Quimica i - experimentos no laboratório

Quimica i - experimentos no laboratório

(Parte 5 de 7)

Identificar ácidos e bases através de indicadores químicos e de medidas de pH.

Descrição Teórica

Substâncias com semelhança de comportamento químico são agrupadas em funções. No estudo da Química inorgânica, as substâncias podem pertencer às funções: ácido, base (hidróxido), sal e óxido.

Ácidos são compostos que possuem como íon positivo (cátion) o H+, proveniente de sua ionização em água. Podemos classificar os ácidos em hidrácidos e oxiácidos, dependendo da presença ou não de oxigênio na molécula. Ex: hidrácidos: HCl, HCN, H2S e oxiácidos: HNO3, H2SO4, H3PO4.

No laboratório é possível identificar uma substância ácida através dos procedimentos:

  • Em função do seu pH (potencial hidrogeniônico),

  • Utilizando o medidor de pH (pHmetro ou peagâmetro) ou papel indicador universal.

Se o pH for menor que sete, indica substância ácida, se for maior que sete, substância básica.

  • Usando certas substâncias orgânicas, chamadas indicadores químicos. Estes, quando adicionados à solução problema, indicam sua acidez ou basicidade através da mudança de coloração. Os indicadores mais usados são o azul de bromotimol e a fenolftaleína.

Indicador

Cor na solução ácida

Cor na solução básica

Fenolftaleína

incolor

rosa

Azul de bromotimol

amarelo

azul

A nomenclatura dos ácidos depende do seu radical negativo (agrupamento de elementos com o número de oxidação fixo) Os principais radicais estão listados com a nomenclatura para sais, para utilizá-los na nomenclatura dos ácidos, devemos trocar as terminações.

S

Ex.: HCN ( cianeto) ácido cianídrico

HNO3 ( nitrato) ácido nítrico

HClO2 ( clorito) ácido cloroso

AL

ÁCIDO

. . . eto

. . ídrico

(hidrácido)

. . . Ito

. . . oso

(oxiácidos)

. . . ato

. . . ico

Bases ou Hidróxidos são substâncias que se ionizam em presença de água formando o ânion OH- (hidroxila). A representação geral de fórmula das bases é.M(OH)n. Ex.: NaOH, Fe(OH)3 . Podemos classificá-las em função do número de hidroxilas formadas após a dissociação em:

  • monobases – possuem 1 hidroxila. Ex.: KOOH

  • dibases – possuem 2 hidroxilas. Ex.: Cu(OH)2

  • tribases – possuem 3 hidroxilas. Ex.: AI(OH)3.

Sua identificação no laboratório pode ser feita de duas formas: através do pH (maior que sete) e através das cores dos indicadores.

A nomenclatura da base é feita usando-se a palavra hidróxido, seguida do nome do elemento associado com o seu número de oxidação (NOx) entre parênteses.

Ex.: Fe(OH)2 hidróxido de ferro(II)

Fe(OH)3 hidróxido de ferro(III)

Solução Padrão

A solução padrão é aquela cuja concentração é exatamente conhecida. A concentração de uma solução padrão é obtida por um de dois modos:

Método Direto: Quando preparado a partir de um padrão primário, o qual deve necessariamente apresentar algumas características, como por exemplo:

  • ser sólido;

  • existir em alto grau de pureza;

  • poder ser secado sem decomposição;

  • possuir equivalente-grama elevado;

  • reagir quantitativamente com o soluto da solução a ser padronizada.

Os principais padrões primários, em volumetria por neutralização, são:

padrões primários alcalinos: carbonato de sódio (Na2CO3), tetraborato de sódio, conhecido como bórax (Na2B4O7. 10 H2O) e o oxalato de sódio (Na2C2O4)

padrões primários ácidos: ácido oxálico (H2C2O4.2H2O), ftalato ácido de potássio (ou biftalato de potássio, KHC8H4O4) e o ácido benzóico (C6H5COOH).

Método Indireto: Quando a solução, que tendo sido padronizada por meio de um padrão direto, pode ser usada também como padrão, como é o caso das soluções de NaOH e HCl.

Volumetria

A volumetria consiste na medida do volume de uma solução padrão necessário para reagir quantitativamente com um volume conhecido de uma solução cuja concentração se deseja determinar, ou o contrário.

A volumetria diz-se por neutralização quando no sistema químico estão envolvidos unicamente ácido e base.

A reação que se verifica (de acordo com Arrhenius).

H3O+ + OH- 2H2O é denominada neutralização.

Este tipo de volumetria compreende: - Alcalimetria medida da concentração de soluções ácidas por meio de soluções padrão de base e Acidimetria - medida da concentração de soluções básicas por meio de soluções padrão de ácido.

Titulação

A titulação é a operação que determina o volume de solução padrão necessário para reagir com a solução cuja concentração se deseja determinar é denominada titulação.

A solução padrão é adicionada até o ponto em que a quantidade do padrão seja equivalente à quantidade de substância que se analisa: este ponto denomina-se ponto de equivalência.

