Relatório Titulação de soluções

Relatório Titulação de soluções

GRADUAÇÃO PLENA EM LICENCIATURA EM QUÍMICA

ALEXANDRA DA SILVA FONSECA

BRENDA KARYNNE MOREIRA SOUSA

HERBERT BEZERRA LEITE

ISMAEL HOLANDA DO VALE

NAIANE MARIA CAVALCANTI RODRIGUES

Prática Físico-Química II

(Titulação de soluções)

Petrolina

2017

ALEXANDRA DA SILVA FONSECA

BRENDA KARYNNE MOREIRA SOUSA

HERBERT BEZERRA LEITE

ISMAEL HOLANDA DO VALE

NAIANE MARIA CAVALCANTI RODRIGUES

Relatório de Físico-Química II

(Titulação de soluções)

Relatório de Físico-Química II, oferecido ao curso de Licenciatura em Química, com o intuito de facilitar a aprendizagem dos conceitos de titulação de soluções por meio da prática experimental.

Docente responsável: Juciele Araújo

Petrolina

2017

  1. INTRODUÇÃO

Soluções são sistemas homogêneos formados por uma ou mais substâncias dissolvidas, que denominamos soluto, em outra substância presente em maior quantidade na mistura, que denominamos solvente. As soluções mais comuns em nosso dia-a-dia são as soluções de sólidos em líquidos. A água é o solvente mais utilizado e por isso é conhecida como solvente universal. (ATKINS, 2006).

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 litros de solução, tal concentração é chamada de molaridade da solução (BROWN, 2005).

Em preparo de soluções, quando não se tem o reagente na forma pura, como é o caso da maior parte dos hidróxidos alcalinos e de alguns ácidos inorgânicos, preparam-se inicialmente soluções que tenham aproximadamente a molaridade desejada. Depois estas soluções são padronizadas pela TITULAÇÃO contra solução de uma substância pura, com concentração conhecida e exatas, chamada de padrão primário (VOGEL, 1989).

  • Um padrão primário é um composto com pureza suficiente para permitir a preparação de uma solução padrão através da pesagem direta da quantidade da substancia, seguida pela diluição em um volume definido de solução. A solução que se obtêm é uma solução padrão primário. (VOGEL, 1989).

Titulação é uma técnica laboratorial que envolve a adição de uma solução, chamada de titulante, colocada em uma bureta, a uma solução que contêm a amostra, chamada de analito, colocada em um erlemeyer, efetuada para a determinação de concentrações. (ATKINS, 2006).

Conhecendo a estequiometria da reação, os volumes das soluções utilizadas e uma das concentrações, é possível determinar a outra concentração, para tal a adição do titulante deverá parar quando os reagentes estiverem nas proporções estequiométricas, ou seja, no ponto de equivalência, que geralmente é identificado pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como Indicador.

*Indicadores ácido-base

Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio, desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico.

A Fenolftaleína e o alaranjado de metila são geralmente escolhidos no processo de titulação, O Alaranjado de metila é escolhido por causa de sua clara mudança de coloração, já que tem pH abaixo de 3.1, A Fenolftaleína é frequentemente usada por ter pH abaixo de 8.2, apresenta-se incolor, em pH entre 8 e 10 possui uma coloração rosa, e entre 10 e 12 apresenta uma coloração roxa.

Depois da reação entre as substâncias estar praticamente completa, o indicador deve provocar uma modificação nítida visual na solução. O Ponto em que isso ocorre é o ponto final da titulação. Numa titulação ideal, o ponto final visível coincidirá com o de equivalência. (RUSSEL, 1996).

  1. OBJETIVO

Padronizar soluções por meio de titulação e calcular a exatidão das concentrações.

  1. MATERIAIS E REAGENTES

Relação dos materiais e reagentes utilizados na prática

Materiais

Reagentes

Balança analítica

Água destilada

Balão volumétrico

NaOH

Pipeta de Pasteur

KHP

Bastão de vidro

Fenolftaleína a 1%

Béquer

Vinagre

Vidro de relógio

Erlenmeyer

Bureta

Pipeta volumétrica

Suporte de ferro

Espátula

  1. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

  • Experimento 1: A Padronização da solução de NaOH

Calculou-se a massa de NaOH necessária para o preparo da solução 0,1 mol L-1.

Pesou-se a massa calculada em uma balança analítica.

Em seguida, transferiu-se a massa para um béquer e adicionou-se 50 mL de água destilada afim de preparar a solução.

Transferiu-se a solução para o balão volumétrico, adicionou-se água destilada até atingir a aferição, manteve-se o balão fechado.

