titulação ácido basa 6

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TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
	Experimento 6
	EMERSON OZIAS DE LUNA
	
	Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil
	
	
	
	Data da prática: 02/05/2018; Data de entrega do relatório: 09/05/2018.
	
Experimentos em Química Experimental 1,EMERSON OZIAS DE LUNA, Experimento 6.
Introdução
Titulação é uma das técnicas universais de química e é geralmente usada para determinar a concentração de um soluto. Podem ser titulações ácido-base, na qual um ácido reage com uma base, ou titulações redox, na qual a reação é entre um agente redutor e um agente oxidante. neste experimento nos concentraremos em uma titulação ácido-base. A técnica seráusada para determinar as quantidades de ácido e base em solução[1].
A titulação envolve adicionar uma solução chamada titulante, por meio de uma bureta, em um béquer contendo a amostra, chamada analito. Um exemplo da utilidade da titulação, seria imaginarmos um aluno de oceanografia analisando um lago, no qual peixes estão morrendo, para isso ele precisa determinar a concentração de ácido na água. Uma amostra de água do lago séria o analito e uma solução básica de concentração conhecida seria o titulante. No ponto de equivalência, o número de mols de OH-(ou H3O+) adicionados como titulante é igual ao número de mols de H3O+(ouOH-) inicialmente presente no analito, sendo o pH quem sinaliza o ponto de equivalência.
 O pH da solução do analito varia em função do volume do titulante adicionado durante a titulação, as titulações ocorrementre;
Um ácido forte comuma base forte.
Um ácido forte comuma base fraca.
Um ácido fraco com uma base forte.
 Ácidos fracos não são normalmente titulados com bases fracas, porque o ponto final não é nítido.Teremos neste experimento a titulação entre um acido fraco(ácido acético)com uma base forte(hidróxido de sódio) e ponto de equivalência próximo a pH=9.
Acrescentaremos à amostra, antes de titulá-la, um indicador que é um corante,solúvel em água, cuja cor depende do pH. será importante selecionar um indicador com um ponto final próximo ao ponto de equivalência da titulação, que neste caso é a fenolftaleína(indicador ácido-base). A mudança rápida no pH acontecerá no ponto de equivalência e será sinalizada por uma mudança rápida da cor do corante à medida que responde ao pH, essa mudança de cor é denominado ponto de viragem, O ponto final da titulação é aquele no qual as concentrações das formas ácidas e básicas do indicador são iguais:[Hln]=[ln-].
Precisaremos saber exatamente a concentração da solução que será adicionada à amostra antes de iniciarmos a titulação, no entanto o hidróxido de sódio tende a absorver água da atmosfera, tornando inexata qualquer pesagem, por mais cuidadosa que seja. Usaremos uma substância conhecida comopadrão primário, com a qual será possível preparar uma solução confiável pelo método direto de pesagem e dissolução.
Em solução aquosa o biftalato de potássio KHP libera o íon biftalato, HP-, que sendo um ácido monoprótico,(ácidos que podem liberar apenas um átomo de hidrogênio em forma de próton, cátion de hidrogênio ou H+ de sua estrutura) pode ser utilizado para titular o hidróxido de sódio, através da neutralização[2].
OH-+ HP- H2O + P2-
Nesta prática Usaremos a neutralização de uma amostra devinagre comercial até neutralizar todo o ácido por hidróxido de sódio para determinar a acidez, verificandose sua composição obedece a regulamentação do governo federal, devendo haver pelo menos 4 gramas de ácido acético por 100 mL de vinagre e saber se a nossa amostra está de acordo com a lei. 
Procedimento Experimental
A - Padronização da solução de NaOH
Calculamos a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,1 M. Usando uma balança semi-analítica, pesamos essa quantidade (dentro de um erro de mais ou menos 0,1 g), transferimos para um béquer e a dissolvemos em cerca de 50 mL de água destilada, de acordo com a [figura 2]. Em seguida transferimos a solução para um balão volumétrico de 250 mL, completamos o volume com água destilada,agitamos para homogeneizar a solução. Mantivemos o recipiente fechado para impedir a reação do NaOH com o CO2 da atmosfera.