O ponto de equivalência em geral ocorre sem nenhuma modificação macroscópica que o indique. Para se verificar o ponto de equivalência adiciona-se ao sistema um reagente auxiliar denominado indicador.

Indicadores ácido-base

Os indicadores ácido-base são substâncias de caráter fracamente ácido ou básico que sofrem mudanças visíveis (mudança de cor) devido às variações de [H+] nas proximidades do ponto de equivalência. O ponto em que se produz a mudança denomina-se ponto final da titulação.

Assim podemos dizer que um indicador ácido-base é uma substância que apresenta uma variação de cor dentro de uma região determinada de pH (zona de viragem ou zona de transição).

O ponto final não coincide necessariamente com o ponto de equivalência. A diferença entre estes 2 pontos constitui o erro de titulação: esse erro é tanto menor quanto mais o ponto final se aproxima do ponto de equivalência.

A proximidade entre ponto final e ponto de equivalência depende do indicador usado. Por esta razão é de grande importância para a precisão do método titulométrico a escolha conveniente do indicador.

Materiais e Reagentes

  • pHmetro

  • 5 tubos de ensaios

  • Pipeta de 10 mL

  • espátula

  • Bastão de vidro

  • Solução alcoólica a 1% p/v Fenolftaleína

  • bureta

  • suporte universal

  • béquer

 Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,5 M

 Solução de ácido fosfórico (H3PO4) 0,5 M

 Solução de ácido clorídrico (HCl) 0,5 M

 Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1M e 0,5 M

 Solução de hidróxido de amônio (NH4OH) 0,5 M

 Azul de bromotimol

 pHmetro

 agitador magnético e imã

Desenvolvimento

1 – Identificação de solução aquosa ácida e básica usando indicador químico

  • Identificar 5 tubos de ensaio (1, 2, 3, 4 e 5 )e adicionar a cada um 5 mL de água destilada e 2 mL dos respectivos reagentes relacionados no quadro a seguir .

  • Homogeneizar.

  • Adicionar a cada béquer de número ímpar duas gotas de fenolftaleína e aos tubos de número par, duas gotas de bromotimol.

  • Completar o quadro abaixo:

Béquer

Solução

Cor do indicador

Função inorgânica

Fenolftaleína

Azul de bromotimol

1

H2SO4

2

H3PO4

3

HCl

4

NaOH

5

NH4OH

2 – Identificação da força ácida ou básica

  • Adicione a 4 béqueres 40 mL de solução dos reagentes relacionados no quadro a seguir;

  • Determine o pH das soluções com papel indicador universal e com o medidor de pH;

  • Caracterize cada composto de acordo com sua função.

Béquer

Solução

pH

Função inorgânica

Papel universal

Medidor de pH

2

H3PO4

3

HCl

4

NaOH

5

NH4OH

Experiência 05 Estequiometria nas Reações

Em condições idênticas uma reação química obedece sempre às mesmas relações ponderais, ou seja, obedece a uma determinada estequiometria. Havendo excesso de um dos reagentes, este excesso não reage, podendo ser recuperado.

A estequiometria de uma reação pode ser determinada pelo método das variações contínuas. Este método consiste em, mantida constante a soma das concentrações dos reagentes A e B, variar as quantidades relativas desses reagentes e medir a quantidade do produto formado.

Um gráfico da quantidade do produto obtido em função da concentração em quantidade de matéria (mol L-1) de A e B e uma análise de curva, assim obtida, fornece a estequiometria da reação entre A e B. Os dados abaixo referem-se a uma experiência para a determinação da estequiometria da reação hipotética:

nA + mB  AnBm( s)

Amostra

Conc. A (mol.L-1)

Conc. B (mol.L-1)

Massa (g) do sólido AnBm

1

0

10,0

0

2

1,0

9,0

2,1

3

3,0

7,0

5,8

4

5,0

5,0

6,7

5

7,0

3,0

4,1

6

9,0

1,0

1,4

7

10,0

0

0

Por extrapolação, pode-se ver no gráfico que a massa de produto formado atingiria um valor máximo, quando as concentrações de A e B fossem 4 e 6 mol.L-1, respectivamente. Isto corresponde à situação em que não haveria excesso de qualquer um dos reagentes, sendo portanto a proporção estequiométrica.

Da análise do gráfico, deduz-se que A reage com B estequiometricamente, na proporção de 4 móis de A para 6 móis de B, ou seja, 2:3. Conseqüentemente, a equação será :

2A + 3B  A2B3(s)

Obs.: A2B3 é a fórmula mínima do composto. A fórmula molecular (por exemplo: A4B6, A6B9, ...) para ser determinada necessitaria de outros dados, como por exemplo, a massa molecular.

Nesta experiência, o aluno fará a determinação da fórmula mínima de um sólido insolúvel.

Desenvolvimento

Materiais

estante para tubos de ensaio (1);

papel milimetrado (1);

pipetas graduadas de 10 mL (2);

régua de 20 cm, graduada em milímetros (1);

tubos de ensaio (5);

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