Universidade Estadual de Goiás
UnUCET - Anápolis
Química Industrial
Química Analítica Experimental II
Preparação e padronização
de uma solução 0,10 mol/L
de hidróxido de sódio;
Determinação da acidez no
vinagre
Alunos: Bruno Ramos;
Wendel Tiago Mendes;
Professor: Marcelo Martins de Sena
Anápolis,
1. Introdução
Solução é uma dispersão particular 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, dependendo da natureza das substâncias.
As propriedades das soluções (i.e. cor, sabor, etc.) dependem de sua concentração, dada pela razão entre a quantidade de soluto e o volume da solução. A concentração é expressa, comumente, em mol(s) do soluto por litro de solução. Tal concentração é chamada de molaridade da solução.
Quando se dispõe de um reagente no estado puro, prepara-se uma solução com molaridade definida pela pesagem de uma fração definida do mol, dissolvendo-se a massa pesada num solvente apropriado (normalmente água) e completando-se a solução até um volume conhecido.
Quando não se tem o reagente na forma pura, como é o caso da maior parte dos hidróxidos alcalinos, de alguns ácidos inorgânicos e de várias substâncias deliqüescentes, preparam-se inicialmente soluções que tenham aproximadamente a molaridade desejada. Depois estas soluções são padronizadas pela titulação contra solução de uma substância pura, com a concentração conhecida com exatidão, chamada de padrão primário. 1.1) O padrão primário
Um padrão primário é um composto com pureza suficiente para permitir a preparação de uma solução padrão mediante a pesagem direta da quantidade da substância, seguida pela diluição até um volume definido de
solução. A solução que se obtém é uma solução padrão primária. Um padrão primário deve atender às seguintes condições:
1. Deve ser de fácil obtenção, purificação, secagem e preservação em estado puro;
2. Deve permanecer inalterada ao ar durante a pesagem. Durante a estocagem, a composição do padrão deve permanecer invariável;
3. A substância deve proporcionar testes de impurezas mediante ensaios qualitativos ou de outra natureza, com a sensibilidade conhecida (O total de impurezas não deverá exceder, em geral, 0,01 a 0,02%);
4. Deve ter uma massa molecular relativamente elevada, a fim de que os erros de pesagem possam ser desprezíveis;
5. A substância deve ser facilmente solúvel nas condições em que será empregada;
6. A reação com a solução padrão deve ser estequiométrica e praticamente instantânea. O erro de titulação deve ser desprezível, ou fácil de determinar exatamente por método experimental.
Na prática, é difícil obter um padrão primário ideal, e usualmente se faz um compromisso entre as exigências ideais mencionadas.
Os sais hidratados, como regra, não constituem bons padrões em virtude da dificuldade de secagem eficaz. No entanto, sais que não eflorescem, como o tetraborato de sódio, Na2B4O7 · 10H2O, e o sulfato de cobre, CuSO4 · 5H2O,
mostram-se, na prática, padrões secundários satisfatórios. 1.2) O padrão secundário
Um padrão secundário é uma substância que pode ser usada nas padronizações, cujo teor da substância ativa foi determinado pela comparação contra um padrão primário; ou seja, uma solução padrão secundária é aquela na qual o soluto dissolvido foi determinado não pela pesagem direta, mas pela titulação de um volume da solução contra um volume conhecido de uma solução padrão primária.
1.3) Análise titrimétrica (ou titulação)
O termo “análise titrimétrica” refere-se à análise química quantitativa efetuada pela determinação do volume de uma solução padrão primária que reage quantitativamente com um volume conhecido da solução que contém a substância a ser determinada. A quantidade da substância a ser determinada calcula-se a partir do volume da solução padrão que foi usado, da equação química e das massas moleculares relativas dos compostos que reagem.
No passado, usava-se o termo “análise volumétrica” para identificar esta determinação quantitativa, mas este termo foi substituído por análise
titrimétrica. Considera-se que esta denominação exprime melhor o processo
de titulação, enquanto a denominação antiga poderia ser confundida com medições de volumes, como as que envolvem gases. Na análise titrimétrica, o reagente de concentração conhecida é o titulante e a substância que se titula é o titulado.
