relatorio pratica 9

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INTRODUÇÃO
Item indispensável, presente em qualquer laboratório, os indicadores ácido-base apresentam uma função muito importante nas práticas laboratoriais. Indicadores ácido-base são responsáveis por indicar se a solução a ser analisada apresenta um caráter ácido ou básico, através da mudança em sua coloração. Eles podem ter origem natural, como a antocianina, presente em vegetais como o repolho roxo e a beterraba, mas também pode ter origem sintética, sendo criado em laboratório, como é o caso da fenolftaleína (1).
Cada indicador ácido-base apresenta propriedades e características que fazem com que sejam utilizados em momentos específicos. Por exemplo, em uma titulação de ácido clorídrico com uma solução de hidróxido de sódio, costuma-se usar a fenolftaleína como indicador, devido a sua coloração em meio básico (coloração rosa) que facilita a observação do ponto de viragem da solução durante a titulação. Ou seja, ao se escolher um indicador ácido-base a ser utilizado, deve-se considerar, além da coloração resultante da passagem de meio ácido para básico ou vice-versa da solução, o intervalo de pH em que ocorre a transição de cor do indicador. A escolha do indicador para uma titulação também deve levar em conta a força do ácido que será titulado (1). 
 
PROCEDIMENTOS
Pipeta-se, em um erlenmeyer, utilizando uma pipeta volumétrica, 20mL de uma solução 0,1049mol/L de ácido clorídrico (HCl). À solução de HCl adicionam-se duas gotas de solução de fenolftaleína. A solução de HCl resultante deve ser titulada, utilizando-se, para isso, a solução de hidróxido de sódio (NaOH) padronizada previamente. A titulação deve seguir até o momento de viragem da fenolftaleína. Com os dados obtidos com a titulação, deve-se calcular a concentração do ácido clorídrico, em mol/L.
O procedimento deve ser repetido, substituindo a fenolftaleína pelo indicador alaranjado de metila. Depois, troca-se o ácido clorídrico pelo ácido acético(CH3COOH), e este é titulado, usando-se os mesmos indicadores anteriores.
OBJETIVO
Comparar a eficácia das titulações com ambos os indicadores, e sugerir qual é o melhor indicador a ser utilizado na titulação doas ácidos acético e clorídrico.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Ao titular-se o ácido clorídrico com a solução de hidróxido de sódio 0,1057mol/L, observou-se, por meio do ponto de viragem (mudança de coloração do indicador fenolftaleína) que 20,4mL da base foram necessários. Como o indicador é usado para indicar o ponto final da titulação, espera-se que este seja muito próximo ao ponto de equivalência, de acordo com Skoog et al. (2014). O ponto de equivalência foi calculado pela equação 01, que pode ser visualizada abaixo.
 	 Equação 01
A equação 01 relaciona, por meio das concentrações dos reagentes, a quantidade (em mL) de base que seria necessária para neutralizar o ácido, ou seja, é onde se equivalem, apresentando a mesma quantidade, em termos de concentração.
O volume de base adicionado experimentalmente teve pouca diferença do calculado, ou seja, o ponto de viragem foi próximo ao ponto de equivalência.
Em seguida, pôde-se calcular a concentração do ácido em mol/L, por meio da equação 02, que relaciona o número de mols, sobre o volume utilizado (em L).
 Equação 02
Devido a reação de neutralização entre NaOH e HCl ser de estequiometria 1:1 (reação 01) ao calcular-se o número de mols da base, obtêm-se também o número de mols do ácido, sendo possível então, calcular a concentração do ácido clorídrico. 
 NaOH(aq) + HCl(aq) ↔ NaCl + H2O(l) Reação 01
Então,
Em seguida,
O volume utilizado nessa última refere-se ao adicionado inicialmente no erlenmeyer, pois, é a concentração daquela quantidade de ácido que se deseja encontrar.
Os procedimentos foram repetidos com o mesmo ácido e o indicador alaranjado de metila. O ponto de equivalência já havia sido calculado anteriormente por meio da equação 01, e o ponto de viragem obtido foi de 20,2mL de NaOH, próximo também ao ponto de equivalência.
