PREPARAR E PADRONIZAR UMA SOLUÇÃO

DISCIPLINA: M. I. A. PROF ª MSc.RENATA LEAL MARTINSFone: 9956-7620

PREPARAR E PADRONIZAR UMA SOLUÇÃO AQUOSA

Denomina-se solução a mistura de duas ou mais

substâncias formando um sistema onde não podemos distinguir

os componentes mesmo com um poderoso microscópio porque as

moléculas ou íons dos componentes estão bem misturados.

Quando usamos o termo dissolver, queremos dizer o processo de

produzir uma solução. Geralmente o componente presente na

solução em grandes quantidades é chamado de solvente, e as

substâncias em menor quantidade (que se encontram

dissolvidas) são chamadas de solutos. Muitas soluções são

classificadas como sendo aquosas pois o solvente utilizado é

a água. As soluções aquosas são muito comuns no nosso dia-a-

dia e na rotina dos laboratórios.

Para prepararmos uma solução aquosa precisamos:

1°)Obter alguns dados do rótulo do recipiente que contém a

substância que pretendemos preparar a solução: massa

molecular, % de pureza (teor ou dosagem) e densidade (se

a substância estiver no estado líquido à temperatura

ambiente).

2°)Pensar em qual concentração desejamos preparar a solução.

3°)Pensar para qual volume queremos preparar a solução.

4°)Realizar os cálculos necessários para preparar a solução.

Elaborado pela Profª Renata Leal Martins

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5°)Escolher um padrão primário ou secundário para usarmos

durante a etapa de padronização da solução.

6°)Escrever a equação química que representa a reação entre

a substância contida na solução e a substância utilizada

como padrão.

7°)Realizar a análise titrimétrica entre a solução e o

padrão.

8°)Realizar os cálculos do fator de correção.

Vejamos um exemplo: suponhamos que desejamos preparar 250mL

de uma solução de HCl.

(1°) Obtemos alguns dados da substância que estão escritos

no rótulo do recipiente: m.m=36,46, densidade=1,16 e

%pureza=37%. Já escolhemos a concentração da solução,

0,1mol/L (2°) e para qual volume pretendemos preparar, 250mL

(3°).

(4°) Façamos os cálculos:

Um mol de qualquer substância é igual a sua massa molecular

em gramas, portanto:

1mol HCl ---------------- 36,46g

0,1mol HCl ------------- X X=3,646g

Como queremos preparar apenas 250mL:

1 Litro de solução ------------- 1000mL de solução

X ------------- 250mL de solução

X=0,25L


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(volume quequeremos preparar)

Como a massa calculada inicialmente de HCl era para 1 litro:

3,646g de HCl ----------------- 1 Litro de solução

X --------------- 0,25 Litro de

solução X=0,9115g

Como o HCl a temperatura ambiente encontra-se no estado

líquido, precisamos transformar a quantidade que precisamos

de HCl que está em massa para volume, para isso usamos a

fórmula da densidade:

d=m/v (densidade é igual à massa dividido pelo volume). Como

a densidade do HCl é d=1,16, temos:

1,16=0,9115g/v reorganizando para isolar o volume:

v=0,9115/1,16 logo o volume será v≈0,786mL

de HCl puro

Como a % de pureza é de 37%, isso indica que a cada 100ml de

HCl contido no recipiente apenas 37mL é de HCl puro, o

restante é de água e impurezas. Sendo assim,

100mL de HCl do recipiente ----------------- 37mL de HCl puro

X -----------------

0,786mL de HCl puro X≈2,12mL

Após fazer os cálculos devemos preparar a solução, para

tanto colocamos aproximadamente 1/3 da capacidade volumétrica


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de HCl do recipiente que

deverá ser usado para preparar a

solução

do balão volumétrico de água destilada, adicionamos o volume

necessário da substância que vamos preparar a solução (no

nosso exemplo é 2,12mL de HCl) e depois completamos o volume

com água destilada.

Depois de completarmos o volume com H2O destilada devemos

agitar o balão para homogeneizar o sistema.

