Titulação Ácido-Base

Prévia do material em texto

1 
 
 
UNIVERSIDADE COMUNITÁRIA DA REGIÃO DE CHAPECÓ 
ÁREA DE CIÊNCIAS EXATAS E AMBIENTAIS 
CURSO: ENGENHARIA DE ALIMENTOS/QUÍMICA 
PERIODO: 1° 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL I 
PROFESSORES: ANA PAULA CAPELEZZO E JACIR DAL 
MAGRO 
 
EXPERIMENTO 4 – TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 
 
1 – Objetivo 
 
 Estudar reações de neutralização através da técnica de titulação. Determinar a 
concentração de uma base por titulação. Determinar a massa molar de um composto. 
 
2 – Introdução 
 
 Na ciência e na indústria, frequentemente é necessário determinar a concentração de 
íons em soluções. Para determinar a concentração de um ácido ou uma base, um método 
chamado titulação é utilizado. A titulação utiliza o fato de que ácidos são neutralizados por 
bases para formar sal + água. A equação da reação de neutralização é: 
 
H+ + OH− → H2O 
 
 Indicando que um íon hidrogênio neutraliza um íon hidroxila. O número total de íons 
hidrogênio é igual ao volume da solução multiplicado pela concentração de íons hidrogênio: 
 
n = V ∗ M 
Onde: 
 n = número de mols de íons hidrogênio 
 V = volume da solução em litros 
 M = molaridade 
 
O ponto em que uma solução ácida for completamente neutralizada por uma solução 
básica é chamado de ponto de equivalência e o número de íons H+ é igual ao número de íons 
OH-. 
As concentrações de muitos compostos são usualmente expressas em molaridade (M) 
ou mols/litro, e as concentrações de ácidos e bases são frequentemente expressas em 
2 
 
normalidade (N). Assim, a normalidade de um ácido ou base é o número de equivalentes (nE), 
por litro de solução. 
 
M =
n
V
 ; n =
m
MM
 ; N =
nE
V
 ; E =
MM
c
 ; M ∗ c = N ; nE =
m
E
 
 
 Em que: M é a molaridade, n é o número de mols, V é volume, MM massa molecular, 
m é a massa em gramas, nE é o número de equivalente, E é o equivalente grama e c é o número 
de íons ionizáveis H+ ou OH-. 
Então podemos dizer que a molaridade de um ácido ou uma base multiplicada pelo 
número de hidrogênios ionizáveis ou hidroxilas é igual a sua normalidade. 
O ponto quando a base neutraliza completamente um ácido (ou vice versa) pode ser 
detectado com um indicador, que muda de cor com um excesso de íons H+ ou OH-. Fenolftaleína 
é um indicador desse tipo, quando em meio ácido a fenolftaleína é incolor, mas com excesso de 
íons OH- numa solução ela se torna cor de rosa. Nesse momento: 
 
M1V1 = M2V2 
 
A equação acima também pode ser resolvida para normalidade e concentração, no lugar 
do M. Deve-se ter atenção às unidades utilizadas, sendo iguais em ambos os lados da equação. 
 
Fator de uma solução ou fator de correção ( f ) 
 
Quando se pesa um reagente para se fazer uma solução, pode-se cometer erros 
provenientes da operação ou do equipamento e a normalidade obtida é suposta, isto é, não é 
verdadeira. Por exemplo: se ao pesar 40 g de NaOH cometêssemos um erro de pesagem, após 
dissolver para 1000 mL, a concentração obtida será uma normalidade suposta. Representamos 
a normalidade suposta por Ns. A verdadeira normalidade é determinada por titulação, com uma 
solução de concentração conhecida e já titulada. A verdadeira normalidade é representada por 
Nv a qual difere muito pouco da suposta normalidade. 
Chama-se fator de correção a relação entre a verdadeira e a suposta normalidade. Pode-
se representar por: 
𝑓 =
𝑁𝑉
𝑁𝑆
 
 
3 
 
3 – Procedimento experimental 
 
A. Preparo da solução de NaOH 
 
1. Coloque de 4 a 5 pastilhas de NaOH em um béquer de 100 mL. Anote a massa correspondente 
ao NaOH. Acrescente ao béquer ± 50 mL de água destilada e agite com um bastão de vidro até 
dissolver as pastilhas. 
2. Transfira a solução para um balão volumétrico de 100 mL. Em seguida, enxague as paredes 
do béquer com água destilada e transfira para o balão. 
3. Finalmente, complete o volume do balão com água até a marca dos 100 mL. O volume final 
deve ser muito preciso. Feche o balão, com uma mão fixa na tampa e outra no fundo do frasco, 
agite girando o balão verticalmente. Identifique a solução. 
 
Figura 1 – Preparo de uma solução em balão volumétrico. 
 
 
 
 
 
 
4 
 
B. Padronização da solução de NaOH 
 
1. Monte uma bureta no suporte universal utilizando uma garra para fixá-la conforme mostrada 
na figura abaixo: 
Figura 2 – Esquema de um sistema de titulação. 
 