Calculou-se a massa de KHP necessária para reagir com 20 mL da solução 0,1 mol L-1 de NaOH.

Pesou-se a massa calculada em uma balança analítica.

Em seguida, transferiu-se a amostra para um erlenmeyer de 250 mL e dissolveu-se em água destilada afim de preparar a solução.

Acrescentou-se a solução duas gotas de fenolftaleína a 1%.

Lavou-se a bureta com aproximadamente 50 mL da solução de NaOH, deixando-a escorrer pela torneira. Repetiu-se a lavagem afim de garantir que a concentração de NaOH não seria alterada.

Adicionou-se a solução de hidróxido de sódio à bureta, abriu rapidamente a torneira para expulsar todo o ar que continha em sua extremidade.

Colocou-se o erlenmeyer com o KHP embaixo da bureta, adicionou-se pouco a pouco a solução de NaOH. Observou-se.

  • Experimento 2: A Titulação do Vinagre

Colocou-se cerca de 10 ml de vinagre em um béquer.

Lavou-se uma pipeta volumétrica de 2 ml com o vinagre, desprezando-a em seguida.

Mediu-se cerca de 2 ml de vinagre na pipeta volumétrica e transferiu-se para um erlenmeyer de 250 ml.

Acrescentou-se água destilada até atingir a aferição.

Adicionou-se 2 gotas de fenolftaleína a solução.

Colocou-se o erlenmeyer com o vinagre embaixo da bureta, adicionou-se pouco a pouco a solução de NaOH. Observou-se.

  1. RESULTADOS E DISCUSSÕES

A - Padronização da solução de NaOH

Calculou-se a massa necessária de NaOH para preparar 250 mL de uma solução 0,1 mol L-1. Dados: MM:40 g

0,1 mol L-1 =  m= 1 g

Pesou-se aproximadamente 1,0 g, dissolveu-se em um béquer com 50 mL de água destilada, logo após transferiu-se em um balão de 250mL e completou-se com água destilada até o menisco. (Figura 01)

Figura : Preparo da solução de NaOH

Calculou-se a massa de KHP necessária para reagir com 20 ml da solução 0,1 mol L-1 de NaOH. Dados: MM: 204,22 g mol-1 V: 20 ml (0,02L)

Moles de NaOH

De KHP.

Dissolveu-se a massa pesada de KHP em um erlenmeyer de 250mL em 100 mL de água destilada. Acrescentou-se duas gotas de fenolftaleína a 1%. Lavou-se uma bureta de 50 mL com aproximadamente 5 mL da solução de NaOH. Iniciou-se a titulação o KHP, o titulado e o NaOH o titulante (FIGURA 02).

Figura : Pesagem do KHP e início do procedimento experimental.

Ao final das três titulações as amostras de KHP adotaram uma coloração rosa claro em dois experimentos indicando o ponto de viragem correto, mas no terceiro por erro na hora da preparação do KHP, passou-se o ponto de viragem, atingindo uma cor rosa escuro. Os valores dos volumes de NaOH utilizados foram: 1º 20,5 ml de NaOH (rosa claro) 2º 20,5 ml de NaOH (rosa claro) e 3º 23 ml (rosa escuro). (FIGURA 03).

Figura : Resultado dos procedimentos experimentais.

Para calcular a concentração do NaOH adota-se que o número de mols encontrados para KHP será o mesmo número de moles de NaOH, isso por que a estequiometria da reação citada abaixo é de 1:1.

Equação da reação ocorrente entre o hidróxido de sódio e o biftalato de potássio

NaOH(aq) + HOOCC6H4COOK(aq) NaOOCC6H4COOK(aq) + H2O(l)

Calculo de concentração:

Primeira titulação: Dados: n: 0,002 mol V: 20,5 ml utilizados de NaOH

Segunda titulação: Dados: n: 0,002 mol V: 20,5 ml utilizados de NaOH

Terceira titulação: Dados: n: 0,002 mol V: 23 ml utilizados de NaOH

Cálculo do fator de correção e da concentração real da solução de NaOH:

Volume teórico = Volume da solução de NaOH a 0,1 mol L que seria gasto para reação completa para reagir totalmente com a massa de 0,408 g do padrão. Dados: n: 0,002 mol de NaOH, C: 0,1 mol l-1

0,1 mol L-1

Sendo assim, o valor teórico seria de 20 ml de NaOH.

