Universidade Estadual de Goiás
UnUCET - Anápolis
Química Industrial
Química Analítica Experimental II
Preparação e padronização
de uma solução 0,10 mol/L
de hidróxido de sódio;
Determinação da acidez no
vinagre
Alunos: Bruno Ramos;
Wendel Tiago Mendes;
Professor: Marcelo Martins de Sena
Anápolis,
2004.
1. Introdução
Solução é uma dispersão particular homogênea de duas ou mais
substâncias, ou seja, um estado em que as substâncias estão subdivididas
de modo que suas partículas estejam em dimensões moleculares, atômicas
ou iônicas, dependendo da natureza das substâncias.
As propriedades das soluções (i.e. cor, sabor, etc.) dependem de sua
concentração, dada pela razão entre a quantidade de soluto e o volume da
solução. A concentração é expressa, comumente, em mol(s) do soluto por
litro de solução. Tal concentração é chamada de molaridade da solução.
Quando se dispõe de um reagente no estado puro, prepara-se uma
solução com molaridade definida pela pesagem de uma fração definida do
mol,
dissolvendo-se
a
massa
pesada
num
solvente
apropriado
(normalmente água) e completando-se a solução até um volume conhecido.
Quando não se tem o reagente na forma pura, como é o caso da
maior parte dos hidróxidos alcalinos, de alguns ácidos inorgânicos e de
várias substâncias deliqüescentes, preparam-se inicialmente soluções que
tenham aproximadamente a molaridade desejada. Depois estas soluções
são padronizadas pela titulação contra solução de uma substância pura,
com a concentração conhecida com exatidão, chamada de padrão primário.
1.1)
O padrão primário
Um padrão primário é um composto com pureza suficiente para
permitir a preparação de uma solução padrão mediante a pesagem direta da
quantidade da substância, seguida pela diluição até um volume definido de
solução. A solução que se obtém é uma solução padrão primária. Um
padrão primário deve atender às seguintes condições:
1. Deve ser de fácil obtenção, purificação, secagem e preservação em
estado puro;
2. Deve permanecer inalterada ao ar durante a pesagem. Durante a
estocagem, a composição do padrão deve permanecer invariável;
3. A substância deve proporcionar testes de impurezas mediante ensaios
qualitativos ou de outra natureza, com a sensibilidade conhecida (O total de
impurezas não deverá exceder, em geral, 0,01 a 0,02%);
4. Deve ter uma massa molecular relativamente elevada, a fim de que os
erros de pesagem possam ser desprezíveis;
5. A substância deve ser facilmente solúvel nas condições em que será
empregada;
6.
A reação com a solução padrão deve ser estequiométrica e
praticamente instantânea. O erro de titulação deve ser desprezível, ou fácil
de determinar exatamente por método experimental.
Na prática, é difícil obter um padrão primário ideal, e usualmente se faz um
compromisso entre as exigências ideais mencionadas.
Os sais hidratados, como regra, não constituem bons padrões em virtude da
dificuldade de secagem eficaz. No entanto, sais que não eflorescem, como
o tetraborato de sódio, Na2B4O7 · 10H2O, e o sulfato de cobre, CuSO4 · 5H2O,
mostram-se, na prática, padrões secundários satisfatórios.
1.2)
O padrão secundário
Um padrão secundário é uma substância que pode ser usada nas
padronizações, cujo teor da substância ativa foi determinado pela
comparação contra um padrão primário; ou seja, uma solução padrão
secundária é aquela na qual o soluto dissolvido foi determinado não pela
pesagem direta, mas pela titulação de um volume da solução contra um
volume conhecido de uma solução padrão primária.
1.3)
Análise titrimétrica (ou titulação)
O termo “análise titrimétrica” refere-se à análise química quantitativa
efetuada pela determinação do volume de uma solução padrão primária que
reage quantitativamente com um volume conhecido da solução que contém
a substância a ser determinada. A quantidade da substância a ser
determinada calcula-se a partir do volume da solução padrão que foi usado,
da equação química e das massas moleculares relativas dos compostos que
reagem.
No passado, usava-se o termo “análise volumétrica” para identificar
esta determinação quantitativa, mas este termo foi substituído por análise
titrimétrica. Considera-se que esta denominação exprime melhor o processo
de titulação, enquanto a denominação antiga poderia ser confundida com
medições de volumes, como as que envolvem gases. Na análise titrimétrica,
o reagente de concentração conhecida é o titulante e a substância que se
titula é o titulado.
