3º Relatório de Química Prática - Titulação de Soluções, Projetos de Química Geral. Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri (UFVJM)
reboucascaio
reboucascaio28 de Abril de 2015

3º Relatório de Química Prática - Titulação de Soluções, Projetos de Química Geral. Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri (UFVJM)

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Relatório de Química Prática. Tema: Titulação de Soluções.
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UNIVERSIDADE FEDERAL DOS VALES DO JEQUITINHONHA E MUCURI - UFVJM

FACULDADE DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE - FCBS

DEPARTAMENTO DE FARMÁCIA – DEFAR QUÍMICA EXPERIMENTAL

TITULAÇÃO DE SOLUÇÕES

GRADUANDO: CAIO VINÍCIO ALVES REBOUÇAS

PROFESSOR(A):

ANDRÉA RENATA MALAGUTTI

DIAMANTINA – MG 07 DE ABRIL DE 2015

INTRODUÇÃO

Solução química é uma mistura de duas ou mais substâncias que se dispersam em toda a superfície de uma outra substância, tornando-a homogênea, e podendo ser formada por qualquer combinação dos três estados físicos da matéria: sólido, líquido e gasoso, desde que sejam constituídas de uma única fase. Descreve-se, quantitativamente, a composição de uma solução através da expressão de sua concentração. Essas relações soluto-solvente e soluto-solução podem ser descritas de diversas maneiras, como, por exemplo:

Molaridade ou Concentração Molar (M): Estabelece a relação entre a quantidade de matéria do soluto, em número de mols, e o volume da solução, em dm³ ou L.

Título ou Porcentagem em Massa (τ): Estabelece a relação entre a massa do soluto e a massa da solução, que é usualmente transformada em uma porcentagem.

Molalidade (ω): Estabelece a relação entre a quantidade de matéria do soluto, em número de mols, e a massa do solvente, em quilogramas (kg).

A operação química do processo que visa a determinar a concentração de determinado soluto em uma solução é chamada de titulação, que consiste em estabelecer o número de mols ou a concentração desconhecida por meio da medição de volumes, fazendo reagir uma solução de concentração conhecida, a solução padrão, com a amostra cuja concentração ou número de mols pretende-se determinar. Podendo ser conduzidas usando reações do tipo:

Ácido-base ou Neutralização: onde os ácidos, substâncias que se ionizam em soluções aquosas formando íons hidrogênio (H+), reagem com as bases, que, em soluções aquosas, formam íons hidróxido (OH-), resultando em um sal e água.

Precipitação: reação entre dois solutos, dando origem a um produto insolúvel.

Oxirredução ou Redox: reação na qual elétrons são transferidos entre reagentes.

Conhecendo a concentração molar (mol.dm-3) da solução padrão, sabe-se que um volume (V) dessa solução contém um determinado número de mols do reagente (n), cuja molaridade (M) é desconhecida, sendo que

(1) �� = �� �� ��

Para uma reação de neutralização que envolve a relação estequiométrica 1:1 entre os reagentes, o ponto final da reação é caracterizado pelo número de mols da solução de concentração desconhecida sendo igual ao número de mols da solução de concentração conhecida.

��1 = ��2

Tem-se, pela equação (1)

(2) ��1 ∗ ��1 = ��2 ∗ ��2

No caso da amostra analisada ser uma solução e sabendo-se o volume dessa solução que reagiu, pode-se calcular sua concentração, pois já se tem o número de mols que a solução padrão contém. Ante o exposto, tem-se, então, dois conceitos:

Solução Padrão: composta pela diluição, em água, de substâncias muito estáveis, alta massa molar e que se mantêm puras por longos períodos, conhecidas como padrões primários. A exemplo do carbonato de sódio, permanganato e biftalato de potássio.

Ponto final da reação: Algumas reações ocorrem com mudanças de cor bem visíveis, podendo, assim, saber quando a reação chegou ao fim. Várias reações, porém, não envolvem nenhuma mudança de cor perceptível, nesses casos, tem-se que adicionar um reagente auxiliar chamado indicador, que muda de coloração ao final da reação, como, por exemplo, a fenolftaleína, que tem ponto de viragem em meio básico.

Fazendo uso da equação (2), é possível determinar uma concentração desconhecida reagindo um volume conhecido dessa solução com um certo número de mols do padrão primário. Conhecendo o número de mols que foi utilizado na solução padrão para a completa neutralização entre os reagentes e sabendo-se o volume medido até o final da reação, obtém-se o valor da concentração desconhecida dessa solução.