Volume gasto = média dos volumes da solução problema gastos nas análises titrimétricas ou seja:

Vg = (20,5 mL + 20,5 mL + 23 mL) / 3

Vg = 21,3 mL

Assim sendo:

Fc = 20 mL / 21,3 mL

Fc = 0,9389

A concentração real da solução é dada pela seguinte fórmula:

[ ]real = [ ]teórica x Fc;

Portanto:

[ ]real = 0,1 mol/L x 0,9839

[ ]real = 0,0938 mol/L

B - Titulação do Vinagre

Colocou-se cerca de 10ml de vinagre em um béquer limpo e seco. Lavou-se uma pipeta volumétrica de 2 mL com um pouco de vinagre, desprezando-o em seguida.

Mediu-se 2 mL de vinagre com a pipeta volumétrica e transferiu-se para um erlenmeyer de 250 mL, acrescentando aproximadamente 100 mL de água destilada. Adicionou-se duas gotas de fenolftaleína e titulou-se duas vezes com a solução de NaOH já preparada anteriormente. (Figura 04)

Figura : Preparo do procedimento experimental do vinagre

Ao final das duas titulações, as amostras de vinagre adotaram uma coloração rosa claro, indicando o ponto de viragem correto. Os valores dos volumes de NaOH utilizados foram: 1º 14,5 ml de NaOH (rosa claro) 2º 14,7 ml de NaOH (rosa claro). O valor médio do volume gasto é: 14, 63 ml de NaOH (0.01463 L) (FIGURA 05)

Figura : Resultado do procedimento experimental

Para calcular a concentração do vinagre, temos os seguintes dados: C: 0,1 mol l-1 do NaOH, v: 2 ml de vinagre

Equação da reação ocorrente entre o hidróxido de sódio e o ácido acético

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

1 mol 1 mol 1 mol 1 mol

Como a estequiometria da reação é 1:1, a mesma quantidade de NaOH que reage é a mesma de CH3COOH

Sendo assim,

Portanto, adota-se CH3COOH

Calcula-se a massa do CH3COOH. Dados: Massa molecular de CH3COOH (60,5 g/mol)

CH3COOH no volume de vinagre titulado.

1ml 1g, tem-se 2 g de vinagre.

Calculando o teor de ácido acético no vinagre, tem-se:

CH3COOH no vinagre utilizado.

A acidez volátil corresponde ao teor de ácido acético que é o componente mais importante do vinagre. Ele provém da oxidação do álcool do vinho no processo de acetificação. O vinagre para consumo deve ter entre 4% e 6% de ácido acético. A legislação brasileira estabelece em 4% o teor mínimo de ácido acético para vinagre. Portanto, o teor de ácido encontrado está entre o valor apropriado para o consumo.

Tabela 1. Limites analíticos estabelecidos pela legislação brasileira para vinagre de vinho e fermentado acético de frutas.

Variável

Limite

Mínimo

Máximo

Ácido volátil, em ácido acético g/100 mL

4,0

-

Álcool (% v/v) a 20°C

-

1,0

Extrato seco reduzido (g/L)

Tintos e rosados

7,0

-

Brancos

6,0

-

Sulfato de potássio (g/L)

-

1,0

Dióxido de enxofre total (mg/L)

-

200

Presença de corantes artificiais

neg.

-

Fonte: Ministério da Agricultura - Portaria nº 745, de 24 de outubro de 1977.

  1. CONCLUSÃO

Observamos que para determinar a concentração molar de substâncias por meio da titulação, é necessário ter conhecimento da molaridade de uma outra substância, o titulante. A reação entre um ácido e uma base é chamada de neutralização, pois o pH encontra-se neutro (pH 7) ou próximo. Quanto mais próximo do pH do ponto de equivalência for da mudança de cor do indicador na solução, menor o erro de titulação.

Tomando como base os dados apresentados neste trabalho e que o vinagre para consumo deve ter entre 4% e 6% de ácido acético, fomos capazes de calcular o teor do vinagre(CH3COOH) que foi utilizado neste experimento, sendo de 4,39%, concluindo-se que este vinagre está adequado para o consumo.

Conclui-se então que entender sobre titulação de soluções e seus aspectos, contribuem de forma significativa para a nossa formação profissional, através da resolução de cálculos e observações dos resultados obtidos na prática realizada, podemos confirmar as teorias estudadas em sala de aula.

  1. REFERÊNCIAS

ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.

BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.

RIZZON, Luiz Antenor. Sistema de Produção de Vinagre. Disponível em: <https://sistemasdeproducao.cnptia.embrapa.br/FontesHTML/Vinagre/SistemaProducaoVinagre/composicao.htm> Acesso em: 04 de mar de 2017.

RUSSEL, John B. Química geral, 2. ed. Vol 2 Pearson Makron Books, 1996.

VOGEL, Arthur Israel. – vogel textbook of qualitative chemical analysis. 5Th. 1989.

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