Agora iremos escolher o padrão. Padrão é uma substância

que deverá reagir de forma quantitativa com a substância que

preparamos a solução (no nosso exemplo o HCl) que passa a ser

chamada de solução problema, pois não sabemos se ela

realmente está na concentração que desejamos. Sabemos que nós

fizemos os cálculos para preparar, por exemplo uma solução

0,1mol/L de HCl mas na prática muitas vezes, durante o

preparo da solução não conseguimos obter tal concentração. Às

vezes erramos na hora de medirmos o volume da substância ao

retirarmos do recipiente que a contém, ou por exemplo,

podemos colocar algumas gotas a mais ou a menos de água

durante o preparo da solução, ou simplesmente pelo fato de

estarmos constantemente abrindo e fechando o recipiente que


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1º) colocamos um pouco de H2O.2°) colocamos o HCl.3°) completamos o volume com H2O.

contém a substância, a mesma pode estar em menor quantidade

(ter escapado no estado gasoso) ou até mesmo ter reagido um

pouco com a atmosfera e sendo assim, estaremos achando que

estamos retirando a quantidade exata da substância mas no

entanto não estamos. A quantidade ou teor da substância vai,

com o tempo diminuindo constantemente.

Como são muitos os fatores que podem durante o preparo

de uma solução nos levar ao erro, devemos padronizar a

solução. A padronização consiste em reagir a substância da

solução com outra substância (substância padrão) cuja

quantidade nós podemos calcular de forma precisa. Assim, de

forma comparativa, saberemos com precisão qual a concentração

real de nossa solução quando a mesma reagir com o padrão.

Existem dois tipos de padrão: padrão primário e padrão

secundário. Denomina-se padrão primário uma substância que

apresente as seguintes propriedades:

- Estar no estado sólido à temperatura ambiente.

- Reagir com a substância da solução.

- Ser solúvel no mesmo solvente da solução.

- Ter o menor grau de impureza possível.

- Não ser higroscópica.

- Ser estável à radiação ultravioleta.

- Não reagir facilmente com as substâncias contidas na

atmosfera.


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Denomina-se padrão secundário uma solução que tenha sido

preparada anteriormente e tenha sido previamente padronizada

a partir da reação com um padrão primário.

Continuando o nosso exemplo anterior, agora que já

preparamos a nossa solução 0,1mol/L de HCL (concentração

teórica) iremos escolher um padrão. Suponhamos que tenhamos

escolhido como padrão o Na2CO3. Não se esqueça que observamos

as propriedades citadas anteriormente para escolhermos o

padrão. O Na2CO3 possui pouquíssimas impurezas, sua % de

pureza (escrita no rótulo do recipiente que o contém) é alta

99,95%, reage com o HCl e também é solúvel no mesmo solvente

(água). Sendo assim, podemos usá-lo como padrão primário.

Desta forma acabamos de fazer o item (5°) descrito na

primeira página.

Agora vamos fazer o (6°) item, escrever a equação

química que representa a reação química entre o HCl e o

Na2CO3.

Veja pela equação que são necessários 2 mols de HCl para

neutralizar cada mol de Na2CO3.

Agora poderemos realizar a análise titrimétrica.

Denomina-se análise titrimétrica (titulometria ou titulação)

a técnica mais comum para determinar a concentração de uma

substância (soluto) contida em solução. A solução a ser


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analisada passa a ser denominada de solução problema ou

analito. A determinação da concentração ou da quantidade da

substância problema é medida a partir do volume gasto da

solução durante a reação com um padrão (quando está

dissolvido passa a ser chamado de titulante). Para verificar

visualmente a reação entre a substância (contida na solução

problema) com o padrão, utiliza-se um indicador (uma

substância que irá demonstrar, geralmente pela mudança de cor

ou liberação de gases o ponto estequiométrico da reação entre

o analito e o titulante). Denomina-se ponto estequiométrico o

estágio no qual a quantidade de analito e/ou titulante

adicionado é exatamente aquela requerida pela reação

estequiométrica entre o titulante e o analito.

Para realizar a análise titrimétrica entre a solução de

HCl e o padrão primário (Na2CO3) devemos primeiro decidir qual

o volume de solução queremos gastar durante essa etapa.

Suponhamos que desejamos apenas gastar 20mL da solução de HCl

durante a análise titrimétrica, sendo assim, devemos realizar

os cálculos para saber qual o número de mols de HCl estão

contidos nesse volume, portanto,

1 Litro de solução ----------------1000mL de solução

X ----------------- 20mL de

solução X=0,02L

0,1mol de HCl --------------1L de solução


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X -------------- 0,02L de solução

X=0,002mol de HCl

Como vimos na equação são necessários 2mols de HCl para

neutralizar 1mol de Na2CO3.

