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Universidade Federal do Vale do São Francisco
Colegiado de Engenharia Mecânica
Disciplina: Química Prática
Professora: Fernanda Santos
Relatório de Experimento 3 e 4
PREPARO DE SOLUÇÕES E VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
Alunos: Edeilton Cavalcante
João Marcelo
Lucas Freire
Período: XA
Data: 01/08/2013
Juazeiro-Bahia
1.1 Introdução – Preparo de Soluções
O comportamento das soluções geralmente depende não só da natureza dos solutos, mas também de suas concentrações. O termo concentração é usado para designar a quantidade de soluto dissolvido em uma determinada quantidade de solvente ou solução. Assim quanto maior a quantidade de soluto dissolvido em certa quantia de solvente, mais concentrada a solução resultante.
O coeficiente de solubilidade classifica as soluções em:
Saturadas – A quantidade de soluto dissolvido é igual ao coeficiente de solubilidade;
Insaturadas – A quantidade de soluto dissolvido é inferior ao coeficiente de solubilidade;
Supersaturadas – A quantidade de soluto dissolvido é superior ao coeficiente de solubilidade.
A Concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente ou da solução. Uma vez que as quantidades de solvente e soluto podem ser medidas em massa, volume ou quantidade de matéria (número de mols) há diversas unidades de concentração de soluções. As mais utilizadas são:
Concentração em gramas por litro - Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m) expressa em gramas e o volume (V), da solução em litros.
Concentração em quantidade de matéria (Molaridade) - É a relação entre a quantidade de matéria, ou número de mols, do soluto (n) e o volume da solução (V), expresso em litros.
Composição percentual (título) - Um método bastante usual de expressão da concentração baseia-se na composição percentual da solução. Essa unidade de concentração relaciona a massa (m) ou o volume (V) do soluto com a massa ou o volume do solvente ou da solução.
Dois termos geralmente usados para descrever soluções são concentrado e diluído. Uma solução concentrada apresenta uma concentração alta de soluto; e uma solução diluída apresenta uma concentração baixa. A palavra diluição é usada quando uma solução pode ser mais diluída pela adição de mais solvente.
1.2 Introdução – Volumetria de Neutralização
A Volumetria tem sido usada para a realização de análise quantitativa há mais de 200 anos. Sendo tradicionalmente considerada como um método primário de análise, é muito utilizada para validar outros métodos secundários.
Onde, consiste na medição de volumes de duas soluções que reagem uma com a outra, sendo uma solução de concentração conhecida e a outra contendo a substancia a ser doseada. A primeira é adicionada, geralmente, gradualmente a solução da substância a dosear até que atinja a quantidade estequiométrica. O processo de medição de volumes é designado por titulação.
Titulação é o processo empregado em química para determinar a quantidade de substância de uma solução, à qual, nesse caso, se dá o nome de analito. Para isso utiliza-se uma solução de concentração bem definida, à qual, se dá o nome de titulante. O titulante é em geral uma solução obtida a partir de um padrão primário. No entanto, padronizando-se uma solução comum, esta pode ser utilizada como titulante. Titulado é a solução de concentração duvidosa. Existem vários tipos de titulação, entre elas destacam-se a titulação ácido-base, titulação de oxidação-redução.
Um grande número de substâncias, chamadas indicadores de neutralização ou indicadores ácido-base, muda de cor de acordo com a concentração de íons hidrogênio na solução. A característica principal destes indicadores é que a mudança da cor observada em meio ácido para a cor observada em meio básico não ocorre abruptamente, mas dentro de um pequeno intervalo de pH. Essa mudança se dá no ponto de equivalência, como mostra a figura a seguir.
Figura 1: Variação do pH na titulação ácido-base
2.1 Objetivo – Preparo de Soluções
Preparar várias soluções, fazer diluições e preparar uma solução supersaturada.
