TITULAÇÃO ÁCIDO BASE2

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FUNÇÕES QUÍMICAS
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Macaé- RJ
Setembro/ 2017
	
	
	Universidade Estácio de Sá – Campus Macaé
	
	
	Curso: Engenharia
	Disciplina: Química
	Código: 
	Turma:
 
	
	
	Professor (a): 
	Data de Realização: 19/09/2017
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Nome do Experimento:
Funções Químicas, titulação ácido-base
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 neutra lizado e se produz água e um sal. O ácido libera no meio cátions H+ que se unem a os ânions OHliberad os 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 p H aproximado a 10,0. Quanto maior o p H 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 p H do meio atingirá o valor igual a 7,0, que é o p H 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: 
1. 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
 
2. 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 cálculo de p H) 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 indica dor 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 a gora usamos exemplos de indicadores 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) até 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 o s 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 p H 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 existênciade uma grande diversidade de organismos que não sobreviveriam e m águas que não apresentassem bruscas variações de pH. Quando um sal se dissolve e m 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 d e 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 b ases 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 de um 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 d e aproximadamente 7, ou seja, é uma solução de caráter neutro. 
De outro modo, podemos s 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 se r u m 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 á cido 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 - m aior que H+ , a so lução 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 - . Com o 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 a s 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 d e 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 h idrólise d e cátion derivado de b ase fraca, a hidrólise 
de ânion derivado de á cido fraco depende da f orça do ácido fo rmado, ou seja, 
quanto menor for a fo rça do ácido form ado, maior será a extensão da hid rólise 
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 fraco s 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 u m p H igual a 7. Quando um ácido reage com uma base, água e um sal são formados. É preciso saber equacionar esse tipo d e reação para os cálculos usados na titulação. 
Com a adição de um indicador ácido-base (Ex. Feno lftaleína, 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 u m frasco de erlenmeyer (onde são postos o titulado e um indicador ácido/base) e uma bureta, onde está contido o titulante.
Objetivos:
Realizar reações de neutralização de maneiras físicas diferentes, assim como utilizar indicadores ácido-base diferentes para análise de cada componente utilizado na prática. Analisar diferentes estados após a reação de neutralização, assim como realizar titulação ácido-base para mostra de ponto de viragem e cálculo de molaridade experimental do ácido.
Reagentes:
Solução de hidróxido de sódio 6M e 1M, Água destilada, Solução de Ácido clorídrico, Papel tornassol, Solução de fenolftaleína 1%, Cloreto de Sódio, Cloreto de amônio, Carbonato de sódio e Solução de alaranjado de metila 1%.
Equipamentos e Vidrarias:
Tubo de ensaio de 15 ml
Estante para tubos de ensaio
Pipeta de 5 ml, Pêra de sucção
Becher de 50 ml
Conta gotas
Espátula
Vidro de relógio
Bureta de 25 ml
Erlenmeyer de 250 ml
Suporte universal e garras.
 