O processo de se juntar a solução padrão até que a reação esteja completa é a titulação, e a seu término a substância a ser determinada está
titulada. Seu ponto final chama-se ponto de equivalência. Este final deve
ser identificado por alguma mudança, produzida pela própria substância padrão ou pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador. Depois de a reação entre a substância e o padrão estar praticamente completa, o indicador deve provocar uma modificação visual nítida na solução. O ponto em que isto ocorre é o ponto final da titulação. Numa titulação ideal, o ponto final visível coincidirá com o ponto de equivalência (ponto final teórico ou estequiométrico). Na prática, no entanto, há quase sempre uma diferença muito pequena; é o constitui o erro de titulação. O indicador e as condições experimentais devem ser escolhidos de modo que a diferença entre o ponto final visível e o ponto de equivalência seja tão pequena quanto for possível.
Para que uma reação seja adotada na análise titrimétrica, é necessário satisfazer às seguintes condições:
1. Deve ser uma reação simples que possa ser expressa por uma equação química; a substância a ser titulada deve reagir completamente com o reagente, em proporções estequiométricas ou equivalentes;
2. A reação deve ser relativamente rápida. A maioria das reações iônicas satisfaz a esta condição. Em alguns casos pode ser necessária a adição de um catalisador para aumentar a velocidade da reação;
3. No ponto de equivalência deve haver alteração de alguma propriedade física ou química da solução;
4. Deve-se dispor de um indicador que, pela alteração de propriedade física (cor ou formação de precipitado) possa definir o ponto final da reação.
Existem, basicamente, quatro tipos de reações na análise titrimétrica:
reações de complexação, reações de precipitação; reações de oxi-redução e as reações de neutralização (ou acidimetria e alcalinometria),
que foram as utilizadas nos experimentos a serem relatados.
2. Objetivos
1) Preparar e padronizar uma solução de hidróxido de sódio a 0,10 mol/L.
2) Determinar a acidez de um vinagre comercial
3.
Materiais empregados
3.1) Preparação e padronização de solução de NaOH 0,1 mol/L Utilizou-se, nesses experimentos, os seguintes materiais:
- 2 erlenmeyers de
capacidades volumétricas de 250 mL;
- Balança analítica com precisão de 4 dígitos; - Balão volumétrico de
capacidade de 250 mL; - Béquer de 100 mL; - Béquer de 300 mL com
água destilada recém fervida;
- Biftalato de potássio
(HOCOC6H4COOK) seco a
105 °C
- Bureta de capacidade volumétrica de 50 mL; - Espátula;
- Hidróxido de sódio (NaOH) P.A.;
- Pisseta com água destilada - Proveta de 50 mL
- Solução indicadora de fenolftaleína 1%; 3.2) Determinação da acidez no vinagre
- 2 Béqueres de 100 mL; - 2 Erlenmeyers de 250 mL; - Amostra de vinagre; - Balão volumétrico de 250 mL; - Bastão de vidro; - Bureta de 50 mL; - Pipeta volumétrica de 25 mL; - Pipeta volumétrica de 50 mL; - Proveta de 50 mL; - Solução alcoólica de fenolftaleína 1%;
- Solução padrão de NaOH 0,1 mol/L .
4.
Procedimento Experimental
4.1) Preparação e Padronização de uma solução de NaOH 0,1
4.1.1) Considerações sobre o Hidróxido de Sódio P.A.
O hidróxido de sódio, de fórmula NaOH; peso molecular = 40,00, é um sólido em forma de pastilhas branco, deliqüescente, inodoro e higroscópico (logo, não pode ser usado como padrão primário). 111 gramas solubilizam-se em 100 gramas de água a 25 ºC. Derrete-se a 318 °C. É estável sob condições comuns de uso e armazenamento. Entretanto, pode reagir com dióxido de carbono existente no ar, formando carbonato de sódio, que pode ser completamente removido quando se prepara uma solução saturada de NaOH e a deixa em repouso por 24 horas. O carbonato precipita por ser pouco solúvel na solução.
Em contato com ácidos e haletos orgânicos (especialmente o tricloroetileno), pode causar violentas reações. O contato com nitrometano e outros compostos nitros similares pode formar sais sensíveis a impactos. Reage com vidro e dissolve a sílica, formando silicatos solúveis. A presença desses silicatos pode causar erros e, por isso, as soluções de NaOH devem ser conservadas em frascos de polietileno.
