reletario de quimica exp VII

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U N I V E R S I D A D E E S T Á C I O D E S Á – CAMPUS MACAÉ
	
	
	Professor: Bárbara Diniz Data: 21/09/2017 Turma: 3024A
Dupla : Mayara de Sousa Gonçalves- 201504126254
 Monique Perdomo Ferreira -201501069241
 
	
	CCE0032 - Química Geral
	
	Experimento VII -Aula Pratica : Funções Quimicas Titulação Ácido-Base
 
Introdução
 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, conforme será mostrado mais adiante.
 Com a adição de um indicador ácido-base, 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.
2.	Objetivo
 Realizar reações de neutralização de maneiras fidicas diferentes , assim como utilizar indicadores ácido-base diferentes para anaçise de cada componente utilizado na prática. Analisar diferentes estados após a amostra de ponto de viragem e cálculo de molaridade experimental do ácido.
3.	Materiais e Métodos
3.1- Materiais
Hidroxido de sódio de 6M e 1M;
Água destilada;
Solução de Ácido clorídrico;
Papel Tornassol;
Solução de fenolftaleína;
Cloreto de sódio; 
Cloreto de amônio ;
Carbonato de sódio; 
Solução de alaranjado de metila;
Tubos de Ensaio;
Pipeta;
Pera de sucção; 
Becher de 50 ml ;
Espátula;
Bureta de 25 ml;
Erlenmeyer de 250 ml; 
Suporte universal;
3.2 Metodos
3.3 Funcões Químicas
 Separa-se 6 tubos para ser utizados no experimento, nos 3 primeiros tubos coloca- se 5 ml de NaOH no tubo 1 ,5ml de H2O no tubo 2 e 5 ml HCl no tubo 3, em seguida em cada tubo e colocado um pedaço de papel tornassol e observa se a cor que o papel tornassol reage com cada liquido. 
 Nos outros 3 tubos coloca se 1g de Nacl no tubo A, 1g de NH4Cl no tubo B e 0,5g de Na2CO3, sendo que em cada tubo desse coloca se 10 ml de agua e obseva se a reação de cada um.
 Voltando nos 3 primeiros tubos foi adicionado em tubo 1,2 e 3 um gota de fenolftaleína e observou- se a reação.
No ultimo experimento calculou- se a quantidade de de concentração que seria obtido após fazer o experimento.
3.4 Titulação
 Com o auxílio de uma pipeta, transfere-se um 25ml conhecido do titulado ácido clorídrico (HCl), para um erlenmeyer;
 Adicionam-se poucas gotas de alaranjado de metila 1% como indicador ácido-base, ao titulado.Completa-se o volume de uma bureta com a solução titulante Hidróxido de sódio (NaOH).
 Inicia-se a reação abrindo vagarosamente a torneira da bureta para que, gota a gota, o titulante caia sobre o titulado. Enquanto uma das mãos permanece sobre a torneira (para que, se for preciso, ela seja fechada imediatamente), a outra mão fica agitando o erlenmeyer para que a reação ocorra em toda a extensão da solução que está sendo titulada.
 Quando a cor do titulado muda bruscamente, fecha-se a torneira da bureta, pois a reação se completou.
 
