Determinação da concentração da solução

INTRODUÇÃO

Soluções são misturas homogêneas, constituídas de dois ou mais componentes, soluto e solvente; A razão entre eles define a concentração de uma solução. É de grande importância o conhecimento da composição das soluções utilizadas, tornando-se necessário estudar as unidades de concentração e os cálculos envolvidos no seu preparo.

A maioria dos trabalhos experimentais em Química são desenvolvidos quando os reagentes estão em solução. Portanto, o seu estudo depende do conhecimento qualitativo e quantitativo da composição das substâncias que delas participam.

Quando uma solução é diluída, seu volume aumenta e a concentração diminui, porém a quantidade de soluto permanece constante. Assim, se duas soluções têm diferentes concentrações, mas contém as mesmas quantidades de soluto, em volumes diferentes, apresentam a seguinte relação.

V1 x C1 = V2 x C2

V é o volume

C é a concentração

A relação entre o soluto e solvente/solução define a concentração de uma solução. Portanto, podemos estabelecer que:

Concentração=(Quantidade de soluto)/(Quantidade de solução) Ou Concentração=(Quantidade de soluto)/(Quantidade de solvente)

Para preparar uma solução, você deve procurar saber se o soluto é um padrão primário ou secundário.

Padrões primários são substâncias estáveis e não higroscópica, de fácil purificação, que servem para o preparo de soluções de concentração definida, utilizáveis na determinação de concentração exata de padrões secundários. Como exemplo, temos: carbonato de sódio (Na2CO3), ácido oxálico (H2C2O4), nitrato de prata (AgNO3) e outros. Já os padrões secundários são soluções de substâncias higroscópicas, voláteis ou alteráveis, que têm sua concentração determinada por um padrão primário. São exemplos de padrões secundários: ácido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H2SO4), hidróxido de sódio (NaOH) e hidróxido de potássio (KOH).

A determinação da concentração exata de um padrão secundário, na maioria das vezes é feita usando a técnica de volumetria ou titulação.

A titulação ou análise volumétrica, por sua vez, é uma técnica importante, utilizada para determinar a quantidade de uma substância (concentração) em uma solução. Ela consiste na medida do volume de duas soluções que reagem entre si. Uma delas apresenta concentração previamente conhecida, atuando como padrão de medida. A outra contém a espécie de concentração desconhecida que se atuando como padrão de medida. A outra contém a espécie de concentração desconhecida que se deseja analisar. Geralmente, a solução padrão é adicionada, gota a gota, por meio de uma bureta à solução de concentração desconhecida (presente em um erlenmeyer), contendo indicador.

Existem vários tipos de titulação, destacando-se a titulação ácido-base e titulação de oxidação-redução. Na titulação ácido-base as hidroxilas da base (concentração conhecida) se combinam com os hidrogênios ionizáveis do ácido aumentando o valor do pH até o ponto de viragem ou neutro (em que a solução passa a ser formada por água e sais). Já na titulação de oxi-redução ocorre a troca de elétrons entre os oxidantes e redutores, onde oxidantes fortes ganham mais elétrons assim como os redutores perdem.

Substâncias como o HCl e NaOH são relativamente instáveis: O HCl é um gás e soluções aquosas concentradas costumam perder quantidades consideráveis de HCl, sendo a concentração, então, variável com o tempo. O NaOH é higroscópico e reage com o CO2 do ar formando carbonato. A concentração da espécie desconhecida é determinada a partir dos volumes utilizados e da concentração da solução padrão. Isso decorre do fato de que o volume adicionado da solução padrão contém certa quantidade de constituinte, que é quimicamente equivalente ao volume da espécie de concentração desconhecida, tendo-se, então o ponto de equivalência ou ponto estequiométrico (p.e.) da reação. Neste momento, deve ser suspensa a adição da solução padrão, isto é, deve-se fechar a torneira da bureta. Como não é possível perceber visualmente o ponto de equivalência é necessário o uso de um indicador, para que através da mudança de cor, possamos detectar o ponto final (p.f.) da titulação. A diferença entre o ponto final e o ponto estequiométrico da titulação, damos o nome de erro de titulação.

Os indicadores, de forma geral, são bases ou ácidos orgânicos fracos, apresentando cores diferentes quando nas formas protonadas ou não protonadas. Graças à mudança de cor, ela nos dá o ponto de equivalência. A cor do indicadores dependerá do pH da solução. Na tabela abaixo são apresentados alguns indicadores e as faixas de pH:

Indicador Mudança de cor (pH crescente) Intervalo de pH

Alaranjado de Metila

Verde de Bromocresol

Vermelho de Metila

Azul de bromotimol

Vermelho de Fenol

Fenolftaleína

Timilftaleína Vermelho – Amarelo

Amarelo