Preparação, padronização de solução de HCl e determinação da álcali total em soda cáustica

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Preparação, padronização de solução de HCl e determinação da álcali total em soda cáustica.

1 - Introdução

Considerações sobre soluções ácidas

Os reagentes comumente usados para a preparação das soluções padrões ácidas, são o ácido clorídrico e o sulfúrico. Os dois são encontrados no comércio na forma de soluções concentradas. HCl apresenta concentração de aproximadamente 12 mol/L, enquanto que H2SO4 é cerca de 18 mol/L. Mediante diluição apropriada, pode-se preparar com facilidade qualquer solução com urna concentração aproximada.

As soluções preferidas são as de ácido clorídrico, pois são estáveis indefinidamente e podem ser usadas na presença da maior parte dos cátions sem sofrer interferência devida à formação de sais solúveis. O ácido sulfúrico forma sais insolúveis com os hidróxidos de bário e de cálcio. Nas titulações de líquidos quentes, ou nas determinações que exigem fervura com excesso de ácido durante um certo tempo, o ácido sulfúrico padrão é, no entanto, o preferível. O ácido nítrico é raramente empregado, pois quase sempre contém um pouco de ácido nitroso que tem uma ação destrutiva sobre muitos indicadores.

Um método adequado para preparar uma solução é obtê-la com concentração aproximada e em seguida padronizá-la com uma substância alcalina padrão, por exemplo, o tetraborato de sódio ou o carbonato de sódio anidro. A solução padronizada pode ser utilizada para determinar alcalinidade de diversas amostras.

B4O2- + 2H+ + 5H2O 4H3BO3

CO2-+ 2 HH2O+ CO2

Para a padronização realizada com carbonato de sódio (padrão primário) previamente seco a 270 0C< T < 300 0C por 1 hora, o indicador primeiramente utilizado é a fenolftaleína, que após proceder a titulação do padrão com o HCl a solução adquire uma tonalidade rosada. Neste ponto a reação

CO32- + H HCO3 (primeiro ponto de equivalência do sistema)

se completa, mas um pequeno excesso de ácido ainda estará presente no meio (se a solução ficar incolor, um excesso muito grande do ácido foi adicionado, suficiente para ultrapassar o primeiro ponto de equivalência). Desta quantidade de ácido livre, uma parte “vira” o indicador e a outra se transforma em CO2, através da reação:

HCO3- + H+ H2O + CO2 (reação colateral).

No primeiro ponto de equivalência a concentração hidrogeniônica não é suficiente para transformar CO32- diretamente em CO2 o por isso torna-se a etapa intermediária

CO32- + H+  HCO3-

Por esta razão as perdas por transformação do CO32- oro CO2 são mínimas neste ponto da titulação.

Após a “viragem” da fenolftaleína adiciona-se 2 ou 3 gotas de uma solução de verde de bromocresol e continua-se a titulação até que a cor do indicador comece a mudar de azul para verde. Neste ponto a solução contém traços do HC03-e uma grande quantidade de CO2 dissolvido na água.

Remove-se o CO2 aquecendo-se a solução até quase a ebulição por 1 ou 2 minutos, a fim de se destruir o equilíbrio

H20 + CO2  H2CO3  H+ +HCO3

existente no meio. Com o aquecimento a cor do indicador volta para azul (porque o equilíbrio acima descrito é quebrado) e o pH sobe novamente.

Depois do aquecimento esfria-se a solução até a temperatura ambiente (em água corrente) e completa-se a titulação até o indicador "virar” para verde novamente. Para se completar a titulação serão necessárias apenas mais algumas poucas gotas da solução de HCl. Neste ponto atingiu-se o segundo ponto de equivalência do sistema Na2CO3.

Se após o aquecimento a cor do indicador não voltar para azul, significa que um excesso de ácido foi adicionado, neste caso é preciso repetir todo o procedimento outra vez, desde o início, para outra amostra do padrão primário.

Uma Segunda alternativa para a padronização de uma solução de HCl, é usar como reagente uma solução padronizada de NaOH. Esse caminho é mais simples e mais objetivo no que se refere a identificação do ponto final da titulação, uma vez que pelas alternativas acima descritos há um grau de dificuldade acentuado na identificação do ponto final da titulação, referente ao segundo indicador , cuja mudança de cor do azul para verde e vice versa, é de difícil identificação.

Considerações sobre soda cáustica comercial

Dois métodos podem ser usados para se determinar a mistura de carbonato e de hidróxido de sódio na soda cáustica comercial.

No primeiro, determina-se a álcali total (carbonato + hidróxido) pela titulação com o ácido padrão e indicador metilorange ou azul de bromofenol. Numa outra alíquota da solução, precipita-se o carbonato com um ligeiro excesso de solução de cloreto de bário e sem filtrar, titula-se a solução com ácido padrão e azul de timol ou fenolftaleína. Esta titulação dá o teor de hidróxido e por subtração deste valor do volume na primeira titulação, se tem o volume de ácido correspondente ao carbonato.

