Relatório 9 - Padronização de soluções

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS
INSTITUTO DE QUÍMICA
QUÍMICA LICENCIATURA - NOTURNO
Padronização de Soluções.
Amanda A. A. de Morais
Daniel Alves
Daniel Araújo	
Karina Montrezzol 
GOIÂNIA – GOIÁS
29 de abril de 2015
Introdução.
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, ou seja, corresponde ao estado em que as substâncias estão subdivididas de modo que suas partículas estão em dimensões moleculares, atômicas ou iônicas, dependendo da natureza das substâncias.
 	As propriedades de uma solução não dependem apenas dos seus componentes, mas também da proporção entre as quantidades desses componentes, isto é, dependem de sua concentração, que é dada pela razão entre a quantidade de soluto e o volume da solução. A concentração é expressa comumente em mols de soluto por litro de solução. Tal concentração é chamada de molaridade da solução.
 	Quando não se tem o reagente na forma pura, se preparam inicialmente soluções que tenham aproximadamente a molaridade desejada. Depois estas soluções são padronizadas pela titulação contra solução de uma substância pura, com concentração conhecida com exatidão, chamada de padrão primário.
 	Um padrão primário é um composto com pureza suficiente para permitir a preparação de uma solução padrão através da pesagem direta da quantidade da substância, seguida pela diluição em um volume definido de solução. 
 	Conhecendo a estequiometria da reação, os volumes das soluções utilizadas e umas das concentrações, é possível determinar a outra concentração. Para isso, a adição do titulante deveria parar quando os reagentes estivessem nas proporções estequiométricas, ou seja, no ponto de equivalência, que geralmente é identificado pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador. A fenolftaleína e o alaranjado de metila são exemplos de indicadores. O alaranjado de metila é frequentemente escolhido para ser usado em titulações por causa de sua clara mudança de coloração, já quem em pH abaixo de 3,1 apresenta coloração vermelha e em pH acima de 4,4 apresenta coloração amarela. Já a fenolftaleína também é usada com frequência em titulações. Esta em pH abaixo de 8,2 apresenta-se incolor, em pH entre 8 e 10 possui uma coloração rosa e em pH entre 10 e 12 apresenta-se carmim ou roxa.
 	Depois de a reação entre as substâncias estar praticamente completa, o indicador deve provocar uma modificação visual nítida na solução. O ponto em que isto ocorre é o ponto final da titulação. Numa titulação ideal, o ponto final visível coincidirá com o ponto de equivalência.
 	Para uma titulação ser realizada, as seguintes condições devem ser feitas:
 	Deve ser uma reação simples que possa ser expressa por uma equação química; A substância titulada deve reagir completamente com o reagente, em proporções estequiométricas; A reação deve ser relativamente rápida; No ponto de equivalência deve haver alteração de alguma propriedade física ou química da solução; Deve-se dispor de um indicador que, pela alteração de propriedade física (cor) possa definir o ponto final da reação.
Objetivos.
Padronizar as seguintes soluções de ácido clorídrico com tetraborato de sódio (bórax); hidróxido de sódio com ácido clorídrico; hidróxido de sódio com biftalato de potássio; preparar uma solução de concentração molar 0,1 mol/L de biftalato de potássio; praticar o manuseio de vidrarias e aperfeiçoar o conhecimento adquirido em sala.
Materiais e Reagentes.
Suporte Universal;*
Garra;*
Erlenmeyer;*
Bureta;*
Béqueres;*
Funil;*
Bastão de vidro;*
Proveta;*
Pipeta de Pasteur;*
Pipeta volumétrica;*
Balança;*
Procedimento 1:
0,1906 g de Bórax;
Indicador Fenolftaleína;
10 mL de água destilada;
Solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L.
Procedimento 2:
0,408 g de Biftalato de Potássio;
Água destilada.
Procedimento 3:
Solução de Biftalato de Potássio do procedimento 3;
3 gotas do indicador Fenolftaleína;
Solução de NaOH 0,1 mol/L.
