Indicadores e Titulação Ácido Base

Indicadores e Titulação Ácido Base

Universidade Estadual de Santa Cruz

Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas

Indicadores & Titulação Ácido – Base

Almiro Carvalho Franco

2008.111.91

Relatório apresentado como parte das exigências da disciplina CET 670 – Química Analítica Qualitativa – sob a orientação do professor Antônio Santana.

Ilhéus – Bahia

Novembro / 2009

. Introdução:

As palavras ácido e base são de uso comum, não fazendo parte apenas do vocabulário dos químicos. Muitas vezes nos referimos às frutas como ácidas, utilizamos produtos básicos, como soda cáustica para desentupir pias, dentre outros (BARBOSA, 2006).

Muitos produtos utilizados na casas, de uma forma ou de outra, necessitaram de um ácido ou de uma base durante seu preparo. Nos laboratórios e nas indústrias químicas, onde novas substâncias são criadas e produzidas a cada dia, são sempre utilizadas substâncias ácidas ou básicas (BARBOSA, 2006).

A primeira definição para ácidos e bases, surgida em 1887, foi proposta pelo químico sueco Svante Arrhenius. Segundo ele, ácidos seriam substâncias cujas soluções aquosas contivessem excesso de íons H+, enquanto bases seriam substâncias cujas soluções aquosas contivessem excesso de íons OH-. Porém, os dois conceitos mais utilizados atualmente são o de Bronsted – Lowry e o de Lewis (BARBOSA, 2006).

Segundo o conceito de Bronsted – Lowry, ácidos são substâncias capazes de doar um ou mais prótons (H+) em uma reação química, e bases são substâncias capazes de aceitar um ou mais prótons (BARBOSA, 2006).

O químico norte americano Gilbert Lewis propôs, de forma mais abrangente, que um ácido é uma espécie capaz de aceitar um par de elétrons em uma reação química, enquanto uma base é uma espécie que possui, pelo menos, um par de elétrons não-ligantes disponível para compartilhar com outra espécie numa reação química (BARBOSA, 2006).

Os ácidos e bases são classificados quanto à sua força. Para tais definições, o termo desprotonação significa a perda de um próton, e protonação significa o ganho de um próton. Sendo assim, segundo a teoria de Bronsted – Lowry, um ácido forte é o que se apresente completamente desprotonado em solução e um ácido fraco está parcialmente desprotonado em solução. Logo, uma base forte está completamente protonada em solução e uma base fraca está parcialmente protonada em solução (ATKINS; JONES, 2006).

As bases de Lewis são também bases de Bronsted, diferentemente dos ácidos, pois um ácido de Lewis não precisa ter um átomo de hidrogênio (ATKINS; JONES, 2006).

Um indicador ácido – base é um corante, solúvel em água, cuja cor depende do pH do meio. A mudança rápida de pH que ocorre no ponto estequiométrico de uma titulação é, portanto, sinalizada por uma mudança instantânea da cor do corante, em resposta ao pH. Esse tipo de indicador muda de cor com a variação do pH porque ele é um ácido fraco que tem uma cor na forma de ácido e outra na forma de base conjugada. No processo, um próton muda a estrutura da molécula HIn (onde In é o indicador) e faz com que a absorção de luz seja diferente na forma HIn e na forma In-. Quando a concentração de HIn é muito maior do que a de In-, a solução tem a cor na forma ácida do indicador. Quando a concentração de In- é muito maior do que a de HIn a solução tem a cor da forma básica do indicador. O ponto final da titulação ocorre quando as concentrações das formas ácida e básica, do indicador, são iguais: [HIn] = [In-] (HARRIS, 2005).

A faixa de pH na qual a cor muda é chamada faixa de transição. Enquanto a maioria dos indicadores tem uma única mudança de cor, o azul de timol, por exemplo, sofre outra transição, entre o pH 8,0 e o pH 9,6, do amarelo pra o azul. Nesta faixa várias tonalidades de verde são observadas. A tabela 1 mostra os valores da faixa de transição de algumas soluções de indicadores mais comuns (HARRIS, 2005):

Tabela 1: Propriedades de alguns indicadores

Indicador

Faixa de Viragem

Cor em meio ácido

Cor em meio básico

Azul de Bromotimol

6,0 – 7,6

Amarelo

Azul

Fenolftaleína

8,0 – 9,6

Incolor

Vermelho

Verde de Bromocresol

3,8 – 5,4

Amarelo

Azul

Azul de Timol

1,2 – 1,8

Vermelho

Amarelo

Alaranjado de Metila

3,1 – 4,4

Vermelho

Amarelo

Tornassol (Litmus)

5,0 – 8,0

Vermelho

Azul

Em geral, escolhe-se um indicador cuja faixa de transição se sobreponha, o mais próximo possível, ao intervalo onde se verifica a região de maior inflexão da curva de titulação. A inflexão da curva de titulação, próxima ao ponto de equivalência, assegura que o erro do indicador causado pela não coincidência do ponto final com o ponto de equivalência não seja muito grande (HARRIS, 2005).

