Relatório DOSAGEM DE H3PO4 EM ÁCIDO FOSFÓRICO COMERCIAL

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Universidade Federal do Rio de Janeiro – UFRJ 
Instituto de Química - IQ 
Aluna: Andressa Carvalho 
Professor: Rodolfo Santos Barboza 
Disciplina: Química Analítica Quantitativa Experimental 
Data do experimento: 04 de outubro de 2016 
 
DOSAGEM DE H3PO4 EM ÁCIDO FOSFÓRICO COMERCIAL 
 
1. Introdução 
Ao longo do curso foi visto vários procedimentos de titulação em ácidos 
monopróticos, neste experimento foi feita a titulação de um ácido poliprótico: O 
ácido fosfórico (H3PO4). 
Como um ácido poliprótico, contém mais de um átomo de hidrogênio substituível 
por molécula. Sendo assim, este tem três etapas de dissociação: 
𝐻3𝑃𝑂4 → 𝐻
+ + 𝐻2𝑃𝑂4
− 𝐾1 = 7,5 × 10
−3 
𝐻2𝑃𝑂4
− → 𝐻+ + 𝐻𝑃𝑂4
−2 𝐾2 = 6,2 × 10
−8 
𝐻𝑃𝑂4
−2 → 𝐻+ + 𝑃𝑂4
−3 𝐾3 = 4,2 × 10
−13 
 Para titular cada hidrogênio separadamente, é necessário que seja possível a 
visualização da faixa de inflexão de cada um, o que não é possível com o terceiro 
hidrogênio (HPO4
-2), já que está faixa está associada a uma faixa de pH em que a 
relação entre os Ka deve ser maior ou igual a 104. ¹ Como a constante do terceiro 
hidrogênio é próxima ao Kw da água (10-14) sabe-se que sua relação daria menor que 
104, logo não seria possível saber se o H+ titulado vem da água ou do ácido poliprótico. 
 
2. Objetivo 
Determinar a dosagem do ácido fosfórico através da titulação do primeiro e do 
segundo hidrogênio. 
 
3. Cálculos 
3.1.Dados 
Os seguintes dados foram utilizados para os cálculos mostrados a seguir: 
 
Tabela 1. Dados utilizados para os cálculos referentes ao presente experimento. 
Grandeza Valor 
Concentração do NaOH padronizado 0,1006 M 
Massa Molar de H3PO4 97,99 g/mol 
 Teor de H3PO4 85% m/m 
Densidade de H3PO4 1,70 g/cm
3 
 
A turma foi dividida em dois grupos e cada um ficou responsável de fazer uma 
titulação para cada hidrogênio ionizável, os dados utilizados para os cálculos 
aqui presentes se deu pela média aritmética dos três melhores resultados. Foi 
utilizado um critério de no máximo 0,10 mL de diferença, desprezando os dois 
resultados mais discrepantes, como pode ser visto abaixo: 
 
Tabela 2. Medidas do grupo I 
Medidas Primeiro Hidrogênio Segundo Hidrogênio 
1 13,80 mL 23,10 mL 
2 13,50 mL 24,30 mL 
3 14,10 mL 23,50 mL 
4 13,80 mL 23,00 mL 
5 13,70 mL 23,10 mL 
Média 13,77 mL 23,07 mL 
 
 
3.2.Cálculos 
3.2.1. Cálculo da quantidade de ácido fosfórico necessária para o preparo de 
1L de solução: 
 
1 𝑚𝑜𝑙 − 97,99 𝑔 
0,1 𝑚𝑜𝑙 − 𝑥
𝑥 = 9,799 𝑔
 
Sabendo a relação de massa para 0,1 mol, pode-se descobrir quanto de ácido 
fosfórico é necessário para preparar uma solução em um balão de 250 mL. 
 
