RELATORIO 17-11

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PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ÁCIDAS E BÁSICAS
Introdução
	Para a realização do experimento de preparo de soluções, é necessário entender o conceito de soluções, uma “mistura” homogênea de dois ou mais compostos formando ligações moleculares.
Necessário conhecer também unidades de concentração de soluções e sua forma correta de calculá-las. Tais unidades podem ser expressas em: (g/l), (mol/l), e composição percentual (m/m), (m/V), (V/V).
	Nesta aula seguinte foi abordado o conteúdo de padronização das soluções ácidas e básicas.
A análise volumétrica consiste na determinação quantitativa da concentração desconhecida de uma solução, utilizando uma solução de concentração exatamente conhecida (SOLUÇÃO PADRÃO).
 	A operaçãode adição de uma solução (titulante) sobre a (titulada) usando uma bureta é conhecida como titulação. 
A reação que ocorre entre a solução padrão e a solução de concentração desconhecida precisa ser acompanhada até o seu final. O ponto em que ocorre o término da titulação chama-se ponto de equivalência ou ponto final teórico (ou estequiométrico). O final da titulação pode ser identificado por alguma mudança visual, produzida pela própria substância padrão ou pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador.
O ponto em que a mudançao visual ocorre é chamado de ponto final da titulação.
Numa titulação ideal, o ponto final visível coincide com o ponto final estequiométrico ou teórico. Na Prática, no entanto, ocorre uma diferença muito pequena, que representa o erro da titulação.
O indicador e as condições experimentais devem ser relacionados de modo que a diferença entre o ponto final visível e o ponto de equivalência seja tão pequena quanto possível.
Objetivos
	Esta prática tem como objetivos o preparo de soluções, determinação de pH e utilizando um método volumétrico determinar a quantidade exata de matéria nas soluções de NaOH e HCl.
Desenvolvimento
Procedimento Experimental
“Preparo de soluções”
Experimento (i) “Preparação de 250mL de solução 0,10 mol.L-1 de NaOH”
Foi calculada a massa de NaOH necessária para a preparação da solução;
Utilizando uma espátula, foi medido 1g de NaOH;
Em seguida, o NaOH foi colocado em um béquer cerca de 50mL de água destilada;
A solução foi dissolvida com o auxilio de um bastão de vidro;
A solução foi transferida para um balão volumétrico de 250mL;
O volume foi completado com água destilada;
O balão foi agitado para homogeneizar a solução.
Experimento (ii) “Observação qualitativa do pH”
Cerca de 3mL da solução foi colocada em um béquer;
Um papel de tornassol vermelho foi mergulhado dentro da solução;
Foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína na solução;
Utilizando um papel indicador universal foi medido o pH da solução.
	Experimento (iii) “Preparação de 250mL de solução 0,10 mol.L-1 de HCl”
Foi calculado o volume de HCl necessário para a preparação da solução;
Utilizando uma bureta, foi medida 0,9mL de HCL dentro de um béquer contendo cerca de 30mL de água destilada;
A solução foi transferida para um balão volumétrico de 250mL;
O volume foi completado com água destilada;
O balão foi agitado para homogeneizar a solução.
Experimento (iv) “Observação qualitativa do pH”
Cerca de 3mL da solução foi colocada em um béquer;
Um papel de tornassol azul foi mergulhado dentro da solução;
Foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína na solução;
Utilizando um papel indicador universal foi medido o pH da solução.
	
	“Padronização de soluções ácidas de básicas”
	Experimento (i) “Padronização da solução de NaOH com solução padrão de Hidrogenoftalato de Potássio”
Uma bureta limpa e ambientada, foi cheia com solução de NaOH;
A bureta foi zerada e as bolhas de ar foram retiradas;
Utilizando uma pipeta ambientada, foi medido 10mL de Hidrogenoftalato de potássio 0,100 mol.L-1;
A solução medida foi transferida para um erlenmeyer;
Foi adicionado 3 gotas de solução alcóolica de fenolftaleína;
A solução da bureta foi escoada lentamente sobre a solução do erlenmeyer sob agitação constante até que a solução se tornasse levemente rósea.
