Preparo de soluções acidez e basicidade estequiometria Noções de titulação

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Universidade Federal do Estado do Rio de Janeiro - UNIRIO 
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde – CCBS 
Instituto de Biociências – IBIO 
Departamento de Ciências Naturais – DCN 
 
 
Disciplina: Química Geral e Inorgânica 
Professora: Claudia Jorge Do Nascimento 
 
 
 
Aluno: Mariana Abrahão Barreiro Alvarez 
Curso: Biomedicina 
Turma: A Nº da prática: 2 
 
Prática realizada no dia: 01/04/2019 
 
 
 Preparo de soluções – acidez e basicidade – estequiometria 
 Noções de titulação 
 
 
 
 
Rio de Janeiro 
Primeiro Semestre 2019 
 
I. Introdução 
A compreensão acerca de conceitos de soluções faz-se indubitavelmente relevante para o 
êxito na prática de experimentos laboratoriais, assim como informações inerentes ao seu 
preparo. 
Misturas homogêneas formados por duas ou mais substâncias são denominadas 
soluções, em que há o soluto e o solvente. O soluto é encontrado em menor quantidade 
na mistura e é dissolvido pelo solvente, que é o componente em maior quantidade. Por 
serem homogêneas, as soluções possuem propriedades iguais em todos os pontos, 
devido ao soluto estar dissolvido de modo uniforme por toda a sua extensão.1 As 
unidades de concentração são medidas quantitativas da afinidade do soluto dissolvido em 
uma mistura e devem ser expressas em unidades quantitativas para informar a 
quantidade de soluto dissolvida em determinado solvente. Essa quantidade relativa de 
uma substância é conhecida como concentração e é expressa em diferentes unidades.2 
Entre elas estão: Grama por litro (g/L), onde é relacionada a massa do soluto em gramas 
com o volume da solução em litros e é usada para calcular concentração comum (C); 
Gramas por mililitro (g/mL) ou gramas por centímetro cúbico (g/cm3), onde é relacionada a 
massa do solução com o volume da solução e é usada para calcular a densidade; partes 
por milhão (ppm), é relacionada a massa do soluto e a massa da solução em gramas 
multiplicada por 106 e permite ser expressa a concentração de substâncias extremamente 
diluídas; Mol por litro (mol/L), que relaciona a quantidade de soluto em mol com o volume 
da solução em litro, é usada para calcular a concentração em quantidade de matérias 
(Cn), sendo a mais usada para experimentos científicos.2 
Os indicadores de pH, ou indicadores ácido-base são substâncias orgânicas com leve 
basicidade (indicadores básicos) ou com leve acidez (indicadores ácidos) que mudam de 
cor em função do pH.3 Indicadores ácido-base, por serem substâncias que apresentam 
propriedades físico-químicas, são capazes de atuar como indicadores visuais, mudando 
de cor de acordo com a solução na qual estão contidos, em funções de fatores como, por 
exemplo pH, complexação com íons metálicos, potencial elétrico, entre outros.4 Entre os 
indicadores de pH usados em titulações ácido-base, se destacam o fenolftaleína 
(C20H14O4), que muda de incolor em meio ácido para rosa em meio básico; e o alaranjado 
de metila (C14H14N3NaO3S), que quanto mais ácido a solução, mais vermelho ele fica e 
quando menos ácida a solução, mais ele se aproxima da cor amarela. 
 
II. Objetivos 
A realização da aula prática teve como finalidade o preparo, de maneira correta, de 
soluções, utilizando substâncias como HCl e NaOH; e como elas se comportariam frente 
aos indicadores ácido-base, como fenolftaleína e alaranjado de metila. 
 
III. Materiais e Métodos 
a. Materiais utilizados 
-Becher de 100ml 
-Balão volumétrico de 50 mL 
-Bastão de vidro 
-Frasco lavador 
-Pipeta graduada 
-Funil de vidro 
-Conta gotas 
-Vidro de relógio 
-Pera de sucção 
-Água destilada 
-Balança 
-Ácido clorídrico (HCl) 
-Hidróxido de sódio (NaOH) 
-Fenolftaleína (C20H14O4) 
-Alaranjado de metila (C14H14N3NaO3S) 
 
