EXPERIMENTO IV

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA 
INSTITUTO DE QUÍMICA
Experimento IV: Preparação e caracterização de uma base
Maria José de Oliveira Pessoa
Natal - RN
Agosto de 2021
Maria Jose de Oliveira Pessoa
Experimento IV: Preparação e caracterização de uma base
Relatório de aula prática apresentado como requisito parcial para obtenção de nota na unidade II da disciplina QUI0613 - Química Inorgânica Experimental I (T07), ministrada pelo professor Dr. Ademir Oliveira da Silva.
Natal - RN
Agosto de 2021
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO	4
OBJETIVOS	6
PARTE EXPERIMENTAL	7
3.1. REAGENTES E MATERIAIS	7
3.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL	7
RESULTADOS E DISCUSSÃO	9
CONCLUSÃO GERAL	12
REFERÊNCIAS	13
ANEXO	14
										
1. INTRODUÇÃO
	No princípio dos estudos das substâncias ácidas e básicas elas eram caracterizadas pelo sabor, as que tinham sabor azedo eram consideradas ácidas, já as bases eram caracterizadas pelo sabor adstringente. Com o passar dos anos vários cientistas começaram a estudar essas substâncias e hoje em dia existem várias definições para ácidos e bases.[1]
	A primeira definição de ácido e base (1880) veio do químico arrhenius que estudou as reações de ácidos e bases em água e para ele ácido era toda substância que libera o íon H+ em meio aquoso e base era toda substância que em libera a hidroxila (OH-) também em meio aquoso. No entanto, posteriormente, foi descoberto que as reações de ácidos e bases também ocorriam em outros solventes, sendo assim essa definição de Arrhenius teve que ser aprimorada.[2]
	Bronsted e Lowry, em 1923, propuseram uma definição que abrange reações em todos os solventes e leva em consideração a transferência de um próton (íon hidrônio - H+) entre duas espécies. De acordo com essa definição, espécies ácidas possuem um átomo de hidrogênio disponível para ser doado para outra espécie, enquanto que as espécies básicas estão disponíveis para receber esse hidrogênio doado.[2]
	Atualmente a definição mais aceita de ácido e base é definição eletrônica de Lewis, de acordo com um ácido é toda substância capaz de receber um par de elétrons e base é toda substância capaz de doar um par de elétrons, formando uma ligação química.[2]
	Uma maneira de caracterizar substâncias ácidas e básicas é pelo valor do potencial hidrogeniônico (pH), numa escala de 0 a 14 espécies ácidas possuem pH maior que 7 e espécies básicas possuem pH entre 7 e 14. A medida de pH pode ser realizada qualitativamente ou quantitativamente. A medida quantitativa é realizada por um equipamento denominado pHmêtro e as medidas qualitativas podem ser realizadas pelo uso de indicadores ou fitas de pH. As soluções indicadoras possuem sensibilidade a pH e mudam sua coloração de acordo com o meio em que se encontram, um exemplo é a fenolftaleína que possui a faixa de viragem entre 8,2 e 10,0 e permanece incolor em meio ácido e fica rósea em meio básico.[3]
	A volumetria de neutralização é um processo empregado para determinar a concentração de uma amostra (ácida ou básica). Essa determinação é feita com base na titulação de um espécie química de concentração desconhecida (analito) e uma espécie química de concentração conhecida - solução padrão (titulante). A titulação de neutralização depende da reação química entre essas duas espécies (analito e titulante), e no ponto de equivalência o número de mols do titulante é igual ao número de mols do analito, e pode ser observado por meio da mudança de coloração da solução. Sabendo a concentração do titulante e os volumes do titulante e do analito utilizados para que o ponto seja atingido é possível determinar a concentração da solução desejada.[4]
	Nesse experimento, a concentração de uma solução de hidróxido de sódio foi determinada por meio de um titulação ácido base, utilizando uma solução de concentração conhecida de biftalato ácido de potássio e o indicador de pH fenolftaleína.
2. OBJETIVOS
· Obtenção de uma base;
· Análise qualitativa da base obtida;
· Análise quantitativa da base obtida. 
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. REAGENTES E MATERIAIS
												
· Sódio metálico;
· Solução de sulfato de cobre;
· Solução de Nitrato de prata;
· Biftalato de potássio;
· Etanol;
· Água destilada;
· Azul de bromotimol;
· Fenolftaleína;
· Pinça metálica;
· Faca;
· Tubos de ensaio;
· Bastão de vidro;
· Pipeta;
· Balão volumétrico de 50 mL;
· Bureta;
· Erlenmeyer; 
· Conta gotas;
· Papel indicador. 