É um irritante poderoso. Sua ingestão pode causar sérias queimaduras na boca, garganta e estômago. Pode resultar em ulceração grave dos tecidos e em morte. Sintomas podem incluir sangramento, vômito, diarréia, queda da pressão sanguínea. Os danos podem aparecer dias após a exposição. Em caso de ingestão NÃO INDUZIR O VÔMITO; ingerir grandes quantidades de água, ou leite - se disponível - e encaminhar a atendimento médico.
4.1.3) Preparação da solução de NaOH 0,1 mol/L
Partiu-se de uma solução 50% de hidróxido de sódio, recém preparada. Com auxílio de uma pipeta, retirou-se 2 mililitros dessa solução e colocou-se em um balão volumétrico de 250 mL, efetuando-se a diluição até esse volume, com água destilada fervida, e a homogeneização da nova solução que, em seguida, foi submetida à padronização com biftalato de potássio, como descrito no item a seguir.
4.1.4) Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L
Essa etapa foi em triplicata. Em cada uma das frações, foi pesada a quantidade de biftalato de potássio necessária para reagir completamente com 25 mL da solução recém preparada de NaOH; correspondente de 0,5105 gramas do sal. Essa quantidade foi colocada num erlenmeyer de 250 mL e diluída em, aproximadamente, 50 mL de água destilada. Após isso, adicionou-se 2 gotas de uma solução 1% de fenolftaleína. A solução resultante é a solução padrão primária, e corresponde ao titulante da análise.
O titulado (50 mL da solução preparada de NaOH supostamente 0,1 mol/L) foi colocado em uma bureta de 50 mL, previamente ambientalizada, e procedeu-se a análise até a viragem do indicador.
4.2) Determinação da acidez do vinagre
Essa análise também foi realizada em triplicata. Colocou-se o titulante, uma solução de hidróxido de sódio padronizada, na bureta previamente ambientalizada.
Fez-se a diluição de 25 mL de vinagre em um balão volumétrico de 250 mL com água destilada. Desta solução, pipetou-se 50 mL que foram transferidos a um erlenmeyer de 250 mL (operação realizada em triplicata). Adicionou-se, nestes erlenmeyers, aproximadamente 50 mL de água, com auxílio de uma proveta de 50 mL; processo seguido da adição de 2 gotas de uma solução 1% de fenolftaleína. Fez-se a homogeneização da solução, em seguida.
Procedeu-se a análise até mudança de coloração da solução.
5.1) Preparação e padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L
5.1.1) Cálculos iniciais
5.1.1.1) Cálculo da quantidade de solução concentrada de hidróxido de sódio necessária para o preparo de 250 mL de uma solução a 0,1 mol/L do mesmo.
A solução disponível apresenta concentração de 50% (m/v). Isso equivale dizer que existem 50 gramas de NaOH em cada 100 mL de solução. Ou seja, existem 500 gramas de NaOH em 1 litro da solução:
Como 1 mol de NaOH corresponde a, aproximadamente, 40,01 g/mol, temos:
40,01 g de NaOH --- 1 mol de NaOH 500,00 g de NaOH --- n mol de NaOH
n = 12,50 mol de NaOH
Ou seja, existem, aproximadamente, 12,50 mols de NaOH em cada litro de solução resultando numa concentração molar de 12,5 mols/L. Se deseja-se obter 250 mL de uma solução 0,1 mol/L de NaOH. Logo, por cálculo simples de diluição, tem-se:
V1 = 2,0 x 10-3 L = 2 mL
5.1.1.2) Cálculo da massa de biftalato necessária para reagir completamente com 25,00 mL da solução preparada de NaOH.
