4º relatorio Titulação Ácidos Base

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FUNÇÕES QUÍMICAS TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
NOME/ MATRÍCULA
TURMA: 
Relatório apresentado á disciplina de Química Geral
Curso de Engenharia Civil
Faculdade Estácio de Sá
Macaé
Outubro de 2016
1 - INTRODUÇÃO.
Neutralização
As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização. Uma vez que tanto o ácido quanto a base são consumidos e novos produtos são formados (não necessariamente com caráter neutro).
Utilizando-se da teoria ácido-base de Arrhenius (com íons positivos de hidrogênio e íons negativos de hidroxila liberados em meio aquoso), numa reação de neutralização (total ou parcial) há sempre formação de moléculas de água líquida – caso ocorra nas CNTP.
As reações de neutralização ocorrem quando misturamos um ácido e uma base, de modo que o pH do meio é neutralizado e se produz água e um sal. 
O ácido libera no meio cátions H+ que se unem aos ânions OHliberados pela base e, com isso, formam-se as moléculas de água. O sal é formado pela união do ânion do ácido com o cátion da base. Genericamente, temos: 
 HA + BOH → H2O + BA 
 ÁCIDO BASE ÁGUA SAL
Para entender como o meio é neutralizado, pense, por exemplo, num copo contendo ácido nítrico, que possui pH aproximadamente igual a 2,0. Digamos que gradativamente vamos adicionando leite de magnésia ao ácido. 
O leite de magnésia é uma solução da base hidróxido de magnésio, que possui pH aproximado a 10,0. Quanto maior o pH de uma solução, mais básica ela será, e vice-versa. Com o tempo, o pH do ácido nítrico irá aumentar, o que quer dizer que ele está sendo neutralizado pelo leite de magnésia. Chegará um ponto em que o pH do meio atingirá o valor igual a 7,0, que é o pH da água. Dizemos, então, que o meio está neutro.
Essa é uma reação de neutralização total, que pode ser expressa pela seguinte equação química: 
2 HNO3 + Mg(OH)2 → 2 H2O + Mg(NO3)2 
ÁCIDO BASE ÁGUA SAL NEUTRO
Uma reação de neutralização total ocorre quando a quantidade de íons H+ liberados pelo ácido é igual à quantidade de íons OH liberados pela base. No caso do exemplo acima, foram liberados dois H+ e dois OH- . 
No entanto, podem ocorrer reações de neutralizações parciais, ou seja, em que a quantidade de íons H+ e OH liberados pelo ácido e pela base, respectivamente, é diferente.
A neutralização parcial pode se dar de duas formas: 
Com formação de um sal com caráter ácido: 
Veja um exemplo: Enquanto cada fórmula do ácido fosfórico libera três H+ , cada molécula da base hidróxido de sódio libera apenas um OH- . Desse modo, nem todos os hidrogênios ionizáveis do ácido são neutralizados pelas hidroxilas da base. O resultado é a formação de um sal ácido, também chamado de hidrogenossal: 
 H3PO4 + NaOH → H2O + NaH2PO4 
 ÁCIDO BASE ÁGUA SAL ÁCIDO 
Com formação de um sal com caráter básico: 
Aqui ocorre o contrário do caso anterior, pois a base libera mais hidroxilas do que o ácido libera hidrogênios ionizáveis. Desse modo, o sal produzido será um sal básico ou hidroxissal. 
Exemplo: O ácido clorídrico libera apenas um cátion H+ , já o hidróxido de magnésio libera dois OH- . Desse modo, ficará uma hidroxila ainda sem ser neutralizada: 
 HCl + Mg(OH)2 → H2O + Mg(OH)Cl 
 ÁCIDO BASE ÁGUA SAL BÁSICO 
É exatamente essa a reação que ocorre em nosso estômago quando estamos com azia e tomamos um antiácido. O principal componente do suco gástrico é o ácido clorídrico (HCl), alguns fatores como alimentação, tensão nervosa e doenças podem aumentar a quantidade de HCl no nosso estômago, dando aquela sensação de queimação. Para neutralizar esse meio ácido, antiácidos estomacais, como o leite de magnésia (Mg(OH)2), podem ser tomados sob orientação médica. Desse modo, o excesso de acidez do estômago será neutralizado.