	Calculamos a massa de KHP (peso molecular: 204,22 g.mol-1) necessária para reagir com 20 mL da solução 0,1 M de NaOH. Pesamos em uma balança analítica aproximadamente essa quantidade, e registramos o peso com toda a precisão permitida pela balança,visto na [figura 1]. 
Transferimos em seguida a amostra de KHP para um erlenmeyer de 250 mL e dissolvemos em100 mL de água destilada. Acrescentamos duas gotas de fenolftaleína a 1%.
Figura 2.
Figura 1
.
Lavamos uma bureta de 25mL com aproximadamente 5 mL da solução de NaOH, deixando a solução escorrer pela torneira e desprezando-a em seguida. Repetimos a lavagem, para garantir que a concentração da solução de NaOH não será alterada quando ela for posta na bureta. Enchemos a bureta com a solução de hidróxido de sódio até um pouco acima do zero. Abrimos rapidamente a torneira para expulsar todo o ar da sua extremidade, desprezamos o volume que escorreu. Anotamos o volume inicial (zero), realizando a leitura com os olhos no nível do menisco.
pegamoso erlenmeyer com o KHP e colocamos embaixo da bureta, sobre um fundo branco que lhe permitiu perceber facilmente variações na cor da solução. Adicionamos aos poucos a solução de NaOH, manipulando a torneira com uma das mãos e agitando suavemente o erlenmeyer com a outra. À medida que o ponto final foi se aproximando, a cor rosa da fenolftaleína pareceu cada vez mais persistente. Quandopercebemos esse fenômeno, paramos um pouco a titulação, levantamos a bureta até uma certa altura para evitar possíveis respingos indesejáveis no erlenmeyer, prosseguimos adicionando a base gota a gota. No ponto final propriamente dito, a solução tomou uma coloração rosa pálida, que não desaparece com a agitação. Nesse ponto, terminamos a titulação e anotamos o volume final, conforme a [figura 3].
figura 3. ponto final.
 Repetimos todo o procedimento com mais duas amostras de KHP.Para cada uma das três titulações, calculamos a concentração da solução de NaOH.
B - Titulação do Vinagre
	Colocamos cerca de 10ml de vinagre em um béquer limpo e seco. Lavamos uma pipeta volumétrica de 2 mL com um pouco de vinagre, desprezando-o em seguida.
	Medimos 2 mL de vinagre com a pipeta volumétrica e transfira-a para um erlenmeyer de 250 mL, acrescentando aproximadamente 50 mL de água destilada, medidos em uma proveta. Adicionamos duas gotas de fenolftaleína e titulamos com a solução de NaOH, procedendo da mesma forma que na seção anterior. A diferença é que agora a concentração desconhecida é a do vinagre, e não mais a do hidróxido de sódio. Como a estequiometria também é de um para um, a concentração de ácido no vinagre será nB/2 mL, sendo nB o número de mols de NaOH empregados na titulação. Finalmente, realizamos mais duas titulações. 
Resultados e Discussão
A - Padronização da solução de NaOH
Iniciamos a secção, mostrando como Calculamos a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,1 M
equação 1.
onde: = molaridade (0,1 mol L-1).
 = massa(g).
 MM =massa molar (40 g. mol-1).
 V = volume (0,25 L).
Usando a (equação 1) obtemos:
NaOH= 40 g.mol-1 * 0,1 mol.L-1* 0,25 L 1,0g de NaOH puro. 
A massa pesada foi de; NaOH = 0,990g que está dentor do erro ± 0,001g.
Amassa de KHP foi calculada a partir da regra de três A proporção da reação é de 1:1, então o número de mols de KHP que reage com 20 ml de NaOH 0,1M é o número de mols da base.