Sendo assim, como temos 0,002mol de HCl em 20mL de solução:

2mol de HCl ----------------- 1mol de Na2CO3

0,002mol de HCl ----------- X X=0,001

mol de Na2CO3

Pelos dados obtidos no rótulo do Na2CO3: m.m.=106,0 %

pureza=99,95%

1mol de Na2CO3 ---------------106,0g

0,001mol de Na2CO3 ---------- X

X=0,106g de Na2CO3 puro

Como a % de pureza do Na2CO3 é de 99,95%, temos então:

100g de Na2CO3 (recipiente) ---------------99,95g de Na2CO3

puro

X ------------- 0,106g de Na2CO3

puro X≈0,106g


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de Na2CO3 do

recipiente que

deverá reagir com

Agora que já sabemos quanto de Na2CO3 do recipiente que

deverá reagir com 20mL da solução de HCl pegamos um

erlenmeyer acrescentamos 0,0106g de Na2CO3 que estava contido

no recipiente, acrescentamos ± 50mL de água destilada para

dissolver o Na2CO3, acrescentamos ±3 gotas de uma solução de

um indicador ácido-base, por exemplo uma solução de

alaranjado de metila (metilorange). Depois completamos o

volume de uma bureta de capacidade volumétrica de 50mL com a

solução 0,1mol/L de HCl, prendemos ela a suporte universal

através de uma garra metálica e iniciamos a análise

titrimétrica.

Veja a figura demonstrando o procedimento correto para

realizar a análise titrimétrica. Quando o indicador mudar de

cor de forma sutil (no nosso exemplo o metilorange mudará de

alaranjado para rosa claro) pare a adição do ácido, fechando

rapidamente a torneira da bureta e anote o volume que foi

gasto.


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É aconselhável realizar o mesmo procedimento três vezes

de modo a fazer a média dos volumes gasto para se obter maior

confiabilidade no resultado. Se obtiver algum valor muito

diferente, faça uma nova análise titrimétrica e despreze o

valor mais discrepante. Sendo assim, calcule a média

aritmética dos volumes medidos em cada etapa.

Vamos supor que fizemos três análises titrimétricas

consecutivas e obtivemos os seguintes resultados:

V1= 19,7mL V2= 19,8mL V3= 19,6mL

A média aritmética será então igual a

= (19,7+19,8+19,6)/3 = 19,7mL

Calculemos agora a concentração real ([ ]real) da solução de

HCl. Para tanto, podemos utilizar a equação: [ ]real . Vreal =

[ ]teórica . Vteórico

[ ]real . 19,7 = 0,1 . 20

[ ]real≈0,1015mol/L

Calculemos agora o fator de correção: Fator de correção

de uma solução é a relação entre sua concentração real e sua


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V=V1+V2+V3

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concentração teórica. Deve ser um número puro, sem unidades

de medida e próximo a 1,00, porque para podermos dizer que

preparamos uma boa solução, uma solução confiável, a

concentração real não deve ser um valor muito distante do

valor da concentração teórica. Sendo assim, o fator de

correção dessa solução será:

Fc=[HCl]real/[HCl]teórica

Fc=0,1015/0,1 Fc≈1,05

A maneira correta de se estocar uma solução é transferir

o restante da solução que não foi gasta durante a análise

titrimétrica para um fraco âmbar contendo um rótulo com os

dados da concentração real e do valor do fator de correção

obtido para essa solução, veja o exemplo abaixo.


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HCl

0,1mol/L

Fc=1,05 dia/mês/ano

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

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reagentes e solventes. São Paulo: Edgard Blücher, 1968.

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- ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química. Porto

Alegre: Bookman, 2001.

- ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando

a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman,

2001.

- BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química geral. Rio de

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PARANÁ). Bioquímica: aulas práticas. Curitiba: Editora da

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- MAHAN, B. M.; MYERS, J. Química um curso universitário.

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1982.

- VOGEL, A. Química analítica qualitativa. 5ª ed. Ver. São

Paulo: Mestre Jou, 1981.


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