III -Soluções padrões ácidas

1-Considerações gerais

O ácido clorídrico é o titulante mais comumente usado por apresentar a maioria das propriedades requeridas para um titulante: é um ácido forte, suas soluções diluídas são muito estáveis, tem baixo poder oxidante ou redutor e os íons cloreto não formam sais pouco solúveis com a maioria dos cátions.

Embora o HCl puro seja um gás, a sua alta solubilidade e completa dissociação em água tornam as soluções diluídas do ácido bastante estáveis. Soluções 0,1 mol/L de HCl podem ser submetidas a ebulição durante, pelo menos, 1 hora sem perder ácido, desde que a água evaporada seja constantemente reposta; até mesmo soluções 0,5 mol/L suportam ebulição por cerca de 10 minutos sem perda apreciável.

Soluções diluídas de ácido perclórico e de ácido sulfúrico são também estáveis e podem ser usadas como titulantes ácidos. O H2SO4 tem a desvantagem de ter um hidrogênio que está apenas parcialmente dissociado (Ka = 1,2 x 10

-2), além de formar sulfatos insolúveis com

um número apreciável de cátions. O ácido nítrico diluído não é muito estável além de participar de reações nas quais se comporta como agente oxidante relativamente forte.

2-Padronização de soluções ácidas Vários bons padrões primários estão disponíveis para a padronização de soluções

ácidas.

a)Carbonato de sódio (Na2CO3) É o reagente mais freqüentemente usado na padronização de soluções ácidas. O

carbonato de sódio padrão primário se encontra disponível comercialmente ou pode ser preparado por aquecimento do hidrogenocarbonato de sódio purificado a temperaturas entre 270 e 300 °C por 1 hora.

2 NaHCO3 (s) → Na2CO3 (s) + H2O + CO2 (g)

O carbonato de sódio anidro é ligeiramente higroscópico por isso deve ser secado antes da pesagem a 200 °C por mais ou menos 30 minutos ou a 150-160°C durante 2 horas. Na titulação do carbonato de sódio são observados dois pontos de equivalência: o primeiro ponto de equivalência, em pH ~8,3 corresponde à conversão do carbonato a hidrogenocarbonato

CO3 2-

+ H+ HCO3

-

e o segundo ponto de equivalência, em pH ~3,8, envolve a formação ácido carbônico.

HCO3 - + H

+ H2CO3 (aq) CO2 + H2O

O segundo ponto de equivalência é preferido por duas razões: a variação do pH é maior do que no primeiro ponto de equivalência resultando em um menor erro do indicador e o volume gasto do titulante é maior, conseqüentemente, o erro na medida do volume é menor.

Um ponto final mais nítido pode ser conseguido se a solução for levada brevemente à ebulição para eliminar o ácido carbônico produzido pela reação. O carbonato é titulado até o aparecimento da cor relativa à forma ácida do indicador. Neste ponto, a solução contém grande quantidade de ácido carbônico e uma pequena quantidade de hidrogenocarbonato que ainda não reagiu. Uma ebulição eficiente destrói esse tampão pela eliminação do gás carbônico.

H2CO3 (aq) CO2 + H2O

A solução torna-se ligeiramente alcalina devido ao íon hidrogenocarbonato residual. A titulação é completada após resfriamento da solução. Agora, a variação do pH que acompanha a adição final do ácido é, consideravelmente, maior e, portanto, resulta em um ponto final mais nítido.

Figura 1: Efeito da ebulição para remover CO2 na titulação de carbonato de sódio com ácido clorídrico.

A Figura 1 mostra a curva de titulação quando a etapa da ebulição é incorporada ao procedimento. Esse efeito é mais pronunciado para soluções mais diluídas do ácido.

b)Tetraborato de sódio (Na2B4O7 . 10 H2O)

Este composto é um padrão primário adequado para a padronização de soluções ácidas. Comporta-se como uma base diácida cuja estequiometria pode ser representada como:

B4O7 2-

+ 2 H+ + 5 H2O 4 H3BO3

A variação do pH no ponto de equivalência se sobrepõe exatamente a zona de transição

do vermelho de metila. O tetraborato de sódio decahidratrado tem a vantagem de ter um alto peso equivalente (190,69 g/eq), o que leva a um pequeno erro relativo na pesagem. Sua principal desvantagem é a precaução que deve ser tomada para garantir uma composição exata e reprodutível no que se refere às águas de hidratação. O tetraborato não pode ser aquecido para remoção dessa água; tem que ser estocado em um dessecador contendo uma solução aquosa saturada de cloreto de sódio e sacarose (higrostato). Isto mantém a umidade relativa em torno de 70% e garante que não vai haver desidratação.

c)Tris(hidroximetil)aminometano [(HOCH2)3CNH2]

Conhecido como TRIS ou THAM é disponível em um elevado grau de pureza e pode ser secado a 110 °C. É estável em ar e em solução e tem peso equivalente relativamente elevado (121,06 g/eq).

