Padronização

Padronização

Padronização de uma solução de hidróxido de sódio e determinação do teor de acidez do ácido acetilsalicílico.

Maíra Meira

Jequié-Ba

Dezembro de 2011

INTRODUÇÃO

Desde os tempos primordiais da química experimental, os cientistas identificam os ácidos e bases por suas propriedades características; historicamente, os químicos têm procurado relacionar as propriedades de ácidos e bases às suas composições e estruturas moleculares .Pode-se afirmar que a 25ºC o pH de uma solução ácida é menor que 7,00, e de uma solução básica é maior que 7,00, sendo neutra quando for 7,00. Na década de 1880, o sueco Svante Arrhenius ligou o comportamento ácido com a presença de íons H+ e o comportamento de base com a presença de íons OH- em solução aquosa. O hidróxido de sódio é uma base de Arrhenius, como NaOH é um composto iônico, ele dissocia-se em íons Na+ e OH- quando se dissolve em água, com isso liberando íons OH- em solução (BROWN, 2005).

O pH de uma solução pode ser medido entre outros métodos com um indicador ácido-base, apesar de ser menos preciso. Um indicador é uma substância colorida, cujas cores são dependentes da concentração de H3O+, proporcionando a maneira mais simples de estimar o pH de uma solução. As duas formas têm cores diferentes. Assim, o indicador fica de uma cor em um ácido e de outra em uma base.

O comportamento de uma solução geralmente depende não só da natureza dos solutos, mas também de suas concentrações. Os cientistas usam o termo concentração para designar a quantidade de soluto dissolvida em uma determinada quantidade de solvente ou solução. O conceito de concentração é intuitivo: quanto maior a quantidade de soluto dissolvido em certa quantia de solvente, mais concentrada a solução resultante.

É possível determinar a concentração do ácido ao conhecer a concentração da base, através do processo de titulação, em que, adicionando uma das soluções à outra com uma bureta, pode-se calculá-la, por meio de um indicador ácido-base conveniente.

De acordo com Brown (2005), a titulação ácido-base é uma das técnicas mais importantes da química analítica. Ela geralmente é realizada para determinar a concentração de determinado soluto, em que, envolve combinar uma amostra de solução com uma solução reagente de concentração conhecida como solução padrão. Uma titulação ácido-base está baseada na seguinte reação de neutralização:

ÁCIDO + BASE  SAL + ÁGUA

O ponto de equivalência de uma solução de uma titulação é sinalizado através dos indicadores ácido-base, com a mudança da cor apropriada, definindo o ponto no qual a quantidade estequiometricamente equivalente de ácido e base foram conciliadas. A forma da curva de titulação torna possível determinar o ponto de equivalência na titulação.

O seguinte procedimento prático teve como objetivo determinar exatamente a concentração da solução de NaOH e determinar a porcentagem de acidez em um comprimido de AAS, realizando a titulação de um ácido com uma base forte (solução de NaOH).

EXPERIMENTAL

1.Materiais e Reagentes

  • Bureta

  • Erlenmeyers de 250 ml

  • Suporte universal

  • Pipeta volumétrica

  • Balança analítica

  • Bastão de vidro

  • Biftalato de potássio dessecado

  • Solução de hidróxido de sódio

  • Solução de fenolftaleína

  • Álcool etílico

  • Água destilada

  • Comprimidos de ácido acetilsalicílico (AAS)

2.Procedimentos

2.1)Padronização da solução de hidróxido de sódio

  • Colocou-se a bureta no suporte e lavou-a duas vezes com solução de NaOH, a fim de ambientá-la apenas com a solução utilizada.

  • Deixou-se escoar completamente cada porção antes da adição seguinte.

  • Colocou-se a solução de NaOH na bureta até um pouco acima do zero da escala, em seguida abrir e fechar a torneira rapidamente para evitar a formação de bolhas de ar e para encher a ponta da bureta, até que a parte inferior do menisco coincida exatamente com a divisão zero.

  • Colocou-se num erlenmeyer de 250 ml, 0,5g de biftalato de potássio dessecado. Dissolveu-o em 100 ml de água destilada, com auxílio de água destilada.

  • Adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína 0,1% (m/v).

  • Gotejou-se a solução de NaOH até atingir a cor determinante.

  • Repetiu-se o procedimento para uma segunda amostra.

2.2) Determinação do teor de acidez do AAS

  • Pesou-se 1 comprimido de AAS e colocou-o num erlenmeyer.

  • Adicionou-se 50 ml de água destilada para dissolver o comprimido, com auxílio de um bastão de vidro.

  • Adicionou-se 50 ml de álcool etílico.

  • Colocou-se 5 gotas de fenolftaleína.

  • Gotejou-se a solução de NaOH até atingir a cor determinante.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

- Padronização da solução de NaOH

Para a padronização, o primeiro passo é ambientar a bureta com a solução utilizada que é o NaOH,a fim de retirar todos os resíduos dos reagentes utilizados anteriormente.