0,1 mol de NaOH → 1000 ml 
 N NaOHmol → 20 ml
 N NaOH = NKHP = 2.10-3 mol de KHP.
A massa de KHP é calculada a partir da massa molar(MM(KHP)=204,22 g.mol-1).
KHP = 204,22g.mol-1 x2.10-3 mol = 0,4084 g.
A tabela 1 mostra as massas das três amostras de KHP pesadas na balança analitica.
tabela 1.
O número de ácidonAé calculado dividindo a massa de cada amostra pela massa molar de KHP, conforme a (equação 2).
nA= 
equação 2.
Se nA é o número de mols de KHP, o número de mols de NaOH que reagiram também é nA, porque a estequiometria desta reação é de um para um. A concentração de hidróxido de sódio será, portanto nA/VB, onde VB é o volume de solução de NaOH empregado na titulação.
NaOH + KHC8H4O4 →H2O + KNaC8H4O4
Pela estequiometriada reação é de se esperar que 20 mL de uma solução 0,1 mol/L de biftalato reaja com 20 mL da nossa solução de NaOH, que teoricamente seria o ponto de equivalencia do NaOH com a concentração igual a 0,1 mol/L, . Entretanto, foi anotado, pela leitura da bureta, uma média de 20,63 mL da solução de NaOH calculada pela (equação 3),que foi utilizada até a solução do erlenmeyer se tornar rosa.vemos que essa diferença foi muito pequena, provavelmente pelo peso menor KHP 0.990 g visto na [figura 1], e da incerteza de leitura da bureta, pois menor unidade que a bureta consegue medir é 0,1 ml, por issso temos uma incerteza de 0.1 ml para mais ou para menos. 
equação 3.
onde:= volume de base utilizada titulação1
= volume de base utilizada titulação2
 = volume de base utilizada titulação3
A tabela 2 mostra o número de mols de ácido, o volume de base utilizadoe a concentração em cada titulação.
tabela 2.
 A tabela 2 mostra que os valores das concentrações teóricasficaram próximos dos valores de concentração experimental.
A média das concentrações é dado pela (equação 4). 
equação 4.
Onde:=concentraçãode NaOH na titulação1
= concentração de NaOH na titulação2
 = concentração de NaOH na titulação3
.
 0,0967
O Cálculo do Desvio Padrão amostral (S) é dado pela equação:
onde: X1= concentração de NaOH 1ª titulação 
 X2=concentração de NaOH 2ª titulação
 X3=concentração de NaOH 3ª titulação
 N= números de amostras
= média da concentração
S² = ∑[(0,0961 – 0,0967)² + (0,0971 – 0,0967)² + (0,0971 – 0,0967)²] / 3 – 1 
S = 0,0005777mol/ L
O Cálculo do erro em % é dado por:
Erro % = [(Vp.f. – Vp.e.) / Vp.e.] x 100 => Erro % = [(0,0967 – 0,10) / 0,10] x 100 
Erro % = 8,67 %
onde: 
Vp.f. = Volume do ponto final. 
Vp.e. = Volume do ponto de equivalência. 
Com esses cálculos vemos que apadronização do NaOH ocorreu de forma aceitável, já que a concentração encontrada possui um erro pequeno ( 8,67%), houve pouca dispersão dos resultados, que pode ser caracterizado pelo desvio padrão entre as concentrações das triplicatas que foi baixo (0,000577). Alémdisso, o resultado da média obtida (0,0967 M) é próximo ao teórico esperado (0,1000 M).
 Durante a titulação, o pH da solução titulada vai variando, devido à reação dos iõns H+ com os iõns OH- . A titulação prossegue até o ponto de equivalência, em que o ácido reagiu completamente com a base, neutralizando-a. Este ponto é geralmente detectado pela variação brusca da cor de um indicador ácido-base que é previamente adicionado à solução. Este indicador é uma substância, ácido ou base fracos, que apresenta cores distintas em meio ácido e em meio básico. 