Portanto, tem-se que 1 mol de biftalato de potássio reage com 1 mol de hidróxido de sódio. Supondo que a concentração da solução preparada seja realmente 0,1 mol/L e partindo de 25,00 mL dessa solução, conclui-se que serão necessários 0,0025 mol do sal para reagir completamente com o hidróxido. Como o biftalato de potássio tem massa molecular de 204,22 g/mol, serão necessários:
1 mol de biftalato de potássio --- 204,22 g de biftalato de potássio 2,5 x 10-3 mol de biftalato de potássio --- m g de biftalato de potássio
m = 0,5105 gramas de biftalato de potássio
5.1.2) Resultados obtidos
Alíquota Massa de HKC6H4(COO)2 (g) Volume gasto de NaOH (mL)
1 0,5107 29,67
2 0,5147 29,31
3 0,5101 29,08
Média 0,5118 29,35
Quadro 1: Resultados obtidos a partir da padronização de uma solução de hidróxido de sódio
5.1.3) Cálculo da concentração real
[NaOH] = massa do sal / (volume de solução gasto (L) x 204.22) · Alíquota 1: [NaOH] = 0,5107 / (29,67 x 10-3)(204,22) = 0,0841 mol/L
· Alíquota 2: [NaOH] = 0,5147 / (29,31 x 10-3)(204,22) = 0,0859 mol/L
· Alíquota 3: [NaOH] = 0,5101 / (29,08 x 10-3)(204,22) = 0,0858 mol/L
· Média: [NaOH] = 0,5118 / (29,35 x 10-3)(204,22) = 0,0853 mol/L
Alíquota [NaOH] exp. Desvio (a - µ) Desvio2 (mol/L)2
1 0,0841 mol/L - 0,0012 mol/L 1,4 x 10-6
2 0,0859 mol/L 0,0006 mol/L 3,6 x 10-7
3 0,0858 mol/L 0,0005 mol/L 2,5 x 10-7
Tabela 1.: Parâmetros estatísticos relativos à padronização da solução de NaOH
Média das concentrações: mol/L
Desvio padrão: S2 = (2,0 x 10-7)/3 => S = 2,6 x 10-4 mol/L
Faixa de distribuição: 0,0859 – 0,0841 = 0,0018 mol/L 5.1.5) Resultado final
A concentração real calculada experimentalmente da solução preparada de hidróxido de sódio é de 0,0853 ± 0,0009 mol/L, com 99,7% de probabilidade, supondo ausência de erros sistemáticos.
5.2) Determinação da acidez no vinagre
5.2.1) Cálculos iniciais
5.2.1.1) Cálculo da quantidade de mols de ácido acético existente em cada alíquota utilizada na titulação.
De acordo com o fabricante, a concentração de ácido acético no vinagre é de 4%; ou seja, existem 4 gramas de ácido acético em 100 mL de vinagre. Sabendo que a massa molar do ácido acético é 60 g/mol, temos que:
1 mol de HOAc --- 60 g de HOAc
n mol de HOAc --- 4 g de HOAC n = 0,06 mol de HOAc.
Ou seja, existe 0,06 mol de ácido acético em 100 mL de vinagre. Como trabalhamos com 25 mL dessa solução (1/4 de 100 mL), utilizamos ¼ de 0,06 mol. Ou seja, 0,015 mol.
Essa quantidade foi diluída a um volume de 250 mL, resultando numa concentração de 0,015 mol de ácido acético em 250 mL de solução. A nova solução possui, portanto, uma concentração molar de 0,06 mol/L.
Cada alíquota contém 50 mL dessa nova solução. Logo, cada alíquota
contém, aproximadamente, 0,0033 mol de ácido acético.
5.2.1.2) Cálculo da quantidade, em volume, de NaOH necessário para reagir com a quantidade acima calculada de ácido acético.
De acordo com a equação para a reação de neutralização:
C H3 O O C H3 O O H O H + + H2O
Tem-se que 1 mol de ácido reage com 1 mol de hidróxido. Logo, se a quantidade a ser titulada é 0,0033 mol de ácido acético, necessita-se de 0,0033 mol de hidróxido de sódio. A solução utilizada era 0,0833 mol/L. Portanto, era preciso um volume de:
0,0833 mol de NaOH --- 1 L de solução 0,003 mol de NaOH --- v L de solução
v = 36,62 mL de solução de NaOH 0,0833 mol/L
5.2.2) Resultados obtidos
Realizado o procedimento descrito em (4), em triplicata, obteve-se os seguintes valores de titulante gasto:
Alíquota Volume gasto de NaOH (mL)
1 41,66
2 41,90
3 41,75
Quadro 2: resultados obtidos a partir da titulação do
vinagre com hidróxido de sódio.