O processo de se juntar a solução padrão até que a reação esteja
completa é a titulação, e a seu término a substância a ser determinada está
titulada. Seu ponto final chama-se ponto de equivalência. Este final deve
ser identificado por alguma mudança, produzida pela própria substância
padrão ou pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador.
Depois de a reação entre a substância e o padrão estar praticamente
completa, o indicador deve provocar uma modificação visual nítida na
solução. O ponto em que isto ocorre é o ponto final da titulação. Numa
titulação ideal, o ponto final visível coincidirá com o ponto de equivalência
(ponto final teórico ou estequiométrico). Na prática, no entanto, há quase
sempre uma diferença muito pequena; é o constitui o erro de titulação. O
indicador e as condições experimentais devem ser escolhidos de modo que
a diferença entre o ponto final visível e o ponto de equivalência seja tão
pequena quanto for possível.
Para que uma reação seja adotada na análise titrimétrica, é
necessário satisfazer às seguintes condições:
1. Deve ser uma reação simples que possa ser expressa por uma
equação química; a substância a ser titulada deve reagir completamente
com o reagente, em proporções estequiométricas ou equivalentes;
2. A reação deve ser relativamente rápida. A maioria das reações
iônicas satisfaz a esta condição. Em alguns casos pode ser necessária a
adição de um catalisador para aumentar a velocidade da reação;
3. No ponto de equivalência deve haver alteração de alguma
propriedade física ou química da solução;
4.
Deve-se dispor de um indicador que, pela alteração de
propriedade física (cor ou formação de precipitado) possa definir o ponto
final da reação.
Existem, basicamente, quatro tipos de reações na análise titrimétrica:
reações de complexação, reações de precipitação; reações de oxiredução e as reações de neutralização (ou acidimetria e alcalinometria),
que foram as utilizadas nos experimentos a serem relatados.
2. Objetivos
1)
Preparar e padronizar uma solução de hidróxido de sódio a 0,10
mol/L.
2)
Determinar a acidez de um vinagre comercial
3. Materiais empregados
3.1) Preparação e padronização de solução de NaOH 0,1 mol/L
Utilizou-se, nesses experimentos, os seguintes materiais:
-
-
2 erlenmeyers de
-
capacidades volumétricas
(HOCOC6H4COOK) seco a
de 250 mL;
105 °C
Balança analítica com
-
precisão de 4 dígitos;
-
Biftalato de potássio
Bureta de capacidade
volumétrica de 50 mL;
Balão volumétrico de
-
Espátula;
capacidade de 250 mL;
-
Hidróxido de sódio (NaOH)
-
Béquer de 100 mL;
-
Béquer de 300 mL com
-
Pisseta com água destilada
água destilada recém
-
Proveta de 50 mL
fervida;
-
Solução indicadora de
P.A.;
fenolftaleína 1%;
3.2) Determinação da acidez no vinagre
-
2 Béqueres de 100 mL;
-
-
2 Erlenmeyers de 250 mL;
-
Amostra de vinagre;
-
Proveta de 50 mL;
-
Balão volumétrico de 250
-
Solução alcoólica de
mL;
mL;
-
Bastão de vidro;
-
Bureta de 50 mL;
-
Pipeta volumétrica de 25
Pipeta volumétrica de 50
fenolftaleína 1%;
-
Solução padrão de NaOH
0,1 mol/L .
mL;
4.
Procedimento Experimental
4.1) Preparação e Padronização de uma solução de NaOH 0,1
mol/L
4.1.1) Considerações sobre o Hidróxido de Sódio P.A.
O hidróxido de sódio, de fórmula NaOH; peso molecular = 40,00, é
um sólido em forma de pastilhas branco, deliqüescente, inodoro e
higroscópico (logo, não pode ser usado como padrão primário). 111 gramas
solubilizam-se em 100 gramas de água a 25 ºC. Derrete-se a 318 °C. É
estável sob condições comuns de uso e armazenamento. Entretanto, pode
reagir com dióxido de carbono existente no ar, formando carbonato de
sódio, que pode ser completamente removido quando se prepara uma
solução saturada de NaOH e a deixa em repouso por 24 horas. O carbonato
precipita por ser pouco solúvel na solução.
Em contato com ácidos e haletos orgânicos (especialmente o tricloroetileno),
pode causar violentas reações. O contato com nitrometano e outros
compostos nitros similares pode formar sais sensíveis a impactos. Reage
com vidro e dissolve a sílica, formando silicatos solúveis. A presença desses
silicatos pode causar erros e, por isso, as soluções de NaOH devem ser
conservadas em frascos de polietileno.