OBJETIVOS

Determinar a concentração exata da amostra básica (NaOH), que seja quimicamente equivalente ao biftalato de potássio (KHC8H4O4). E, por conseguinte, em posse da concentração molar (M) do hidróxido de sódio obtida, calcular a concentração do ácido clorídrico (HCl) e o fator de correção (fc) de ambas as soluções.

PARTE EXPERIMENTAL MATERIAIS:

 1 – Balança analítica  1 – Espátula  1 – Suporte universal  2 – Garras metálicas  3 – Béqueres de 50cm³  2 – Erlenmeyers de 100cm³  1 – Pipeta volumétrica de 10cm³  1 – Pipetador de Griffin  2 – Buretas de 25cm³  1 – Bastão de vidro  1 – Papel alumínio  1 – Pisseta com água destilada

REAGENTES:

 Solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1mol.dm-3  Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1mol.dm-3

 Fenolftaleína  Biftalato de potássio seco (KHC8H4O4)

METODOLOGIA

Padronização de uma solução de NaOH 0,1mol/dm³, a partir de uma

solução padrão:

Prepara-se o suporte universal e duas garras metálicas para sustentarem a bureta. Afere-se, aproximadamente, 0,3000g de biftalato de potássio seco, anteriormente em estufa a fim de reduzir a umidade nele contida, na balança analítica, atentando-se acerca de seu nivelamento, o ajuste da tara de acordo com o peso do papel alumínio que o sustentará e à limpeza do prato da balança. Verte-se o padrão primário no béquer de 50cm³, diluindo-o em cerca de 10cm³ de água, sem a necessidade de exatidão do referido solvente, tendo em vista o alto grau de pureza e estabilidade do soluto, que não interferirá no cálculo de seu número de mols, podendo este ser feito apenas através da massa obtida no procedimento anterior. Certifica-se que haja a completa homogeneização da solução. Transfere-se o conteúdo do béquer para o erlenmeyer de 100cm³, lavando o outro com água destilada na quantidade máxima de vezes possível, colocando a água da lavagem neste último. Adiciona-se três gotas do indicador fenolftaleína à solução padrão contida no erlenmeyer. Ambientiza- se a bureta de 25cm³, na quantidade máxima de vezes possível, com a solução de hidróxido de sódio 0,1mol.dm-3, em seguida, fixa-a às garras metálicas acopladas ao suporte universal. Preenche-se a bureta com a solução de NaOH, aloca-se um segundo béquer inferiormente à saída da bureta e escoa-se a solução nela contida até que se dissipem as bolhas de ar presentes e o líquido atinja a marca de calibração da vidraria. Feito isso, posiciona-se o erlenmeyer logo abaixo da saída da bureta. Segura-se a torneira da bureta com a mão esquerda e, com a direita, o erlenmeyer, mantendo a ponta do bico da outra no interior da boca desta, assegurando- se que não haja contato físico entre ambos. Escoa-se, a conta-gotas, a solução a ser titulada, certificando-se, a todo o momento, a agitação o erlenmeyer com movimentos rotativos durante toda a titulação para a completa homogeneização da solução. Ante a viragem do indicador fenolftaleína de incolor a rosa, caracterizado pela alteração brusca da coloração da solução contida no erlenmeyer, fecha-se a torneira da bureta, pois a reação já se completara. Lê-se o volume do titulado utilizado para neutralizar o titulante, equaciona-se a reação e calcula-se a molaridade da solução de concentração desconhecida.

Padronização de uma solução de HCl 0,1mol/dm³, a partir de solução

de NaOH de concentração já conhecida:

Pipeta-se, com a pipeta volumétrica de 10cm³ e com o auxílio do pipetador de Griffin, 10cm³ de solução aquosa de ácido clorídrico, vertendo- a diretamente no erlenmeyer de 100cm³. Adiciona-se três gotas do indicador