5.2.3) Cálculo da concentração real
O número de mols de hidróxido gastos deve ser igual ao número de mols de ácido acético consumidos.
· Alíquota 1: Utilizou-se 41,66 mL de NaOH, logo – de acordo com a concentração de 0,0833 mol/L – consumiu-se 0,00347 mol do hidróxido. Portanto, a concentração de ácido acético na solução de onde retirou-se a alíquota é de 0,00347 mol / 50 mL => 0,0694 mol/L. Como essa solução está diluída 10 vezes em relação à concentração no vinagre comercial, calcula-se que a concentração molar no último seja de 0,694 mol/L, o que corresponde a uma concentração de 4,16%
· Alíquota 2: Utilizou-se 41,90 mL de NaOH, logo consumiu-se 0,00349 mol do hidróxido. Ou seja, a concentração de ácido acético no vinagre comercial seria de 4,19%
· Alíquota 3: Utilizou-se 41,75 mL de NaOH, portanto consumiu-se 0,00347 mol do hidróxido. Assim, a concentração de ácido acético no vinagre comercial seria de 4,16%
· Média: Em média, utilizou-se 41,77 mL de NaOH, o que corresponde a 0,00348 mol do hidróxido. Portanto, a concentração de ácido acético no vinagre seria de 4,17%
5.2.4) Parâmetros estatísticos
Alíquota [H3COOH] exp. Desvio (a - µ) Desvio2 (mol/L)2
1 0,694 mol/L - 0,002 mol/L 4,0 x 10-6
2 0,698 mol/L 0,002 mol/L 4,0 x 10-6
3 0,694 mol/L -0,002 mol/L 4,0 x 10-6
Tabela 2: Parâmetros estatísticos da titulação do ácido acético de um vinagre comercial.
Desvio padrão: S2 = (4,0 x 10-6)/3 => S = 1,3 x 10-3 mol/L
Faixa de distribuição: 0,698 – 0,694 = 0,004 mol/L
5.2.5) Resultado final
A concentração de ácido acético no vinagre comercial analisado, de acordo com o procedimento realizado, é de 4,17 ± 0,016%, com 95,5% de probabilidade; supondo ausência de erros sistemáticos.
6.
Conclusão
6.1) Preparação e padronização de uma solução 0,1M de NaOH
A solução foi padronizada, de acordo com a titrimetria de neutralização utilizando como padrão primário o sal biftalato de potássio, com a concentração de 0,0853 ± 0,0009 mol/L.
6.2) Determinação da acidez no vinagre
A partir da análise titrimétrica realizada, pode-se concluir que o vinagre comercial submetido a tal contém uma concentração de ácido acético dentro das especificações de qualidade.
7.
Questões
7.1) Preparação e padronização de uma solução 0,1M de NaOH
(Pré-lab)
Soluções reagentes são as preparadas sem necessidade de exatidão na concentração. As soluções padrões, ao contrário, devem ter concentração conhecida com exatidão, pois têm como uso principal a titulação de outras soluções.
2) Por que o balão volumétrico não pode ser aquecido sob hipótese alguma?
Porque o aquecimento provoca sua dilatação e, logo, gera alteração em sua capacidade volumétrica, causando sua descalibragem; o que acarreta ao usuário inexatidão nas suas medidas volumétricas.
3) Explique como deve ser feita a transferência quantitativa de uma substância para o balão volumétrico.
A transferência quantitativa de uma substância para o balão volumétrico deve ser feita com o auxílio de um funil, previamente lavado com o solvente da solução a ser transferida; tendo sempre o cuidado de não perder solução.
4) Por que não se pode usar frascos de vidro sem proteção para acondicionar soluções alcalinas?
Porque o ânion hidróxido é uma base suficientemente forte para atacar a sílica (um ácido fraco), causando sua conversão em silicatos solúveis, que podem afetar a pureza da solução, além da deterioração do frasco.
5) Por que para se preparar uma solução de hidróxido de sódio diluída deve-se partir de uma solução concentrada preparada com pelo menos 24 horas de antecedência?
Para que haja a remoção do carbonato de sódio, que precipita-se por ser pouco solúvel nessa solução.
6) Qual o procedimento para usar um frasco ao se fazer a estocagem de uma solução?