2.2 Objetivo – Volumetria de Neutralização
Conhecer as técnicas utilizadas em volumetria e determinar a real concentração de uma solução de ácido nítrico a partir de uma solução de hidróxido de sódio padronizada.
3.1 Procedimento Experimental – Preparo de soluções
3.1.1 Preparar 200mL de uma solução de NaOH 0,1mol.L-1
Encontra-se a massa de NaOH através de cálculos, que é de 0,8g. Logo após, adiciona-se em um béquer as 0,8g de NaOH com aproximadamente 25mL de água destilada para diluir a solução de NaOH. Quando a solução estiver completamente diluída, transferir para um balão volumétrico de 200mL toda a solução e adicionar água destilada até completar o volume do balão. Fechar o balão e homogeneizar a solução.
3.1.2 Preparar 100 mL de solução de HNO3 0,1mol.L-1
Em um béquer de 50mL, adiciona-se aproximadamente 20mL de água destilada e logo em seguida adiciona-se a quantidade de HNO3 encontrada através de cálculos, que nesse experimento foi de 0,6mL. Homogeneizar a solução e transferi-la para um balão volumétrico de 100mL, adicionando água destilada até próximo do seu limite. Fechar o balão e homogeneizar a solução, feito isto, completar o balão até o seu volume máximo com água.
3.1.3 Preparar 50 mL da solução de NaOH a 0,01 mol.L-1 a partir da solução preparada no item 3.1.1
Com o auxilio de uma pipeta volumétrica, retira-se 5mL da solução de NaOH preparada anteriormente e adiciona-se em um balão volumétrico de 50mL. Em seguida, completa-se o balão com água destilada até a marca do menisco, fechando e homogeneizando a solução para a sua completa diluição.
3.1.4 Preparar uma solução supersaturada
Coloca-se 2,5g de tiossulfato de sódio em um tubo de ensaio e acrescenta-se 0,5mL de água destilada. Agita-se para observar se houve alguma mudança de temperatura. Feito isto, aquecer o tubo até a diluição do tiossulfato. Depois de diluído, retirar o tubo do aquecimento, tampar com um algodão e esperar o resfriamento até a temperatura ambiente, sem mexer na solução. Introduzir um pequeno cristal de tiossulfato no tubo e observar qual a sua reação e se há mudança de temperatura.
3.2 Procedimento Experimental – Volumetria de Neutralização
3.2.1 Determinar a concentração de HNO3preparado no item 3.1.2
Foi pipetado com uma pipeta volumétrica 10 mL da solução de HNO3 e colocado em cada um dos três erlenmeyer de 125 mL. Adicionou-se 10 mL de água destilada e 3 ou 4 gotas do indicador fenolftaleína aos mesmos erlenmeyer. A solução deste erlenmeyer foi titulada com solução padrão de NaOH, gota a gota observando o momento correto da neutralização, através da mudança de coloração do indicador amarelo, para laranja. Anotou-se o volume de NaOH gasto em cada uma das titulações. O procedimento foi repetido mais duas vezes.
4.1 Resultados e Discussões – Preparo de Soluções
Discussão Sobre a Solução Supersaturada
Foi preparada uma solução supersaturada de tiossulfato de sódio. Foi adicionado 2,5g de tiossulfato de sódio em 0,5mL de água, nesse caso a quantidade de solvente não foi capaz de dissolver todo o soluto (notou-se uma queda de temperatura durante a dissolução), foi aquecendo o sistema para dissolver o precipitado, porém a solução supersaturada torna-se muito instável e deve ser manuseada com cuidado já que a menor perturbação do sistema provocaria a precipitação do soluto excedente, tornando-a novamente uma solução saturada com presença de corpo de fundo. Ao agitar o sistema e introduzir um novo cristal de tiossulfato de sódio o sistema mostrou uma nova queda de temperatura e a precipitação do tiossulfato excedente.