Indicadores de pH
Com o estudo ácido-base desenvolvido por Arrhenius, se fez necessário à implementação de uma escala para poder medir o pH, através do conceito de concentração do íon hidrogênio na solução, auxiliado por uma operação matemática determinando assim em valores numéricos o valor do pH. 
Usando-se como ponto neutro a água pura cuja concentração é sete (nem ácida nem básica) para se determinar o pH usa-se a expressão matemática, em que [H+] é a concentração, em mol/L, de hidrogênio. 
pH= – log [H+]
A partir do resultado obtido verifica-se se o valor é acima de 7 sendo pH básico ou abaixo de 7 sendo pH ácido. Sendo apenas comum essas medidas para substâncias não muito concentradas, pois a escala vai de 0-14, quando a solução é muito concentrada os valores dão abaixo de zero ou acima de 14.
 Mas para tornar mais práticos os estudos e trabalhos e a fim de facilitar a identificação do pH das substâncias (em decorrência de uma possível deficiência de dados para efetuar o calculo de pH) foram desenvolvidos diferentes indicadores ácido-base, são substancias que alteram sua cor original quando expostos as diferenças de pH.
Sendo talvez o mais difundido, o indicador universal que é uma mistura de vários indicadores, é constituído de uma tabela de cores que vão do vermelho escuro (ácido) ao roxo (alcalino-básico), passando por todas as cores e valores de pH, e fitas de um papel de constituição especial, que quando emergido em uma substancia de pH desconhecido altera sua cor original para a cor que indica o pH, tendo um valor mais exato quando comparado à tabela.
Até agora usamos exemplos de indicadore feito de materiais sólidos como o caso do papel de tornassol, mas também podem ser usadas substancias liquidas (orgânicas) para indicar se uma substancia é acida ou básica.
É o caso da fenolftaleina que quando adicionada em meio alcalino (básico) se torna rosa carmim, ou se a substancia for de natureza ácida ou neutra ela permanece incolor a substancia.
Em alguns casos podendo ser usada para fazer a neutralização da substancia, através da titulação adiciona-se um neutralizante (se a substancia em questão for acida adiciona-se uma base ou vice-versa) ate que haja o ponto de viragem (neutralização), se a substancia estiver rosa carmim quando neutralizada ficara incolor, ou se a substancia estiver incolor seu ponto de viragem se dará quando a substancia atingir o tom rosa carmim.
Hidrólise de sais
As medidas de pH em uma mesma região oceânica permanecem praticamente estáveis mesmo com a adição de quantidades significativas de ácidos e bases. Uma explicação para esse fato é a presença de espécies químicas que reagem tanto com os íons H+ (aq) como com íons OH- (aq) adicionados ao sistema, de forma que o pH da água do mar praticamente não varia. Os vários sais dissolvidos nos oceanos contribuem para o caráter ligeiramente alcalino de suas águas e, por isso, o pH delas encontra-se normalmente entre 8,1 e 8,4. As águas oceânicas são consideradas sistemas-tampão, ou seja, tem a propriedade de manter o pH em sua estreita faixa de valores. 
Esses sistemas naturais permitem a existência de uma grande diversidade de organismos que não sobreviveriam em águas que não apresentassem bruscas variações de pH. 
Quando um sal se dissolve em água, os íons se dissociam do retículo cristalino. Alguns desses íons são simplesmente cercados por moléculas de água, fenômeno chamado de solvatação. Entretanto, há íons que, além de serem rodeados por moléculas de água, reagem com elas e esse processo é denominado hidrólise. 
A hidrólise de sais corresponde a reação entre a água e os cátions e ou ânions liberados na dissolução de um sal. 
Muitos íons são ácidos ou bases de Brönsted-Lowry e reagem com a água, cedendo ou recebendo prótons. Assim, é possível preparar uma solução ácida ou básica por meio da dissolução deum sal. 
Como exemplo, o carbonato de sódio (Na2CO3) é muito utilizado para produzir soluções alcalinas. Em solução aquosa, libera íons de sódio e íons de carbonato, que hidrolisam, produzindo íons OH- . 