As soluções que são relativamente estáveis e não são afetadas pela exposição ao ar podem ser estocadas em frascos de 1 litro. Nos trabalhos de grande exatidão, os frascos devem ser de pyrex, ou de outro vidro
resistente, com tampas esmerilhadas. Soluções alcalinas devem ser estocadas em frascos de PET. Soluções de iodo e de nitrato de prata devem ser estocadas em frascos de vidro escuro (castanho).
(Pós-lab)
1) Como você classifica essa solução de NaOH recém preparada? Justifique.
Como padrão secundário, pois trata-se de uma solução cuja concentração exata é conhecida e pode servir como padrão para demais análises. Não pode ser classificada como padrão primário, já que sua concentração exata não pôde ser obtida simplesmente pela pesagem do sólido e sua posterior diluição, mas sim pela titulação de um volume da solução já pronta contra um volume conhecido de uma solução padrão primária.
2) Qual a importância em se fazer a análise em triplicata?
A análise, quando feita em triplicata, permite a obtenção de um resultado mais próximo do exato; dá maior confiança ao resultado obtido.
3) Dê as características necessárias para que uma substância seja considerada padrão primário. Exemplifique.
Vide item 1.1. Como exemplos de padrões primários temos o biftalato de potássio, sal utilizado nesse experimento; o tetraborato de sódio (Na2B4O7);
o ácido benzóico; o periodato de potássio, etc.
4) A solução estoque de NaOH a 50% pode ser considerada padrão primário? Justifique.
Não. Poderia, no máximo, ser considerada padrão secundário se fosse padronizada por alguma solução padrão primária. Não pode ser considerada padrão primário pois o hidróxido de sódio sólido é higroscópico e deliqüescente, duas características que um padrão primário não pode ter.
5) Justifique por que não se pode usar água destilada sem ferver nesta análise.
Porque a água destilada contém um pouco de gás carbônico dissolvido nela. Quando ela é fervida, esse gás se despreende. O gás carbônico, em solução aquosa, encontra-se em equilíbrio com o ácido carbônico e, consequentemente, com o carbonato. O carbonato pode reagir com a soda formando carbonato de cálcio, que interfere na análise.
7.2) Determinação da acidez no vinagre
1) Escreva as reações envolvidas no processo.
Vide item 5.2.1.2. Há também a reação do excesso de hidróxido com a fenolftaleína, que causa a mudança na coloração da solução quando a reação com o titulado é completa:
2) Demonstre os cálculos para a determinação da acidez no vinagre.
Vide item 5.2.3-5
3) Por que o vinagre é ácido? Por que é necessário diluir a amostra de vinagre em água?
Porque o vinagre é uma solução diluída de ácido acético e, portanto, contém prótons dissociados (conceito de acidez de Brønsted). É necessário efetuar a diluição em água porque o vinagre apresenta uma coloração que pode interferir na observação do ponto final da titulação, quando ocorre a indicação de que todo o ácido já foi consumido pelo titulante; denotado pela mudança de coloração provocada pela fenolftaleína.
4) A técnica aprendida nesta aula pode ser utilizada em uma indústria para o controle de acidez de vinagres? Justifique.
Sim, desde que se aplique a análise a mais amostras para se obter resultados mais confiáveis. Claro que existem técnicas mais eficazes como,
por exemplo, fazer a titulação com um padrão primário, ao invés de um padrão secundário, o que acarretaria em menos erros sistemáticos e, logo, num resultado mais confiável.
5) Qual o resultado obtido quando se usaram outros indicadores? Existem discrepâncias nesses resultados? Por quê?
Quando se utilizou o alaranjado de metila, a viragem ocorreu muito rápido, menos de 5 mL da solução padrão secundária havia sido adicionada ao titulado. Isso ocorreu porque a faixa de viragem desse indicador não é ideal para realizar este tipo de análise com um ácido fraco como o acético.
8.
Bibliografia
LEAL, R. Apostila de química experimental I. Goiás: Universidade Estadual de Goiás, 2003.
SILVA, A. M. L. Aulas práticas de química analítica quantitativa. Goiás: Universidade Estadual de Goiás, 2004.
VOGEL, A. I. Análise Química Quantitativa. 5.ed. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 1992.
