rótulo era verdadeira ou não. Na titulação feita com a base
NaOH de concentração 0.09 mol/L, foram gastos as seguintes quantidades
da solução alcalina para que o meio se tornasse básico(praticamente com
pH neutro, indicado pela fenolftaleína)
Sabendo-se que foram gastos 18.30 mL e que a concentração da
solução era de 0.09 mol/L, é possível calcular o número de mols nesse
volume:
n=1.64^10-3mols de NaOH
 Por estequiometría, sabe-se que NaOH e ácido acético reagiram na proporção 1:1. Portanto, o números de mols de NaOH é idêntico ao de vinagre.
 Sabe-se que o vinagre(H3CCOOH) tem massa molar 60 gramas/mol.
 Assim pode-se determinar a massa de vinagre contida em 1.64^10-3 mols.
 Por uma regra de três determina-se que a massa de vinagre corresponde à 0,084g. Tendo 0,084g em apenas 2 mL de composto, pode-se estimar a massa que haverá em 100mL: 
0,084g------------2 mL
X ------------100mL
Pela multiplicação cruzada tem-se x=4,2g/100mL, ou seja, 4,2
m/V.
Referência Bibliográfica:
- Apostila utilizada em sala: Laboratório de Química Geral e Inorgânica;