Padronização do NaOH

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE PONTA GROSSA
SETOR DAS CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E ORGÂNICA
PRÁTICA 11 – PADRONIZAÇÃO DO NaOH
PROFESSORA: 
Eliane 
May
 de Lima
ALUNOS: Ana Caroline Silva, Everton Lopes, Tainá B. 
Stadler
, Wagner M. 
Mainardes
.
UEPG
2013
Introdução
REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇAO
Em uma reação ácido-base, ou reação de neutralização, íons hidrogênio de um reagente ácido com íons hidróxido de uma base formam água ou
H+ (aq) + OH- (aq) H2O
A água é um produto em todas as reações de neutralização. Consideremos a neutralização que ocorre quando soluções aquosas de ácidos clorídrico, HCl, e hidróxido de sódio, NaOH, são misturadas. A equação para a reação pode ser escrita na suposta forma molecular:
HCl(aq) + NaOH(aq) H2O + NaCl(aq)
Nesta reação, um mol de íons H+ (do HCl) combina-se com um mol de íons OH- (do NaOH) para formar um mol de moléculas de H2O. Neste caso, a razão estequiométrica do HCl para NaOH é 1:1. A situação é diferente no caso da reação de ácido clorídrico com hidróxido de bário, Ba(OH)2,
2HCl (aq) + Ba(OH)2 (aq) 2H2O + BaCl2 (aq)
Desta vez a razão estequiométrica (ácido para base) será 2:1. Em algumas reações, de neutralização, um H+ (do ácido) combina-se com um OH- (da base) para formar uma molécula de H2O. Daqui pode-se ver que a razão estequiométrica (mols de ácido para mols de base) é determinada pelo número de íons de H+ reagentes por moléculas de ácido, e íons de OH- por fórmulas unitárias de base. Na equação anterior, duas moléculas de HCl são necessárias para fornecer dois íons H+ necessários para combinarem-se com dois. íons OH- fornecidos por uma única fórmula unitária Ba(OH)2.
TITULAÇÃO
As reações de neutralização são importantes em um procedimento de laboratório conhecido como titulação ácido-base, no qual a concentração molar de um ácido em uma solução aquosa é determinada pela adição vagarosa de uma solução básica de concentração conhecida na solução do ácido. (As funções do ácido e da base podem ser invertidas). Uma solução de ácido é comumente transferida com uma pipeta e, assim, seu volume é conhecido. A solução da base é usualmente transferida por um tubo de medição chamado bureta, e a adição desta solução é interrompida no ponto em que o número de mols de íons H+ do ácido é
igual ao número de mols de íons OH- da base, que foram misturados. 
A isto denominamos ponto de equivalência, geralmente observado por uma mudança de cor de um composto, chamado indicador, uma pequena quantidade que, foi adicionada previamente na mistura reagente. No ponto de equivalência, a razão do número de mols de ácidos no início para mols da base que foi adicionada é igual à razão estequiométrica. A bureta permite medir o volume de base adicionado, e esse volume, juntamente com a concentração da solução de base e o volume da solução de ácido, permite calcular a concentração da solução de ácido.
Como mencionado anteriormente, o papel do ácido e da base pode ser invertido, isto é, a concentração de uma solução pode se determinada por titulação com uma solução de ácido de concentração conhecida. Quando a titulação ácido base é concluída, no ponto de equivalência,a quantidade de mols,de ácido e base que está misturada encontra-se em um razão estequiométrica.
 