É um irritante poderoso. Sua ingestão pode causar sérias queimaduras na
boca, garganta e estômago. Pode resultar em ulceração grave dos tecidos e
em morte. Sintomas podem incluir sangramento, vômito, diarréia, queda da
pressão sanguínea. Os danos podem aparecer dias após a exposição. Em
caso de ingestão NÃO INDUZIR O VÔMITO; ingerir grandes quantidades de
água, ou leite - se disponível - e encaminhar a atendimento médico.
4.1.3) Preparação da solução de NaOH 0,1 mol/L
Partiu-se de uma solução 50% de hidróxido de sódio, recém preparada.
Com auxílio de uma pipeta, retirou-se 2 mililitros dessa solução e colocou-se
em um balão volumétrico de 250 mL, efetuando-se a diluição até esse
volume, com água destilada fervida, e a homogeneização da nova solução
que, em seguida, foi submetida à padronização com biftalato de potássio,
como descrito no item a seguir.
4.1.4) Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L
Essa etapa foi em triplicata. Em cada uma das frações, foi pesada a
quantidade de biftalato de potássio necessária para reagir completamente
com 25 mL da solução recém preparada de NaOH; correspondente de
0,5105 gramas do sal. Essa quantidade foi colocada num erlenmeyer de 250
mL e diluída em, aproximadamente, 50 mL de água destilada. Após isso,
adicionou-se 2 gotas de uma solução 1% de fenolftaleína. A solução
resultante é a solução padrão primária, e corresponde ao titulante da
análise.
O titulado (50 mL da solução preparada de NaOH supostamente 0,1 mol/L)
foi colocado em uma bureta de 50 mL, previamente ambientalizada, e
procedeu-se a análise até a viragem do indicador.
4.2) Determinação da acidez do vinagre
Essa análise também foi realizada em triplicata. Colocou-se o titulante, uma
solução de hidróxido de sódio padronizada, na bureta previamente
ambientalizada.
Fez-se a diluição de 25 mL de vinagre em um balão volumétrico de 250 mL
com água destilada. Desta solução, pipetou-se 50 mL que foram
transferidos a um erlenmeyer de 250 mL (operação realizada em triplicata).
Adicionou-se, nestes erlenmeyers, aproximadamente 50 mL de água, com
auxílio de uma proveta de 50 mL; processo seguido da adição de 2 gotas de
uma solução 1% de fenolftaleína. Fez-se a homogeneização da solução, em
seguida.
Procedeu-se a análise até mudança de coloração da solução.
5.
Resultados e discussão
5.1) Preparação e padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L
5.1.1) Cálculos iniciais
5.1.1.1) Cálculo da quantidade de solução concentrada de hidróxido de
sódio necessária para o preparo de 250 mL de uma solução a 0,1 mol/L do
mesmo.
A solução disponível apresenta concentração de 50% (m/v). Isso equivale
dizer que existem 50 gramas de NaOH em cada 100 mL de solução. Ou
seja, existem 500 gramas de NaOH em 1 litro da solução:
Como 1 mol de NaOH corresponde a, aproximadamente, 40,01 g/mol,
temos:
40,01 g de NaOH -------------------- 1 mol de NaOH
500,00 g de NaOH -------------------- n mol de NaOH
n = 12,50 mol de NaOH
Ou seja, existem, aproximadamente, 12,50 mols de NaOH em cada litro de
solução resultando numa concentração molar de 12,5 mols/L. Se deseja-se
obter 250 mL de uma solução 0,1 mol/L de NaOH. Logo, por cálculo simples
de diluição, tem-se:
V1 = 2,0 x 10-3 L = 2 mL
5.1.1.2)
Cálculo
da
massa
de
biftalato
necessária
para
reagir
completamente com 25,00 mL da solução preparada de NaOH.
