PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO (1)

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Centro tecnológico 
Departamento de engenharia mecânica		 Engenharia mecânica
Laboratório de química I
Turma 003
Professora Carla Porto da Silva
Guilherme Vignotti RA: 105540
Henrique Bataglia Leite RA: 105528
Igor Gentelini Bertoglio RA: 105537
INTRODUÇÃO
Neste trabalho realizamos a padronização de duas soluções comercialmente preparadas: uma ácida (vinagre) e uma básica (Soda Caustica). Padronizar uma solução significa determinar exatamente a concentração dessa solução. Uma solução padronizada é utilizada para calcular a concentração de alguma outra amostra de maior importância. Em outras palavras, para padronizar uma solução é necessário utilizar outra solução já padronizada, chamadas de padrões primários e estas devem ser de fácil obtenção, purificação, secagem, facilmente testáveis, estáveis e possuir grande massa molar, tudo em prol da máxima minimização dos erros. O processo pelo qual o padrão primário é misturado à amostra é conhecido como titulação e deve possuir quatro requisitos: ser extremamente rápida, para a rápida detecção do seu ponto final; ser completa, permitindo uma localização satisfatória; possuir uma equação química bem definida, constituindo nenhum erro; e permitir o uso de indicadores para a fácil detecção do ponto final. Neste relatório foi utilizado a fenolftaleína (C20H14O4), um corante dotado de propriedades halocrômicas, cuja cor muda de acordo com o pH do meio, mantendo-se incolor em soluções ácidas (pH inferior a 8, na realidade) e tornando-se cor-de-rosa em soluções básicas (pH acima de 8). Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica destes indicadores e, consequentemente, altera-lhes a cor. O ponto final da titulação se dá no exato momento físico e químico em que o ponto de equilíbrio foi alcançado. No nosso caso, quando a solução muda de incolor para cor-de-rosa, ou vice-versa.
OBJETIVO:
Determinar a concentração real (corrigida) de ácido Acético (H4C2O2) no vinagre, e a porcentagem de hidróxido de sódio (NaOH) na soda caústica, utilizando na primeira uma solução padronizada de hidróxido de sódio (NaOH), e na segunda uma de ácido Cloridrico (HCl ), e um indicador de pH.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL MATERIAIS E MÉTODOS: 
Materiais: solução titulada de ácido clorídrico (0,1015mol/l) e uma de hidróxido de sódio (0,1097mol/l),vinagre,1 frasco de fenolftaleína; 1 bureta de 25 mL; 1 garra metálica; 1 suporte universal; 3 erlenmeyers de 250 mL; 1 pisseta com água destilada; 2 pipeta graduadas diferentemente; 1 pipetador. 
Experimento 1 – Calculo da porcentagem de acido acético no vinagre:
Para este experimento foi preparado uma solução de 2 ml de vinagre, com a ajuda de uma pipeta volumétrica, em um erlenmeyer de 250 mL com 50 mL de H2O destilada, juntamente com 3 gotas de fenolftaleína. Simultaneamente, prendeu-se uma bureta ao suporte universal com a garra metálica e esta bureta foi lavada com pequenas quantidades da solução de NaOH 0,1097 mol/L e seu volume foi completado com 25 ml da mesma solução (até a base do menisco do líquido na bureta tangencie a marca zero na escala). É importante abrir a torneira para preencher a extremidade inferior da bureta e observar se não há a formação de bolhas, que devem ser eliminadas. O erlenmeyer com a solução preparada foi colocado sob a bureta e a solução de NaOH foi escoada gota a gota, controlando a torneira com uma mão e agitando o erlenmeyer com a outra, até a mudança de coloração no erlenmeyer. O volume de titulante gasto na neutralização foi devidamente anotado e este processo repetido mais duas vezes. 
Experimento 2 – Calculo da porcentagem de hidróxido de sódio na soda caustica:
Para este experimento foi preparado uma solução de 10 ml (0.045g) de soda caustica preparada previamente pelo técnico, com a ajuda de uma pipeta volumétrica, em um erlenmeyer de 250 mL com 50 mL de H2O destilada, juntamente com 3 gotas de fenolftaleína. Simultaneamente, prendeu-se uma bureta ao suporte universal com a garra metálica e esta bureta foi lavada com pequenas quantidades da solução de HCl 0,1015 mol/L e seu volume foi completado com 25 ml da mesma solução (até a base do menisco do líquido na bureta tangencie a marca zero na escala). É importante abrir a torneira para preencher a extremidade inferior da bureta e observar se não há a formação de bolhas, que devem ser eliminadas. O erlenmeyer com a solução preparada foi colocado sob a bureta e a solução de HCl foi escoada gota a gota, controlando a torneira com uma mão e agitando o erlenmeyer com a outra, até que a cor muda-se de rosa para incolor. O volume de titulante gasto na neutralização foi devidamente anotado e este processo repetido mais duas vezes. 
RESULTADOS
No experimento 1 utilizando uma solução padrão primário de NaOH, obtivemos os seguintes volumes de titulante gasto no processo: 15,6mL, 15,6mL e 15,7mL. Desconsideramos o ultimo resultado e utilizamos o volume de 15,6mL. Como a solução de NaOH era de 0,1097 mol/l em 15.6mL temos 0.001711 mols de NaOH devido a estequiometria da reação entre NaOH e o ácido em questão sabemos que tambem havia 0.001711mols de ácido acético em 2g de vinagre, como cada mol desse ácido possui 60g calculamos que em 0.001711 mol a massa é de 0.1027g. Sabendo que temos 0.1027 em 2ml podemos calcular a porcentagem de ácido acético no vinagre (0.1027*100/2)= 5.135%. 
No experimento 2, utilizando uma solução padrão de HCl, obtivemos os seguintes volumes de titulante gasto no processo: 10.8, 10.8, 10.9. Desconsideramos o último e usamos 10.8 como o volume. Como a solução era de 0.1015 mol/L descobrimos que em 10.8ml temos
 0,0011 mol de HCl devido a estequiometria da reação entre HCl e NaOH ser 1 para 1 podemos afirmar que na amostra havia 0,0011 mol de NaOH oque equivale a 0.044g, essa massa obtida foi comparada com a massa inicial (0.045) fazendo um calculo simples de porcentagem (0.044*100/0.045) temos que havia 97.8% de NaOH na soda caustica. 
CONCLUSÃO
No experimento 1 concluimos que a amostra de vinagre estava dentro da legislação já que esta preve uma procentagem entre 4% e 6% de ácido acético no vinagre e determinamos uma porcentagem de 5.135%.
Já no experimento 2 concluimos que 97.8% da soda caustica era realmente hidroxido de sódio portanto a amostra devia conter impurezas
BIBLIOGRAFIA
	Indicadores universais:
www.iscid.org/encyclopedia/Universal_Indicator
	SABNIS, Ram Wasudeo; Handbook of acid-base indicators; CRC Press, 2007.
	Componente Curricular: Laboratório de Química Geral e Inorgânica. Aula 15: Preparação de soluções ácida e alcalina:, pg. 41-42.
	European Chemicals Agency - ECHA
Phenolphthalein
URL: https://echa.europa.eu/information-on-chemicals/cl-inventory-database/-/discli/details/7658