Na preparação do experimento, o uso do biftalato de potássio é conveniente, pois este não é higroscópico, não altera em contato com o ar (não reage com os componentes do ar) (OLIVEIRA, 2012).

Foi adicionada a solução básica NaOH, até que atingisse seu ponto de equivalência, isso faz com que altere a sua cor ao ser alterado o meio. O indicador adicionado foi a fenolftaleína 0,1% (m/v), que é incolor em soluções ácidas e rosa em soluções básicas, para o experimento 3 gotas foram utilizadas. Essa mudança de cor indica que todo o acido foi neutralizado e que não existe mais acido para reagir com a gota de base que fez com que a solução ficasse colorida. Conseqüentemente, a solução torna-se básica e a tintura, rosa.

A mudança de cor sinaliza o final da titulação; quando mais base for adicionada, mais intensa fica a cor.

O hidróxido de sódio reage com o biftalato de potássio de acordo com a seguinte equação:

NaOH + KHC8H4O4  KNaC8H4O4 + H2O

Para alcançar melhor precisão dos resultados, observou-se atenciosamente o menisco, e duas amostras foram realizadas. O volume é marcado quando a solução atinge o ponto de equivalência, apresentando a cor rosa, por ser um meio básico. Na primeira amostra foram utilizados 25,10ml de solução de NaOH, para a segunda, o volume utilizado foi de 25,40ml, registra-se então, uma média de 25,25ml.

Considerou-se a massa (em g) e massa molar (em g/mol) do biftalato de potássio para calcular seu número de mols (n), aplicando os seguintes dados na fórmula n= m/MM, onde o número de mols é igual a massa do biftalato dividido pela sua massa molar.

Massa (m): 0,5g

Massa molar(MM): 204,2g/mol

n= m.

MM

n= 0,5g .

204,2g/mol

n= 0,00244 mol

Encontrado o número de mol, foi possível calcular a concentração real (C) da solução de NaOH utilizada no experimento, aplicando os dados seguintes na fórmula C= n/v, onde o número de mols é dividido pelo volume (em L) de NaOH utilizado nas duas amostras.

Número de mols (n)= 0,00244mol

Volume de NaOH (v)= amostra 1: 25,10ml = 0,02510L

amostra 2: 25,40ml = 0,02540L

C= n.

v

Amostra 1

C= 0,00244mol

0,02510L

C= 0,0972mol/L

Amostra 2

C= 0,00244mol

0,02540L

C= 0,0960mol/L

Considerando as amostras individualmente, observou-se que a concentração de NaOH na amostra 1 foi de 0,0972mol/L e na amostra 2, 0,0960mol/L, a partir desses dois resultados, tirou-se a média do NaOH utilizado, somando-as e dividindo pela quantidade de amostras.

Média das concentrações= 0,0972mol/L + 0,0960mol/L = 0,0966mol/L

2

Afirma-se então que, a média da concentração real de hidróxido de sódio utilizado no experimento é de 0,0966mol/L.

- Determinação do teor de acidez do AAS.

Foram dissolvidos 2 comprimidos de AAS, um para cada amostra do experimento. Para a dissolução, foi utilizado água destilada e álcool etílico, desprezando sua quantidade, pois não há alteração na definição dos resultados. O ácido acetilsalicílico é praticamente insolúvel em água, mas solúvel em etanol. Por isto que se usa uma mistura água/etanol na sua dissolução (GONZÁLEZ, 2012).

Novamente usou-se a fenolftaleína, porém, 5 gotas foram utilizadas para a descrita preparação.

O hidróxido de sódio reage com o ácido acetilsalicílico, resultando como produto, água e acetilsalicilato de sódio, de acordo com a seguinte equação:

C9H8O4(alc/aq) + NaOH(aq)  C9O4H7Na(aq) + H2O(l)

(alc/aq: "solução hidroalcoólica", ou seja, ácido acetilsalicílico dissolvido numa mistura de etanol de água).

Na primeira amostra, o comprimido 1 teve massa de 0,563g. Na titulação, foram utilizados 18,60ml de solução de NaOH. Para a segunda amostra, o peso do comprimido 2 foi de 0,596g e 29,10ml da solução NaOH foi adicionada. Observou-se que a quantidade de solução NaOH utilizada para as duas amostras variaram muito, resultando numa média de 23,85ml; variação essa que não foi percebida com tamanha alteração no experimento, com o biftalato de potássio.