Para vários processos em química como, por exemplo, numa titulação ácido – base, é essencial a compreensão do significado do termo pH. A escala de pH foi introduzida pelo químico dinamarquês Soren Sorensen, em 1909, no transcorrer do seu trabalho de controle de qualidade na preparação de cerveja, sendo hoje útil em várias ciências, como na medicina e engenharia (ATKINS; JONES, 2006).

Devido a dificuldade em lidar com uma gama extensa de valores, a estes é aplicado o uso de logaritmos, que condensa os valores em um intervalo mutio menor e mais conveniente. Assim, uma definição para o pH de uma solução é, o logaritmo negativo da concentração de [H+], ou seja, pH = - log [H+] (ATKINS; JONES, 2006).

O logaritmo nessa definição é o logaritmo comum, na base 10. O sinal negativo significa que quanto maior a concentração molar de H+, menor será o pH. Como o pH é o logaritmo comum negativo da concentração, uma mudança de uma unidade de pH significa que a molaridade do íon H+ mudou por um fator 10. Por exemplo, quando o pH muda de 5 para 4, a molaridade de H+ cresce por um fator 10, de 10-5 mol.L-1 para 10-4 mol.L-1 (ATKINS; JONES, 2006).

O pH está amplamente relacionado a saúde humana. O pH sanguíneo, por exemplo, precisa estar em seu limite ideal de 7,4 para absorver os minerais necessários à saúde daquele indivíduo. Qualquer alimento que prejudique o equilíbrio do pH ideal estará comprometendo a saúde do indivíduo. Uma pequena variação do pH dá oportunidade a uma redução do seu sistema imunológico, dando oportunidade para que seres vivos prejudiciais à nossa saúde, como vírus, bactérias, fungos, que vivem em meios ácidos, com pH abaixo de 7,0 proliferem e encontrem ambiente propício para sobreviver.

Titulação é uma das técnicas universais de química e é geralmente usada para determinar a concentração de um soluto. As titulações podem ser do tipo ácido – base, na qual um ácido reage com uma base, ou titulação redox, na qual a reação é entre um agente redutor e um agente oxidante (ATKINS; JONES, 2006).

Em uma titulação, pequenos volumes da solução de reagente – o titulante, são adicionados ao analito (titulado) até que a reação termine (HARRIS, 2005).

O ponto de equivalência, ou ponto estequiométrico, ocorre quando a quantidade de titulante adicionado é a quantidade exata necessária para uma reação estequiométrica como analito. Neste ponto, o número de mols de OH- (ou H+) adicionados como titulante é igual ao número de mols de H+ (ou OH-) inicialmente presente no analito. O sucesso da técnica de titulação está em detectar esse ponto (HARRIS, 2005), (ATKINS; JONES, 2006).

O ponto final de uma titulação é indicado por uma mudança súbita em alguma propriedade física da solução que pode ser indicada, mais simplesmente, pelo uso de uma solução indicadora adequada. A mudança é causada pelo desaparecimento do analito ou pelo aparecimento de um excesso de titulante (HARRIS, 2005).

Em alguns casos, o ponto final de uma titulação não é exatamente igual ao ponto de equivalência, pois às vezes é preciso a adição de mais solução, para que ocorra o aparecimento da cor, do que a necessária para reagir com o analito. Essa diferença é o inevitável erro analítico, pois com a escolha de uma propriedade física apropriada, cuja mudança é facilmente observada (tal como a cor de um indicador apropriado ou o pH), é possível que o ponto final fique muito próximo ao ponto de equivalência (HARRIS, 2005).

Na titulação de um ácido forte com uma base forte, ou vice versa, o pH muda lentamente, no inicio, muda rapidamente passando pelo pH igual a 7 no ponto estequiométrico, e então, novamente, muda lentamente.

Um gráfico de pH da solução do analito em função do volume do titulante adicionado durante a titulação é chamado de curva de pH, sendo que a curva de pH de um ácido forte com uma base forte é a imagem especular para uma titulação de uma base forte com um ácido forte (ATKINS; JONES, 2006).

. Objetivo:

Introduzir algumas técnicas básicas de preparo de solução, familiarizando com o uso de material volumétrico adequado. Explorar conceitos de titulação ácido – base, analisando o papel dos indicadores.

