Titulação De Ácido Forte - Base Forte

UNIVERSIDADE DE UBERABA

Alexandre Aluísio Ferreira

Bruna de Andrade Fraga

Douglas Borges Pereira

Lahiany Cristina da Silva

Laís Paula Péres

QUÍMICA INORGÂNICA– PRÁTICA

Titulação de Ácido Forte – Base Forte

UBERABA – MG

2014

UNIVERSIDADE DE UBERABA

Alexandre Aluísio Ferreira

Bruna de Andrade Fraga

Douglas Borges Pereira

Lahiany Cristina da Silva

Laís Paula Péres

QUÍMICA INORGÂNICA – PRÁTICA

Titulação de Ácido Forte – Base Forte

Relatório de Química Inorgânica – Prática do curso de graduação de Engenharia Química, da Universidade de Uberaba.

Professor: Sérgio

UBERABA – MG

2014

1. INTRODUÇÃO

Titulação é a operação que consiste em juntar lentamente uma solução a outra, até o término da reação entre os seus solutos, com a finalidade de se determinar a concentração de uma das soluções, a partir da concentração já conhecida da outra solução

Uma das dificuldades freqüentemente encontradas durante o processo de titulação é saber qual o instante do término da reação. Para isso são utilizadas substâncias chamadas de indicadores, que mudam de cor exatamente no ponto final ou ponto de equivalência da reação. Quando a solução passa de básica para ácida; essa mudança de cor é chamada viragem do indicador e, por isso, o ponto final da reação é também chamado ponto de viragem. Um indicador é um par conjugado de ácido e base de Brosnted-Lowry cujo ácido apresenta uma coloração e a base outra.

HIn(aq) + H2O(l) In-(aq) + H3O+(aq)

(Ácido) (Base)

Exemplos de indicadores ácido base: Fenolftaleína, azul de bromotimol, vermelho de metila, vermelho de cloro fenol, etc.

Na titulação usamos duas soluções: uma, cuja concentração já é conhecida, e que é chamada de solução titulante, outra, cuja concentração quer se determinar, que é chamada de solução titulada.

Titulação Ácido Forte – Base Forte: Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá aproximadamente em pH 7, pois o ácido ioniza-se praticamente na totalidade e a base se dissocia praticamente na totalidade. Quando os íons H3O+ e OH- reagem, formam água. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação de uma solução de HCl com NaOH:

NaOH(aq) → Na+ (aq) + OH- (aq) (dissociação da base)

(aq) + H3O+ (aq) ↔ 2H2O(l) (a reação de neutralização que ocorre na titulação)

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).

2. OBJETIVO

a) Desenvolver o conceito de indicadores ácido-base;

b) Analisar ácidos e bases em solução em relação às suas concentrações;

c) Determinar o pH de uma solução titulada em função da adição da solução titulante;

d) Comparar os valores de pH experimentais, obtidos no pHmetro, com os valores de pH obtidos nos cálculos teóricos.

3. MATERIAIS E MÉTODOS

Materiais:

• Solução de HCl 0,1 M

• Erlenmeyer 125 mL

• Solução de NaOH 0,1 M

• Béqueres de 50 mL

• Bureta de 50 mL

• Solução de fenolftaleína

• Suporte universal

• Pipetas de 25 mL

• Garras

• Agitadores sem aquecimento

• Barras magnéticas

• Funil (pequeno)

• pHmetro (calibrado).

Métodos:

Procedimento Experimental:

• Primeiramente foi feito o ambiente na bureta, e utilizou-se a solução titulante (NaOH, 0,1 M);

• Depois, encheu-se a bureta com solução de NaOH 0,1M, sem deixar bolhas de ar;

• Em seguida, colocou-se 25ml de solução de HCl 0,1 M num erlenmeyer de 125 mL e adicionou-se cerca de 3 gotas de fenolftaleína e depois observou-se a cor da solução antes da titulação;

• Determinou-se o pH da solução titulada, para isso foi utilizado o pHmetro, após adição, em mL, dos seguintes volumes da solução titulante: 0, 10, 25, e 35; e

• Construiu-se a curva de titulação e identificou-se na curva o ponto de equivalência da reação entre um ácido forte e uma base forte.

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO

• pH obtido com a utilização do pHmetro:

a) 0 mL: pH=1,39

b) 10 mL: pH=1,69

c) 25 mL: pH=2,45

d) 35 mL: pH=11,78

e) Ponto de equivalência: 27,2 mL

• pH teórico:

a) pH= -log[H]

pH= - log 10 -1

pH= 1

b) NaOH

0,1 --- 1000 mL

X --- 10 mL

X= 1,0 x 10-3 mol OH-

HCl

0,1 mol --- 1000 mL

X --- 25 mL

X = 2,5 x 10-3 mol H+

n= nH+ - nOH-

n= 2,5x 10-3 – 1,0x 10-3

n= 1,5x 10-3 mol H+ (em excesso)

1,5x 10-3 mol H+ (em excesso) --- 35 mL

X --- 1000 mL

X = 0,042 mol/L H+

pH = -log [H+]

pH= -log 0,042

pH = 1,37

c) [H+] = [OH-] (ponto de equivalência)

pH= 7 (neutro)

d) HCl

X = 2,5 x 10-3 mol H+

NaOH

0,1 mol OH- ---- 1000mL

X ---- 35 mL

X = 3,5 x 10-3 mol OH-

nOH- (excesso) = 3,5 x 10-3 – 2,5 x 10-3

nOH- (excesso) = 1,0 x 10-3 mol OH-

1,0 x 10-3 mol OH- ---- 60 mL

X ---- 1000 mL

X = 0,016 mol/L

pOH=-log [OH-]

pOH= - log 0,016

pOH= 1,79

pH= 14 – 1,79

pH = 12,21

5. CONCLUSÃO

Observamos que é possível determinar a concentração molar de qualquer substância por meio da titulação, desde que tenha-se conhecimento exato da molaridade de uma outra substância, que servirá de titulante.

Percebemos que os nossos resultados não foram tão satisfatórios, já que não coincidiram com os resultados teóricos. Isso pode ter ocorrido por vários motivos, como por exemplo, o pHmetro que poderia não estar funcionando corretamente ou os reagentes que podem estar contaminados, dentre outros.

Portanto, ao realizar-se um experimento em que desejar-se descobrir valores exatos de determinada incógnita, deve-se atentar para escolher equipamentos e reagentes que forneça-nos medidas precisas e exatas.

REFERÊNCIA

• SIMÕES, Teresa Sobrinho, et al., Técnicas Laboratoriais de Química - Bloco II, Porto Editora, Porto. 2003.

• DANTAS, Maria da Conceição, et al., Jogo de Partículas, Química - 11º ano, Ciências Físico-Químicas (1ª Ed.), Texto Editora, LDA., Lisboa. 2004.