Relatório VII - Funções Químicas - Química Geral

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���UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ – FUNÇÕES QUÍMICAS TITULAÇÃO 
ÁCIDO-BASE
 
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FUNÇÕES QUÍMICAS TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Universidade Estácio de Sá
Faculdade: Universidade Estácio de Sá
Disciplina: Química Geral
Docente: Bárbara Diniz
Turma: 3053
Grupo: 
	
	
	
ÍNDICE
31– INTRODUÇÃO	�
32- OBJETIVOS	�
33- MATERIAIS E REAGENTES	�
34- PROCEDIMENTOS	�
34.1 – Neutralização	�
34.2 – Hidrólise	�
44.3 – Titulação Ácido/Base	�
45– RESULTADOS E DISCUSSÕES	�
45.1 – Resultados de Neutralização	�
45.2 – Resultados de Hidrólise	�
55.3 – Resultados de Titulação Ácido/Base	�
56- QUESTÕES	�
87- CONCLUSÕES	�
88– REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	�
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1– INTRODUÇÃO
A titulação é uma das técnicas de laboratório mais utilizadas quando se quer determinar a concentração de uma solução. Isso é feito por meio da reação dessa solução com outra de concentração conhecida. O volume de ambas é determinado experimentalmente.
A reação química que ocorre é uma reação de neutralização, ou seja, entre um ácido e uma base, produzindo sal e água, por isso, ela é chamada de titulação ácido-base. Adiciona-se também à solução de concentração desconhecida uma pequena quantidade de um indicador ácido-base apropriado, pois a mudança de cor indica exatamente o momento em que a reação ocorre por completo, que é o chamado “ponto de viragem”.
A solução-problema, isto é, a solução que queremos descobrir a concentração, é chamada de titulado, e a solução que reage com ela e cuja concentração é conhecida e denominada titulante.
2- OBJETIVOS 
A prática de titulação ácido-base tem como objetivo averiguar a concentração em uma amostra de solução desconhecida.
3- MATERIAIS E REAGENTES
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Solução de hidróxido de sódio 6M e 1M;
Água destilada;
Solução ácido clorídrico;
Papel tornassol;
Solução de fenolftaleína 1%;
Cloreto de sódio;
Cloreto de amônio;
Carbonato de sódio;
Solução de azul bromotimol;
Tubo de ensaio 15 ml;
Estante para tubos de ensaio;
Pipeta 5 ml;
Pêra de sucção;
Becker 50 ml;
Conta gotas;
Espátula;
Vidro de relógio;
Bureta 25 ml;
Erlenmeyer 250 ml;
Suporte universal;
Garras;�
4- PROCEDIMENTOS
4.1 – Neutralização
Foram separados 3 tubos de ensaio, onde cada um recebeu um reagente diferente, sendo adicionado 5 ml em cada através de uma pipeta. No 1º tubo foi adicionado a solução NaOH 6M, no 2º foi acionado H2O e no 3º foi acionado HCl 6M. Em seguida, foi pego um pedaço do papel Tornassol e molhado em cada substância para que fosse encontrado um indicador se as soluções são ácidas, bases ou neutras. Após o término do último procedimento, foram pegos os tubos de ensaio e adicionado 100 µl de solução indicadora (fenolftaleína) em cada um deles, logo depois, foi observado a reação de cada um. Por final, foram misturados todos os reagentes em um Becker e verificado e comentar a cor que foi apresentada através da reação.
4.2 – Hidrólise
De início, foram separados e pesados 3 tipos de sais em sólido em uma balança, cada um com seu peso específico para realização do experimento. O primeiro foi pesado 1g de NaCl, o segundo foi 1g de NH4Cl e o último foi pesado 0,5g de Na2CO3. Em seguida, foram separados 3 tubos de ensaio, onde os mesmos receberam 10 ml de água e na sequência foram adicionados cada sal em um tubo de ensaio, com isso, por meio de um indicador foi verificado se as soluções são ácidas, bases ou neutras. 
4.3 – Titulação Ácido/Base
Transferiu-se 25 ml de HCl utilizando uma pipeta volumétrica para um Erlenmeyer, nesta solução foram adicionados 1% de azul de bromotimol com um conta gotas, onde a solução ficou na cor azul. Encheu-se então a bureta com a solução de NaOH 1M até atingir a marca do zero. Após a adição de todas as substâncias, o Erlenmeyer foi agitado em movimentos giratório para que fosse iniciado a titulação. Então foi iniciada a titulação, abrindo-se a torneira da bureta, a solução de NaOH foi escoada lentamente. Ao apresentar o primeiro sinal de coloração, o processo foi interrompido, assim alterando a cor da solução que havia no Erlenmeyer.