3.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Etapa I: Obtenção de uma base 
· Com o auxílio de uma pinça metálica, foi retirado um pedaço de sódio metálico que estava dentro de um recipiente, envolvido numa solução de querosene;
· Em seguida, a amostra de sódio metálica foi colocada dentro de um tubo de ensaio contendo 10 mL de etanol;
· A solução obtida foi colocada em balão volumétrico de 50 mL, lembrando sempre de lavar o tubo com água destilada para que toda a solução seja passada para o balão;
· Em seguida, o balão foi completado com água destilada até o menisco, foi tampado e agitado para homogeneizar a solução.
Etapa II: Análise qualitativa da base obtida
· Quatro alíquotas de 1,0 mL da solução preparada na etapa I foram colocadas em 4 tubos de ensaio para realizar os testes de identificação do íon hidróxido;
· Ao tubo 1 adicionou-se algumas gotas da solução de nitrato de prata (AgNO3) até observar a formação de um precipitado;
· Ao tubo 2 adicionou-se algumas gotas da solução de sulfato de cobre (CuSO4) até observar a formação de um precipitado;
· Ao tubo 3 adicionou-se três gotas do indicador fenolftaleína; 
· Ao tubo 4 adicionou-se três gotas do indicador azul de bromotimol; e
· Por fim, com o auxílio de um bastão de vidro, molhou-se um papel indicador e em seguida, para saber o pH qualitativo da solução, comparou-se a coloração do papel com a referência de cores que tem na caixa.
Etapa III: Análise quantitativa da base obtida
· Primeiramente, uma bureta de 25 mL foi preenchida com a solução de hidróxido obtida na etapa I;
· Em um erlenmeyer de 125 mL adicionou-se 2 mL de biftalato de potássio padrão primário 0,1 mol/L, 5 mL de água destilada e 2 gotas do indicador fenolftaleína;
· Por fim, o ácido contido no erlenmeyer foi titulado com a solução de hidróxido de sódio contida na batata, gotejando-a lentamente até observar a coloração rósea claro no erlenmeyer (obs: a titulação foi realizada em quadruplicata para melhores resultados).
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Etapa I: Obtenção de uma base 
	Na primeira etapa, ao colocar o pequeno pedaço de sódio metálico dentro do tubo contendo etanol, ocorre uma reação e há liberação de hidrogênio gasoso e formação de etóxido de sódio, conforme a seguinte representação:
2Na(s) + 2C2H5OH(l) ➝ 2C2H5ONa(l) + H2(g)
	Em seguida, após a adição de água, o etóxido de água reage formando álcool novamente e o hidróxido de sódio, como apresentado na seguinte equação: 
C2H5ONa(l) + H2O(l)➝ C2H5OH(l) + NaOH(aq)
Etapa II: Análise qualitativa da base obtida
	Ao adicionar algumas gotas da solução de nitrato de prata (AgNO3) ao tubo 1 (contendo a solução de NaOH) foi observada a formação de um precipitado finamente dividido de coloração marrom, indicando a formação de óxido de prata devido ao poder de poliamilidade do metal de prata. A equação química que representa essa reação é: 
NaOH(aq) + AgNO3(aq) ➝ NaNO3(aq) + AgOH(s)
	Quando a solução de sulfato de cobre (CuSO4) foi adicionada a solução de hidróxido de sódio (NaOH) contida no tubo 2 também foi observada a formação de precipitado, nesse caso com aspecto gelatinoso e coloração azul, o que indica a formação do hidróxido de cobre. A equação química que representa essa reação é: 
NaOH(aq) + CuSO4(aq) ➝ Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s)
	Ainda com o intuito de analisar qualitativamente a solução preparada foram utilizados 2 indicadores (fenolftaleína e azul de bromotimol) para afirmar a presença de hidróxido na solução. Ao adicionar a fenolftaleína (tubo 3), a coloração dasolução ficou rosea e a ao adicionar o azul de bromotimol (tubo 4) a solução ficou azul escura. Ambas alterações indicam que a solução é realmente a base de hidróxido de sódio.
	A última análise de caráter qualitativo foi feita utilizando o papel indicador de pH, que ao entrar em contato mudou a coloração e de acordo com a referência apresentada na caixa, as cores indicam uma faixa de pH entre 10 e 14, afirmando mais uma vez o caráter básico da solução.
Etapa III: Análise quantitativa da base obtida
	A análise quantitativa foi realizada através de titulação, realizada em quadruplicata de acordo com o procedimento descrito no procedimento experimental, para poder calcular a concentração da solução preparada.
