Soluções e misturas

4,2 g de uma amostra comercial de hidróxido de sódio foram dissolvidos em água, e o volume completado a 500 mL em balão volumétrico. A 50 mL da solução básica foram adicionados 100 mL de solução 0,075 M de ácido sulfúrico, que neutralizou o NaOH e ainda restou um ligeiro excesso neutralizado, posteriormente, por 25 mL de uma solução 0,2 M de KOH. Qual o teor de NaOH na amostra analisada?

Resposta: 95,2%

Nessa questão a gente tem uma titulação com excesso de ácido adicionado. Quando eu tenho uma questão de soluções/misturas que tem muitos passos eu prefiro resolver fazendo cálculo de número de mols.

O total de mols de ácido usado na reação de neutralização foi:
0,1 L * 0,075 mol/L = 0,0075 mol de H2SO4
Mas como ácido sulfúrico é um ácido que ioniza 2 hidrogênios, temos que os mols de íons hidrônio que reagiram foi o dobro: 0,015 mol de H3O+ 

Quando tem excesso de reagente eu faço o passo inverso: calculo a quantidade de base da retrotitulação:
0,025 L * 0,2 mol/L = 0,005 mol de KOH


Assim a quantidade de ácido que reagiu somente na primeira titulação foi a diferença: 0,015 mol - 0,005 mol = 0,01 mol que reagiu

Agora vou calcular a quantidade de gramas de NaOH que tinha em 50 mL, como em 500 mL tinha 4,2 gramas, em 50 mL temos 1/10 = 0,42 gramas de NaOH. A quantidade de mols de base presentes em 0,42 gramas é calculada com a massa molar do NaOH:
0,42 g / 40 g/mol = 0,0105 mol de NaOH (100% de pureza)


Como a reação de netralização é:
NaOH(aq) + H3O+(aq) ----> Na(aq) + 2H2O(l)


1 mol de base reage com 1 mol de H3O+, assim: 0,01 mol de base reagiu
Assim, confirmamos que a amostra não é pura: 0,0105 mol de base deveria ter reagido, mas só reagiu 0,01 mol.

(0,01 mol) / (0,0105 mol) = 0,9524 ou 95,24% de pureza