RUSSELL, J. B.; Química Geral. 2ª Ed. São Paulo: Editora Makron Books 1994. Página 106 a 108.
Objetivos:
Determinar a concentração exata de uma solução diluída de base forte, utilizando a titulação. Utilizar indicadores ácido-base para identificar o ponto de equivalência numa titulação ácido fraco-base forte.
Materiais: 
Ácido oxálico (s)
NaOH 6 mol/L, já preparada
Solução de fenolftaleína
3 erlenmeyer
Pipeta
Bureta 
Balança analítica
Béquer
Espátula
Suporte universal
pisseta
4. Procedimento Experimental:
	Primeiramente pegou-se a solução de NaOH já preparada em práticas anteriores e fez-se a ambientalização da bureta com essa solução,depois despejando em um béquer esse liquido que não seria utilizado. Encheu-se a bureta com a solução de NaOH até o menisco atingir a marca máxima. Em seguida foi-se até a balança analítica, colocou-se o erlenmeyer sobre a balança, tarou-se a balança, pegou-se com a espátula um pouco de ácido oxálico sólido (H2C2O4) e despejou-se dentro do erlenmeyer cuidadosamente até atingir o peso de 0,094g. Voltou-se ao laboratório e despejou-se água destilada e três gotas de fenolftaleína dentro do erlenmeyer contendo o ácido oxálico, em seguida colocou-se esse erlenmeyer sob a bureta e foi-se abrindo a torneira da bureta deixando cair a solução de NaOH cuidadosamente, sempre mexendo o erlenmeyer, até atingir a coloração desejada. Assim repetiu-se o procedimento com 3 erleneyers, visto que um deles foi descartado.
5. Resultados e Discussões:
	Ao se padronizar uma solução aquosa de NaOH, titulando-a com ácido oxálico, ocorrerá a reação química representada pela seguinte equação química (não-balanceada):
H2C2O4 (aq) + NaOH(aq) → Na2C2O4(aq) + H2O(l)
O padrão primário que utilizaremos nessa prática será o ácido oxálico (H2C2O4) e atender as características mencionadas abaixo.
Padrão primário é um composto com pureza suficiente para permitir a preparação de uma solução padrão mediante a pesagem direta da quantidade da substancia, seguida pela diluição até um volume definido de solução. (VOGUEL, 1992)
Um padrão primário deve atender algumas condições, entre elas, podemos destacar: Fácil obtenção, purificação, secagem e preservação em estado puro, devem permanecer inalteradas ao ar durante a pesagem, seu grau de pureza e massa molecular deve ser alto, para evitar possíveis erros e, além disso, deve ser facilmente solúvel. (VOGUEL, 1992).
Os químicos recorrem a estas substâncias para identificar o caráter químico das soluções. Na Tabela 1 apresentam-se as zona de viragem e cores para alguns indicadores.
	Indicador
	Zona de viragem
	Mudança de cor (Ác – Bas)
	Azul de timol
	1.2 – 2.8
	Vermelho – amarelo 
	Alaranjado de metila
	3.1 – 4.5
	Vermelho – amarelo
	Vermelho de metila
	4.2 – 6.3
	Vermelho – amarelo
	Tornassol
	5.0 – 8.0
	Vermelho – azul
	Vermelho de bromofeno
	5.2 – 7.0 
	Amarelo – vermelho
	Azul de bromotimol
	6.0 – 7.6
	Amarelo – azul
	Fenolftaleína
	8.3 – 10.0
	Incolor – vermelho
Para medir o pH de uma solução, podemos usar um indicador universal que é uma mistura de vários indicadores. É apresentado comercialmente sob a forma de papel indicador universal ou solução de indicador universal, com uma escala de cores de referência e produz uma gama de cores variáveis consoante o pH do meio. (Vogel, 2008)
A escolha de um indicador ácida-base para uma titulação deve fazer-se de modo que o salto brusco do valor de pH (que deve existir na vizinhança do ponto de equivalência) tenha a zona de viragem contida nesse salto de pH e que a mesma englobe o pH desse ponto de equivalência. Só assim se pode detectar visualmente uma mudança súbita na cor da solução.(Vogel, 2008)
Cálculos realizados : 
2 NaOH + H2C2O4 Na2C2O4 + 2 H2O
Reação de dissociação
Na2C2O4 2 Na + C2O4
Reação de hidrólise
1º C2O4 + H2O HC2O4 + OH 
2º HC2C4 + H2O H2C2O4 + OH 
 C2O4 + 2 H2O H2C2O4 + 2 H2O 
2 NaOH + H2C2O4 Na2C2O4 + 2 H2O
1º) 
C ~ 0,1 mol/L
 V ~ 15 mL
 n = C.V
 n = 0,1 . 15x 10 -3L
nNaOH = 1,5x10-3 mol
2º)
 
 NaOH H2C2O4
 2 mols 1 mol
1,5x10-3mol X
nH2C2O4 = 7,5x10-4 mol
3º) n = m/MM
 7,5x10-4 = m/126,06
m = 0,094 g
	
	m H2C2O4
	n NaOH
	n H2C2O4
	V NaOH
	C NaOH
	Erlenmeyer 1
	0,0094g
	1,4x10-3 mol
	7x10-4 mol
	1,82x10-2 L
	0,076 mol/L
	Erlenmeyer 2
	0,0094g 
	1,4x10-3 mol
	7x10-4 mol 
	1,87x10-2 L
	0,074 mol/L
	
	Média
	
	0,075 mol/L
6. Conclusão :
 	Podemos concluir neste experimento à fase de neutralização onde a solução básica foi sendo adicionadana ácida até o ponto de equivalência onde se pode observar a mudança de coloração do composto que era incolor devido a três gotas de fenolftaleína, e tornou-se rósea. A concentração observada no NaOH no final do experimento, fica próximo ao valor de sua concentração original.
Assim foram alcançados os objetivos da experiência.
7. Referências Bibliográficas:
http://www.ebah.com.br/content/ABAAABHkcAG/preparacao-padronizacao-solucoes
http://www.ebah.com.br/content/ABAAABPqYAI/padronizacao-naoh 
RUSSELL, J. B.; Química Geral. 2ª Ed. São Paulo: Editora Makron Books 1994. Página 106 a 108.