O volume de NaOH gasto foi anotado para cálculos posteriores;
O experimento foi repetido por 3 vezes;
Experimento (ii “Padronização da solução de HCl com solução padronizada de NaOH”
Uma bureta limpa e ambientada, foi cheia com solução de NaOH;
A bureta foi zerada e as bolhas de ar foram retiradas;
Utilizando uma pipeta ambientada, foi medido 10mL de HCl
A solução medida foi transferida para um erlenmeyer;
Foi adicionado 3 gotas de solução alcóolica de fenolftaleína;
A solução da bureta foi escoada lentamente sobre a solução do erlenmeyer sob agitação constante até que a solução se tornasse levemente rósea.
O volume de NaOH gasto foi anotado para cálculos posteriores;
O experimento foi repetido por 3 vezes;
Resultados e Discussão
Experimento (i)
Preparo de soluções:
1 mol NaOH – 40g
0,1 mol ---- x
X= 4g
4g --- 1000mL
x------ 250mL
x= 1g NaOH
Foi utilizado 1g de NaOH na solução
Experimento (ii)
O papel de tornassol vermelho ao ser mergulhado na solução se tornou azul.
O papel indicador universal mudou sua coloração que ao ser comparada com a legenda indicava um pH entre 12 e 14.
Ao ser adicionada a fenolftaleína a solução se tornou rósea.
pOH= -log –[OH-][NaOH]= 0,1 mol-1
[OH-]= 0,1-10-1mol
pOH= - log 10-1
pOH= 1
pH= 13
Experimento (iii) 
1 mol 37g --- 37g
0,1mol -------- x
X= 3,7g
3,7g – 1000mL
X ------ 100
X= 0,370g
37g HCl – 100g sol
0,370 ----- x
X= 1g sol
1,18= 1g/v
V= 0,847 mL 
V= 0,9 mL
Experimento (iv)
pH= -log 10-1 
pH= 1
O papel de tornassol azul ao ser mergulhado na solução se tornou vermelho.
O papel indicador universal mudou sua coloração que ao ser comparada com a legenda indicava um pH entre 1 e 2.
Ao ser adicionada a fenolftaleína não houve alteração na coloração da solução.
	Para preparar 250mL da solução de NaOH 0,10mol L-1, deve-se medir 1g do hidróxido, haja vista que necessita-se 0,025mols deste e sua massa molar é 40g mol-1.	Teoricamente, o potencial hidrogeniônico dessa solução é 13. Para observar, qualitativamente, tal pH, utilizou-se papel tornassol vermelho, papel indicador universal e fenolftaleína. O resultado obtido coincidiu com o teórico, sendo que o papel tornassol, ao se tornar azul, e a fenolftaleína, ao se tornar rósea, indicaram apenas que o pH era básico, quando o papel indicador universal indicou pH entre 14 e 12.Para preparar 100mL da solução de HCl 0,10mol L-1, deve-se medir aproximadamente 0,9 mL do ácido, haja vista que necessita-se 0,01mols deste, sua massa molar é 36,5g mol-1, sua densidade é 1,19g mL-1 e sua concentração inicial é 37%m/m. 	Teoricamente, o potencial hidrogeniônico dessa solução é 1. Para observar, qualitativamente, tal pH, utilizou-se papel tornassol azul, papel indicador universal e fenolftaleína. O resultado obtido coincidiu com o teórico, sendo que o papel tornassol, ao se tornar vermelho, e a fenolftaleína, permanecendo incolor, indicaram apenas que o pH era ácido, quando o papel indicador universal indicou pH 1.
Padronização de soluções ácidas e básicas:
1ª Titulação: Padronização da solução de NaOH com solução padrão de hidrogenoftalato de potássio.