Procedimento 4:
10 mL de HCl;
3 gotas de Fenolftaleína;
Solução de NaOH 01mol/L.
*Todos os procedimentos utilizam tais materiais.
Métodos e Resultados.
Procedimento 1: padronização da solução de ácido clorídrico (HCl) com tetraborato de sódio (Na2B4O7·10H2O).
Foi calculado a quantidade bórax (ou tetraborato de sódio) que reage completamente com 10 mL de solução 0,1 mol/L de HCl, encontrando-se 0,1906 g (cálculo no anexo 1). 
Após as pesagens, em três béqueres devidamente enumerados, obteve-se:
Béquer 1: 0,189 g;
Béquer 2: 0,190 g;
Béquer 3: 0,192 g.
Adicionou-se 3 gotas do indicador fenolftaleína, logo após, dilui-se o bórax com, aproximadamente, 10 mL de água destilada.
Transferindo-se, com a ajuda do funil de vidro, a solução de cada béquer para três erlenmeyers, também enumerados, obtendo-se um volume menor que 50 mL.
Utilizando-se a solução de ácido clorídrico, zerou-se a bureta de 25 mL. 
Titulou-se a solução do bórax, repetindo-a três vezes.Obtendo-se:
Erlenmeyer 1: 13,2 mL de HCl;
Erlenmeyer 2: 13,3 mL de HCl;
Erlenmeyer 3: 13,6 mL de HCL.
Calculou-se a concentração molar dessa solução (Anexo 1).
Procedimento 2: preparação de uma solução de Biftalato de Potássio (KHC8H4O4) 0,1 M.
Calcula-se a quantidade de Biftalato de Potássio para preparar-se 20 ml de solução 0,1 mol/L, obteve-se 0,408 g (cálculo no anexo 1). 
Após as pesagens, em três béqueres devidamente enumerados, obteve-se:
Béquer 1: 0,408 g;
Béquer 2: 0,409 g;
Béquer 3: 0,409 g.
Com uma pequena quantidade de água destilada, dilui-se o Biftalato de Potássio, com a ajuda de um bastão de vidro.
 Após a diluição, com o uso de um funil de vidro, transferiu-se cada solução para um erlenmeyer enumerado, obtendo-se 20 mL. 
Procedimento 3: padronização da solução de hidróxido de sódio (NaOH) com a solução de Biftalato de Potássio (KHC8H4O4).
A partir do balanceamento da equação (Anexo 1), pode-se perceber que 1 mol de Biftalato de Potássio neutraliza 1 mol de Hidróxido de Sódio.
Em três erlenmeyers, devidamente enumerados, adicionou-se uma certa quantidade Biftalato de Potássio e 3 gotas do indicador Fenolftaleína em cada.
Encheu-se a bureta com NaOH até o nível zero.
Titulou-se a solução de Biftalato de Potássio até que apresentasse a cor rosa. Este é o ponto de viragem. (Figura 1 – Anexo 2)
Foram repetidas três vezes e anotou-se os volumes de NaOH utilizados, obtendo-se:
Erlenmeyer 1: 20,5 mL;
Erlenmeyer 2: 20,2 mL;
Erlenmeyer 3: 20,5 mL.
Calculou-se a concentração de solução de NaOH (anexo 1)
Procedimento 4: padronização da solução de hidróxido de sódio (NaOH) com solução de HCl.
Preparou-se 100 mL de uma solução de NaOH 0,1 mol/L.
Em três erlenmeyers enumerados adicionou-se, com o auxílio da pipeta volumétrica, 10 mL de HCl.
Adicionou-se 3 gotas do indicador fenolftaleína.
Encheu-se a bureta, até o nível zero, com a solução de NaOH.
Titulou-se até que a solução apresentasse uma coloração rosa tênue, obtendo-se os seguintes volumes de NaOH:
Erlenmeyer 1: 10,5 mL;
Erlenmeyer 2: 10,4 mL;
Erlenmeyer 3: 10,5 mL;
Calculou-se a concentração molar da solução de NaOH.