4.	Resultados e Discussão
 No primeiro experimento que era a observação que ocorria com os tubos 1,2 e 3 após colocar pedaços de papeis tornassol e depois gotas de fenolftaleina .
 No tubo 1 era composto de 5 ml de NaOH- sabemos que ele é uma base pois esta liberando Na+ e OH- ,foi observado que o pedaço de papel de tornassol ao ser colocado numa base ele reage ficando da cor azul , e o fenolftaleína ao ser colocado umas gotas em uma base ele reage ficando da cor rosa.
 No tubo 2 era composto de 5 ml de H2O- sabemos que ela e um solução neutra por isso não reagiu com o papel tornassol e nem com as gotas fenolftaleína, o liquido e o papel continou com as mesma cores.
 No tubo 3 era composto de 5 ml de de HCl – sabemos que é um acido pois libera H+ e Cl-, foi observado que o pedaço de papel de tornassol ao ser colocado num acido ele reage ficando da cor rosa , e o fenolftaleína ao ser colocado umas gotas em uma base ele reage ficando da cor azul .
 No segundo experimento com os tubos A,B e C onde o tubo A continha 10 ml de agua e 1 g de NACl, observou se que eles vão dissociar, pois sal e agua dissocião, liberando ions Na+ e Cl-. 
 No tubo B continha 10 ml de agua e 1 g de NH4Cl ,observou que o tubo estava gelado isso aconteceu devido ação endotérmica, absoverção de calor .
 No tubo C continha 10 ml de agua e 0,5g de Na2CO3, observou se que ocorreu um aquecimento no fundo do tubo isso deu se devido a solução está liberando calor para o tubo ou seja ação exotérmica .
Titulação
Completou-se a reação quando o titulado(HCL) mudou sua cor incolor para o laranja, atingindo assim seu ponto final de sua titulação, para atingir o ponto de equivalencia utilazamos o,9 ml de (NaOH) e assim calcula-se sua concetração molar.
 c=1m x 0,9ml / 25mj
 c= 0,036mol
5.Conclusão
 Concluí-se que, soluções ácidas liberam íons H+ e que bases dissociam-se em água liberando OH- . O pH é o parâmetro para acidez ou basicidade da solução. Esse valor varia da 0 a 14. Quanto mais próximo de 0, mais acida é a solução. Quanto mais próximo 14, mais básica é a solução. Valores iguais a 7 determinam uma solução neutra. 
 Verificou-se também que, com a adição de indicadores, a solução assumirá uma coloração que indicará se é acida ou básica, dependendo do pH. A solução de NaOH com fenolftaleína ficou rosa pois era básica. Enquanto que, HCl com fenolftaleína ficou branca-translucida. A interação indicador-solução não forma precipitados.
6.Questões
Como é o critério de utilização de indicador?
Um indicador de ácido-base é um composto (ácido ou base) que, em solução, apresenta uma cor que depende da acidez ou alcalinidade do meio (pH).[1]
 Os indicadores apresentam uma determinada cor na forma ácida (HInd) e outra cor na forma de base conjugada (Ind-). A mudança de cor, resultante da conversão entre a forma ácida e a forma básica, ocorre devido à alteração da estrutura molecular do indicador, que é provocada pela entrada ou saída do protão (H+). Consequentemente, a modificação da estrutura do indicador leva a que seja absorvida luz com diferente comprimento de onda, o que origina cores distintas para cada uma das formas.
Quais os tipos de titulação acido/base ?Explique cada uma delas através de reações 
1.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 se dissocia praticamente natotalidade. 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:
HCl(aq) → Cl-(aq) + H3O+(aq) (ionização do ácido)
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) (dissociação da base)
OH-(aq) + H3O+(aq) ↔ 2H2O(l) (a reação de neutralização que ocorre na titulação)
 O Na+ e Cl- resultante da reação 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) + 2H2O(l)
 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).
2-TitulaçãoÁcido fraco/Baseforte:
 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:
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H20(l)
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 íons OH– aumentarão o pH da solução pois irão reagir com H3O+ pela equação:
OH-(aq) + H3O+(aq) → 2H2O(l)
2-Titulação Base fraca/Ácido forte:
 Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH inferior a 7, devido àhidrólise 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:
HCl(aq) + NH3(aq) → NH4Cl(aq)
NH4Cl(aq) → NH4+ (aq) + Cl-(aq)
 Como o NH4+ sofre hidrólise, captando o H+ da água formando NH4OH, consequentemente, sobra o H+,(fazendo o ponto de equivalência ser em pH menor que zero)
3-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:
pH = l/2pKw +1/2pKa -l/2pKb = 7,0+2,37 -2,37 = 7,0
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 à 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 acético-amônia, 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.
 
O que é o ponto de equivalência ?de exemplos com reação e gráficos .
 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.
 A construção da curva de titulação é importante para se conhecer o comportamento das espécies envolvidas (titulado e analito) em uma titulação e, dessa forma, selecionar o indicador adequado. A curva de titulação relaciona o pH da solução gerada após a introdução de uma certa quantidade de titulante. Sendo assim, ela é uma curva de “pH x Volume do titulante”. Por exemplo: se a solução do titulado for de um ácido (portanto, de pH baixo), ao se gotejar o titulante (que é uma base), deverá haver um aumento gradativo do pH. Observe:
Figura 1. Titulação de ácido fraco com base forte.
 Por outro lado, se a solução do titulado for de uma base (portanto, de pH elevado), ao se gotejar o titulante (que é um ácido), deverá haver uma diminuição gradativa do pH. Observe:
Figura 2. Titulação de base forte com base fraca.
7.	Bibliografia
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/titulacao-acido-