Universidade Estadual de Goiás
UnUCET - Anápolis
Química Industrial
Química Experimental II
Preparação e padronização
de uma solução 0,10 mol/L
de ácido clorídrico
Alunos: Bruno Ramos;
Wendel Thiago;
Thales Inácio P. de Deus.
Professora: Renata Leal
1. Introdução
O experimento retratado nesse relatório refere-se à preparação e padronização de uma solução a 0,10 mol/L de ácido clorídrico.
Solução é uma dispersão molecular homogênea de duas ou mais substâncias, ou seja, um estado em que as substâncias estão subdivididas de modo que suas partículas estejam em dimensões moleculares, atômicas ou iônicas; e só podem ser separadas por processos físicos. O preparo de uma solução envolve o uso de uma outra solução, feita a partir de uma substância no estado sólido, de modo que se possa saber com exatidão sua concentração. Essa solução – chamada de padrão primário – é utilizada para a verificação da solução problema, ou seja, a que está sendo preparada. A esse processo de verificação da concentração dá-se o nome de padronização.
2. Objetivo
Preparar e padronizar uma solução de ácido clorídrico a 0,10 mol/L.
3. Metodologia
Utilizou-se, nesse experimento, os seguintes materiais:
- Ácido clorídrico (HCl) da marca Vetec, 37% puro – exemplar PA (para análise), peso molecular: 36,46 g/mol, densidade: 1,19 g/mL;
- Pipetas de capacidade volumétrica de 2 mL e 0,5 mL, da marca
Vidrolabor;
- 3 erlenmeyers de capacidade volumétrica de 250 mL, da marca
- 1 tubo de ensaio (da marca Pyrex);
- Agitador magnético (da marca VELP scientífica);
- Balança analítica, com precisão de 3 dígitos e capacidade não citada, da marca Marte;
- 1 bureta de capacidade volumétrica de 50 mL, da marca Js;
- Carbonato de sódio anidro, 99,5% puro – exemplar PA –, da marca
Ecibra;
- Solução indicadora de vermelho de metila – sem procedência definida;
- Balão volumétrico de capacidade de 250 mL, marca Vidrolabor.
Inicialmente foram feitos os cálculos para se saber o volume do ácido necessário para o preparo de 250 mL da solução problema. Em seguida, preparou-se a solução, efetuando a transferência do volume encontrado para o balão volumétrico preenchido 1/3, aproximadamente, por água. Após isso, foi adicionado o restante de água, de modo a completar o volume do balão. Posteriormente foi feita a reação que ocorreria entre a solução problema e a padrão, de modo a calcular a massa do padrão que seria necessária para reagir com uma alíquota de 20 mL da solução problema. Feito isso, foi pesada a massa na balança analítica e efetuada a preparação de 3 amostras de solução padrão. Depois disso, já com as 3 amostras à mão, foi feita análise titrimétrica de 3 alíquotas de 20 mL da solução problema para confirmação da concentração desta. Então, após isso, foi calculado o volume médio e – a partir deste – o fator de correção para determinação da concentração real.
4. Resultados e discussão
4.1 Cálculo da quantidade de mols de ácido clorídrico necessária para o preparo de 250 mL de uma solução a 0,1 mol/L:
0,1 mol de HCl --- 1L de solução a 0,1 mol/L x mol de HCl --- 0,250L de solução a 0,1 mol/L
4.2 Cálculo de quantos gramas serão necessários para o preparo da solução, a partir no número de mols encontrados no sub-item 1:
1 mol de HCl --- 36,46 g de HCl puro 0,025 mol de HCl --- m g de HCl puro
m = 0,9115 g de HCl puro
4.3 Cálculo da quantidade em massa de HCl contida no recipiente necessária para o preparo da solução, a partir dos cálculos feitos no item anterior, considerando o grau de pureza do ácido do recipiente (37%):
100g do HCl do recipiente --- 37g de HCl puro r g do HCl do recipiente --- 0,9115g de HCl puro
r = 2,4635g do HCl do recipiente
4.4 Cálculo do volume de HCl necessário, a partir da massa calculada no item acima, levando em consideração a densidade do ácido (1,19 g/mL):
1,19g de HCl --- 1mL 2,4635g de HCl --- v mL
v = 2,07 mL
4.5 Equação da reação ocorrente entre o ácido clorídrico e o carbonato de sódio:
2HCl(aq) + Na2CO3(aq) → 2NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(liq)
4.6 Cálculo do número de mols do carbonato de sódio necessário para reagir com uma alíquota de 20 mL do ácido clorídrico:
1L da solução de HCl preparada --- 0,1 mol de HCl 0,02L da solução de HCl preparada --- n mol de HCl
n = 2 x 10-3 mol de HCl
2 mols de HCl--- 1 mol de carbonato de sódio 2 x 10-3 mol de HCl --- n
