Práticas de Química Geral e Inorgânica

UNIVERSIDADE DO ESTADO DO AMAZONAS

ESCOLA SUPERIOR DE TECNOLOGIA- EST

ENGENHARIA QUÍMICA

ANALÍSE VOLUMÉTRICA:

ACIDIMETRIA E ALCALIMETRIA

                                                                                          Profa. Dra. Cláudia Cândida Silva

Práticas de química geral e inorgânica

                                                                                     Gillane Rosas Batista

                                                           1415140078 T02

MANAUS-01DE SETEMBRO DE 2015

• MATERIAIS

2 massas de 0,5g de acido oxálico;[pic 1] Solução de 0,5 N de hidróxido de sódio;[pic 2] Solução de fenolftaleína em frascos conta—gotas; Balança analítica; Suporte universal; Garra para bureta; Proveta de 50 ml; 2 erlenmeyer de 125 ml; Bureta de 50 ml, testada contra vazamentos;

Pissete com agua destilada; Béquer de 50 ml; Vidro de relógio médio; Amostra de solo; Espátula; Papel de tornassol azul; Papel de tornassol vermelho; Fita de pH; Proveta de 10 ml, para colocar a amostra de vinagre a ser analisada ao lado da balança.

• METODOLOGIA  

           Para a primeira prática realizada, no qual deveria ser feito a padronização da solução de NaOH (hidróxido de sódio) para a segunda parte da experiência, como mostrado na apostila de práticas (SILVA, C. C, 2011), havia previamente pesado a massa do ácido oxálico,  0,5g; em um dos erlenmeyer de125 ml , foram adicionados a massa do ácido oxálico e cerca de 50,0 ml de agua destilada e agitado levemente para que o ácido pudesse dissolver na água destilada, também se colocou uma gota de solução de fenolftaleína; na bureta foi colocado a solução de NaOH, antes, foram adicionados 5,0 ml de solução de NaOH, auxiliado por um béquer, para banhar o seu interior garantindo que toda ela estava com a solução. A bureta foi preenchida com a solução de NaOH, de solução 0,5 N, até seu volume total de 50 ml. Com esse procedimento, foi possível começar a titulação, colocado o erlenmeyer debaixo da torneira e feito a agitação continuamente quando as gotas de solução da base que estava na bureta estava sendo adicionados no mesmo. A torneira da bureta foi fechada quando o meio atingiu o equilíbrio. O primeiro experimento foi feito por duplicata, portanto, foram anotados os volumes, mostrado na tabela 1, para as titulações e em seguida foi calculada a normalidade exata. No segundo experimento, foram colocados em uma proveta de 10,0 ml o vinagre, da marca Virrosas, e levado pra a medição na balança analítica – SHIMADZU, AUY220, com capacidade de 220g – 10mg, erro (e = 1mg) e desvio (d = 0,1 mg) -  as massas aferidas estão expostas na tabela 2. Foram adicionados, em um erlenmeyer de 30,0 ml, os 10,0 ml de vinagre e completado com agua destilada e uma gota de fenolftaleína, o indicador. Foram feitos os mesmos procedimentos de titulação conforme o procedimento de NaOH com o ácido oxálico na experiência anteriormente citada. Como mostrado na tabela 2, foram anotados os valores do volume de base para favorecer a neutralização do ácido na amostra de vinagre, posteriormente, foi calculado a massa e a porcentagem de ácido acético no vinagre, ressaltando que o experimento foi feito em duplicata. Para a terceira experiência, foi colocado uma pequena porção de solo, com o auxílio de uma espátula, no vidro de relógio. Adicionado uma pequena quantidade de agua destilada junto com o solo, para umidificar, colocou-se em contado a fita de papel de tornassol vermelho, fita de tornassol azul e a fita de pH, na tabela 3 apresenta-se as observações em torno da mudança de cor desses indicadores.[pic 3][pic 4]

• RESULTADOS E DISCURSSÕES

         A tabela 1 mostra a leitura dos volumes para que a solução de ácido oxálico com a solução de NaOH chegassem ao equilíbrio, fato mostrado pela mudança de cor do indicador, nos estudos foram auxiliados por fenolftaleína, para uma cor levemente rosada.

Tabela 1- Leitura dos volumes total empregados na titulação de NaOH com o ácido oxálico.

Volume (ml)

V1= 17.5

V2= 17.3

Com a leitura desses volumes deve-se achar a normalidade exata de solução de NaOH partindo da massa do ácido oxálico, conforme o questionamento da apostila de práticas (SILVA, C.C;2011). Portanto, conforme Rodela,1996, pode-se calcular a normalidade como mostrado a seguir:

  Sabendo que: nº de massa equivalente de ácido = nº de massa equivalente de base;

nº eqac. =  nºeqba.  (Equação 1)

tem-se as seguintes relações relacionados ao número equivalente:

nºeq =  (equação 2) ;  onde Eq =  (equação 3)[pic 5][pic 6]

nºeq= N . V (equação 4); N= normalidade da base, V= volume de base para a neutralização

Portanto, quando unimos as equações 2,3 e 4 na equação 1, obtém-se a fórmula matemática para achar a normalidade de NaOH, correspondendo ao padrão primário para a segunda prática:

N * V.[pic 7]

Introduzindo os volumes que foram lidos, tem-se o cálculo de duas normalidades (tabela 1.1), ressaltando que para o ácido oxálico o cálculo de Eq = 45, pois a reação de neutralização possui-se 2 H+ ionizáveis:

C2O4H2 . 2H2O  + 2NaOH → Na2C2O4 + 4H2O

A massa molar do ácido é de 90,0 g/mol. Portanto, Eq= 90,0/2 = 45.

Tabela 1.1- valores obtidos através da fórmula matemática para calcular normalidade

Massa do ácido oxálico (g)	Volume (ml)	Normalidade (N= g/Eq*l)
0,5	17,5	0.5/(45*17,5) = 0,6421*10-3
0,5	17,3	0.5/(45*17,3) = 0,6386*10-3

Para usar a normalidade padrão a ser utilizado, pega-se as normalidades e calcula-se a média: Xn= média da normalidade; Xn = 0,6385*10-3 g/ml= 0,6385 N. Logo, o valor da normalidade, de NaOH, encontrada através dos cálculos é de 0,6385 N, o qual será usado como padrão primário para achar o a porcentagem de ácido acético no vinagre na experiência seguinte.