. Materiais e métodos:

. Materiais e reagentes:

- Bureta - Erlenmeyer

- Pipeta Volumétrica - Suporte Universal

- Balão Volumétrico - Balança Analítica

- Garras - Solução de NaOH 0,2M

- Pipetas Pasteur - Solução de HCl 0,1M

- Indicadores (Azul de Bromotimol, Fenolftaleína, Verde de Bromocresol)

. Metodologia:

I. A partir da solução de NaOH disponível, foram preparados 200mL de uma solução 0,2M.

II. A partir da solução de HCl disponível, foram preparados 200mL de uma solução 0,1M.

III. A um erlenmeyer de 125mL foram adicionados 40mL da solução de HCl e três gotas da solução do indicador selecionado.

IV. A bureta foi lavada com a solução de NaOH e, em seguida, aferida com a mesma. Assim, foi iniciada a adição de solução de NaOH ao erlenmeyer contendo o HCl, sob agitação.

V. Observou-se atentamente o aparecimento ou mudança de uma leve coloração, na solução contida no erlenmeyer, que tenha persistido por mais de 30 segundos, indicando o fim da titulação.

VI. O volume consumido de NaOH foi anotado, a fim de ser usado posteriormente no cálculo de pH e na comparação da cor encontrada com a obtida na literatura.

. Resultados e Discussão:

Inicialmente foi realizado o preparo das soluções a serem utilizadas na titulação. Para a solução de NaOH tínhamos uma solução inicial de 2M, para preparar 200mL de solução 0,2M, fazendo os seguintes cálculos:

C1 x V1 = C2 x V2

2M x V1 = 0,2M x 0,2L

V1 = 20mL de NaOH

Logo, foi adicionado 20mL de solução de NaOH 2M ao balão volumétrico de 200mL e foi aferido com água destilada, obtendo uma solução 0,2M de NaOH.

Para a solução de HCl tínhamos uma solução inicial de 2M, para preparar 200mL de solução 0,1M, fazendo os seguintes cálculos:

C1 x V1 = C2 x V2

2M x V1 = 0,1M x 0,2L

V1 = 10mL de HCl

Logo, foi adicionado 10mL de solução de HCl 2M ao balão volumétrico de 200mL e foi aferido com água destilada, obtendo uma solução 0,1M de HCl.

Por meio de cálculos, é possível prever quanto de solução de NaOH deve ser adicionada para que ocorra a viragem:

Vol.base x [NaOH] = Vol­­.ac. x [HCl]

X x [0,2] = 40 x [0.1]

X = 20 mL de NaOH

Assim, para que ocorra a viragem, durante a titulação, será necessária a adição de uma quantidade igual ou superior a 20mL de solução de NaOH, ocorrendo a mudança de cor dos indicadores.

Na titulação ocorre que as concentrações de OH- e de H+ provenientes da auto-ionização da água não são afetadas pela formação do sal oriundo da base forte e do ácido forte, por isso que o pH no ponto estequiométrico será igual a 7.

As curvas abaixo mostram a variação de pH para uma titulação qualquer envolvendo um ácido forte e uma base forte, sendo a imagem especular para uma titulação base forte e ácido forte.

Figura 1: Curva de pH para uma titulação Ácido – Base fortes

Foi utilizada do NaOH 20,5 mL com a fenoftalína como indicador. Sua faixa de transição é de 8,2 – 10,0.

Do azul de bromotimol foi usado um volume de 20,8 mL do NaOH apresentando a mudança de cor, do amarelo para o azul. O ponto de viragem deste indicador é em torno de 6,0 – 7,6.

Para o verde de bromocresol foi utilizado 20 mL de NaOH e sua faixa de mudança de pH encontra-se 3,8 – 5,4, mudando também do amarelo para o azul.

. Conclusão:

Vê-se então que o estudo do pH de soluções é muito importante tendo em vista que o mesmo atua em diversas áreas, como determinante para vários processos, inclusive relacionados à saúde.

Foi notável, também, solução as reações ácido – base se dão, basicamente, através da transferência de prótons, ou seja, um ácido cede um próton a uma base, transformando-se em uma nova base e a base se transforma em um novo ácido.

Em relação aos indicadores, percebe-se que os três utilizados na prática apresentam faixa de viragem distintas, sendo assim, o volume de solução utilizada para a mudança de cor, deveria ser muito diferente para cada um, o que não ocorreu. Logo, não ficou muito claro os conceitos de faixa de viragem dos indicadores.

. Referências Bibliográficas:

VOGUEL, A. I. “Química Analítica Qualitativa”. São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.

BARBOSA, L. C. de A. “Introdução à Química Orgânica”. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2006. 311 p.

ATKINS, P. W.; JONES, L. “Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente”. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 914 p.

HARRIS, D. C. “Análise Química Quantitativa”. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005. 876p.

RUSSELL, J. B.; GUEKEZIAN, M. “Química Geral”. 2. ed. 2. v. São Paulo: Makron Books, 2004.

Comentários