	Dados
	Cálculos
	Solução titulada
	Solução titulante
	C’ . V’ = C “. V “
0,100 . 10,0 = C “ . 11,47
C “ = 0,087 mol/L de NaOH
	Vol. de KHC8H4O4 = 10,0 mL
Conc. de KHC8H4O4 = 0,100 mol/L
	Vol. de NaOH = 10,9 mL
Conc. de NaOH = ?
	
	
	Volume da solução titulante
	Concentração da solução titulante
	1ª tentativa
	10,50 mL
	0,096 mol/L
	2ª tentativa
	12,20 mL
	0,082 mol/L
	3ª tentativa
	11,70 mL
	0,085 mol/L
	Média 
	11,46 mL
	0,087 mol/L
2ª Titulação: Padronização da solução de HCl com solução padronizada de NaOH.
	Dados
	Cálculos
	Solução titulada
	Solução titulante
	C’ . V’ = C “. V “
0,087 . 10,0 = C “ . 11,0
C “ = 0,079 mol/L de NaOH
	Vol. de HCl = 10,0 mL
Conc. de HCl = 0,100 mol/L
	Vol. de NaOH = 11,0 mL
Conc. de NaOH = ?
	
	
	Volume da solução titulante
	Concentração da solução titulante
	1ª tentativa
	10,3 mL
	0,084 mol/L
	2ª tentativa
	11,2mL
	0,077 mol/L
	3ª tentativa
	11,5 mL
	0,075 mol/L
	Média 
	11,0 mL
	0,079 mol/L
Para achar as concentrações desejadas, devemos igualar o número de mols do titulante com o número de mols do titulado:
v’.M’ = v”.M”
Dessa maneira, encontrou-se 0, 087 mol L-1 para a concentração do hidróxido de sódio e 0, 079 mol L-1 para a concentração do ácido clorídrico. Considerando-se a volatilidade do ácido e a higroscopia do hidróxido, esse resultado não condiz com o esperado. O HCl é gasoso e não se solubiliza completamente em água, portanto, quando o sistema é perturbado, como na realização de medidas, a tendência é que a concentração do ácido seja abaixa da esperada. O NaOH é um sólido em pastilhas bastante higroscópico, ou seja, absorve água da atmosfera, portanto ao medir-se sua massa, mede-se também água. Porém, haja vista que os três volumes de cada titulação tiveram diferenças mínimas, tal diferença entre a concentração obtida e a concentração esperada tem fonte desconhecida, como agravante, as soluções a serem padronizadas foram estocadas e não se tem garantia quanto a seu preparo.
Conclusão
Durante a experiência, pode-se aprender mais sobre o preparo soluções e determinação qualitativa do pH de soluções. O preparo de soluções requer bastante atenção e cuidado, pois, além da toxicidade dos reagentes, a concentração deve ser próxima à desejada. Os indicadores de pH são importantes e podem indicar apenas o caráter da solução, como o papel tornassol e a fenolftaleína ou podem indicar um pH mais preciso, como o indicador universal. Além disso, o método volumétrico foi mais bem apresentado e pode-se determinar a concentração exata em quantidade de matéria das soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio. Nessa aula, praticou-se com a bureta, que exige certa destreza. A padronização é muito realizada para conhecer-se a concentração correta de soluções, que se tornam padrões secundários.
Referências
1. Giesbrecht,E.; “ Experiências de química , Técnicas e Conceitos Básicos – PEQ – Projetos de Ensino de Química”; Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, SP (1979).
2. Russell, J.B. ; “ Química Geral ”, 2ª Edição, Makron Books Editora Ltda., São Paulo (1994).
3. Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo,J.G.; “Química Básica Experimental”; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
4. Apostila de Aulas Práticas de Química Geral; Universidade Federal de Minas Gerais, MG (1 semestre 2011).
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA DE PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ÁCIDAS E BÁSICAS - QUI204
Segundo semestre de 2011 – Turma U2B Farmácia / Diurno
COMPONENTES:
Bianca Henriques de Oliveira Fonseca
Nayhane Luna de Souza Barros
Pedro Henrique Gonçalves Moreira
PROFESSOR:
Raquel Vieira Mambrini