	A reação de neutralização que ocorre nessa titulação pode ser representada pela seguinte equação: C8H5KO4(aq) + NaOH(aq) → NaC8H4KO4(aq) + H2O(l). E os volumes de NaOH gastos para atingir o ponto de equivalência (neutralização do ácido) foram:
V1: 8,0 mL
V2: 8,1 mL
V3: 8,0 mL
V4: 8,15 mL
	Para saber a concentração da solução, foi realizado o seguinte cálculo. Sabemos que a estequiometria da reação de neutralização do biftalato com o hidróxido de sódio é de 1:1, pode-se afirmar que o número de mols do bft é igual ao número de mols do NaOH, sabendo a concentração inicial e o volume gasto de Biftalato e o volume médio de NaOH gasto na titulação, podemos fazer o seguinte cálculo:
nbft = nNaOH
Mbft * Vbft = MNaOH * VNaOH 
0,1 mol/L * 2 mL = MNaOH * 8,06 mL
MNaOH = 0,025 mol/L
	Sabendo a concentração da solução e qual o volume preparado inicialmente, é possível calcular o número de mol da solução para posteriormente calcular a massa de NaOH presente na solução e quanto de sódio metálico utilizado inicialmente.
1º - Número de mol da solução
M = n/V
n = M * V
n = 0,025 mol/L * 0,0050 L
n = 0,00125 mol
2º - Cálculo da massa de NaOH
n = m/MM
m = n * MM
m = 0,00125 mol * 40,0 g/mol
m=0,05 g
3º - Cálculo da massa de Na
1 mol de NaOH = 40g 
1 mol de Na = 23 g 
Como a relação estequiométrica entre Na e NaOH é de 1:1, temos que:
40 g de NaOH - 23 g de Na
0,05 g de NaOH - X g de Na
X = 0,029 g de Na 
	Sendo assim, podemos dizer que para preparar 50 mL de uma solução 0,025 mol/L de NaOH foi utilizado 0,029 de sódio metálico.
	
5. CONCLUSÃO GERAL
	De acordo com os resultados obtidos e discutidos pode-se concluir que os objetivos da aula prática foram alcançados, tendo em vista que foi possível preparar e padronizar qualitativamente e quantitativamente a solução de NaOH.
	Ao realizar as análises qualitativas, já possível observar que a solução preparada possuía características de uma base uma vez que ao adicionar fenolftaleína e azul de bromotimol (indicadores de pH) a coloração da solução mudou, indicando a presença de hidróxidos na mesma.
	Através da titulação realizada foi possível calcular a concentração da solução de NaOH, que foi igual a 0,025 mol/L, e também foi possível calcular a massa de sódio metálico utilizado para preparar 50 mL dessa solução.
6. REFERÊNCIAS 
[1] BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard 3.. Química Geral: vol. 1. 2. ed. [S.I.]: Ltc, 1986.
[2] ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5.ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
[3] SILVA, Ademir Oliveira da et al. ROTEIRO DAS PRÁTICAS - QUI 0131 (0613) – QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I. Instituto de Química - Universidade Federal do Rio Grande Do Norte, Natal - RN.
[4] SKOOG, Douglas; WEST, Donald; HOLLER, James; HOLLER, James. Fundamentos de Química Analítica. Tradução da 8ª edição norte-americana [S.I.]: Editora Thomson, 2005.
ANEXO
QUESTIONÁRIO PÓS-LABORATÓRIO 
1. Quais são as principais características do sódio metálico? Qual o produto da reação do sódio metálico com a água e com etanol (escreva as reações)? Que cuidados devem ser tomados? 
	É um elemento altamente reativo, que pega fogo espontaneamente e reage violentamente quando entra em contato com a água, por isso é necessário que o sólido permaneça em solução de querosene ou benzeno para evitar que aconteça algum acidente.
Com etanol: 2Na(s) + 2C2H5OH(l) ➝ 2C2H5ONa(l) + H2(g)
Com água: Na(s) + H2O(l)➝ NaOH(aq) )+ H2(g)
2. Quais os principais cuidados que se deve tomar quando se realiza uma titulação?
A torneira da bureta deve ser aberta lentamente para que a solução caia gota a gota e o resultado seja atingido com veracidade.
3. Pesquise a faixa de viragem do indicador fenolftaleína e a identifique como um indicador de ácido ou base. 
	A faixa de viragem da fenolftaleína é entre 8,2 e 10,0 e por isso ela é indicada para reações em que o ponto de viragem ocorre em pH básico
4. Por que o tubo de ensaio e o erlenmeyer foram lavados repetidas vezes e estas águas de lavagens foram adicionadas no balão? 
	Para que nenhuma parte da solução seja perdida.
5. Que tipo de solução é preparado com Hidrogenoftalato de potássio ou biftalato de potássio? Descreva a reação. 
	A solução de biftalato de potássio é ácida, e ao reagir com a base de hidróxido de sódio forma um sal, conforme a reação: C8H5KO4(aq) + NaOH(aq) → NaC8H4KO4(aq) + H2O(l)
6. Escreva a equação da resultante da interação de sódio metálico com etanol. 
2Na(s) + 2C2H5OH(l) ➝ 2C2H5ONa(l) + H2(g)
7. Escreva a equação da reação, quando se adiciona água à solução alcoólica de sódio. 
C2H5ONa(l) + H2O(l)➝ C2H5OH(l) + NaOH(aq)