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Engenharia de Produção - Bacharelado

RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

TÍTULO: Titulação ácido-base.

Acadêmica: Thatiane de Medeiros de Amorim

Professor: Rodrigo Pereira Cavalcante

CAMPO GRANDE – MS 2017

RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

TÍTULO: Titulação ácido-base

Alunas: Thatiane de Medeiros de Amorim

Professor: Rodrigo Pereira Cavalcante

Relatório referente à aula prática de Química Geral realizada no dia 03-08- 2017 no Instituto de Química da Universidade Federal de Mato Grosso do Sul.

CAMPO GRANDE – MS 2017

  1. INTRODUÇÃO

Em alguns experimentos químicos é necessário o conhecimento da concentração aquosa em determinados solutos. Usa-se a titulometria para determinar a concentração em mol/L (em uma determinada matéria) de alguma solução, também conhecida como titulação ou titulação ácido-base. Este método é feito colocando uma solução da qual se sabe a concentração (titulante) com outra da qual não se sabe a concentração (titulado), sendo uma dessas solução base e outra ácido. (Fogaça, 2011)

Ao misturar uma solução ácida a uma básica, uma substância irá neutralizar as propriedades da outra, pois elas reagem quimicamente entre si e, por isso, essa reação é denominada de reação de neutralização.

Segundo a teoria de Arrhenius uma base libera a hidroxila (OH-) e o ácido libera em meio aquoso o hidrogênio (H+), portanto quando coloca-se o H+ para reagir com o OH- os íons neutralizam-se formando a água com pH 7 (se a neutralização for total). O OH- da base reage ao H+ do ácido formando um sal, por isso, este tipo de reação é também chamada de reação de salificação. (Fogaça, 2014)

Ácido + Base → Água + Sal

  1. OBJETIVOS

Esta atividade experimental, espera esclarecer como determinar a concentração de um ácido e uma base por titulação, a função de um indicador ácido-base e o procedimento da titulação.

  1. MATERIAIS E MÉTODOS

3.1 Materiais

3.1.1 – Ácido clorídrico (HCl)

3.1.2 – Agua destilada (H2O)

3.1.3 – Balão volumétrico de 100 ml

3.1.4 – Balança semi analítica

3.1.5 – Bastão de vidro

3.1.6 – Becker de 50 ml

3.1.8 – Biftalato de potássio (C8H5KO4)

3.1.9 – Bureta

3.1.10 – Capela de exaustão de gás

3.1.11 – Colher

3.1.12 – Erlenmeyer

3.1.13 – Fenolftaleína

3.1.14 – Hidróxido de sódio (NaOH)

3.1.15 – Luvas descartável

3.1.16 – Placa de petri de vidro

3.1.17 – Pêra

3.1.18 – Pipeta graduada

3.1.19 - Vinagre (de cozinha)

3.2 Método

A fim de uma análise clara observou-se a neutralização de 3 solução como titulado e uma solução de titulante, sendo eles:

I – Titulado: ácido clorídrico, água destilada e fenolftaleína.

II – Titulado: Biftalato de potássio, água e fenolftaleína.

III – Titulado: Vinagre, água e fenolftaleína

IV – Titulante: NaOH e água

Solução I.

Adicionou-se 10 ml de H2O no Erlenmeyer para diluir com 1 ml de ácido clorídrico, medido na capela de exaustão de gás com auxílio das luvas descartáveis e uma pipeta graduada com uma pêra, sendo diluído, acrescentou-se água destilada, até atingir o menisco do balão volumétrico de 100 ml, seguindo a orientação do professor. Adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína. Fechou-se o balão e reservou-se a solução.

Solução II.

Utilizou-se uma placa de petri de vidro para pesar em uma balança semi analítica 0,306g de biftalato de potássio. No Becker adicionou-se 10 ml de água destilada e diluiu o biftalato de potássio pesado anteriormente com um bastão de vidro. Adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína e reservou-se a solução.

Solução III.

Agrega-se 25 ml de vinagre (culinário) em 250 ml de água destilada em um balão volumétrico. Transferiu-se 50 ml da solução de vinagre com água destilada a um Erlenmeyer e agregou-se mais 50 ml de água destilada. Após acrescentou-se 3 gotas de indicador de fenolftaleína. Reservou-se a solução.

Solução IV.

Colocou-se uma placa de petri de vidro na balança semi analítica e zerou-se a pesagem, afim de obter 1,55 gramas de Hidróxido de sódio (NaOH), retirando-se com auxílio de uma colher. Em um Becker de 50 ml de água destilada, dilui-se o hidróxido de sódio com amparo do bastão de vidro. Após diluir transportou-se a solução para um balão volumétrico de 250 ml e completou-se até o menisco com água destilada, para obter-se 0,15mol/L-1 de NaOH em 250 ml.