9,799𝑔 − 1000 𝑚𝐿 
𝑥𝑔 − 250 𝑚𝐿 
𝑥 = 2,450 𝑔
 
 
 
85𝑔 − 100 𝑔 
2,450𝑔 − 𝑥 𝑔 
𝑥 = 2,9 𝑔
 (3) 
 
 
 𝐷 =
𝑚
𝑣
 (4) 
1,70 =
2,9
𝑉
 
𝑉 = 1,7 𝑚𝐿 𝑑𝑒 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑓𝑜𝑠𝑓ó𝑟𝑖𝑐𝑜 
 Obs: Foi utilizado 2,5 mL de ácido fosfórico para a realização do experimento, 
pois a densidade de 1,17 g/cm³ foi a usada para fazer os cálculos em sala. Isto 
desencadearia um erro muito grande no teor de ácido fosfórico a ser calculado. 
 
3.2.2. Cálculo da molaridade de ácido fosfórico concentrado: 
Para o primeiro hidrogênio o volume de 𝐻3𝑃𝑂4 utilizado foi de 10,00 mL, já 
para o segundo foi de 8,00 mL. 
 
Para o primeiro hidrogênio: 
(1) 
(2) 
 (𝑀 × 𝑉)𝐻3𝑃𝑂4 = (𝑀 × 𝑉)𝑁𝑎𝑂𝐻 (5) 
𝑀𝐻3𝑃𝑂4 𝑑𝑖𝑙𝑢𝑖𝑑𝑜 =
0,1006
𝑚𝑜𝑙
𝐿 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑋 13,77 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
10,00 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4
 
𝑀𝐻3𝑃𝑂4 𝑑𝑖𝑙𝑢í𝑑𝑜 = 0,1384 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Sabendo a molaridade de ácido fosfórico diluído pode-se calcular a molaridade do 
concentrado: 
 M𝐻3𝑃𝑂4 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑑𝑜 = 𝑀𝑑𝑖𝑙 × 𝐹𝑎𝑡𝑜𝑟 𝑑𝑖𝑙𝑢𝑖çã𝑜 (6) 
𝑀𝐻3𝑃𝑂4 𝑐𝑜𝑛. = 0,1384
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 𝑋
250
2,5
 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝐻𝐴𝑐 
𝑀𝐻3𝑃𝑂4 𝑐𝑜𝑛𝑐. = 13,84 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Para o segundo hidrogênio: 
 (𝑀 × 𝑉)𝐻3𝑃𝑂4 = (𝑀 × 𝑉)𝑁𝑎𝑂𝐻 (7) 
𝑀𝐻3𝑃𝑂4 𝑑𝑖𝑙𝑢𝑖𝑑𝑜 =
0,1006
𝑚𝑜𝑙
𝐿 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑋 23,07 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
2 × 8,00 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4
 
𝑀𝐻3𝑃𝑂4 𝑑𝑖𝑙𝑢í𝑑𝑜 = 0,1451 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Sabendo a molaridade de ácido fosfórico diluído pode-se calcular a molaridade do 
concentrado: 
 M𝐻3𝑃𝑂4 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑑𝑜 = 𝑀𝑑𝑖𝑙 × 𝐹𝑎𝑡𝑜𝑟 𝑑𝑖𝑙𝑢𝑖çã𝑜 (8) 
𝑀𝐻3𝑃𝑂4 𝑐𝑜𝑛. = 0,1451
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 𝑋
250
2,5
 𝑚𝐿 𝑑𝑒𝐻3𝑃𝑂4 
𝑀𝐻3𝑃𝑂4 𝑐𝑜𝑛𝑐. = 14,51 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
3.2.3. Cálculo para descobrir o teor de ácido fosfórico: 
Sabendo a molaridade do frasco com a solução original, pode-se determinar o teor de 
ácido fosfórico. 
Primeiro, foi descoberto a quantidade de massa de 𝐻3𝑃𝑂4 em 1000mL de solução: 
𝑑 =
𝑚
𝑣
1,70 =
𝑚
1000𝑚𝐿
𝑚 = 1700𝑔 
 (6) 
Para o primeiro hidrogênio: 
 
1𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 − 97,99𝑔 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4
13,84 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 − 𝑥 𝑔
𝑥 = 1356𝑔 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4
 (7) 
 