Sobre os cristais de tiossulfato de sódio, foi observado que o coeficiente de solubilidade do mesmo parece ser bem baixo, pois com pouca quantidade de água foi possível dissolver quase que completamente uma quantidade considerável de cristais do mesmo. Notou-se também que durante a reação, o sistema fica frio indicando uma reação endotérmica.
4.2 Resultados e Discussão – Volumetria de Neutralização
Titulação do HNO3 com a solução padronizada de HaOH
Para tornar possível a titulação foram adicionados 10mL de solução de HNO3 diluída em 10 mL de água destilada em cada um dos erlenmeyer, foram usados três erlenmeyer de 125mL cada.
Sabendo que no nosso caso o ponto de viragem não é o ponto de equilíbrio, devido à percepção humana não ser suficiente para noção real do ponto de equilíbrio, ou seja, ao apresentar a coloração laranja que é o ponto de neutralização da solução já havia passado um pouco do verdadeiro ponto de equilíbrio da solução.
A diluição do HNO3 junto com o indicador ácido- base, utilizado nesse caso que foi a fenolftaleína.
A titulação foi feita contra um fundo branco, adicionando NaOHgota a gota através de uma bureta de 50 mL, observando o momento correto da neutralização, através da mudança de coloração do indicador de amarelo para laranja. Como mostra a imagem a seguir:
Figura 2: Coloração das amostras após o acréscimos da solução de NaOH
Na 1ª amostra de HNO3 foram adicionadas ao mesmo V1NaOH= 11,4 mLdo titulante NaOH. Na 2ª amostra, foram adicionados V2NaOH= 11,7 mL de NaOH. E na 3ª e última amostra, foram adicionados V3NaOH= 11,5 mL de NaOH. Em todas as etapas foram adicionadas as devidas quantidades de solução do titulante ate que fosse notada a alteração da cor do titulado, ou seja, até o ponto de viragem. A tabela a seguir apresenta todos os volumes necessários para que houvesse a alteração da cor, no caso a neutralização.
Tabela 1: Quantidade de NaOHnecessária para atingir o ponto de neutralização em cada uma das amostras
Amostras
Volume utilizado (mL)
1
11,4
2
11,7
3
11,5
A partir dos valores de NaOHadicionados em cada um dos experimentos, dá-se necessário o cálculo da média e do desvio padrão de cada uma das amostrar, para que se possa determinar com mais precisão o ponto de neutralização. Logo abaixo estão esboçados todos os cálculos necessários.
Cálculos:
MÉDIA
A média pode ser obtida através da seguinte equação:
Logo,
x= 11.533333
Desvio Padrão
O desvio padrão pode ser obtido da seguinte forma:
Logo,
S= 0.152807
Então, os resultados demonstram que as variações dos volumes obtidos na realização dos procedimentos possuem uma taxa de variação relativamente baixa, a olho humano, mas no aspecto químico apenas uma casa decimal é necessária para alterar de forma brusca algum procedimento. A comparação dos valores é expressa logo abaixo na tabela 2.
Tabela 2: Comparação entre os valores.
Amostras
Volume necessário (mL)
Média dos valores
Desvio padrão
1
11,4
11,53± 0.15
0.15
2
11,7
3
11,5
Tendo como base que a titulação de um ácido forte (ácido nítrico) e uma base forte (hidróxido de sódio) tem a solução resultante, no ponto de equivalência, um pH neutro = 7.
Logo a fórmula resultante da reação entre as substancias é:
NaOH(aq) + HNO3(aq) NaNO3(aq) + H2O(l)
5.1 Conclusões – Preparo de Soluções
Foi útil, por exemplo, para entender que algumas substâncias devem ser adicionadas ao solvente e não o contrário, e de forma lenta e gradual, pois liberam muito calor durante sua dissolução, podendo provocar acidentes no laboratório. Observamos também as mudanças de temperatura dentro do sistema durante a dissolução, bem como tivemos uma idéia do tempo de reação de cada uma.