A equação 02 foi utilizada novamente para calcular-se o número de mols da base e consequentemente do ácido, e a concentração desse último. O valor obtido para concentração do ácido clorídrico foi de 0,1067mol/L, um valor bem próximo do anterior.
Os dois procedimentos anteriores foram repetidos, trocando-se apenas do ácido clorídrico para o ácido acético (CH3COOH). O ponto de equivalência foi calculado com a equação 01, e obteve-se o volume de 18,92mL. Com o ácido acético foram usados os mesmos indicadores do experimento anterior. O ponto de viragem (quando a solução de ácido acético ficou rosada) obtido com a fenolftaleína foi de 21,7mL de NaOH adicionados. A partir disso, com a equação 02 foi possível realizar os cálculos de mols da base, que equivalem aos do ácido pelo fato de essa também ser uma reação de estequiometria 1:1 (reação 02), e posteriormente, a concentração do ácido titulado, pela mesma equação. O valor obtido para concentração do ácido acético foi de 0,1147mol/L.
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) ↔ CH3COONa + H2O(l) Reação 02
Na utilização do indicador alaranjado de metila, observa-se que a coloração muda rapidamente, logo que os primeiros mL’s de base são adicionados. Apenas 2,7mL de hidróxido de sódio foram necessários para que fosse atingido o ponto de viragem, um valor muito distante do ponto de equivalência (18,92mL) calculado pela equação 01. Com os cálculos realizados por meio da equação 02, observa-se uma concentração muito baixa do ácido, 0,0143mol/L, apenas.
Isso ocorreu pelo fato do ácido acético ser um tampão, e da pequena faixa de transição do indicador alaranjado de metila, que está entre os pH’s 3,1-4,4. Ao ser adicionada a base, o pH subiu um pouco, fazendo com que a coloração alterasse para amarelo logo no início da adição, e depois a coloração permanece inalterada, pois, enquanto adicionava-se a base forte, formava-se acetato, característica desse tampão. A cor não se alteraria mais, devido a faixa de transição do indicador.
De acordo com Skoog et. al (2014) o indicador fenolftaleína tem uma faixa de transição de pH entre 8,3-10,0. Em pH ácido, este não apresenta coloração, e em pH básico, apresenta coloração rosada. Já o indicador alaranjado de metila, tem coloração avermelhada, e amarelada, porém, as duas estão contidas em meio ácido, não sendo viável então, para algumas titulações.
Segundo Skoog et al. (2014), para titulações com ácido forte e base forte como no caso da primeira, entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio, percebe-se que a escolha de um indicador não é crítica quando a concentração dos reagentes é de aproximadamente 0,1 M. Para o HCl o ponto de equivalência vai ser na faixa de transição do pH igual a 7, pois é quando o ácido já foi neutralizado.
A escolha de um indicador para uma titulação de ácido fraco, como o ácido acético é mais limitada do que para um ácido forte, pois, para um ácido fraco é necessário um indicador que exiba uma alteração de cor na região básica, como a fenolftaleína, fornece um ponto final nítido com um erro mínimo, por isso o alaranjado de metila não é indicado. 
CONCLUSÃO
O melhor indicador a ser utilizado em qualquer titulação, é aquele que possui sua faixa de transição próxima ao pH e ao ponto de equivalência, sendo assim, o melhor indicador para ambos os ácidos é a fenolftaleína, porém, para o ácido clorídrico o alaranjado de metila também pode ser utilizado, por este ser um ácido forte. Para um ácido fraco e tamponante como o acético, o uso de um indicador com uma faixa de transição entre 6,2–10,0, em conjunto com um padrão de comparação de cor adequado, torna possível estabelecer o ponto final com precisão.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Atkins, P; Jones; L. Princípios de Química - Questionamento a vida moderna e o meio ambiente; Porto Alegre: Bookman; Ano: 2014;
Skoog, D. A; West, D. M; Holler, F. J; Crouch, S. R; Fundamentosda química analítica; tradução técnica Robson Mendes Matos. -- 9. ed atual. – São Paulo: Cengage Learning, 2014.