Na2CO3 (aq) + BaCI2 (aq) BaCO3 (s) + 2 NaCl (aq)

O segundo método adota um indicador misto, constituído por 6 partes de azul de timol e 1 parte de vermelho de cresol. Esta mistura é violeta no pH 8,4, azul no pH 8,3 e rosa no pH 8,2. Com este indicador misto, a mistura tem a cor violeta em solução alcalina e vira para o azul nas vizinhanças do ponto de equivalência. Ao se fazer a titulação, o ácido é adicionado lentamente até que a solução tenha coloração rosa. Neste estágio, todo o hidróxido foi neutralizado e o carbonato convertido a hídrogenocarbonato. Seja V mL o volume do ácido padrão consumido:

OH- + H+ H2O

CO32- + H+ HCO3

Faz-se outra titulação com o indicador metilorange, ou metilorange e carmim de índigo, ou azul de bromofenol e sendo V mL o volume de ácido consumido, temos:

OH+H+ H2O

CO32- + 2H+ H2 CO3

H2CO3 H2O + CO2

Então é possível determinar o teor correspondente ao hidróxido e ao carbonato e a alcalinidade total. Para se obter resultados satisfatórios com este método, a solução titulada deve estar fria a 00C e deve-se impedir, tanto quanto for possível, a perda de dióxido de carbono, mantendo-se a ponta da bureta dentro do líquido. Portanto, este método é extremamente inviável em relação ao primeiro.

2- Objetivos

Preparar e padronizar uma solução de HCl, aplicar essa a solução como reagente na determinação da álcali total em amostra de soda cáustica.

  1. Materiais

* Pipeta graduada de 10 mL * Balãovolumétrico 1000 mL * Erlenmeyer 250 mL (5 por grupo) * Proveta de 100 ou 250 mL * Suporte universal com garra * Bureta de 25,0 mL

* Béquer de 400,0 mL * Balão volumétrico de 100,0 rnL * Espátulas * Pipetas volumétricas de 50,0 mL (3) *Termômetro

Reagentes

* HCl P.A. * Fenolftaleína 1 % * Soda cáustica comercial * Alaranjado de metila

* Solução de cloreto de bário 5 %

4- Procedimento Experimental

Preparação da solução do ácido clorídrico

Cuidado: ácido clorídrico concentrado é altamente tóxico e corrosivo.

  • Utilizando os dados do rótulo (36,5 - 38 % HCl,M.M. 36,46, e densidade 1,19 g/mL), calcule o, volume do ácido concentrado necessário para preparar 200 rnL da solução  0,1 mol/L. Primeiramente, adicione ao balão  50,0 mL de água destilada e, em seguida a alíquota do ácido e homogeneize bem a solução.

  • Transfira esta solução para um frasco limpo e rotule-o.

Padronização da solução de ácido clorídrico com NaOH padronizada

  • Transfira uma alíquota de 15,0 mL da solução de NaOH padronizada (concentração em torno de 0,1 molL-1) para um Erlenmeyer 250 mL;

  • Adicione duas gotas de indicador fenolftaleina;

  • Acrescente aproximadamente 40,0 mL de água destilada;

  • Titule com a solução de HCl aproximadamente 0,1 molL-1, até ficar ligeiramente incolor.

Preparação da amostra de soda cáustica

  • Pese num béquer de 100,0 mL cerca de 0,5 g de soda cáustica e adicione cerca de 25,0 mL de água destilada para dissolver a amostra. Agite com cuidado, pois a amostra é corrosiva!!!...

  • Transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 100,0 mL. Lave o béquer com porções de água destilada e complete o menisco no traço de aferição. Agite bastante o balão.

Determinação da mistura de carbonato e hidróxido na soda cáustica

  • Pipete duas alíquotas de 15,0 mL da solução da amostra e transfira para dois erlenmeyer de 250,0 mL.

  • No primeiro erlenmeyer, titule a amostra com a solução de ácido clorídrico  0,1 molL-1 e duas gotas do indicador alaranjado de metila. Nesta titulação obtém-se a alcalinidade total (hidróxido + carbonato). O ponto final é a mudança de cor do indicador de alaranjado para vermelho (rosado).

  • No segundo erlenmeyer, aqueça a alíquota de 15,0 mL até 50 oC e adicione gota a gota, com o auxilio de uma pipeta, solução de cloreto de bário 5 % até que não se forme precipitado (aproximadamente 3,0 mL).

  • Resfrie a temperatura ambiente, adicione duas gotas de fenolfaleína etitule com solução de ácido clorídrico padronizada (0,1 molL-1), muito lentamente, com agitação constante. Nesta titulação obtém-se a alcalinidade devida ao hidróxido. O ponto final é a mudança de cor do indicador de rosa para incolor.

  • Calcule o teor de hidróxido e carbonato na soda cáustica.

6-Questões

  1. Calcule a concentração de hidróxido de sódio e carbonato de sódio na amostra de soda cáustica, sabendo-se que: MMNaOH = 44,00 g/mol e MMNa2CO3 = 105,99 g/mol.

  2. O que acontece com a amostra ao adicionar gota a gota, solução de cloreto de bário 1 %? O resultado deste procedimento interfere na análise? Justifique.

  3. Calcule a concentração molar real da solução de MCl, após padronização.

  4. Quais os cuidados que um analista deve ter ao preparar uma solução de HCl, a partir da solução do reagente concentrado a 37%?

  5. Quais as vantagens de padronizar a solução do HCI 0,l mol/L com tetraborato de sódio (Na2B4O7. 10H20)? Poderia utilizar outro padrão primário? Justifique.

  6. Utilizando os dados do rótulo (37 % HCI,M.M. 36,46 g/mol, e densidade 1,19 g/mL), calcule o volume do ácido concentrado necessário para preparar 1000 mL de solução 0,1 mol/L.

  7. Calcule as massas de tetraborato de sódio e de carbonato de sódio que reagem completamente com 25,0 mL de solução0,1 mol/L de ácido clorídrico. Dados: massa molecular do tetraborato de sódio = 381,44 g/mole M. M. carbonato 105,99 g/rnol.

7- Bibliografia

Vogel, A.I., Análise Química Quantitativa. 5a ed. Livros Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro, p. 238, 245 e 246. 1992.

Baccan N., Química analítica quantitativa elementar. Editora Edgard Blucher, Unicamp, São Paulo, p. 180-181. 1979.

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