Então, no fim das observações, pode-se dizer com certeza que o experimento foi bom para entender na prática como ocorrem os diferentes tipos de soluções, afinal antes se tinha apenas a idéia teórica de cada tipo de solução, baseado no que se encontra freqüentemente na literatura.
5.2 Conclusões – Volumetria de Neutralização
Agora com todos os dados e tabelas em mãos, conclui-se que por meio dos métodos analíticos de volumetria de neutralização é possível dosar bases e ácidos presentes em soluções e amostras, bem como foi analisado através da determinação da porcentagem do Hidróxido de Sódio na solução de Acido Nítrico, demonstrando assim o êxito conseguido através da realização cuidadosa dos procedimentos indicados.
6.1Referências bibliográficas – Preparo de Soluções
[1] Departamento de química inorgânica. Disponível em < http://www.dqi.iq.ufrj.br/iqg128_a1_prep_sol_tit.pdf > Acesso em: 23/07/2013
[2] Estudo das soluções – Coeficiente de solubilidade. Disponível em < http://quimica10.com.br/10/wp-content/uploads/2009/01/22-estudo_das_solucoes_coeficiente_de_solubilidade.pdf > Acesso em: 23/07/2013
[3] DIOGENES, Célia Maria Carneiro. Unidades de Concentração. Disponível em < http://www.virtual.ufc.br/solar/aula_link/lquim/Q_a_Z/Seguranca_tecnica_lab/aula_03-8663/02.html > Acesso em: 23/07/2013
6.2 Referências bibliográficas – Volumetria de Neutralização
[4] ROSSI, Adriana Vitorino. Sobre o desenvolvimento da análise volumétrica e algumas aplicações atuais. Disponível em Acesso em: 24/07/2013
[5] ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965p.
[6] ALVES, Líria. Ácidos, Propriedades dos ácidos. Disponível em < http://www.brasilescola.com/quimica/acidos.htm> Acesso em: 24/07/2013
[7] Figura 1. Disponível em Acesso em: 24/07/2013
7.1 Questões – Preparo de Soluções
1 - Explique o que é uma solução, como classificá-la em função do coeficiente de solubilidade. Exemplifique.
Solução é uma mistura homogênea entre dois ou mais compostos. Na solução há um composto que é chamado solvente, pois ele dissolve o outro, que é chamado de soluto.
O coeficiente de solubilidade classifica-se em:
Solução concentrada - Quando o soluto se encontra na quantidade máxima que o solvente pode diluir.
Solução diluída ou insaturada - Quando a quantidade de soluto usado não atinge o limite de solubilidade, ou seja, a quantidade adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade.
Solução saturada - Quando o solvente já dissolveu toda a quantidade possível de soluto (ou disperso), e toda a quantidade agora adicionada não será dissolvida e ficará no fundo do recipiente.
Solução supersaturada - Sob certas condições especiais e artificiais de preparação é possível, em alguns casos, conseguir a solubilização de uma quantidade de soluto maior que a prevista pelo coeficiente de solubilidade. A solução assim obtida é denominada supersaturada, sendo extremamente instável, ou seja, facilmente ocorre a precipitação do excesso que está ultrapassando o coeficiente de solubilidade.
2- No experimento realizado a dissolução é um processo exotérmico ou endotérmico? E a cristalização? Explique.
A dissolução pode ser um processo tanto endotérmico quanto exotérmico, vai depender de qual substância está sendo diluída. Em algumas, o coeficiente de solubilidade aumenta com a temperatura, nesse caso a dissolução é um processo endotérmico. Em outros casos, o coeficiente de solubilidade diminui com o aumento da temperatura, pois as substâncias dissolvem-se com liberação de calor, sendo então um processo exotérmico. Já a cristalização normalmente é um processo exotérmico, pois o sal precisa perder energia para que suas moléculas se organizem na estrutura cristalina.
3- Qual a massa de Nitrato cúprico (CuNO3) deve ser pesada para preparar 250 mL de uma solução aquosa de concentração 1,5 mol.L-1?