Procedimento Experimental:
1 – Neutralização
Foi colocado em 3 tubos de ensaio separados:
1º tubo – 5 ml de solução NaOH 6M.
2º tubo – 5 ml de H2O.
3º tubo – 5 ml de solução de HCl 6M.
Adicionou-se a cada tubo, pedaço pequeno de papel de Tornassol. 
O 1º tubo – 5 ml de solução NaOH 6M, ficou com a coloração azul.
O 2º tubo – 5 ml de H2O, não alterou a coloração.
O 3º tubo – 5 ml de solução de HCl 6M, não alterou a coloração.
Logo após foi adicionado a cada tubo, 1 ml de solução indicadora (fenolftaleína). 
O 1º tubo – 5 ml de solução NaOH 6M, ficou com a coloração rosa.
O 2º tubo – 5 ml de H2O, não alterou a coloração.
O 3º tubo – 5 ml de solução de HCl 6M, não alterou a coloração.
2 – Hidrólise
Foi colocado 10 ml de água em3 tubos de ensaio, e adicionar a cada um deles:
No tubo A: 1 g de NaCl - Não alterou a coloração. 
No tubo B: 1 g de NH4Cl. - Não alterou a coloração.
No tubo C: 0,5 g de Na2CO3. - Ficou com a coloração rosa.
Discursões:
Foi verificado que, a fenolftaleína quando entra em contato com cada solução, se porta de uma forma, o primeiro tubo ficou imediatamente rosa, podemos o classificar como base, já os outros não apresentaram variação de cor, as soluções continuaram incolores tornando assim como ácido.
3 - Titulação Ácido/Base
Calcule a concentração molar (M) do ácido, utilizando 25 ml de HCl como titulado (erlenmeyer) e NaOH 1M como titulante (bureta). Utilizar alaranjado de metila 1% como indicador.
QUESTÕES:
Como é o critério de utilização de indicador?
Cada indicador muda de cor em faixas de pH diferentes, conhecidos como faixa de viragem.
Quais os tipos de titulação ácido/base? Explique cada uma delas através de reações.
Neste processo faz-se reagir um ácido com uma base para que se atinja o ponto de equivalência. À medida que é adicionado o titulante ao titulado, o pH da solução (titulante+titulado) vai variar, sendo possível construir um gráfico desta variação, ao qual se dá o nome de curva de titulação. O ponto de equivalência pode variar dependendo da concentração inicial do titulante e do titulado. A solução resultante, conterá o sal correspondente, e a formação de água.
Este tipo de titulação baseia-se no uso de medições de volume para a quantidade de medições de volume para a quantidade de titulante adicionado a amostra, este tipo de abordagem é denominado analise volumétrica.
Para notar a mudança em uma reação ácido-base é necessário a utilização de indicadores de neutralização ou indicadores ácido-base, pois estas mudam de cor de acordo com a concentração de íons hidrogênio ou hidróxidos, o momento em que acontece a variação da cor é chamada faixa de viragem.
Normalmente, para se fazer uma titulação, utiliza-se um frasco de erlenmeyer (onde são postos o titulado, água, um indicador ácido/base) e uma bureta, onde está contido o titulante.
Indicadores mais conhecidos: Alaranjado de metila, Vermelho de metila, 1-Naftolftaleína, Fenolftaleína, Timolftaleína, Sulfonoftalína, Vermelho de quinaldina, Amarelo de metila (vermelho neutro e vermelho do congo), 4-nitro-fenol, Amarelo de alizarina R e Tropeolina O.
Existem também os indicadores mistos, que são apenas para intervalos estreitos e mudanças nítidas de cores, sendo os mais famosos: Vermelho neutro e azul de metileno, Fenolftaleina e 1-Naftolftaleína, Azul de timol e vermelho cresol.
 3. O que é ponto de equivalência? Dê exemplos com reação e gráficos.
 Ponto de equivalência em um uma titulação, refere-se ao momento em que o titulado reagiu completamente com o titulante.
 Este ponto é atingido quando as concentrações do titulante e do titulado estão nas proporções estequiométricas da reação, proporções estas que são verificáveis por meio da equação química da reação, razão pela qual também é designado de ponto estequiométrico.
 Como exemplo, perto do ponto de equivalência de uma titulação ácido-base, há uma zona em que se verifica uma variação brusca de pH, que pode mudar de cor, uma quantidade de indicadores sensível à região de pH do ponto de equivalência desejado. Para isso, é necessário que este seja conhecido, o que é feito através da curva de titulação.
 Em uma titulação, o "ponto final" da titulação refere-se ao momento em que o indicador muda de cor, não devendo ser confundido com o ponto de equivalência de uma titulação, tendo em vista que diferentes indicadores possuem diferentes pontos de "viragem" de cor que não coincidem necessariamente com o ponto de equivalência.
Conclusão: 
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 feolftaleína. 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 objetivos propostos foram alcançados, a titulação ocorreu bem, houve a mudança de cor que opera durante a variação brusca do valor de pH, típica de uma titulação ácido forte base forte.