(HOCH2)3CNH2 + H+ (HOCH2)3CNH3

+

O ponto final dessa titulação não é afetado pela presença do CO2 como no caso do

carbonato de sódio, no entanto, o reagente é uma base relativamente fraca (Kb = 1,3 x 10-6

).

d)Solução padronizada de NaOH A padronização de ácidos pode ser feita com um padrão secundário. No entanto, os

erros associados à padronização da base vão refletir na exatidão da concentração da solução do ácido. O ponto final dessa titulação é bastante nítido e a titulação é mais rápida do que as demais.

3- PARTE PRÁTICA 3.1-Preparo de uma solução de ácido clorídrico, aproximadamente, 0,1 mol/L

3.1.1-Planejamento: a)Soluto

O ácido clorídrico usado no preparo de soluções para análise é disponível na forma de uma solução aquosa com teor de 35 a 37% m/m e densidade igual a 1,19 g/mL.

b)Volume do soluto

Supondo que vai ser preparado 100mL de solução de concentração c.a. 0,1 mol/L, então: m = 0,1 mol/L x 36,5 g/mol x 0,1 L = ~0,4 g ~ 36 g de HCl ----- 100 g de solução ~0,4 g de HCl ----- x x = ~1,1g

d = m/V V = ~0,9 mL

c)Preparo da solução Como o HCl é um padrão secundário não é necessário nenhum rigor no preparo dessa

solução. Assim, a solução pode ser preparada usando proveta para medir o volume da solução concentrada.

3.1.2-Procedimento: 1) Preencher um balão volumétrico de 100 mL até aproximadamente a sua metade com água destilada; 2)Medir com uma proveta o volume de HCl concentrado que contenha a massa de HCl necessária para preparar 100mL de uma solução 0,1 mol/L de HCl. (CUIDADOS : ácidos concentrados devem ser manipulados na CAPELA em função de seus vapores irritantes e corrosivos, sempre adicionar o ÁCIDO CONCENTRADO sobre a água). 3)Transferir o volume medido de ácido concentrado para um balão volumétrico de 100mL e completar o volume para 100mL com água destilada. 3)Agitar o balão volumétrico para homogeneizar a solução.

4)Rotular o frasco contendo a solução.

3.2-Padronização de uma solução de HCl 0,1 mol/L

3.2.1-Planejamento: a)Reagente Será utilizada a solução de NaOH ~0,1mol/L preparada anteriormente. b)Indicador

O produto da reação é um sal neutro, portanto, o pH do ponto final da reação é igual a 7. Assim, a fenolftaleína, com zona de viragem entre 8,0 e 10,0, passando de incolor para rosa, será utilizada como indicador.

3.2.2-Procedimento: 1) Pipetar, em triplicata, 5,0mL da solução de HCl recém-preparada para um erlenmeyer de 125mL, com o auxílio de uma pipeta volumétrica.

2) Adicionar cerca de 25,00mL de água destilada, com o auxílio de uma proveta, ao erlenmeyer e agitar. 3) Adicionar 2 gotas de solução de fenolftaleína 0,1%m/v e titular com a solução de NaOH ~0,1mol/L, anteriormente preparada. 4) Anotar o volume de NaOH gasto na titulação. 5) Calcular a concentração da solução de HCl, em mol/L. 6) Anotar a concentração da solução, a data da padronização e a identificação do grupo no rótulo do frasco contendo a solução de HCl.

3.2.3 - Questões a serem respondidas durante a elaboração do relatório

1. Escreva a equação química envolvida nas titulação realizada.

2. Demonstre todos os cálculos de massa e volume.

3. Determine a concentração da solução padronizada em mol/L e o e o limite de confiança na

determinação dessa concentração.

TRATAMENTO DOS RESÍDUOS GERADOS DURANTE A AULA PRÁTICA

Uma vez que a aula prática de hoje trata-se de uma reação de neutralização ácido-base, deve-se proceder da seguinte maneira antes do descarte dos efluentes gerados nessa aula prática: Ação: Misturar ácido ou base ao resíduo resultante de cada titulação até pH próximo ao neutro.