titulação ácido base

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Universidade Estácio de Sá - Macaé/RJ
QUÍMICA GERAL
TITULAÇÃO ÁCIDO BASE
Relatório elaborado para avaliação na disciplina de Química Geral
Professora: Tatyana fortini
turma 3093
Turno: noite
2° período – Faculdade de graduação em Engenharia Civil e Produção.
Alunos:
FRANCISCO FABIANO XIMENES PINHEIRO LUGÃO - Matrícula: 201307240641
ALAN COSTA MOTTA - Matrícula: 201308000571
HYAN PORTUGAL PICCININI - Matrícula: 201307352782
ADRIANO NAVARRO - Matrícula: 201308163789
BRUNO LUCAS DA SILVA MARQUES - Matrícula: 201308033087
ELBER FONSECA DOS SANTOS - Matrícula: 201307153895
OBJETIVO
Neste experimento, o objetivo é realizar a titulação ácido-base utilizando o método ácido forte/base forte, baseado na determinação da concentração de um ácido (HCL) de concentração desconhecida pela reação de neutralização de uma base(NaOH) de concentração conhecida (1mol).
INTRODUÇÃO
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.
Tipos de Titulação ácido-base:
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.
Outros exemplos:
Um exemplo muito simples e muito utilizado para explicar o princício da titulação é a titulação ácido forte/base forte. Tomemos como exemplo a reação de neutralização do HCL por NaOH
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Se você sabe a concentração da solução de NaOH usada, e se você puder saber o ponto em que o NaOH adicionado consumiu todo o HCl, você saberá a concentração do HCl. Agora, como pode-se saber esse ponto e quanto de NaOH será usado? Através do equipamento chamado bureta.
 
O NaOH, que nesse caso é o titulante, fica na bureta. E o titulado, substância da qual queremos saber a concentração, fica no Erlenmeyer. No gráfico que se forma nós podemos ver a curva de titulação. No início o pH não varia muito, essa é a zona de tampão. Um tampão é quando pode-se adicionar base (ou ácido, dependendo do tampão), e não há variação significativa no pH. Se continuarmos adicionando a base, eventualmente esse pH vai aumentar aos poucos. Até chegar ao ponto de equivalência bem no meio da curva, pH 7 nesse caso. A partir desse ponto, o NaOH passa a estar em maior quantidade que o HCl. O Erlenmeyer se torna rosa porque, nesse caso, o indicador fenoftaleína foi adicionado para indicar quando o NaOH parasse de consumir o HCl indicando assim o fim da reação.
Conhecendo a concentração de NaOH e a quantidade gasta (a bureta é uma vidraria que possui uma escala bem precisa), pode-se saber a quantidade de mols gasta. Como essa reação possui um estequiometria 1:1, a quantidade gasta de NaOH é a mesma que existia em HCl dentro do Erlenmeyer.
DESCRIÇÃO DOS PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS:
1) Com o auxílio de uma pipeta, foi colocado 5ml de HCL (titulado) em 2 erlenmeyer;
2) Completa-se o volume de uma bureta de 25ml com NaOH (titulante);
3) Adicionamos 3 gotas de fenolftaleína no 1° erlenmeyer com HCL, e 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 púrpura (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 paraneutralizar o HCL foi de 9,5 ml;
4) Após isso completamos o volume da bureta novamente com NaOH;
5) Adicionamos 3 gotas de Alaranjado de Metila no 2° erlenmeyer com HCL, e 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 amarelado (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 11 ml.
OBSERVAÇÕES FEITAS:
Ao utilizar o indicador ácido-base Fenolftaleína (3 gotas) no titulado (HCL), verificamos que a cor sofreu uma mudança brusca ao ser gotejado 9,5 ml de NaOH (titulante) para neutralizar o titulado. Já ao utilizar o indicador ácido-base Alaranjado de Metila (3 gotas) no titulado (HCL), verificamos que a cor sofreu uma mudança brusca ao ser gotejado 11 ml de NaOH (titulante) para neutralizar o titulado. 
Desde modo, percebeu-se que o Fenolftaleína e o Alaranjado de Metila ficaram  incolor em meio ácido e púrpura e amarelado em meio básico, respectivamente. 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. 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.
Observe a grande inclinação que o gráfico toma nas proximidades do ponto de equivalência (no gráfico, 50mL de NaOH), onde uma pequena quantidade de NaOH em excesso gerará um grande acréssimo no valor do pH , por isto, o indicador deverá apresentar um pequeno intervalo de viragem, cujo pT (índice de titulação) seja o mais próximo possível do ponto de equilíbrio.
6) Calculando a Concentração molar (M) do ácido HCL
 Fórmula: C NaOH x V NaOH = C HCL x V HCL	
C NaOH = 1mol/l (concentração de NaOH) 
V NaOH = média do volume experimental da quantidade de NaOH dispejados nas soluções com HCL+indicador
V NaOH(1° erlenmeyer) + V NaOH(2° erlenmeyer)/2
C HCL = concentração molar de HCL (incógnita)
V HCL = volume de HCL colocado em cada erlenmeyer (no experimento colocamos 5 ml)
No 1° erlenmeyer (HCL+Fenolftaleína) a reação ocorreu com 9,5 ml de NaOH dispejados. 
V NaOH(1° erlenmeyer)=9,5ml
No 2° erlenmeyer (HCL+Alaranjado de Metila) a reação ocorreu com 11 ml de NaOH dispejados.
V NaOH(2° erlenmeyer)=11ml
V NaOH - 9,5 ml + 11 ml/2 = 10,25ml
Calculando:
 Fórmula: C NaOH x V NaOH = C HCL x V HCL	
1 x 10,25 = C HCL x 5
10,25/5 = C HCL
C HCL = 2,05 mol/l
CONCLUSÕES:
Ao fazer o experimento, observamos que é possível determinar a concentração molar de qualquer solução por meio da titulação, desde que tenha-se 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.
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICAS:
http://www.infopedia.pt/$titulacao-acido-base;jsessionid=FEwfcBWXFpQQ7D+QW-kurw__
http://www.infoescola.com/quimica/titulacao-acido-base/
http://www.mundoeducacao.com/quimica/titulacao-acido-base.htm
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAwdgAH/relatorio-titulacao-acido-base