5– RESULTADOS E DISCUSSÕES
5.1 – Resultados de Neutralização
Os resultados obtidos pelo experimento foram os seguintes abaixo:
	TUBO
	SOLUÇÃO
	INDICADOR
	1º tubo de ensaio
	NaOH 6M
	Base
	2º tubo de ensaio
	H2O
	Neutro
	3º tubo de ensaio
	HCl 6M
	Ácido
Com adicional de 100 µl de fenolftaleína:
	 TUBO
	SOLUÇÃO
	INDICADOR
	1º tubo de ensaio
	NaOH 6M + fenolftaleína
	Azul
	2º tubo de ensaio
	H2O + fenolftaleína
	Incolor
	3º tubo de ensaio
	HCl 6M + fenolftaleína
	Rosa
Após a mistura das 3 soluções formadas acima, foi encontrado uma solução neutra, de forma incolor, pois a solução de NaOH 6M que é base, com a solução HCl 6M que é ácida, acabam tendo uma reação que uma se “anula” com a outra, se tornando incolor e por sua vez a solução de H2O já é neutra, então se concretiza que houve uma reação com solução totalmente neutra. Reação encontrada: HCl + NaOH --> NaCl + H2O.
5.2 – Resultados de Hidrólise
Os resultados obtidos pelo experimento foram os seguintes abaixo:
	TUBO
	SOLUÇÃO
	INDICADOR
	1º tubo de ensaio
	NaCl(s) + H2O(l)
	Neutro
	2º tubo de ensaio
	NH4Cl(s) + H2O(l)
	Ácido
	3º tubo de ensaio
	Na2CO3(s) + H2O(l)
	Base
1ª Solução – São sais de ácidos fortes e bases fortes, então a hidrólise não ocorre, pois os cátions e ânions reagiram com a água formando os ácidos e bases originais, que, por serem fortes, se dissociaram novamente. Sendo assim, teremos todos os íons separados e a solução permanecerá neutra. O sal se dissolveu de forma mais lenta que o NH4Cl e mais rápida que o Na2CO3.
2ª Solução – São sais de ácidos fortes e bases fracas, onde somente o cátion do sal (proveniente de uma base) se hidrolisa, ligando-se à hidroxila (OH-) liberada com a quebra da molécula de água. Dessa forma, o íon H+ ficará livre, dissociado, o que fará com que o pH da solução final fique ácido. O sal se dissolveu de forma rápida.
3ª Solução – São sais de ácidos fracos e bases fortes, onde somente o ânion do sal (proveniente de um ácido) se hidrolisa, liberando íons OH-, o que fará com que o pH da solução final fique básico. O sal se dissolveu de forma mais lenta entre as soluções. Houve uma pequena liberação de gás.
5.3 – Resultados de Titulação Ácido/Base
Após a realização do procedimento para titulação, foi encontrado a cor amarela. Em seguida, foi verificado que foram necessários 1,5 ml de NaOH 1M do titulante para que fosse realizado a titulação. Por final, foi necessário calcular a concentração molar do ácido, que encontrasse descrito abaixo:
N(HCl) = N(NaOH)
C1 * V1= C2 * V2 
C1 * 25 ml = 1 M * 1,5 ml
C1 = 1,5 Mml/ 25 ml
C1 = 0,06 M
6- QUESTÕES
Como é o critério de utilização de indicador? 
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.
Quais os tipos de titulação ácido/base? Explique cada uma delas através de reações. 
•Titulação ácido forte/base forte - Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá aproximadamente em pH 7, pois o ácido se ioniza praticamente na totalidade e a base se dissocia praticamente na totalidade, seja, o número de íons H+ são iguais aos de OH-. Quando os íons H3O+ e OH- reagem, formam água.
Inicialmente o pH cai lentamente, quando o ponto de estequiométrico se aproxima ocorre um decréscimo repentino do pH. Neste ponto, o indicador muda de cor ou um titulado automático reponde eletronicamente a rápida mudança de pH, normalmente as titulações terminam nessa etapa, porem se prosseguir a titulação, o pH cairá lentamente.
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) + H2O+(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).Ocorrendo uma reação de neutralização, originando um sal e água.