Com as 4 soluções realizada, e reservadas, foi-se feito 3 experimentos, para determinar a reação da neutralização entre as duas substâncias.

1,55 gramas de NaOH diluído em 250 ml de água destilada, ou seja 0,15mol /L-1.

Biftalato de potássio

Vinagre

Ácido Clorídrico

Experimento III

Experimento II

Experimento I

1º Experimento.

No suporte universal colocou-se a bureta com 10 ml da solução IV que continha 0,15mol /L-1 de NaOH e água destilada. A solução I reservada foi posicionada abaixo da torneira da bureta. Aos poucos abriu-se a torneira da bureta para que caísse de gota a gota a solução de NaOH, manteou-se uma das mãos na torneira (caso precisa-se fechar com rapidez) e com a outra mexendo o Erlenmeyer para homogeneizar as duas soluções, até que atingisse uma coloração rosada e assim sessar a mistura.

Solução I Bureta no suporte Indicador 10 ml de NaOH na bureta

Fonte: autor Fonte: autor Fonte: autor Fonte: autor

Solução neutralizado

Fonte: autor

2º Experimento.

Utilizando-se a mesma bureta do experimento 1, entretanto inseriu-se 10 ml da solução IV de NaOH. Posicionamos o balão volumétrico da solução II que continha Biftalato de potássio e fenolftaleína a baixo da torneira da bureta assim, misturando-se as soluções até obter a cor rosada no balão volumétrico.

Biftalato de potássio Diluição em H2O Transferência Fenolftaleína

Biftalato de potássio diluído em 10 ml de água destilada.

Fonte: autor.

3º Experimento.

Mantendo-se o procedimento do experimento 2 em relação a bureta, colocamos o balão volumétrico da solução III com vinagre e fenolftaleína abaixo da bureta e controlando-se a torneira para que despeja-se aos poucos a solução de NaOH no balão volumétrico e mexendo de forma circular cuidadosamente o balão volumétrico até que obteve-se uma coloração rosada.

Despejando a mistura Completando 50 ml de 50 ml da solução de

no balão volumétrico água na mistura de vinagre vinagre e agua

Fonte: autor Fonte: autor Fonte: autor

  1. RESULTADOS E DISCUSSÕES

4.1. Preparação da solução de NaOH.

O hidróxido de sódio é uma substância secundário, então fez-se o cálculo para obter a concentração da solução, próximo da desejada.

Calculou-se a quantidade de soluto em (mols), seguindo que temos a concentração em quantidade de matéria (c) e o volume desejado. Em seguida calculou-se a quantidade de gramas necessária para se ter 0,0375 mol de NaOH. Por último analisamos a satisfação completa.

Devido ser uma substância secundária, o hidróxido de sódio é um composto que permite preparar uma solução titulante, todavia sua concentração é determinada ao comparar com um padrão primário. (Matos, 2014)

4.2. Preparação da solução de C8H5KO4.

Biftalato de potássio é um composto primário com pureza suficiente para permitir a realização da solução padrão com medição direta da substância e diluição na quantidade desejada de solução. (Matos, 2014)

Sendo assim calculou-se a quantidade de C8H5KO4 a fim que obteve-se 0,0015mol em 10 ml de água. Tendo que 0,15mol /L-1 de C8H5KO4, logo.

Há cada 1 mol de Biftalato de potássio temos 204,22 gramas, logo:

4.3. 1º Experimento

Titulação de 100ml de HCl 0,100mol /L-1 com uma solução padrão de NaOH 0,100 mol /L-1 tem uma reação HCl(aq) + NaOH(aq) ↔ NaCl(aq) + H2O(l)

Permitindo-se que a solução básica de NaCl encontra-se com o ácido HCl, após 12,7ml de derrame do NaCl, a mistura de HCl atingiu-se ou excedeu-se do ponto estequiométrico, sua coloração ficou rosada devido a adição da fenolftaleína, marcando assim o ponto de viragem da titulação. Ocorrendo a neutralização da solução ácida que recebeu uma solução básica, ou seja, o H+ do ácido reagiu com o OH- da base formando a água neutralizada assim tendendo a solução ao pH 7.

4.4. 2º Experimento.