 Para determinarmos qual o indicador adequado para cada reação, devemos saber o pH no ponto de equivalência, no caso da padronização do NaOH, temos a equação abaixo, 
NaOH + KHC8H4O4 →H2O + KNaC8H4O4
Inicialmente para calcularmos o pH teórico temos que conhecer a concentração do Biftalato de Potássio, este foi pesado 0,4084 g, e solubilizado em água destilada em um balão volumétrico de 250,00ml. Apartir disto podemos determinar sua concentração em mol/L pela (equação1),chegando ao resultado de:
=0,4084x204,23x0,25=0,008 mol.L-1
No ponto de equivalência Considerando-se: 
- Concentração de NaOH = 0,0967 mol/L 
-Ka do Biftalato de potássio = 3,91 x 10-6
-Concentração de Biftalato de Potássio =0,008mol/L 
- Volume de Biftalato de Potássio = 20 mL
Temos que o número de mols de H+ corresponde a: 0,0967 x 20 mL =(1,934 mmols). 
 NaOH + KHC8H4O4 → H2O + KNaC8H4O4
Inicial 1,934 1,9340 0 0
No Equilíbrio 0 0 1,934 1,934
[NaKC8H4O4] = mmols/volume = 1,934/40,00 = 0,04835 M
 KC8H4O4- + H2O →KHC8H4O4 + OH-
Inicial 0,04835 0,04835 0 0
No Equilíbrio 0,04835 – X X X
Kh = Kw/Ka = [KHC8H4O4] x [OH-] / [KC8H4O4-] 
10-14 / 3,91 x 10-6 = X2 / 0,04835 – X 
X = [OH-] = 1,112 x 10-5
pOH = -log [OH-] = 4,954
pH = 14 –pOH = 9,046
E importante selecionar um indicador com um ponto final próximo ao ponto de equivalência de uma titulação, a fenolftaleína pode ser usada nesta titulação pois seu pKln=9,4 de acordo com a tabela 11.2 (mudança de cor do indicador) [1].
B– titulação do vinagre
	CH3COOH + NaOH
	
	CH3COONa + H2O
Iniciamos esta etapa , pipetando 2ml de vinagre e transferindo para umerlenmeyer de 250ml, completando com 50ml de água destilada neste erlenmeyer, e adicionamos 2 gotas do indicador ácido-base fenolftaleína, cuja solução permaneceu incolor indicando meio ácido. Continuamos a titulação com o hidróxido de sódio padronizado, onde medimos três vezes a quantidade NaOH para que a solução se tornasse rósea, indicando meio básico, os valores estão listados na tabela 3.
tabela 3.
A partir da concentração real do hidróxido de sódio calculada na primeira parte, de 0,0967 mol/L e do volume utilizado da solução de hidróxido de sódio para que a solução se tornasse rósea, podemos realizar os cálculos para determinar o teor de ácido acético no vinagre, calculamos quantos mols de NaOH corresponde à 15,67 ml de NaOH, média dos volumes de hidróxido de sódio.
0,09286 mol de NaOH -----1L
nb ----------------15,67x 10–3 L
 nb = 1,455x10–3 mol de NaOH
 C = nb/2 = 1,455x10–3/2 = 0,7275 mol
Verificamos que a equação está balanceada ea proporção é de 1:1 ,na equação da reação podemos definir que 0,7275x10–3 mol de CH3COOH corresponde a 0,7275x10–3 mol de NaOH, portanto 1ml do vinagre pipetado era equivalente à 0,7275 x10–3 mol. Então, a partir daí podemosdefinir quantos mols equivalia 100ml da solução preparada.
1ml de vinagre-----0,7275x10–3 mol
100ml da solução ----- x
x = 0,07275 mol de CH3COOH.