A equação da reação entre o biftalato de potássio e o hidróxido de sódio é:
Portanto, tem-se que 1 mol de biftalato de potássio reage com 1 mol de
hidróxido de sódio. Supondo que a concentração da solução preparada seja
realmente 0,1 mol/L e partindo de 25,00 mL dessa solução, conclui-se que
serão necessários 0,0025 mol do sal para reagir completamente com o
hidróxido. Como o biftalato de potássio tem massa molecular de 204,22
g/mol, serão necessários:
1 mol de biftalato de potássio ------------- 204,22 g de biftalato de potássio
2,5 x 10-3 mol de biftalato de potássio --------- m g de biftalato de potássio
m = 0,5105 gramas de biftalato de potássio
5.1.2) Resultados obtidos
Alíquota
1
2
3
Média
Massa de HKC6H4(COO)2 (g)
0,5107
0,5147
0,5101
0,5118
Volume gasto de NaOH (mL)
29,67
29,31
29,08
29,35
Quadro 1: Resultados obtidos a partir da padronização de uma solução de hidróxido de sódio
5.1.3) Cálculo da concentração real
[NaOH] = massa do sal / (volume de solução gasto (L) x 204.22)
· Alíquota 1: [NaOH] = 0,5107 / (29,67 x 10-3)(204,22) = 0,0841 mol/L
· Alíquota 2: [NaOH] = 0,5147 / (29,31 x 10-3)(204,22) = 0,0859 mol/L
· Alíquota 3: [NaOH] = 0,5101 / (29,08 x 10-3)(204,22) = 0,0858 mol/L
· Média: [NaOH] = 0,5118 / (29,35 x 10-3)(204,22) = 0,0853 mol/L
5.1.4) Parâmetros estatísticos
Alíquota
1
2
3
[NaOH] exp.
0,0841 mol/L
0,0859 mol/L
0,0858 mol/L
Desvio (a - µ)
- 0,0012 mol/L
0,0006 mol/L
0,0005 mol/L
Desvio2 (mol/L)2
1,4 x 10-6
3,6 x 10-7
2,5 x 10-7
Tabela 1.: Parâmetros estatísticos relativos à padronização da solução de NaOH
Média das concentrações: mol/L
Desvio padrão: S2 = (2,0 x 10-7)/3 => S = 2,6 x 10-4 mol/L
Faixa de distribuição: 0,0859 – 0,0841 = 0,0018 mol/L
5.1.5) Resultado final
A concentração real calculada experimentalmente da solução preparada de
hidróxido de sódio é de 0,0853 ± 0,0009 mol/L, com 99,7% de
probabilidade, supondo ausência de erros sistemáticos.
5.2) Determinação da acidez no vinagre
5.2.1) Cálculos iniciais
5.2.1.1) Cálculo da quantidade de mols de ácido acético existente em cada
alíquota utilizada na titulação.
De acordo com o fabricante, a concentração de ácido acético no vinagre é
de 4%; ou seja, existem 4 gramas de ácido acético em 100 mL de vinagre.
Sabendo que a massa molar do ácido acético é 60 g/mol, temos que:
1 mol de HOAc ------------------- 60 g de HOAc
n mol de HOAc ------------------- 4 g de HOAC
n = 0,06 mol de HOAc.
Ou seja, existe 0,06 mol de ácido acético em 100 mL de vinagre. Como
trabalhamos com 25 mL dessa solução (1/4 de 100 mL), utilizamos ¼ de
0,06 mol. Ou seja, 0,015 mol.
Essa quantidade foi diluída a um volume de 250 mL, resultando numa
concentração de 0,015 mol de ácido acético em 250 mL de solução. A nova
solução possui, portanto, uma concentração molar de 0,06 mol/L.
Cada alíquota contém 50 mL dessa nova solução. Logo, cada alíquota
contém, aproximadamente, 0,0033 mol de ácido acético.
5.2.1.2) Cálculo da quantidade, em volume, de NaOH necessário para reagir
com a quantidade acima calculada de ácido acético.
De acordo com a equação para a reação de neutralização:
O
O
C
3H
O
H +
C
3H
+
H
O
H2O
O
Tem-se que 1 mol de ácido reage com 1 mol de hidróxido. Logo, se a
quantidade a ser titulada é 0,0033 mol de ácido acético, necessita-se de
0,0033 mol de hidróxido de sódio. A solução utilizada era 0,0833 mol/L.
Portanto, era preciso um volume de:
0,0833 mol de NaOH ------------------------ 1 L de solução
0,003 mol de NaOH ------------------------ v L de solução
v = 36,62 mL de solução de NaOH 0,0833 mol/L
5.2.2) Resultados obtidos
Realizado o procedimento descrito em (4), em triplicata, obteve-se os
seguintes valores de titulante gasto:
Alíquota
1
2
3
Média
Volume gasto de NaOH (mL)
41,66
41,90
41,75
41,77
Quadro 2: resultados obtidos a partir da titulação do
vinagre com hidróxido de sódio.