2 mol de carbonato de sódio
4.7 Cálculo da massa de Na2CO3 corresponde a 10-3 mol do mesmo
composto, a partir de seu peso molecular (105,99 g/mol):
1 mol de Na2CO3 --- 105,99 g de Na2CO3 puro 10-3 mol de Na2CO3 --- m g de Na2CO3 puro
m = 0,1059 g de Na2CO3 puro
4.8 Considerando o nível de pureza do carbonato (99,5%), calculou-se a massa bruta necessária para a realização da reação com a alíquota do ácido:
100g de Na2CO3 do recipiente --- 99,5 g de Na2CO3 puro
m2 g de Na2CO3 do recipiente --- 0,1059 g de Na2CO3 puro
m2 = 0,1065g de Na2CO3 do recipiente
4.9 Após dissolução de 3 porções de 0,1065g de Na2CO3 em
aproximadamente 100 mL de água destilada e adição de 3 gotas do indicador (vermelho de metila) em cada uma dessas alíquotas, realizou-se a análirealizou-se titrimétrica das 3 alíquotas da solução problema de HCl, obtendo-se os seguintes resultados:
4.9.1 - Primeira alíquota: vi = 37,5 mL; vf = 19,3 mL .·. vg1 = 18,2 mL
4.9.2 - Segunda alíquota: vi = 36,6 mL; vf = 20,0 mL .·. vg2 = 16,6 mL
4.9.3 - Terceira alíquota: vi = 46,2 mL; vf = 30,0 mL .·. vg3 = 16,2 mL (vi = volume inicial de HCl contido na bureta; vf = volume final, após a titulação, de HCl contido na bureta; vg = volume de HCl gasto na titulação)
4.10 Cálculo do fator de correção e da concentração real da solução problema:
Fc = (Volume teórico) (Volume gasto)
Volume gasto = média dos volumes gastos nas análises titrimétricas das alíquotas; ou seja:
Vg = (18,2 mL + 16,6 mL + 26,2 mL) / 3 Vg = 17 mL
Assim sendo:
Fc = 1,17
A concentração real da solução é dada pela seguinte fórmula: [ ]real = [ ]teórica x Fc;
Portanto:
[ ]real = 0,10 mol/L x 1,17 [ ]real = 0,117 mol/L
4.11 Conclusão:
Baseado nos cálculos, chegou-se a conclusão de que a solução problema preparada encontrou-se com concentração acima da desejada, estando, portanto, mais forte do que o devido.
5. Questões de verificação
5.1 Qual o estado físico do cloreto de hidrogênio a pressão e
temperatura ambientes? R: O cloreto de hidrogênio é gasoso a
temperatura e pressão ambientes.
5.2 Por que o teor de cloreto de hidrogênio não ultrapassa 37% na
solução concentrada de ácido clorídrico? R: Porque o gás está
borbulhado em meio aquoso, se sua concentração fosse mais alta, não seria possível obtê-lo liquidamente.
5.3 Quais são os cuidados que devem ser tomados ao se pipetar uma
solução de ácido clorídrico? R: Deve-se faze-lo em uma capela, pois,
ainda que borbulhado em água, parte do ácido encontra-se em estado gasoso, e seus vapores são altamente corrosivos, apresentando grande perigo para a pele e para a região ocular. Deve-se, também, utilizar um pipetador de borracha.
5.4 Por que não é conveniente que se pese o ácido clorídrico
concentrado? R: Porque, por ser um gás borbulhado em líquido e por
se altamente volátil, ele evapora facilmente; o que, obviamente, torna a medição muito imprecisa, além de ser perigoso para quem realiza a
medição, visto que os vapores do ácido – como já foi dito anteriormente – são muito corrosivos.
5.5 Escreva as reações química envolvidas no processo. (vide item 4) 5.6 Demonstre os cálculos utilizados para o desenvolvimento da aula.
(vide item 4)
5.7 Calcule o erro percentual entre a concentração teórica e a da
solução obtida. R:
100% de erro --- 0,10 mol/L a mais x% de erro --- 0,017 mol/L a mais
x = 17% de erro
6. Qual a importância de se preparar soluções? R: Em vários processos
de produção industrial são utilizadas substâncias em diferentes concentrações, por isso é sempre útil ter as soluções já prontas, na concentração desejada.
5.9 O que é um padrão primário? R: É uma substância (geralmente
sólida) com a qual será produzida uma solução de concentração exata, feita para reagir com uma solução problema a fim de testar sua concentração.
5.10 Qual a função do indicador? Como ocorre este processo? R: No
caso, sua função é indicar quando toda a reação que deveria ocorrer já ocorreu, indicando que o pH da solução do titulante tornou-se ácido (no caso dessa experiência). A viragem de cor do indicador ocorre quando o ácido que cai da bureta no recipiente não tem mais com o quê reagir, fazendo a solução passar de um pH neutro-básico a um mais ácido.
5.11 Qual a finalidade da padronização de uma solução? R: Verificar se
ela está na concentração desejada.
LEAL, R. Apostila de química experimental I. Goiás: Universidade Estadual de Goiás, 2003.