Dissolução de sal derivado de ácido forte e base forte: solução neutra
 Uma solução aquosa de NaCl contém a mesma quantidade de íons Na+ e íons Cl- , em mol, que também equivale à quantidade de matéria dissolvida de NaCl nessa solução. A solução apresenta um pH de aproximadamente 7, ou seja, é uma solução de caráter neutro. 
De outro modo, podemos dizer que, nem os cátions ou ânions tem qualquer tendência em se combinar com os íons provenientes da auto-ionização da água, gerando uma solução neutra. 
Hidrólise de sal derivado de ácido forte e base fraca ou hidrólise de um cátion: 
Solução ácida Levando em conta um experimento em que ocorre a dissolução de cloreto de amônio em água, percebemos que os íons NH4 + e OHassociam-se e formam NH3. H2O (base fraca e solúvel), mas os íons H+ e Clpermanecem dissociados pelo fato de o HCl ser um ácido forte. Assim, a solução formada apresenta H+ maior do que OH- , o que determina o seu caráter ácido. 
Hidrólise de sal derivado de base forte e ácido fraco ou hidrólise de um ânion: 
Solução básica Ao se analisar a dissociação do bicarbonato de sódio em água, percebemos que os íons HCO3 - e H + associam-se e formam o ácido fraco H2CO3, que, por ser instável, se decompõe em CO2 e H2O. No entanto, os íons Na+ e OHpermanecem dissociados em solução aquosa porque o NaOH é base forte e solúvel. Por apresentar OH- maior que H+ , a solução terá caráter básico (pH > 7). 
Hidrólise de sal derivado de ácido fraco e base fraca ou hidrólise do cátion e do ânion:
Considerando uma solução formada por bicarbonato de amônio e água, o sal sofre dissociação iônica e libera íons NH4 + e HCO3 - . Como o NH3 . H2O e H2CO3 estão fracos, por estarem pouco ionizados, é possível dizer que ocorre hidrólise tanto no cátion como no ânion. Para decidir o caráter da solução, é necessário comparar as constantes de ionização do ácido (Ka) e da base (Kb). Como Kb é maior que Ka, conclui-se que a solução será básica, pois a base apresenta uma extensão de ionização maior que o ácido, portanto a concentração de íons hidroxila é maior que a de íons de hidrogênio. 
Constantes de hidrólise (Kh) 
A constante de hidrólise corresponde a constante de equilíbrio para as reações de hidrólise que podem envolver cátions, ânions ou ambos. 
Hidrólise de cátion derivado de base fraca 
A extensão da hidrólise de um cátion depende da força da base formada. Isso porque quanto mais fraca a base for, menos ela se dissocia e portanto, é mais favorecida a reação direta quando corresponde à reação inversa do equilíbrio de hidrólise. 
Hidrólise de ânion derivado de ácido fraco
Diferentemente da hidrólise de cátion derivado de base fraca, a hidrólise de ânion derivado de ácido fraco depende da força do ácido formado, ou seja, quanto menor for a força do ácido formado, maior será a extensão da hidrólise do ãnion. 
Hidrólise de cátion e ânion 
A extensão da hidrólise do cátion e do ânion depende tanto da força da base quanto do ácido formados. é possível verificar, nesse caso, que quanto mais fracos forem o ácido e a base formados, maior será a constante de hidrólise.
Titulação Ácido/Base
Quando os cientistas precisam determinar a concentração em mol/L (em quantidade de matéria) de alguma solução, costuma-se usar uma técnica de análise volumétrica denominada titulação, ou mais especificadamente, titulação ácido-base.
Esse método é feito colocando-se para reagir uma solução a qual se sabe a concentração, que é denominada de titulante, com a solução a qual não se sabe a concentração, que é denominada de titulado. Uma dessas soluções é uma base, enquanto a outra é um ácido.
A reação que ocorre entre um ácido e uma base é denominada neutralização, pois o pH costuma ficar neutro ou próximo disso, o que equivale a um pH igual a 7. Quando um ácido reage com uma base, água e um sal são formados. É preciso saber equacionar esse tipo de reação para os cálculos usados na titulação.