fenolftaleína. Ambientiza-se a bureta de 25cm³, na quantidade máxima de vezes possível, com a mesma solução de hidróxido de sódio utilizada no procedimento anterior. Em seguida, fixa-a às garras metálicas acopladas ao suporte universal. Preenche-se a bureta com a solução de NaOH, aloca-se um terceiro béquer inferiormente à saída da bureta e escoa-se a solução nela contida até que se dissipem as bolhas de ar presentes e o líquido atinja a marca de calibração da vidraria. Feito isso, posiciona-se o erlenmeyer logo abaixo da saída da bureta. Segura-se a torneira da bureta com a mão esquerda e, com a direita, o erlenmeyer, mantendo a ponta do bico da outra no interior da boca desta, assegurando-se que não haja contato físico entre ambos. Escoa-se, a conta-gotas, a solução a ser titulada, certificando-se, a todo o momento, a agitação o erlenmeyer com movimentos rotativos durante toda a titulação para a completa homogeneização da solução. Ante a viragem do indicador fenolftaleína de incolor a rosa, caracterizado pela alteração brusca da coloração da solução contida no erlenmeyer, fecha-se a torneira da bureta, pois a reação já se completara. Lê-se o volume do titulado utilizado para neutralizar o titulante, equaciona-se a reação e calcula-se a molaridade da solução de concentração desconhecida.

RESULTADOS E DISCUSSÕES Padronização da solução de NaOH 0,1mol.dm-3:

Após a aferição da quantidade do biftalato de potássio mais próxima

ao solicitado (0,3000g) possível, calcula-se a quantidade de matéria presente nos 0,3106g obtidos na pesagem do referido padrão primário que estará presente na solução padrão. Considerando a massa molar do KHC8H4O4 = 204,22g, obtém-se:

��1 = 0,3106�� ∗ ������

204,22�� = 0,001521������

Em seguida, deve-se calcular, pelas equações (1) e (2), e através do

volume de 15,30cm³ (0,01530dm³) da solução de hidróxido de sódio gasto na titulação, a concentração desconhecida.

��1 ∗ ��1 = ��2 ∗ ��2

Onde M2 e V2 são, respectivamente, a molaridade e o volume do titulado. Substituindo os valores na equação e, sabendo-se que o número de mols da solução padrão não sofre alteração com o volume de solvente nela contido, igualando as unidades volumétricas:

0,001521������. ����−3 ∗ 1����³ = ��2 ∗ 0,01530��³

��2 = 0,001521������. ����−3 ∗ 1����³

0,01530����³ = 0,09941������. ����−3

Em posse dos valores das concentrações teórica, obtida no experimento anterior, e real, após a titulação, determina-se o fator de correção (fc):

���� = [��������]��������

[��������]���������� =

0,09941������. ����−3

0,100������. ����−3 = 0,994

Padronização da solução de HCl 0,1mol.dm-3,

Pelas equações (1) e (2), e através do volume de 10,30cm³

(0,01030dm³) da solução de hidróxido de sódio, já padronizada, gasta na titulação, calcula-se a concentração desconhecida.

��2 ∗ ��2 = ��3 ∗ ��3 Onde M3 e V3 são, respectivamente, a molaridade e o volume da

solução de HCl a ser titulada. Substituindo os valores na equação:

0,09941������. ����−3 ∗ 0,01030����3 = ��3 ∗ 0,01000���� 3

��3 = 0,09941������. ����−3 ∗ 0,01030����³

0,01000����³ = 0,1024������. ����−3

Em posse dos valores das concentrações teórica, obtida no

experimento anterior, e real, após a titulação, determina-se o fator de correção (fc):

���� = [������]��������

[������]���������� =

0,1024������. ����−3

0,100������. ����−3 = 1,02

CONCLUSÃO

Depois de realizadas as titulações, utilizando o indicador fenolftaleína (por apresentar ponto de viragem em meio básico), e, por conseguinte, as determinações das concentrações dos titulados hidróxido de sódio e ácido clorídrico, pode-se concluir que estas são 0,09941mol.dm-3 e 0,1024mol.dm-3, respectivamente. Comparando com o resultado do experimento anterior (ambos a 0,100mol.dm-3), observa-se que o valor de concentração diverge 0,00059mol.dm-3, para o NaOH, e 0,0024mol.dm-3 para o HCl. Esta divergência de valores teóricos e reais dá-se pela existência de erros sistemáticos como a graduação deficiente da pipeta volumétrica e/ou da bureta, o que acaba por gerar erros de leitura, alterando o resultado; também pode-se citar o erro de paralaxe, um erro acidental que resulta da falta de perpendicularidade do observador em relação à escala.

REFERÊNCIAS BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005. FELTRE, Ricardo. Fundamentos de Química: vol. único. 4ª.ed. São Paulo: Moderna, 2005. 700p. ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p.

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