•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:
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H2O(l)
NaCH3COO(aq) → Na+(aq) + CH3COO–(aq)
No ponto de equivalência, todo o ácido acético foi consumido e todo o NaOH foi consumido. No entanto, foi produzido C2H3OO-. – o pH é dado pela solução de C2H3OO- (hidrólise do ânion do ácido fraco) – Ponto de equivalência: o pH será maior que 7. 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 H2O+ pela equação:
OH-(aq) + H2O+(aq) → 2H2O(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. No ponto de equivalência, todo o hidróxido de amônio foi consumido e todo o HCl foi consumido. No entanto, foi produzido NH4+. – o pH é dado pela solução de NH4+ (hidrólise do cátion da base fraca) – Ponto de equivalência: o pH.
Como a base é fraca, o seu ácido conjugado será forte, que facilmente reagirá com a água, formando íons H2O+.
Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação do amoníaco com o ácido clorídrico:
HCl(aq) + NH4OH(aq) → NH4Cl(aq) + H2O
NH4Cl(aq) → NH4+ (aq) + Cl-(aq)
Como o NH4+ sofre hidrólise, captando o OH- da água formando NH4OH. Consequentemente, sobra o H+, fazendo o ponto de equivalência ser em pH menor que 7.
•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? Dê exemplos com reações de gráficos.
Ponto de equivalência ou ponto de viragem: é nesse momento em que a quantidade adicionada de titulante, em mol, é igual à determinada pela proporção estequiométrica para a reação com o titulado. É possível verificar esse ponto quando ocorre a mudança de cor da solução. Por exemplo, se for usado o indicador fenolftaleína, o seu ponto de viragem ocorre quando há a mudança do incolor para o rosa, ou vice-versa. 
A escolha do indicador que será usado na titulação é muito importante, porque cada indicador tem um ponto de viragem em determinado pH – nem sempre sendo em pH igual a 7, que indica uma solução neutra. A própria fenolftaleína possui ponto de viragem em pH entre 8,3 a 10,0, isto é, em meio básico, assim, ela não pode ser usada, por exemplo, para titulações em que a viragem se dá em pH ácido.
Exemplo:
Titulação de 100,0 mL de HCl 0,100 molL-1 com uma solução padrão de NaOH 0,100 molL-1.
Reação: HCl(aq) + NaOH(aq) ↔ NaCl(aq) + H2O(l) 
1ª etapa: Nesta região o pH é dado pela concentração de ácido clorídrico inicial.
HCl(aq) + H2O(l) ( H3O+(aq) + Cl-(aq)
2ª etapa: Nesta região o pH é dado pela concentração de ácido clorídrico que não reagiu com o NaOH.
V(NaOH) = 1,00 mL ( nº mol NaOH = 0,100 x 0,00100 = 0,000100 mol
Volume final = V(HCl) + V(NaOH) = 100,0 + 1,00 = 101,0 mL
3ª etapa: Nesta região o pH é dado pela dissociação da H2O.
V(NaOH) = 100,00 mL ( nº mol NaOH = 0,100 x 0,100 = 0,0100 mol
Volume final = 200,0 mL
4ª etapa: Nesta região o pH é dado pelo excesso de OH- proveniente do NaOH. 
V(NaOH) = 102,00 mL ( nº mol NaOH = 0,100 x 0,120 = 0,01020 mol
Volume final = 202,0 ml
Gráfico: Ácido forte com base forte
7- CONCLUSÕES 
Os objetivos das atividades laboratoriais foram cumpridos. Nas reações de neutralização e hidrólise foram determinados os índices de pH atrás de indicador universal, tabela de cores e com o reagente fenolftaleína. Na parte de titulação foi possível determinar a concentração do ácido clorídrico (HCl) com sucesso. Então foi concluído que a medida que se ia aumentando o titulante ao titulado, o pH do titulado aumentava. Ao realizar o experimento, foi observado que é possível determinar a concentração molar de qualquer solução por meio da titulação, desde que tenha o 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 e base forte. 
8– REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/titulacao.htm
MENDES, Luís; FÉLIX, Catarina; GONÇALO, Bernardo, Técnicas Laboratoriais de Química, Titulação Ácido-Base, 2012. Disponível em: http://clientes.netvisao.pt/miguelcr/lm/Schoolworks/Titulacao%20final.doc
SIMÕES, Teresa Sobrinho, et al., Técnicas Laboratoriais de Química - Bloco II, Porto Editora, Porto. 2003. Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Titula%C3%A7%C3%A3o
https://www.qieducacao.com/2011/08/hidrolise-salina.html
http://www.ufjf.br/nupis/files/2014/03/aula-2-Titula%C3%A7%C3%A3o-%C3%A1cido-base.pdf
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