A massa molar do CuNO3 é de 125,53 g/mol, então aplicando a fórmula temos:
C=mM.V então a massa necessária de CuNO3 é de m = 47g
4- Qual o volume de ácido acético que deve ser utilizado para preparar 250 mL de uma solução 1 mol.L-1 de ácido acético?
O ácido acético com Título de 0,998 e Densidade de 1,05 Kg/m3 temos então a fórmula:
C=T.d.1000 então C=0,998.1,05.1000 C=1,04 mol.L
Utilizando a fórmula C1.V1=C2.V2 temos: 1.250=1,04.V2
V2 ác. acético = 240,38 mL
Questões – Volumetria de Neutralização
1-Porque o HNO3 pode ser padronizado com uma solução padrão de NaOH?
Pois a solução de HNO3 é uma solução ácida e a solução de NaOH é uma base, então adicionando o indicador pode ser visível a mudança de pH da solução. Depois de adicionada certa quantidade da solução básica no ácido o indicador mostra uma mudança da coloração quando o pH da solução ácida passa a ser neutra, em torno de 7.
2- O Ponto de equivalência (PE) de uma titulação e o ponto final (PF) precisa ser necessariamente igual?
Não. Aliás, na maioria das vezes esses dois pontos não coincidem. Tanto o ponto de equivalência como o ponto final, numa titulação, são valores de pH. No entanto há diferenças.
Ponto De Equivalência: é o valor de pH para o qual todo o titulante reagiu com todo o titulado. No caso do experimento, corresponderia ao pH quando todo o HNO3 tivesse reagido com todo o NaOH.
Ponto Final: é o valor de pH para o qual a mudança da cor do indicar ocorre e se fecha a torneia da bureta (onde está o titulante). Por isso, depois de já ter atingido o P.e., se adicionado mais titulante se chegará no P.f., o que altera também o pH da solução.
3-Em que consiste a técnica da titulação?
É um método de análise quantitativa. Consiste em utilizar um reagente de concentração conhecida para definir a concentração de uma substancia desconhecida. Esse reagente será um ácido quando a substancia de concentração desconhecida for uma base, e vice-versa. A partir do uso de indicadores, pode-se também definir o pH das substancias a partir da titulação. A prática é feita com um volume conhecido do titulante colocado na bureta e sendo adicionado aos poucos a um Erlenmeyer com algumas gotas de indicador de pH. A substância formada é agitada e se observa sua cor a medida que o titulante vai sendo adicionado. Após chegar ao ponto de equivalência, observa-se o volume de titulante adicionado a mistura.
4-Qual o papel do indicador em uma titulação?
A função dos indicadores é apresentar uma determinada cor na forma ácida e outra cor na forma de base conjugada. A mudança de cor, resultante da conversão entre a forma ácida e a forma básica, fazendo assim, identificar cada tipo de solução.
5- O rótulo de um produto de limpeza diz que a concentração de amônia (NH3) é de 9,5 g/L. Com o intuito de verificar se a concentração de amônia corresponde à indicada no rótulo, 5 mL desse produto foram titulados com ácido clorídrico (HCl) de concentração 0,1 mol/L. Para consumir toda a amônia dessa amostra, foram gastos 25 mL do ácido. Qual a concentração, em g/L, da solução, calculada com os dados da titulação?
Primeiro escreve-se a equação química:
NH3 + HCl NH4Cl
Concentração=Numero de molsvolume0,1=numero de mols0,025 Número de mols = 0,0025
1 mol NH3 -------- 1 mol HCl 0,0025 Mol NH3
x mol NH3 -------- 0,0025 mol HCl
Concentração=Numero de molsvolumeConcentração=0,00250,005 Concentração = 0,5 mol/L
I- Concentração=m1V
II- Concentração da amônia=m1massa da amonia x Volume
Substituindo I em II temos:
Concentração=Concentração da amônia x massa da amônia
Concentração=0,5 x 17
Concentração=8,5 g/L