b. Metodologia 
Primeiramente, foram feitos cálculos para determinar a quantidade de ácido clorídrico e 
hidróxido de sódio que seriam utilizados no preparo das soluções de 50mL de uma 
solução 0,1 mol.L-1. Em seguida, no experimento 1, para o preparo de uma solução de 
HCl 0,1 mol.L-1, iniciou-se o procedimento, pipetando, em uma capela, 0,41 mL de HCl e 
transferindo-o para um becher de 100mL, contendo 25mL de água destilada. Após isso, 
colocou-se a mistura em um balão volumétrico de 50mL, auxiliado por um funil e um 
bastão de vidro, enxaguou-se as vidrarias com o objetivo de todo o HCl medido e o balão 
foi cheio até a marca com o auxílio do conta gotas. Então, foi utilizada uma tampa para 
fechar o balão volumétrico, ele foi agitado, a fim de homogeneizar a solução, e foi 
etiquetado. No experimento 2, para o preparo de uma solução de NaOH mol.L-1, uma 
balança foi tareada, e nela pesou-se 0,22g de NaOH, em seguida, foram transferidas para 
um becher com 25mL de água destilada. Foi utilizado um bastão de vidro para macerá-las 
e assim, ajudá-las a diluir mais rapidamente, então, houve a transferência da solução para 
um balão volumétrico de 50 mL, auxiliado por um funil e um bastão de vidro, enxaguou-se 
as vidrarias a fim de que todo o NaOH pesado fosse usado, e então, a marca do balão 
volumétrico foi alcançada, com o auxílio do conta gotas. O balão volumétrico foi agitado 
para a obtenção da homogenia e foi etiquetado. No experimento 3, 4 tubos de ensaio 
foram utilizados e numerados de 1 a 4. Nos tubos 1 e 3 colocou-se um pouco mais de 
3mL da solução de HCl preparada anteriormente, e nos tubos 2 e 4, colocou-se um pouco 
mais de 3 mL da solução de NaOH, também preparada anteriormente. Em seguida, nos 
tubos 1 e 2, foi adicionado em casa um, 1 gota de fenolftaleína, e nos tubos 3 e 4, foi 
adicionado em cada um, 1 gota de alaranjado e metila. Foram registradas as 
transformações na coloração de cada um dos tubos. 
IV. Resultados e Discussão 
 
 Quantidade de HCl necessária: 
0,1 mol – 1000mL 
 X - 50mL 
X= 0,005 mol de HCl 
 
1 mol HCl – 36,5g 
 0,005 mol HCl - X 
X=0,1825g de HCl 
 
 
Na solução consta 37% de HCl em massa: 
37g HCl – 100g de solução 
0,1825g HCl – X 
X= 0,4932g de solução concentrada 
 
O HCl estocado apresentava densidade de 1,19Kg/L : 
 1000mL – 1190g 
X – 0,4932g 
X= 0,41mL de solução concentrada 
 
 
Quantidade de NaOH necessária: 
0,1 mol – 1000mL 
X mol – 50mL 
X= 0,005 mol de NaOH 
 
 1 mol – 40g 
0,005 mol – X 
X= 0,20g de NaOH 
Devido ao NaOH estar em formato de lentilhas, foram pesadas 2 delas que 
correspondeu à 0,22g. 
 
 
 Imagem 01- Resultado do uso de indicadores visuais ácido-base 
 
 
Foi observado no frasco: 
I- Incolor 
II- Coloração rosa 
III- Coloração laranja 
IV- Coloração amarela 
Todos os valores obtidos foram baseados em dados proporcionados na aula. Foi usada a 
fórmula de Concentração: 𝐶 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑜𝑙)
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜)
 
Regras foram obedecidas como: observar o menisco na altura do olho, tarear a balança, 
colocar o solvente no recipiente sempre antes do soluto e adicionar o ácido concentrado à 
água e jamais ao contrário. Ademais, cuidados foram tomados, haja vista que soluções de 
ácido e base concentradas são corrosivos. 
 
 
V. Conclusão 
 
Os experimentos foram concluídos com êxito. Foi possível preparar soluções de maneira 
correta, utilizar indicadores ácido-base, observar como as substâncias reagem entre si, e 
como a interação entre as mesmas pode alterar a cor da solução. 
 
VI. Referências Bibliográficas 
[1] AMBROGI, A. e LISBÔA, J.C.F. Misturas e substâncias: reações químicas. São 
Paulo: Hamburg; Centro de Estudos de Ciências de São Paulo (CECISP), 1983, pag 34-
36. 
[2] FLORENCE, A. T.; ATTWOOD, D. Physicochemical Principles of Pharmacy. 3ed by 
The MacMillan Press, 2003, pag 1-5. 
[3] Baccan, N.; Andrade, J. C.; Godinho, O. E. S.; Barone, J. S.; Química Analítica 
Quantitativa Elementar,2a ed., Ed. Unicamp: Campinas, 1979, pag 46. 
[4] Ross, E.; Elvers, B.; Hawkins, S.; Ravenscroft, M.; Schulz, G.; Ullmann´s 
Encyclopedia of Industrial Chemistry; VCR: New York, 1989, pag 127.