Com a adição de um indicador ácido-base (Ex. Fenolftaleína, Alaranjado de Metila, etc.), observa-se quando a reação se completa, atingindo o ponto de equivalência ou ponto de viragem. É possível saber quando isso ocorre e parar a reação, porque a cor da solução sofre uma mudança brusca na presença de um indicador ácido-base, em virtude da variação do pH.
No entanto, embora o ponto de equivalência indique o térmico da titulação, nem sempre os volumes das soluções que são utilizadas resultam em uma solução final neutra, com pH igual a 7. 
Normalmente, para se fazer uma titulação, utiliza-se um frasco de erlenmeyer (onde são postos o titulado e um indicador ácido/base) e uma bureta, onde está contido o titulante.
2 - RESULTADOS E DISCUSSÕES
2.1- Materiais utilizados.
Pipeta graduada – 10 mL
Pipeta graduada – 5 mL
Estande de metal para tubo de ensaio
Tubos de ensaio – 15 mL
Indicador Universail de pH
Pipetador tipo pera
Espátula metálica
Becker – 50 mL
Bureta – 25mL
Erlenmeyer – 250mL
Suporte universal e garras
2.2 – Reagentes utilizados
Água (H2O)
Solução de Ácido Clorídrico – 6M (HCl)
Solução de Hidróxido de Sódio – 6M (NaOH)
Solução de Fenolftaleína 2% (C2H14O4)
Carbonato de Sódio Anidro P.A. (Na2CO3)
Cloreto de Amônio P.A. (NH4Cl)
Cloreto de Sódio Cristalizado P.A. (NaCl)
– Resultados 
Neutralização
Indicação do pH através do indicador universal
Tubo Reagente Leitura pela faixa de pH Classificação 
Tubo 1 HCl 1 Ácido
Tubo 2 NaOH 14 Básico 
Tubo 3 H2O 3 Ácido 
Pode-se perceber que, através da leitura de cores com o indicador de pH, cada um dos reagentes apresentou uma coloração especifica, que pode ser comparada com o padrão e assim atribuído uma faixa de pH para cada tubo de ensaio.
Indicação do pH através do indicador Fenolftaleína
Tubo com reagente Coloração apresentada Classificação
 Tubo 1 HCl Incolor Ácido
 Tubo 2 NaOH Rosa Básico
 Tubo 3 H2O Incolor Ácido
Foi verificado que, a fenolftaleína quando entra em contato com cada solução, se porta de uma forma, o segundo tubo ficou imediatamente rosa, já os outros não apresentaram variação de cor, as soluções continuaram incolores devido ao seu caráter ácido. 
Ao misturar os reagentes dos tudos 1,2 e 3 (HCl, NaOH e H2O) em um becker, percebemos que Fenolftaleína, que deu a coloração carmim a base NaOH, perde a sua coloração por estar em um meio ácido. Além dessa reação ocorre uma reações de neutralização entre o ácido, que libera o cátion H+, e entre a base, que libera o ânion OH-. Esse tipo de reação é exotérmico, ou seja, libera energia, pois parte da energia dos íons é utilizada para formar as ligações, que formam as moléculas de água e a energia restante é liberada.
Hidrólise
Tubo Reagente Coloração apresentada Classificação 
Tubo 1 NaCl 5 Ácido 
Tubo 2 NH4Cl 5 Ácido 
Tubo 3 Na2CO3 12 Básico 
 Pode-se perceber que mesmo em reações de neutralização, não são todas as misturas de ácido e base que formam sais neutros, pois quando as soluções salinas foram testadas com papel tornassol, cada uma apresentou uma faixa de pH específica. 
Titulação:
Com o auxíliode uma pipeta, foi colocado 25ml de HCL (titulado) em 01 erlenmeyer;
 
Completa-se o volume de uma bureta de 25ml com NaOH 1M (titulante);
 
5) Adicionamos 3 gotas de Alaranjado de Metila no erlenmeyer com HCL.