Levando-se em conta que, um comprimido de AAS possui outros componentes além de ácido em sua composição, calculou-se o teor de ácido presente no comprimido. Sendo assim, utilizou-se inicialmente a massa molar (MM) do AAS para 1mol e a massa do comprimido (m) para x, a fim de encontrar o número de mols que ele contém. Para isso, foi feita a seguinte regra de três:

MM ------- 1

m --------- x

Amostra 1:

Massa (m): 0,563g

Massa molar(MM): 180,2g/mol

180,2g/mol ------ 1

0,563g ------ x

180,2g/mol x = 0,563g . 1mol

x = 0,563g/180,2g/mol

x = 3,12x10-3 mol ou 0,00312mol

Amostra 2:

Massa (m): 0,596g

Massa molar(MM): 180,2g/mol

180,2g/mol ------ 1

0,596g ------ x

180,2g/mol x = 0,596g . 1mol

x = 0,596g/180,2g/mol

x = 3,30x10-3 mol ou 0,00330mol

Com os descritos cálculos, encontrou-se o número de mols das duas amostras do comprimido de AAS, sendo na amostra 1, 0,00312mol para o comprimido de 0,563g, e para a amostra 2, 0,00330mol para o comprimido de 0,596g.

Posteriormente, encontrou-se a quantidade de massa (m) de ácido presente no comprimido. Para isso, utilizou-se a fórmula n= m/MM, onde n corresponde a molaridade encontrada nos cálculos anteriores e MM, a massa molar do AAS já conhecida.

Amostra 1:

Número de mols (n) = 0,00312mol

Massa molar(MM) = 180,2g/mol

n= m.

MM

0,00312mol= m .

180,2g/mol

m= 0,00312mol . 180,2g/mol

m = 0,562g

Amostra 2:

Número de mols (n) = 0,00330mol

Massa molar(MM) = 180,2g/mol

n= m.

MM

0,00330mol= m .

180,2g/mol

m= 0,00330mol . 180,2g/mol

m = 0,594g

Afirmou-se assim, que a massa de ácido presente no comprimido de 0,563g (massa total) da amostra 1, é de 0,562g, e para o comprimido de 0,596g (massa total) da amostra 2, corresponde a 0,594g.

Verificou-se então em porcentagem, a quantidade de ácido que o comprimido possui. Para isso, transformaram-se os valores das massas em gramas para miligramas, e utilizou-se uma regra de três, onde a massa total do comprimido (Mtotal) corresponde a 100%, e a massa de ácido no comprimido (Mácido) corresponde a x, o valor que foi encontrado para o teor.

Massa total do comprimido (em mg) --------- 100%

Massa de ácido no comprimido (em mg) --- x

Amostra 1:

Mtotal = 0,563g = 563mg

Mácido = 0,562g = 562mg

563 ------ 100%

562g ------ x

563g x = 562g .100

563 x = 56200

x = 56200

563

x = 99,8%

Amostra 2:

Mtotal = 0,596g = 596mg

Mácido = 0,594g = 594mg

596 ------ 100%

594g ------ x

596g x = 594g .100

596 x = 59400

x = 59400

596

x = 99,6%

Considerando as amostras individualmente, afirmou-se então, que o teor de ácido no comprimido de AAS na amostra 1 foi de 99,8% e na amostra 2, 99,6%, a partir desses dois resultados, tirou-se a média, somando-as e dividindo pela quantidade de amostras.

Média dos teores= 99,8% + 99,6% = 99,7%

2

Afirma-se então que, a média dos teores de ácido em comprimido de ASS foi de 99,7%.

CONCLUSÃO

No procedimento realizado obtiveram-se resultados satisfatórios; percebeu-se que por meio da titulação pode-se calcular a concentração da solução de NaOH e determinar o teor de ácido no comprimido de AAS. Observou-se que ao atingir seu ponto de equivalência, adquire uma coloração rosa em meio básico e incolor em meio ácido, no caso da fenolftaleína como indicador ácido-base. Notou-se também que no experimento com o comprimido de ácido acetilsalicílico, que a quantidade de água destilada e álcool etílico para a dissolução não altera o resultado na titulação. Verificou-se ainda que o comprimido contém uma massa quase total de ácido, e o restante corresponde a outros compostos.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

BROWN, T... Química, a ciência central.Trad. Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.

GONZÁLEZ, E. R. XAVIER, A. S. O. Teor de ácido acetilsalicílico em comprimidos. Disponível em <http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/aas.html>Acesso em 7.fev.2012

OLIVEIRA, F. T. Roteiros de laboratórios quanti. Disponível em <http://www.ebah.com.br/content/ABAAABCgMAE/roteiros-laboratorio-quanti> Acesso em 5.fev.2012

BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

MAHAN, B. M. Química: um curso universitário. Coord.: Henrique Eisi Toma. Tradut.:KoitiAraki, Denise de Oliveira Silva, Flávio Massao Matsumoto. São Paulo, Edgard Blücher, 2003.

ROCHA, M. E. Apostila de Técnicas Básicas de Laboratório de Química. UESB – DQE.Jequié-Ba,2010.

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