 
1356𝑔 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 − 1700𝑔 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 
𝑡𝑒𝑜𝑟 − 100𝑔
𝑡𝑒𝑜𝑟 = 79,8% ≅ 80% 𝑚/𝑚
 
 
Para o segundo hidrogênio: 
 
(8) 
1𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 − 97,99𝑔 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4
14,51 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 − 𝑥 𝑔
𝑥 = 1422𝑔 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4
 (9) 
 
 
1422𝑔 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 − 1700𝑔 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 
𝑡𝑒𝑜𝑟 − 100𝑔
𝑡𝑒𝑜𝑟 = 83,6% ≅ 84% 𝑚/𝑚
 
 
 
4. Resultados e discussão 
 
Neste experimento, tem-se três pontos de equivalência e para distingui-los foi 
necessária a escolha do indicador certo, ou seja, um indicador ácido-base com 
viragem próxima ao ponto de equivalência do que se quer visualizar. ¹ Não foi 
necessária a realização da titulação do terceiro hidrogênio, por conta do seu Ka 
ser próximo ao Kw da água, desprezando assim o terceiro ponto de equivalência. 
 
No primeiro hidrogênio titulavel temos que: 
𝐻3𝑃𝑂4 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎𝐻2𝑃𝑂4 + 𝐻2𝑂 
Este hidrogênio tem seu ponto de equivalência (PE) em pH 4,67 e foi usado o 
alaranjado de metila como indicador, que tem a faixa de pH da viragem entre 2.39 
e 4.39. Este indicador não é muito apropriado para o primeiro hidrogênio, tendo 
em vista que seu ponto de viragem é abaixo do ponto de equivalência (PE). 
 
No segundo hidrogênio temos que: 
𝐻3𝑃𝑂4 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4 + 2𝐻2𝑂 
 
Este hidrogênio tem seu ponto de equivalência (PE) em pH 9,96 e foi usado a 
timolftaleína como indicador, que tem a faixa de pH da viragem entre 8,3 a 10,5. 
Este indicador tem o ponto de viragem está em cima ponto de equivalência (PE), 
sendo assim é quase o mesmo após a adição da base, fazendo com que não seja 
possível visualizar o primeiro PE. 
 
Como visto na parte dos cálculos, teve-se uma alteração no volume de 𝐻3𝑃𝑂4 de 
um hidrogênio para outro. Na segunda titulação, a base (NaOH) vai reagir com o 
primeiro hidrogênio que já foi titulado anteriormente primeiro e em seguida 
começa a reagir com o ânion H2PO4
- . Com isso, por conta do Ka2 ser alto, espera-
se que gaste o dobro de volume de base para a segunda titulação. Uma solução foi 
diminuir a quantidade de volume de 𝐻3𝑃𝑂4 , para que assim não gaste muita base. 
A diminuição do volume também é feitapor conta do erro associado a bureta, o 
recomendado é gastar de 20-80% do volume da bureta, se o volume continuasse 
de 10,00 mL iria ultrapassar de 26,00 mL podendo comprometer a exatidão e 
precisão da titulação. 
(10) 
O teor encontrado para o primeiro e segundo hidrogênio foi de 80% e 84%, 
respectivamente. O teor dado no rotulo era de 85%, portanto maior que o 
encontrado. Esperava-se que o teor fosse o mesmo para os dois hidrogênios, 
porém ocorreram alguns erros ao longo do experimento. Esses erros estão 
associados a alguns fatores, como o fato da técnica ter sido feita em titulações 
separadas, à má tomada de alíquota e até mesmo à observação do ponto de 
viragem. 
 
5. Conclusão 
 
Apesar de alguns erros obtidos ao longo do experimento, obteve-se um teor de 80% 
e 84% para o primeiro e segundo hidrogênio, respectivamente. Considerando que o 
teor de ácido fosfórico comercial é de 85%, pode-se dizer que apesar dos erros o 
resultado obtido foi preciso e satisfatório. 
 
 
6. Referências 
¹ BARBOZA, Rodolfo S.; VALE, Daniella L. Universidade Federal do Rio de 
Janeiro. ‘Química Analítica Quantitativa Experimental II’. Pág. 35-38