5.2.3) Cálculo da concentração real
O número de mols de hidróxido gastos deve ser igual ao número de mols de
ácido acético consumidos.
· Alíquota 1: Utilizou-se 41,66 mL de NaOH, logo – de acordo com a
concentração de 0,0833 mol/L – consumiu-se 0,00347 mol do hidróxido.
Portanto, a concentração de ácido acético na solução de onde retirou-se a
alíquota é de 0,00347 mol / 50 mL => 0,0694 mol/L. Como essa solução
está diluída 10 vezes em relação à concentração no vinagre comercial,
calcula-se que a concentração molar no último seja de 0,694 mol/L, o que
corresponde a uma concentração de 4,16%
· Alíquota 2: Utilizou-se 41,90 mL de NaOH, logo consumiu-se 0,00349 mol
do hidróxido. Ou seja, a concentração de ácido acético no vinagre comercial
seria de 4,19%
· Alíquota 3: Utilizou-se 41,75 mL de NaOH, portanto consumiu-se 0,00347
mol do hidróxido. Assim, a concentração de ácido acético no vinagre
comercial seria de 4,16%
· Média: Em média, utilizou-se 41,77 mL de NaOH, o que corresponde a
0,00348 mol do hidróxido. Portanto, a concentração de ácido acético no
vinagre seria de 4,17%
5.2.4) Parâmetros estatísticos
Alíquota
1
2
3
[H3COOH] exp.
0,694 mol/L
0,698 mol/L
0,694 mol/L
Desvio (a - µ)
- 0,002 mol/L
0,002 mol/L
-0,002 mol/L
Desvio2 (mol/L)2
4,0 x 10-6
4,0 x 10-6
4,0 x 10-6
Tabela 2: Parâmetros estatísticos da titulação do ácido acético de um vinagre comercial.
Média das concentrações: 0,696mol/L
Desvio padrão: S2 = (4,0 x 10-6)/3 => S = 1,3 x 10-3 mol/L
Faixa de distribuição: 0,698 – 0,694 = 0,004 mol/L
5.2.5) Resultado final
A concentração de ácido acético no vinagre comercial analisado, de acordo
com o procedimento realizado, é de 4,17 ± 0,016%, com 95,5% de
probabilidade; supondo ausência de erros sistemáticos.
6.
Conclusão
6.1) Preparação e padronização de uma solução 0,1M de NaOH
A solução foi padronizada, de acordo com a titrimetria de neutralização
utilizando como padrão primário o sal biftalato de potássio, com a
concentração de 0,0853 ± 0,0009 mol/L.
6.2) Determinação da acidez no vinagre
A partir da análise titrimétrica realizada, pode-se concluir que o vinagre
comercial submetido a tal contém uma concentração de ácido acético dentro
das especificações de qualidade.
7.
Questões
7.1) Preparação e padronização de uma solução 0,1M de NaOH
(Pré-lab)
1) Diferencie solução reagente de solução padrão.
Soluções reagentes são as preparadas sem necessidade de exatidão na
concentração. As soluções padrões, ao contrário, devem ter concentração
conhecida com exatidão, pois têm como uso principal a titulação de outras
soluções.
2) Por que o balão volumétrico não pode ser aquecido sob hipótese
alguma?
Porque o aquecimento provoca sua dilatação e, logo, gera alteração em sua
capacidade volumétrica, causando sua descalibragem; o que acarreta ao
usuário inexatidão nas suas medidas volumétricas.
3) Explique como deve ser feita a transferência quantitativa de uma
substância para o balão volumétrico.
A transferência quantitativa de uma substância para o balão volumétrico
deve ser feita com o auxílio de um funil, previamente lavado com o solvente
da solução a ser transferida; tendo sempre o cuidado de não perder
solução.
4) Por que não se pode usar frascos de vidro sem proteção para
acondicionar soluções alcalinas?
Porque o ânion hidróxido é uma base suficientemente forte para atacar a
sílica (um ácido fraco), causando sua conversão em silicatos solúveis, que
podem afetar a pureza da solução, além da deterioração do frasco.
5) Por que para se preparar uma solução de hidróxido de sódio diluída
deve-se partir de uma solução concentrada preparada com pelo menos
24 horas de antecedência?
Para que haja a remoção do carbonato de sódio, que precipita-se por ser
pouco solúvel nessa solução.
