EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO. PONTO DE EQUIVALÊNCIA E TITULOMETRIA.

ASSOCIAÇÃO EDUCACIONAL DOM BOSCO

FACULDADE DE ENGENHARIA DE RESENDE

CURSO DE ENGENHARIA MECÂNICA

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO. PONTO DE EQUIVALÊNCIA E TITULOMETRIA.

ROTEIRO 07

Marcos Moura                                                        16278063

Marcos Pereira da Silva                                             16278019

Karoline da Paz Pereira Rodrigues                           16278073

Rennan Torres Iupi                                                     16278077

RESENDE

2016

Marcos Moura                                                        16278063

Marcos Pereira da Silva                                             16278019

Karoline da Paz Pereira Rodrigues                           16278073

Rennan Torres Iupi                                                     16278077

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO. PONTO DE EQUIVALÊNCIA E TITULOMETRIA.

ROTEIRO 07

Relatório apresentado à Associação Educacional Dom Bosco, Faculdade de Engenharia de Resende, Curso 1º ano de engenharia como requisito parcial para a obtenção do grau de Química Tecnológica, sob orientação do Professor Rodrigo.

RESENDE

2016

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO        

OBJETIVOS GERAIS        

MATERIAL NECESSÁRIO        

PROCEDIMENTO        

ANDAMENTO DOS CÁLCULOS        

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS        

INTRODUÇÃO

Neste trabalho vamos falar um pouco de equilíbrio ácido-base, ponto de equivalência, titulometria e reações de neutralização.
Equilíbrio ácido-base Ácidos e bases são geralmente apresentados como substâncias químicas perigosas, corrosivos capazes de provocar estragos pela seu poder de corrosão. Contudo, a presença dos ácidos e base nos produtos que utilizamos no cotidiano é mais ampla e menos agressiva do que se imagina. Os ácidos e bases são constituintes de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene ou cosméticos.
Titulação ácido-base é um processo onde se faz reagir um ácido com uma base para que se atinja o ponto de equivalência. À medida que é adicionado o titulante ao titulado, o pH da solução (titulante + titulado) vai variar, sendo possível construir um gráfico desta variação, ao qual se dá o nome de curva de titulação. O ponto de equivalência pode variar dependendo da concentração inicial do titulante e do titulado.
Reações de neutralização são ocorrentes quando as quantidades estequiométricas entre ácidos e bases não são proporcionais à reação de neutralização total. Isso se deve à quantidade de íons hidroxila ou hidrogênio dissociáveis de cada espécie química. Assim, para um ácido diprótico devem ser fornecidos o dobro da quantidade de matéria de monobase. Bem como, para uma dibase devem ser fornecidos o dobro da quantidade de matéria de um ácido monoprótico para que haja neutralização total.
O ponto de equivalência usualmente é indicado por meio de espécies químicas ditas "indicadores" (moléculas cujas estruturas variam com o pH sem interferirem nas reações químicas principais), porém, ele somente poderá ser bem caracterizado quando tanto ácido quanto base  forem fortes (nesta situação o ponto de equivalência coincide com o ponto de neutralidade, pH 7,0).

OBJETIVOS GERAIS

Objetivos específicos Padronização da solução de NaOH com padrão primário, biftalato de potássio. Determinar a concentração padrão de HCl através da titulação com a solução padrão de NaOH. Determinar experimentalmente através da titulação a concentração de ácido acético e de amônia em amostras comerciais. Comparar o valor da concentração das soluções tituladas com os valores encontrados por outro grupo e pelo técnico do laboratório.

MATERIAL NECESSÁRIO

• Balança;
• Balão volumétrico de 250 ml;
• Bastão de 50ml;
• Erlenmeyer de 250ml;
• Estátula;
• Funil analítico;
• Garra para 10 ou 20 ml;
• Pipeta graduada de 2 ou 5 ml;
• Proveta de 50 ml;
• Solução de fenoltaleina;
• Suporte universal.

