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TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE E INDICADORES relatorio

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INSTITUTO FEDERAL FLUMINENSE
CAMPUS MACAÉ
CURSO DE ENGENHARIA DE CONTROLE E AUTOMAÇÃO
DISCIPLINA: QUÍMICA EXPERIMENTAL 
PROFA.: MAYSA ZAMPA
AULA PRÁTICA N° 5:
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE E INDICADORES
Alunos:
xxxxxx	
Data da realização da aula prática: 17/07/2018
Data da entrega do relatório: 24/07/2018
Macaé-RJ / 2018
RESUMO 
Nesse experimento, após avaliar o pH das soluções utilizadas, foi realizado a titulação de uma amostra ácida com solução titulante básica, com o objetivo de observar o funcionamento dos indicadores para a determinação do ponto final da titulação. Foi constatado que o pH do HCl estava entre 1 e 2 e o NaOH estava entre 10 e 11 e que após realizarmos o experimento em duplicata foi encontrado o valor próximo a 0,1 M para a concentração de HCl.
INTRODUÇÃO 
	Para iniciar qualquer experimento precisamos ter conceitos prévios sobre nossos materiais e nossos objetivos. Soluções ácidas e básicas estão presentes no nosso cotidiano. O HCl (ácido clorídrico) está no nosso estômago participando da digestão dos alimentos. Muitas bases estão presentes em frutas verdes ou em produtos de limpeza como o sabão em pó. E definimos essas substâncias em ácidas ou básicas através do seu pH. (Leal, 2010)
	A letra “p”, da sigla pH, vem do alemão potenz, que significa poder de concentração. Já o “h” vem do íon de hidrogênio (H+), logo pH tem como significado potencial hidrogeniônico, é um termo da área da Química e surgiu a partir das pesquisas do químico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen que cunhou o termo em 1909. O pH consiste em uma escala que mede o grau de alcalinidade, acidez ou neutralidade de determinadas substâncias através de logarítmicos, grau que varia conforme a composição da substância e de sua temperatura. A escala que mede o valor do pH de uma substância possui uma variação que vai de 0 a 14, onde quanto mais próximo a 0 for o valor do pH maior será a acidez da substância, e quanto mais próximo a 14 maior será a alcalinidade. Temos então substâncias que serão mais ou menos ácidas e substâncias que serão mais ou menos alcalinas ou básicas. O centro da escala, representado pelo valor 7 aponta que a substância é neutra (fig.1). (Kotz, 2005).
Fig.1 – Escala de pH - <http://www.blog.mcientifica.com.br/a-escala-de-ph/>. Acesso em 22 Jul.2018.
	
	Em 1923, o químico americano Gilbert N. Lewis propôs a definição do comportamento ácido-base em termos mais físicos, baseados em propriedades dos sistemas eletrônicos de átomos e moléculas. Os conceitos chaves do conceito de ácidos e base de Lewis é a capacidade de doação ou recepção de par de elétrons. De acordo com Lewis, ácido é uma espécie capaz de receber par de elétrons, enquanto que a base é uma espécie capaz de doar par de elétrons. (Ayala, <http://qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/acidobase.pdf>. Acesso em: 24 Jul.2018). Sendo assim podemos concluir: 
Ácido: [H+] > [OH-]
Neutro: [H+] = [OH-]
Base: [H+] < [OH-]
	Há ácidos fortes e ácidos fracos, conceitos esses que estão associados à sua tendência de produção de íons em solução. Ácidos fortes são aqueles que, quando dissolvidos em água, liberam íon hidroxônio (H+) com facilidade, ou seja, um ácido como HCl, quando dissolvido, têm a molécula separada em íons, liberando H+ e íons cloretos (Cl-). Sobra muito pouco da espécie HCl em solução, porque a maior parte é utilizada na geração dos íons. Em relação às bases, o conceito empregado em relação à sua força é o de dissociação, uma vez que seus íons já existem em sua forma molecular. Uma base forte, portanto, se dissocia quase que completamente, liberando íons hidroxilas (OH-) em solução e não restando praticamente nada na espécie molecular. Por exemplo: o NaOH é uma base forte e em solução gera os íons sódio (Na+) e OH-. Uma base fraca, por sua vez, também libera íons OH- quando dissolvida em água, mas nesse caso ainda restam em solução muitas moléculas não dissociadas desta base. (Russel, 1994)
	Para analisarmos uma quantidade desconhecida de uma substância particular (analito) pode ser determinada, mediante a adição de uma solução de concentração conhecida (titulante), a qual reage com aquela em proporção definida e conhecida, a esse tipo de método chamamos de titulação, onde definimos o tipo de caráter, no caso, ácido ou básico. (Brown, 2005).
	Indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das características físico-químicas da solução na qual estão contidos, em função de diversos fatores, tais como pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e adsorção em sólidos. Podem ser classificados de acordo com o mecanismo de mudança de cor ou os tipos de titulação nos quais são aplicados. Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas; isto significa que mudam de cor em função do pH. (Ross, 1989)
	No experimento usa-se dois tipos de indicadores: o Tornassol, conhecido como fitas titulantes, para diferenciar soluções ácidas ou básicas, pois se tornam vermelhas em meio ácido e azuis em meio básico; e a Fenolftaleína (C20H14O4) cuja mudança de cor ocorre da seguinte forma: para pH inferior a 8,3 permanece incolor e para pH superior a 10,0 adquire a coloração rosa, portanto, uma solução básica (meio básico). (Terci, 2002)
Fig.2 – Escala de pH da Fenolftaleína - <www.emaze.com/@AQZIOQZR/indicadores>. Acesso em: 22 Jul.2018.
fig.2 - Escala do pH usando a Fenolftaleína
	Objetivos:
	Titular uma amostra ácida com solução titulante básica, determinando a sua concentração;
	Observar o funcionamento dos indicadores para a determinação do ponto final da titulação;
	Avaliar o pH das soluções utilizadas.
PARTE EXPERIMENTAL
	Materiais e Reagentes: 
Erlenmeyer de 100 mL, bureta de 25 mL, suporte universal, garras para bureta, conta gotas, pisseta com água, bastão de vidro, proveta graduada de 50mL, solução de HCl, solução de NaOH 0.1M, fenolftaleína, fita de pH universal, papel tornassol.
	Procedimento: 
Molhamos o bastão de vidro na solução de HCl e em seguida rolamos o mesmo em uma fita de pH universal, e comparamos com o papel tornassol para verificar o pH da solução, repetimos o mesmo processo com a solução de NaOH. No primeiro teste, enchemos a bureta de 25 mL com a solução de NaOH, em seguida, colocamos 20mL da solução de HCl na proveta graduada de 50mL e derramamos os 20mL da solução no erlenmeyer de 100mL, e adicionou-se 20mL de água a amostra no erlenmeyer de 100mL, e colocamos 3 gotas de fenolftaleína(indicador usado para observar o fim do procedimento) a amostra no erlenmeyer de 100mL, gotejamos 19,2mL da solução de NaOH da bureta de 50mL na amostra até a solução ficar rosa(sinal de que o procedimento chegou ao fim). 
No segundo teste repetimos o processo do primeiro teste e gotejamos 20,9mL da solução de NaOH da bureta de 25mL na amostra até a solução ficar rosa.
RESULTADOS/ DISCUSSÕES
Após a conclusão de todas as etapas do experimento, os resultados obtidos foram:
pH:
Solução ácida (HCl): pH entre 1 e 2.
Solução básica (NaOH): pH entre 10 e 11.
 Cálculo da concentração(solução ácida):
1º – Média do volume da solução básica nas duas amostras:
 (19,2 ml + 20,9 ml) / 2 = 20,05 ml
Convertendo para litros:
 20,05 / 1000 = 0,02 L, aproximadamente.
2º – Utilizando a fórmula ”Concentração (base) = nº de mols(base) / volume (base)”:
 n = 0,1M / 0,02L 
 n = 0,002 mol
3º – Utilizando o conceito de neutralização “nº de mols da base = nº de mols do ácido”:
 n(ácido) = 0,002 mol 
4º – Utilizando a fórmula “Concentração(ácido) = nº de mols (ácido) / volume (ácido)”:
C(ácido) = 0,002 mol / 0,02 L 
C(ácido) = 0,1 M, aproximadamente.
CONCLUSÃO
O objetivo da prática foi alcançado pois conseguimos realizar com sucesso o processo de titulação ácido-base (onde encontramos a concentração de 0,1M para o
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