O Relatório de Química - Padronização de Soluções

Introdução:

Primeiramente, é necessário explicar que experimento II é subdividido em quatro partes, as quais são:

Parte I - Preparo e padronização de solução de NaOH 0,1 mol. L-1.

Parte II - Preparo e padronização de soluções de HCl 0,1 mol. L-1 e de H2SO4 0,1 mol. L-1

Parte III – Reações envolvendo equilíbrios ácido-base (fortes e fracos)

Parte IV - Hidrólise de sais e solução tampão.

O esquema acima demonstra que podemos dividir o experimento em alguns temas teóricos, os quais são padronização de soluções e sua importância, reações que envolvem equilíbrio ácido-base (fortes e fracos), hidrólise de sais e por último solução tampão. Logo, percorremos esses temas ao longo da introdução.

O primeiro tema a ser abordado é a padronização de soluções e sua importância (1). A padronização de soluções é um método aplicado para resolvermos dois problemas principais, os quais estão associados à manipulação e execução de experimentos. O primeiro problema é a deliquescência, o qual é uma propriedade de determinadas substâncias, via de regra, ocorre com sais. A propriedade é um fenômeno, no qual ocorre a absorção de moléculas de água presente na atmosfera pela substância em questão, o que pode acarretar numa dissolução dessa. O segundo problema é a carbonatação, ou seja, reação que forma carbonatos na solução e prejudica os resultados do experimento. Desse modo, a padronização de soluções é um método utilizado para afirmarmos que, por exemplo, a massa medida de uma certa substância, não possua água absorvida ou absorvida e carbonatos. Logo, ao utilizarmos o padrão primário, temos uma substância que não se decompõe, não reage com o ar, não sofre oxidação ou ação de luz.

O segundo tema está associado com reações envolvendo equilíbrio ácido-base (forte e fraco). Primeiramente, temos que explicar o que é o grau de ionização de um ácido e de uma base. Desse modo, o grau de ionização de uma substância, também denominado de força e representado pela letra α (alfa), é definido pela razão entre o número de moléculas ionizáveis da substância analisada pelo número total de moléculas dissolvidas da mesma substância em solução. Dessa maneira, quanto maior for essa relação, mais íons da substância terá a solução, e quanto menor for o grau de ionização, menor será a quantidade de íons na solução da substância analisada. Logo, quando falamos, por exemplo, “ácido forte” (5), isso significa que o ácido em questão possui muitos íons H + dissolvidos em solução, mas caso contrário, quando não temos muitos íons H+ dissociados em solução, afirmamos que temos um “ácido fraco” . Analogamente, uma “base forte” possui muitos íons OH- dissolvidos em solução e uma “base fraca” não possui muitos íons OH- dissolvidos em solução.

Agora que esclarecemos alguns pontos acima, podemos explicar como tudo que foi citado está relacionado com o equilíbrio de uma reação ácido-base. Dessa maneira, quando analisamos o equilíbrio ácido-base, podemos prever, entre outras coisas, a força dos ácidos e das bases presentes na reação, ou seja, a capacidade que cada um tem de ceder próton e o outro de receber. Logo, por exemplo, ao analisar o ácido clorídrico (HCl), sabemos que ele é considerado forte, porque praticamente todo H+ do ácido é ionizado.

Ademais, seguindo a mesma ideia exposta acima, podemos discutir a Hidrólise de Sais (2). Primeiramente, um sal é toda substância que, em solução aquosa, não só sofre uma dissociação, como também libera um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-. Agora, a hidrólise de sais, de maneira geral, é um processo, no qual ocorre uma interação entre íons de um sal com os íons da água, isto é, o cátion de água junta-se com o ânion do sal ou o cátion do sal junta-se com o ânion da água, o que pode resultar, respectivamente, em um ácido inorgânico ou uma base inorgânica. Todavia, essas reações dependem do sal em questão, visto que a interação entre os íons não acontece quando o ácido ou a base formados são fortes, pois eles apresentam um alto grau de dissociação, isto é, uma tendência de permanência na forma de íons.

Agora, por fim, não só falaremos do potencial hidrogeniônico (pH) (3), como também explicaremos o que é uma solução tampão. O pH, na prática, é uma escala numérica adimensional, a qual é empregada para especificar a acidez, neutralidade ou basicidade de uma solução aquosa. Todavia, a rigor, o pH é o cologartimo (logaritmo do inverso de um número) da atuação dos íons hidrônio (H+) na solução. Desse modo, sabendo o que é o pH, podemos alterar o pH de uma solução, pois basta aumentar ou diminuir a concentração dos íons H+ na solução. Entretanto, temos soluções que resistem à mudança de pH quando ácidos ou bases são acrescentados a solução em questão, elas são chamadas de soluções tampões (4). Os tampões são constituídos pela mescla de ácidos fracos e suas bases conjugadas ou por uma base fraca e seu ácido conjugado. Além disso, a capacidade tamponante de um sistema tampão está relacionada à concentração dos seus componentes. Por fim, é interessante ressaltar que tampões são muito relevantes de maneira geral, pois estão relacionados, por exemplo, a funções biológicas, pois controlam sistemas de fluidos biológicos.

O experimento II, portanto, visa demonstrar experimentalmente algumas padronizações de certas substâncias, como também adentrar de maneira quantitativa e qualitativa o assunto do pH, mostrando exemplos e associando toda a teoria citada acima com a prática. Além disso, é demonstrado o funcionamento de experimentos de química e os seus diversos protocolos, como de proteção, de pesagem, de armazenamento etc..

Objetivos:

Demonstrar a importância da padronização das soluções, suas aplicações na quantificação de substâncias por meio de reações químicas. Calcular a concentração analítica da solução por meio dos dados experimentais obtidos.

Materiais:

Água destilada

Balança semi-analítica;

Balão volumétrico de 1000 ml;

bastão de vidro;

béquer de 50 ml;

béquer de 100 ml;

bureta;

erlenmeyer