 
 
2. Enxágue a bureta fixa no suporte universal com mais ou menos 5 mL de solução de NaOH 
que você preparou, antes de usá-la. Em seguida, encha a bureta com a solução de NaOH. Zere-
a recolhendo o excesso de solução em um béquer, de forma que o menisco fique na marca zero. 
Verifique para que a parte abaixo da torneira esteja cheia de líquido (sem espaço com ar). 
3. Separe três erlenmeyer e coloque em cada um deles 10,0 mL da solução padrão de ácido 
oxálico medidos com uma pipeta volumétrica. Acrescente 30 mL de água destilada e 3 gotas de 
fenolftaleína. 
4. Titule cada solução dos 3 erlenmeyer gotejando vagarosamente a solução de NaOH da bureta 
no erlenmeyer até o aparecimento da coloração rósea (rosa fraco, não rosa escuro). Pare de 
gotejar e anote o volume de NaOH gasto. Zere a bureta novamente e repita a titulação com os 
outros 2 erlenmeyer. Anote o volume gasto em casa titulação. 
5. A solução de NaOH padronizada será usada no procedimento C e D. 
6. Os resíduos podem ser descartados na pia. 
 
C. Massa molecular de um ácido 
 
1. Pese 0,2 g de ácido benzoico. Coloque em um erlenmeyer limpo. Adicione 10 mL de álcool 
etílico com uma pipeta volumétrica e agite até dissolver o ácido. Adicione 3 gotas de 
5 
 
fenolftaleína e titule com a solução de NaOH até o ponto de viragem (aparecimento da 
coloração rosa fraco). Anote o volume de NaOH gasto. 
 
D. Determinação da concentração de ácido acético no vinagre 
 
1. Com uma pipeta volumétrica coloque 10 mL de vinagre em um balão volumétrico de 100 
mL e complete com água destilada. Com isso você fez uma diluição de 10 vezes, ou seja, sua 
amostra é um décimo do total do volume. 
2. Separe três erlenmeyer limpos e coloque 10 mL da solução de vinagre diluída em cada. 
Adicione 3 gotas de fenolftaleína e proceda a titulação. Anote o volume de NaOH gasto. 
3. Anote a marca de vinagre que você usou. 
4. Retire todo o NaOH da sua bureta e passe água destilada para lavá-la. 
 
Referências 
 
SZPOGANICZ, B; DEBACHER, N. A; STADLER, E. Experiências de Química Geral, 2. 
ed. FEESC, 2005. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
4 - FOLHA DE DADOS 
 
A e B. Preparação e padronização da solução de NaOH: 
Massa de NaOH: _______________________ 
Volume de NaOH gastos na titulação: 
1ª ____________________ 
2ª ____________________ 
3ª ____________________ 
Média dos volumes: _____________________ 
 
Utilizando a equação N1V1=N2V2, calcule a normalidade da solução de NaOH: __________ 
 
C. Massa molecular do ácido benzoico 
Massa de ácido benzoico: ___________________ 
Volume de NaOH gasto: ____________________ 
 
D. Ácido acético 
Nome do vinagre comercial: __________________ 
Volume de NaOH gastos na titulação: 
1ª ____________________ 
2ª ____________________ 
3ª ____________________ 
Média dos volumes: ____________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
4 - FOLHA DE DADOS – PROFESSOR 
 
 
Acadêmicos: ________________________________________Data: ___/___/_______ 
 
 
A e B. Preparação e padronização da solução de NaOH: 
Massa de NaOH: _______________________ 
Volume de NaOH gastos na titulação: 
1ª ____________________ 
2ª ____________________ 
3ª ____________________ 
Média dos volumes: ____________________ 
Normalidade da solução de ácido oxálico: ___________________ 
Utilizando a equação N1V1=N2V2, calcule a normalidade da solução de NaOH: __________ 
 
B. Massa molecular do ácido benzoico 
Massa de ácido benzoico: ___________________Volume de NaOH gasto: ____________________ 
 
C. Ácido acético 
Nome do vinagre comercial: __________________ 
Volume de NaOH gastos na titulação: 
1ª ____________________ 
2ª ____________________ 
3ª ____________________ 
Média dos volumes: ____________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
5 – Questionário 
 
5.1 Calcule a molaridade da solução de NaOH que você padronizou e o fator de correção. A 
partir do valor obtido, sua solução foi bem preparada? 
 
5.2 Sabendo-se que a fórmula molecular do ácido benzoico é C7H6O2, utilize a tabela periódica 
para calcular sua massa molecular. Então, calcule a massa molar do ácido benzoico através do 
procedimento realizado no item C. (Cálculos resolvidos através das equações que estão na 
introdução). Calcule o erro obtido. 
 
5.3 Através dos dados obtidos no item D, determine a normalidade de ácido acético no vinagre. 
Lembre-se que você diluiu 10 vezes, ou seja, seu resultado deve ser multiplicado por 10. 
Escreva a reação de neutralização entre o ácido e a base e ajuste os coeficientes 
estequiométricos, se necessário. 
 
5.4 Calcule o número de mols e a massa de soluto em cada uma das seguintes soluções: 
a) 2,0 L de ácido sulfúrico H2SO4 18,5 M. 
b) 500 mL de FeSO4 1,8 x 10-6 M. 
 
5.5 Calcule a molaridade: 
a) 0,029 g de I2 em 0,10 L de solução. 
b) 0,86 g de NaCl em 100mL de água. 
c) 4,35 g de NH3 em 500 mL de água. 
 
5.6 Que volume de HCl 0,421 N é necessário para titular 47,00 mL de KOH 0,0120 N até o 
ponto de viragem?