PROCEDIMENTO

Preparação de solução concentrada de NaOH

• Pese um bécher de 400 ml 62g de NaOH. Realize esta operação       rapidamente, para minimizar a carbonatação (reação com o ).[pic 1]
• Lentamente e sob agitação constante, adicione 250 ml de água sobre o NaOH contido no bécher. Use um bastão de vidro para agitar a mistura e tome cuidado porque as soluções concentradas de hidróxidos são corrosivas. Cuidado: esta reação é extremamente exotérmica.
• Misturar completamente, por agitação, e transferir a solução para um frasco de estocagem. Está preparada uma solução concentrada de NaOH (6N).

Preparação de 250 ml de solução 0,1N de NaOH

• Pipetar 4,2 ml de solução concentrada de NaOH, usando uma pipeta graduada. Transferir para um balão volumétrico de 250 ml. Em seguida, acrescente água ao balão, agitando-o para homogeneizar a solução.
• Quando chegar próximo a traço de aferição do balão volumétrico, acerte o menisco gota a gota para não ultrapassar o volume desejado. Utilizando uma pipeta.
• Inverta o balão, segurando a tampa esmerilhada, várias vezes a fim de homogeneizar a solução. Guardar a solução para posterior padronização.

Padronização da solução de NaOH de normalização teórica 0,1 N

• Carregue uma bureta de 50 ml com solução de HCl, não se esquecendo de encher a parte de baixo da bureta.
• Pipeta 20 ml da solução de NaOH (Nt = 0,1) que está no balão volumétrico para um Erlenmeyer de 250 ml.
• Adicione aproximadamente 20 ml de água com uma proveta de 50 ml. Acrescentando 5 a 10 gotas de indicador fenoltaleína. Adicione o ácido da bureta ao erlenmeyer sob agitação constante.
• Quando houver adicionado 12 ml da bureta, feche quase totalmente a torneira, agora prosseguindo a adição do ácido gota a gota, até que a solução do erlenmeyer se descore. Anote o volume que foi gasto:  V1 = 18 ml.
• Repetindo a titulação. Volume gasto: V2 = 18 ml.
• Se houver muita diferença entre V1 e V2, realize uma nova titulação e despreze o valor discrepante. Calcule a média aritmética entre V1 e V2:

Vm = 18 ml.

• Com os valores obtidos, calcule a normalidade real (Nr) da solução de NaOH cuja normalidade teórica é 0,1.

             Nr = Vm x Nt HCL x f HCL / V     V = 20 ml

             Nr = 0,08

Cálculo do fator de correção

• O fator de correção (f) de uma solução é a relação entre sua normalidade real e sua normalidade teórica:  f = Nr / Nt                  f = 0,8

• Guarde a solução de NaOH com rótulo indicando a sua normalidade real.

ANDAMENTO DOS CÁLCULOS

Cálculo de Vm: calcule a média aritmética entre V1 e V2

[pic 2]

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[pic 5]

Com os valores obtidos de V1, V2 e Vm. Dados: V = 20 ml; Nt = 0,1

[pic 6]

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O fator de correção (f):

[pic 10]

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[pic 12]

CONCLUSÃO

Concluímos que é possível a medir o pH de soluções utilizando tanto indicadores, substâncias que mudam de cor conforme a concentração de íons de hidrogênio presentes, como o potenciômetro que permite a leitura do pH direto no aparelho. Mas, os métodos acima diferem na precisão, o potenciômetro indica direto o valor de pH, enquanto o uso de indicadores estabelece apenas faixas de pH. Por meio dos valores do pH, é possível calcular as concentrações de íons de hidrogênio e de hidroxila nas soluções.A constante de equilíbrio é dada pelo produto das concentrações moleculares dos produtos dividido pelo produto das concentrações moleculares dos reagentes, além disso, é de grande importância ressaltar, que não é viável estabelecer esse tipo de relação para soluções de ácidos e bases fortes, pois, suas moléculas estão totalmente dissociadas em solução.

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