Padronização NaOH

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO ACRE – IFAC
LICENCIATURA EM QUÍMICA – 7º Período
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE HIDRÓXIDO DE SÓDIO 0,2 MOL/L
Geovane Silva, Maiara Nogueira, Maycon Costa e Rallid Carvalho
Xapuri – Acre
2019
Geovane Silva, Maiara Nogueira, Maycon Costa e Rallid Carvalho
Química Analítica Quantitativa
Padronização de Solução de Hidróxido de Sódio 0,2 mol/L
Trabalho acadêmico entregue ao professor Givaldo Silva da disciplina de Química Analítica Quantitativa do Instituto Federal do Acre do Curso de Licenciatura em Química, como requisito parcial para a nota.
Xapuri – Ac
2019
INTRODUÇÃO
		Em análise química é necessário preparar soluções de concentração exatamente conhecida, isto é, soluções padrões. Essas soluções requerem, muitas vezes, que se faça uma análise titulométrica para se determinar à quantidade exata do soluto presente no volume da solução. Este procedimento chama-se padronização da solução.
		A solução padrão é usualmente adicionada por uma bureta. O processo de adição da solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de titulação e a substância a ser determinada de titulada. O ponto final da titulação chama-se ponto de equivalência. Este final deve ser identificado por alguma mudança, produzida pela própria substância padrão, por exemplo KMnO4 ou pela adição de um reagente auxiliar conhecido como indicador. Após a finalização da reação entre a substância e a solução padrão, o indicador deverá produzir uma mudança de cor no líquido que está sendo titulado. Este ponto é chamado de ponto final da titulação. Em um laboratório analítico é essencial manter em estoque soluções de vários reagentes, algumas delas terão concentrações exatamente conhecidas (soluções padrões) e é imperativo que a temperatura de estocagem destas soluções seja a correta.
OBJETIVOS
Preparar solução de hidróxido de sódio, em seguida, padronizá-la.
MATERIAIS E REAGENTES
Espátula
Béquer 100 mL
Bastão de vidro
Balão volumétrico 1 L
Erlenmeyer de 250 mL
Béquer 600 mL
Balança semi-analítica
Frasco plástico de iogurte 1 L
Bureta 50 mL
Proveta 100 Ml
Hidróxido de sódio P.A.
Biftalato de potássio seco
Fenolftaleína 1 %
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Preparação da solução NaOH 0,2 mol/L
Calculou a quantidade de hidróxido de sódio necessária para a preparação 1 L de solução. Com o auxílio de um béquer de 100 mL, pesou-se na balança semi-analítica a quantidade de hidróxido calculada. Dissolveu com 50 mL de água destilada e transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 1 L. O béquer foi lavado com pequenos volumes de água destilada, transferindo para o balão e finalmente completado o volume com água destilada e em seguida foi homogeneizado.
Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L
Calculou-se a massa de biftalato de potássio necessária para reagir completamente com 25,00 mL da solução de NaOH 0,2 mol/L. Pesou-se na balança exatamente a massa calculada e transferida quantitativamente para um erlenmeyer de 250 mL. Foram medidos numa proveta 20 mL de água destilada e transfira para o erlenmeyer, para dissolver completamente o biftalato de potássio. Adicionou duas gotas de fenolftaleína 1 %.
Foi ambientada uma bureta de 50 mL com pequena quantidade da solução de NaOH 0,2 mol/L. Fixou a bureta de 50 mL no suporte universal. Com auxílio de um béquer de 100 mL, a bureta foi preenchida com solução de NaOH 0,2 mol/L até acertar o menisco.
Titulou em triplicata com a solução recém preparada de NaOH 0,2 M, até mudança de coloração do indicador de incolor para levemente rosa. Anotou-se o volume gasto e calculou-se o fator de correção, utilizando a seguinte fórmula: 
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Cálculo para o preparo da Solução de NaOH aproximadamente 0,2 mol/L
Concentração de solução de NaOH desejada = 0,2 mol/L
1 mol = 40 g
0,2 = x
x = 8 g para 1 L de solução
Cálculo para o preparo da Solução de Biftalato de Potássio
Sabendo que iria ser utilizado 25 mL de solução de NaOH, calculou-se a quantidade a partir deste volume. Como o Biftalato e NaOH estão na proporção de 1:1 fez-se os seguintes cálculos:
1000 mL de NaOH → 0,2 mol
25 mL → x
x = 0,005 mol de NaOH
1 mol de biftalato → 204,22 g
0,005 mol → x
x = 1,02 g de biftalato
Fator de Correção
 
 
 
Fc médio = 0,8971
Cf = [0,2] x 0,8971
Cf = 0,18 mol/L , onde Cf = Concentração teórica final
Erro Relativo
Erro 1: 
Erro 2: 
Erro 3: 
Reação da titulação
KHC8H4O4 + NaOH → KNaC8H4O4 + H2O
Grupos cromóforos
A teoria cromófora tenta justificar tal formação de cores: "A coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas nas moléculas". Os grupos cromóforos são os agrupamentos moleculares que absorvem a radiação, isto é, cujos orbitais eletrônicos apresentem separações em energia na faixa do visível. Os cromóforos compreendem também arranjos de vários grupos carbonilas, (=C=O), ou ligações duplas próximas. Exemplos de grupos cromóforos:
Grupo Nitro (-NO2)
Grupo Nitroso (-NO)
Grupo Azo (-N2-)
Grupo Quinônico:
A mudança de coloração dos indicadores associando a um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio, que define o surgimento ou desaparecimento dos grupos cromóforos. Exemplo na figura 2:
Figura 2 – Fenolftaleína na forma ácida e alcalina
A fenolftaleína é um indicador de pH com a fórmula C20H14O4. Apresenta-se normalmente como um sólido em pó branco ou em solução alcoólica como um líquido incolor. É insolúvel em água, porém solúvel em etanol (álcool etílico). No meio ácido é incolor, porque não aparece a estrutura quinônico devido à não ruptura do anel, diferentemente do meio básico que há uma ruptura do anel permitindo que haja formação da estrutura quinônico. A molécula tem quatro formas:
Figura 1 – Diferentes estruturas da fenolftaleína de acordo com o pH.
CONCLUSÃO
A experiência realizada permitiu que a calibração de vidraria volumétrica pudesse obter resultados mais precisos e seguros. Vale ressaltar que, os resultados obtidos são raramente 100% seguros, visto que fatores internos e externos podem afetar estes resultados. Logo, foi de suma importância aprender como é feita a calibração de vidrarias e para que serve esta, é possível dizer através desta prática que nem todas as vidrarias são precisas e que sempre é necessária a aferição no cotidiano em práticas laboratoriais.
REFERÊNCIAS
BACCAN, N; ANDRADE, J.C; GODINHO, O. E. S. & BARONE, J.S., Química analítica quantitativa elementar, 3ª ed., Editora Edgar Blucher, São Paulo: Universidade Estadual de Campinas, Campinas, 2001.
BASQUES, J. C. Usando controles no laboratório clínico. 1ª ed. Labtest. Minas Gerais. 2009.
ELLISON S.L.R; ROESSLEIN, M.; WILLIAMS, A. (eds) (2000). EURACHEM/CITAC Guide: Quantifying uncertainty in analytical measurement, 2nd edn. EURACHEM. ISBN 0-948926-15-5. Disponível em <http:// www.eurachem.com>
PONÇANO, V. (2007). Qualidade em saúde: Competência laboratorial e ensaios de proficiência: avanços e desafios. Disponível em: http://www.anvisa.gov.br/institucional/snvs/coprh/seminario/qualidade_saude_v era.pdf