6) Qual o procedimento para usar um frasco ao se fazer a estocagem
de uma solução?
As soluções que são relativamente estáveis e não são afetadas pela
exposição ao ar podem ser estocadas em frascos de 1 litro. Nos trabalhos
de grande exatidão, os frascos devem ser de pyrex, ou de outro vidro
resistente, com tampas esmerilhadas. Soluções alcalinas devem ser
estocadas em frascos de PET. Soluções de iodo e de nitrato de prata
devem ser estocadas em frascos de vidro escuro (castanho).
(Pós-lab)
1) Como você classifica essa solução de NaOH recém preparada?
Justifique.
Como padrão secundário, pois trata-se de uma solução cuja concentração
exata é conhecida e pode servir como padrão para demais análises. Não
pode ser classificada como padrão primário, já que sua concentração exata
não pôde ser obtida simplesmente pela pesagem do sólido e sua posterior
diluição, mas sim pela titulação de um volume da solução já pronta contra
um volume conhecido de uma solução padrão primária.
2) Qual a importância em se fazer a análise em triplicata?
A análise, quando feita em triplicata, permite a obtenção de um resultado
mais próximo do exato; dá maior confiança ao resultado obtido.
3) Dê as características necessárias para que uma substância seja
considerada padrão primário. Exemplifique.
Vide item 1.1. Como exemplos de padrões primários temos o biftalato de
potássio, sal utilizado nesse experimento; o tetraborato de sódio (Na2B4O7);
o ácido benzóico; o periodato de potássio, etc.
4) A solução estoque de NaOH a 50% pode ser considerada padrão
primário? Justifique.
Não. Poderia, no máximo, ser considerada padrão secundário se fosse
padronizada por
alguma solução
padrão
primária.
Não
pode
ser
considerada padrão primário pois o hidróxido de sódio sólido é higroscópico
e deliqüescente, duas características que um padrão primário não pode ter.
5) Justifique por que não se pode usar água destilada sem ferver nesta
análise.
Porque a água destilada contém um pouco de gás carbônico dissolvido
nela. Quando ela é fervida, esse gás se despreende. O gás carbônico, em
solução aquosa, encontra-se em equilíbrio com o ácido carbônico e,
consequentemente, com o carbonato. O carbonato pode reagir com a soda
formando carbonato de cálcio, que interfere na análise.
7.2) Determinação da acidez no vinagre
1) Escreva as reações envolvidas no processo.
Vide item 5.2.1.2. Há também a reação do excesso de hidróxido com a
fenolftaleína, que causa a mudança na coloração da solução quando a
reação com o titulado é completa:
2) Demonstre os cálculos para a determinação da acidez no vinagre.
Vide item 5.2.3-5
3) Por que o vinagre é ácido? Por que é necessário diluir a amostra de
vinagre em água?
Porque o vinagre é uma solução diluída de ácido acético e, portanto,
contém prótons dissociados (conceito de acidez de Brønsted). É necessário
efetuar a diluição em água porque o vinagre apresenta uma coloração que
pode interferir na observação do ponto final da titulação, quando ocorre a
indicação de que todo o ácido já foi consumido pelo titulante; denotado pela
mudança de coloração provocada pela fenolftaleína.
4) A técnica aprendida nesta aula pode ser utilizada em uma indústria
para o controle de acidez de vinagres? Justifique.
Sim, desde que se aplique a análise a mais amostras para se obter
resultados mais confiáveis. Claro que existem técnicas mais eficazes como,
por exemplo, fazer a titulação com um padrão primário, ao invés de um
padrão secundário, o que acarretaria em menos erros sistemáticos e, logo,
num resultado mais confiável.
5) Qual o resultado obtido quando se usaram outros indicadores?
Existem discrepâncias nesses resultados? Por quê?
Quando se utilizou o alaranjado de metila, a viragem ocorreu muito rápido,
menos de 5 mL da solução padrão secundária havia sido adicionada ao
titulado. Isso ocorreu porque a faixa de viragem desse indicador não é ideal
para realizar este tipo de análise com um ácido fraco como o acético.
8.
Bibliografia
LEAL, R. Apostila de química experimental I. Goiás: Universidade Estadual
de Goiás, 2003.
SILVA, A. M. L. Aulas práticas de química analítica quantitativa. Goiás:
Universidade Estadual de Goiás, 2004.
VOGEL, A. I. Análise Química Quantitativa. 5.ed. Rio de Janeiro: Guanabara
Koogan, 1992.