6) colocando-o embaixo da bureta, abrimos vagarosamente a torneira da mesma, para que, gota a gota, o titulante (NaOH) caia sobre o titulado (HCL). Enquanto uma das mãos permaneceu sobre a torneira (para que, se preciso, ela seja fechada imediatamente), a outra mão ficou agitando o erlenmeyer para que a reação ocorresse em toda a extensão da solução que estava sendo titulada. Quando o titulado mudou de cor bruscamente para rosa (inicialmente estava incolor), imediatamente fechamos a torneira da bureta para interromper o processo de gotejamento e assim indicou que a reação foi completada. Ao fazer a leitura da bureta, verificamos que o volume de NaOH que foi necessário para neutralizar o HCL foi de 01 ml.
 
OBSERVAÇÕES FEITAS:
Ao utilizar o indicador ácido-base Alaranjado de Metila no titulado (HCL), verificamos que a cor sofreu uma mudança brusca ao ser gotejado 1 ml de NaOH (titulante) para neutralizar o titulado. 
Desde modo, percebeu-se que o Alaranjado de Metila ficaram incolor em meio ácido e púrpura em meio básico. Sendo assim, presenciamos o ponto de equivalência, no qual o titulado reagiu completamente com o titulante,e que o ponto final da titulação ocorreu quando as concentrações das formas ácida e básica, do indicador, foram iguais.
Ao pesquisarmos, verificamos que uma titulação de HCL com NaOH, o pH varia de 2 a 12, fato que grande parte dos indicadores funcionam nesta faixa. No nosso caso os indicadores funcionaram entre essa faixa. 
HCL + NaOH NaCl + H2O
Cálculo: 1/25 = 0,04 mol/l
3 – QUESTÕES:
1 – Como é o critério de utilização de indicador?
O critério de utilização de indicador em geral, escolhe-se um indicador cuja faixa de transição se sobreponha, o mais próximo possível, ao intervalo onde se verifica a região de maior inflexão da curva de titulação. A inflexão da curva de titulação, próxima ao ponto de equivalência, assegura que o erro do indicador causado pela não coincidência do ponto final com o ponto de equivalência não seja muito grande.
2 – Quais os tipos de titulação ácido/base? Explique cada uma delas através de reações.
Titulação Ácido forte/Base forte 
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá aproximadamente em pH 7, pois o ácido ioniza-se praticamente na totalidade e a base sedissocia praticamente na totalidade. Quando os íons H3O+ e OH- reagem, formam água. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação de uma solução de HCl com NaOH:
NaOH(aq) → Na+ (aq) + OH- (aq) (dissociação da base)
(aq) + H3O+ (aq) ↔ 2H2O(l) (a reação de neutralização que ocorre na titulação)
Numa titulação de uma base forte com um ácido forte ocorre o mesmo tipo de reações e o ponto de equivalência é o mesmo, tendo como diferença a forma da curva de titulação (em vez de ser crescente é decrescente).
Titulação Ácido fraco/Base forte
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH superior a 7, devido à hidrólise do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que origina íons OH–. Ex.: Titulação do ácido acético com o hidróxido de sódio:
NaCH3COO– (aq) → Na+ (aq) + CH3COO– (aq)
Como o Na+ é uma partícula neutra do ponto de vista ácido-base (cátion de uma base forte não hidrolisa), apenas o CH3COO- (ânion de um ácido fraco) sofrerá hidrólise, como mostrado abaixo:
CH3COO- (aq)+ H2O(l) → CH3COOH(aq) + OH-
Os iões OH– aumentarão o pH da solução pois irão reagir com H3O+ pela equação:
(aq) + H3O+ (aq) → 2H2O(l)
O Na+ e Cl- resultante da reacção entre o ácido forte HCl (ácido clorídrico) e a base forte (hidróxido de sódio) são considerados íons neutros em solução, pois não sofrem hidrólise ácida ou básica.
HCl(aq) + NaOH(aq) → Na+ (aq) + Cl- (aq) + H3O+ (l)
Titulação Base fraca/Ácido forte
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH inferior a 7, devido à hidrólise do cátion resultante ser ácida. Como a base é fraca, o seu ácido conjugado será forte, que facilmente reagirá com a água, formando ions H3O+. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação do amoníaco com o ácido clorídrico.