O Biftalato é um padrão primário ideal para bases fortes. É estável a temperaturas de até 135°C, não é higroscópico, é solúvel em água e tem alto peso equivalente (204,2 g/eq). É um ácido fraco monoprótico (Ka = 3,91 x 10-6). Portanto, o pH do ponto de equivalência, quando titulado com uma base forte, se localiza na região alcalina, consequentemente, a solução da base deve estar livre de carbonato. (Dias, 2016)

Devido que foi-se adicionado fenolftaleína à solução de biftalato de potássio, foi possível visualizarmos quando atingiu (e excedeu) o ponto estequiométrico.

Quando todos os OH- do NaOH reagir com todos os H3O+ do biftalato de potássio, entretanto para podermos visualizar sua ocorrência o indicador (fenolftaleína) deve manifestar a coloração avermelhada, o que ocorre assim que o primeiro OH- entra em contato com a alíquota analisada e não encontra mais H3O+ para reagir, ficando em excesso e fazendo com que a fenolftaleína seja sensibilizada e indique o ponto de viragem da titução. (Fancio, 2010).

4.5. 3º Experimento.

O ácido acético encontrado no vinagre é um ácido fraco e o NaOH é uma base forte, portanto solução resultante da relação entre titulante e titulado tem pH maior que 7, devido ao fato do sal formado (que está em solução aquosa) derivar do ácido fraco e da base forte. Como o ácido é fraco, a sua base conjugada é forte, daí que esta base reaja muito facilmente com a água, formando íons OH-. (Dias, 2016)

CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H2O(l)

Sabendo que o Na+ (ion sódio) é uma partícula neutra em relação a escala ácido-base, só o CH3COO- irá originar os ions OH- (ou H3O em outros casos), conforme demonstrado pela reação abaixo:

CH3COO-(aq) + H2O(l) → CH3COOH(aq) + OH-

O vinagre é o produto resultante da fermentação de certas bebidas alcoólico, particularmente do vinho. Na fermentação do vinho, microrganismos da espécie Mycoderma aceti transformam o álcool etílico em ácido acético. Após a fermentação, o vinho fica com cerca de 4 a 5 % de ácido acético, recebendo então o nome de “vinagre” (“vinho azedo”). (Dias, 2017).

A fim de determinar o teor de CH3COOH no vinagre por meio da titulação, usou-se uma determinada quantidade de vinagre com uma solução padrão de hidróxido de sódio HCl. Adicionou-se uma solução de fenolftaleína como indicador para visualização do fim da reação.

Ao reagir um ácido com indicador (titulado) utilizando-se um Erlenmeyer com uma base (titulado) em uma bureta, a coloração rosada se tornou mais intensa quando o derrame da bureta atingiu 14,6 ml, ou seja, tendeu a neutralização da solução de ácido acético.

CONSIDERAÇÕES FINAIS

O Objetivo proposto foi alcançado satisfatoriamente, analisando-se que o intuito principal pertencia a visualização do ponto de viragem de duas substâncias com pH diferente e entendimento da reação ocorrida.

Analisou-se que ao diluir uma solução ácida a uma solução básica ocorre a neutralização, tendo um ponto de viragem dependendo de cada nível de acidez ou basicidade pertence a solução, ou seja, o ponto em que a solução passa de ácida para neutra.

Preparando-se uma solução secundária mediante cálculos matemáticos para obter-se a molaridade desejada e conhecida com intuito analisar e conhecer a molaridade do titulado caso se queira.

  1. REFERÊNCIAS

DIAS, A.; FRANCISCO, A.; PINHEIRO, C.; SILVA, E. Titulação de amostra de vinagre com solução de hidróxido de sódio. São José dos Campos, 2016. Disponível em: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAAhKNwAC/titulacao-vinagre> acesso em: 06 de agosto de 2017.

DIAS, D. L. "O que é titulação?"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-titulacao.htm>. Acesso em 06 de agosto de 2017.

FANCIO, A.; ADINOLF, A. C.; RODRIGUES, B.; ALVES, R.; MALDONADO, M. Volumetria neutralização biftalato potássio. São Paulo. 2010. Disponível em: < http://www.ebah.com.br/content/ABAAAe42gAD/volumetria-neutralizacao-biftalato-potassio> acesso em: 05 de agosto de 2017.

FOGAÇA, J. R. V. Reações de neutralização. 2011. Disponível em < http://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/reacoes-neutralizacao.htm > acesso em: 05 de agosto de 2017.

FOGAÇA, J. R. V. Titulação ácido-base. São Paulo. 2011. Disponível em <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/titulacao-acido-base.htm> acesso em: 05 de agosto de 2017.

MATOS, R. C. Titulação em química analítica. Aula 02. São Paulo. 2014. Disponível em < http://www.ufjf.br/nupis/files/2014/03/aula-2-Titula%C3%A7%C3%A3o-%C3%A1cido-base.pdf> acesso em: 05 de agosto de 2017.

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