Determinamos a quantidadede gramas, 0,07275 mol de CH3COOH corresponde:
1mol de CH3COOH ------60,0516g 
0,07275 mol de CH3COOH ----- x
x = 4,369 g de CH3COOH
Dessa maneira determinamos que o teor de ácido acético contido no vinagre é de 4,37 %, com esse resultado vemos que a amostra de vinagre está de acordo com a lei no Brasil,que determina um mínimo de 4g de ácido acético por 100 ml de vinagre.
Conclusão
Como dito a nteriormente, para que o 
vinagre esteja com a acidez prevista por lei, ele 
deve t er no mínimo 4g de ácido acético por 100 
ml de vinagre. Com esse resultado percebemos 
que o vinagre da marca Maranata encontra -se 
com a acidez de ntro dos pa drões pr evistos por 
lei.
A partir da técnica de titulação ácido base, foi possível determinar acidez ou basicidade de substâncias, Na prática observamos que a precisão das medidas é relativamente alta, e o procedimento é simples, desse modo a técnica da titulação é muito utilizada nos laboratórios de química.
Observamos a importância da escolha dos indicadores dependendo da força dos ácidos ou bases,é possível utilizar outros indicadores ácido base, no intuito de aumentar a precisão. por exemplo um indicador que tem ponto de viragem próximo do pH 7 é o azul de bromotimol, ele pode ser utilizado para titular ácidos e bases muito diluídos, o que diminui a incerteza.
também são feitos outros tipos de titulação,quando a relação entre o titulante e o titulado não é de neutralização.
Referências
[1]Atkins,Peter / Jones,Loretta Princípios deQuímica - Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente - 5 ª Ed. 
[2]B. M. Mahan e R. J. Myers - Química - Um Curso Universitário
[3] Apostila de química experimental UFPE 2018. 
Questões
1) O NaOH não pode ser usado como padrão primário porque absorve água da atmosfera. Esse fenômeno tende a resultar em soluções mais diluídas ou mais concentradas do que o esperado? Por quê?
R.: A umidade que o hidróxido absorve,faz com que a massa pesada na balança seja maior que a medida de NaOH puro. Assim a solução de NaOH ficará mais diluída que o esperado. 
2) No ponto de equivalência da titulação do vinagre, o que há no erlenmeyer é simplesmente uma solução de acetato de sódio. Faça uma estimativa da concentração de NaOAc nesse ponto e calcule o pH da solução.
R.: pH = pKw + pKa - pM
pKw = - log([H+] [OH-])=14
Ka = M.a2, onde a é o grau de ionização.
pKa = -log(Ka) = 4,75
M é a concentração molar de NaOAc no pontp de equivalência.
M= 
M= 
pM = -log M = -log 0,083 = 1,08
pH = x 14 + x 4,75 - x 1,08 =8,83
3) O intervalo de pH para a viragem da fenolftaleína é de 8,0 a 9,8 (veja seção 5.3h do livro do Pimentel e Spratley), o que significa que em um pH levemente básico ela ainda é incolor. Use a resposta da questão anterior para mostrar que isto não é tão mau quanto parece.
 
R.: como a base utilizada na titulação é uma base forte e não está muito diluída, então o erro experimental tende a ser pequeno.
4) E se em vez da fenolftaleína usássemos com indicador o azul de bromotimol, que vira na faixa de 6,0 a 7,6?
R.: O azul de bromotimol é indicado para ácidos ou bases diluídas, a fenolftaleína é mais indicado pois o titulante é uma base forte, como o ponto de viragem do azul de bromotimol é menor que o pH neutro, haverá um erro na titulação, o ponto de viragem aconteceria antes do ponto estequiométrico. 
5) Em algum ponto da introdução dissemos que “uma gota a mais de hidróxido de sódio tornará a solução consideravelmente básica". Que peculiaridades têm as curvas de titulação (veja o capítulo 5 do livro do Pimentel e Spratley) para tornar verdadeira essa afirmação?
R.: No gráfico da curva de pH para titulação, mostrado na figura, podemos observar que uma pequena variação no volume de base adicionada causa uma grande variação do pH, quando o pH está próximo do ponto estequiométrico.