Titulação Base fraca/Ácido fraco
Este caso será exemplificado pela titulação de 100 mL de ácido acético 0.1N (Ka= 1,8 x 10-5) com amônia aquosa 0,1 N (Kb= 1,8 x 10-5). O pH no ponto de equivalência será dado por:
Ex.: A curva de neutralização de 100 mL de CH3COOH 0,1 N com NH3 0,1 N A curva de neutralização até‚ o ponto de equivalência, é quase idêntica a do caso em que se usa hidróxido de sódio 0,1 M (0,1 N)como base; além do ponto de equivalência, a titulação consiste virtualmente na adição de uma solução aquosa de amônia 0,1 M (0,1 N) a uma solução 0,1 M de acetato de amônio.
Como nenhuma mudança brusca de pH é observada, não se pode obter um ponto final nítido com indicador simples algum. Pode-se algumas vezes encontrar um indicador misto que exiba uma mudança de cor nítida num intervalo de pH muito pequeno. Assim, nas titulações de ácido acéticoamônia, pode-se usar o indicador misto de vermelho neutro com azul de metileno; mas, de um modo geral é melhor evitar-se o uso de indicadores nas titulações que envolvam tanto ácido fraco como base fraca.
3 – O que é o ponto de equivalência? Dê exemplos com reações de gráficos.
Ponto de equivalência ou ponto de viragem: é nesse momento em que a quantidade adicionada de titulante, em mol, é igual à determinada pela proporção estequiométrica para a reação com o titulado. É possível verificar esse ponto quando ocorre a mudança de cor da solução. Por exemplo, se for usado o indicador fenolftaleína, o seu ponto de viragem ocorre quando há a mudança do incolor para o rosa, ou vice-versa.
A escolha do indicador que será usado na titulação é muito importante, porque cada indicador tem um ponto de viragem em determinado pH – nem sempre sendo em pH igual a 7, que indica uma solução neutra. A própria fenolftaleína possui ponto de viragem em pH entre 8,3 a 10,0, isto é, em meio básico; assim, ela não pode ser usada, por exemplo, para titulações em que a viragem se dá em pH ácido.
Titulação de 100,0 mL de HCl 0,100 mol L -1 com uma solução padrão de NaOH 0,100 mol L -1
Reação: HCl(aq) + NaOH(aq) ↔ NaCl(aq) + H2O(l)
Nesta região o pH é dado pelo excesso de OH- proveniente do NaOH. 
VNaOH = 102,00 mL n o mol NaOH = 0,100 x 0,120 = 0,01020 mol 
Volume final = 202,0mL
4 - CONCLUSÕES.
Os objetivos das atividades laboratoriais foram cumpridos. Nas reações de neutralização e hidrólise determinamos os índices de pH atrás de indicador universal, tabela de cores e com o reagente fenolftaleína. Na parte de titulação foi possível determinar a concentração do ácido clorídrico (HCl) com sucesso. Podemos assim concluir que a medida que se ia aumentando o titulante ao titulado que o pH do titulado aumentava.
Ao fazer o experimento, observamos que é possível determinar a concentração molar de qualquer solução por meio da titulação, desde que tenhamos conhecimento exato da molaridade de uma outra substância, que servirá de titulante. Os objectivos propostos foram alcançados, a titulação ocorreu bem, ouve a mudança de cor que opera durante a variação brusca do valor de pH, típica de uma titulação ácido forte base forte.
O Volume de NaOH necessário para neutralizar o HCl foi de 01 ml:
 
 A Concentração do ácido HCl era de 0,04 mol/L:
 
5 - REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS.
http://www.infoescola.com/quimica/indicadores-de-ph,
Acessado em 30/09/2016;
http://www.ufjf.br/nupis/files/2014/03/aula-2-Titula%C3%A7%C3%A3o-%C3%A1cido-base.pdf
Acessado em 01/10/2016
http://www.brasilescola.com/quimica/reacoes-neutralizacao.htm, 
acessado em 30/09/2016;
http://focoemquimica.blogspot.com.br/2012/09/hidrolise-de-sais.html, 
acessado em 30/09/2016;
http://fisbio.biof.ufrj.br/bmw116/Biof_Apost_4.pdf,acessado em 30/09/2016;
http://www.brasilescola.com/quimica/indicadores-ph.htm, 
acessado em 30/09/2016;