Discussão.
A partir dos resultados dos cálculos, observou-se que houve uma diferença entre a concentração molar do NaOH encontrado, isto pode ter ocorrido devido a alguns fatores como, a absorção de água do ambiente pelo NaOH no momento em que ele foi pesado ou até mesmo ao ser diluído em água, num descuido, do operador pode ter adicionado um volume de água maior do que o necessário para obtenção da concentração desejada (0,1M). 
Conclusão.
Concluiu-se que em dada solução ácida, titulada com uma solução alcalina, as hidroxilas da solução alcalina combinam-se com os hidrogênios ionizáveis do ácido, aumentando o pH da solução que em determinado momento, atinge o ponto de equivalência, chegando ao final.
 	
Através do experimento foi possível conhecer os mecanismos utilizados para o preparo de uma solução, além de distinguir algumas características como a diferença entre solvente e um soluto.Também, foi possível perceber as vantagens que uma análise dessa tem sobre outras, podemos destacar o tempo gasto, e o baixo custo. Vale ressaltar que foi possível analisar a dificuldade encontrada no manuseio dos aparelhos utilizados para se fazer uma titulação, desta forma o estudo analítico é bom que o analista tenha um conhecimento prévio sobre as condições da amostra e da analise a ser feita. 
Referências.
Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª edição; Atkins, Peter e Jones, Loretta, 2002;
Transformações Químicas – Apostila para as aulas práticas; Fabiano Molinos de Andrade e Rafael Pavão de Chagas;
Química a Ciência Central, 9ª edição, Editora Pearson Pretice Hall; Brown, T. L., Lemay H. E. e Bursten, B. E, 2007.
Anexo 1.
Cálculo da massa de Borato de Sódio que reage completamente com 10 mL de solução 0,1 mol/L de HCl (procedimento 1):
2 HCl(aq) + Na2B4O7 . 10 H2O → 2 NaCl(aq) + 4 B(OH)3 + 5 H2O 
V=10mL 	 nbórax= 5 x 10-4 mol
 	 M=0,1 mol/L n=m/M → m = 0,1906 g Bórax
 	M=n/V → n = 1 x 10-3 mol/L HCl
Cálculo da concentração molar da solução do Bórax (procedimento 1) :
Média entre os volumes de HCl = 13,2 + 13,3 + 13,6 = 13,36 mL
							3
C=n/V → C = 5 x 10-4/13,36 → C = 3,74 x 10-5 mol/L.
Cálculo da massa de biftalato de potássio requerida para preparar 20 mL de solução 0,1 mol/L (procedimento 2) :
m KHC8H4O4 = ? MM = 204,22 g/mol) [ ] = 0,1 mol/L V = 20 mL
M = n/V → n = M.V → n = 0,1 x 0,02 = 0,002 mol
n = m/MM → m = n.MM → m = 0,002 x 204,22 = 0,408g
Balanceamento da equação de hidróxido de sódio e Biftalato de Potássio (procedimento 3):
KHC8H4O4 + NaOH → KNaC8H4O4 + H2O
Cálculo da concentração de solução de NaOH (procedimento 3):
Média entre os volumes de NaOH = 20,5 + 20,2 + 20,5 = 20,4 mL = 0,0204 L
						3
M1V1 = M2V2 → 0,1 mol/L x 0,02 L = M2 x 0,0204 L → 
 M2 = 0,0980 [NaOH]
Cálculo da concentração molar da solução de NaOH (procedimento 4):
Média entre os volumes de NaOH = 10,5 + 10,4 + 10,5 = 10,4
						3
MAVA = MBVB → MA x 10 mL = 0,0980 mol/L x 10,4 mL →
		 MA = 0,10192 mol/L [NaOH]
Anexo 2.
Figura 1 – Procedimento 3.