Preparo de solução e titulação

Preparo de solução e titulação

OBJETIVO

Preparar 250 mL de solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,5 N.Ao longo dos experimentos constituir baterias de tubo de ensaio e através destas observar o comportamento dos indicadores em meio ácido ou alcalino.

Construir uma curva de titulação através do volume gasto de Hidróxido de Sódio (NaOH), sendo a abscissa o volume gasto de base e a ordenada o pH da solução.

Determinar a concentração desconhecida do Ácido Clorídrico (HCl), com a titulação do mesmo através da utilização de Hidróxido de Sódio (NaOH) e a utilização do indicador Fenolfateína 1%.

INTRODUÇÃO TEÓRICA

Tipos de Solução

Uma solução é qualquer sistema monofásico composto por dois ou mais componentes, sendo o soluto, o disperso e o solvente, o dispergente.

As soluções são classificadas quanto ao estado físico, a condutibilidade elétrica e à proporção de soluto e solvente.

Segundo CARVALHO:

A solução é diluída quando a proporção de soluto é pequena e relação à do solvente [...] A solução é concentrada quando à proporção do soluto é grande em relação à do solvente. [...] A concentração é saturada quando contém o máximo de soluto dissolvido a uma dada temperatura estável na presença do soluto não dissolvido. [...] A solução é supersaturada quando contém maior quantidade de soluto que a respectiva solução saturada à mesma temperatura.

Ao realizar experimentos com determinadas substâncias é necessário isolar certa porção dessa substância, isso é chamado sistema.

Os sistemas são classificados como homogêneo e heterogêneo, sendo o primeiro o que apresenta as mesmas propriedades e o segundo é aquele que não apresenta as mesmas propriedades.

As misturas não têm fórmulas próprias, elas existem quando duas ou mais substâncias são reunidas em um mesmo espaço sem que suas características sejam alteradas, ou seja, desde que não haja uma transformação química.

Elas são classificadas como: misturas homogêneas e heterogêneas. Estas constituem os sistemas heterogêneos e aquelas os sistemas homogêneos.

Ácidos e bases

Segundo Arrhenius: ácidos são substâncias que em solução aquosa, originam como íons positivos apenas os cátions H+. E as bases são eletrólitos que em solução aquosa fornecem como íons negativos exclusivamente os ânions hidroxila OH-. De modo idêntico aos ácidos, as bases podem ser classificadas conforme sua basicidade, isto é, segundo o número de íons OH- que são produzidas por moléculas, bases monobásicas e polibásicas.

De acordo com as idéias de Hückel e Debye: substâncias como HCl, HNO3, H2SO4 e outras, não sofrem dissociação iônica, que é o que afirma Arrhenius, mas, sim cátions H3O+. E as bases podem provir das dissociações iônicas ou da ionização de substâncias moleculares.

Segundo Brönsted e Lowry: ácido é toda substâncias que pode doar prótons. Base é toda substâncias que pode capturar prótons. Uma vez que o processo de ganho e perda de prótons é reversível, o ácido, ao perder um próton, converte-se numa base, enquanto a base, ao ganhar um próton, converte-se num ácido. Um ácido e sua base correspondente formam um sistema conjugado representado por:

Ácido  Base + Prótons

De acordo os estudos de Lewis: ácido é uma substância que contem um íon ou molécula capaz de receber um dos pares de elétrons solitários de uma base para originar uma ligação covalente. A base é uma substância que contem um íon ou molécula com um ou mais pares de elétrons solitários, capazes de originar uma ligação com outro íon ou molécula.

Indicadores

Os indicadores são segundo VOGEL:

O indicador é uma substância que varia de cor conforme a concentração hidrogeniônica. Normalmente, é um ácido orgânico fraco ou uma base fraca em solução muito diluída. O indicador, ácido-base, não dissociado, apresenta uma cor diferente do produto dissociado.

Indicador

Solução Básica

Solução Ácida

Tornassol

Azul

Vermelho

Vermelho de Metila

Amarelo

Vermelho

Metil Orange

Amarelo

Vermelho

Fenolftaleína

Vermelho

Incolor

Azul de Bromotimol

Azul

Amarelo

Timolftaleína

Azul

Incolor

Fonte: ROZENBERG,I.M.Química Geral, São Paulo: Edgard Blücher LTDA, 2002

O “indicador universal” pode ser formado através da mistura de outros indicadores, é utilizado para indicar num só teste, o pH aproximado de uma solução, o que nenhum outro indicador é capaz. Seu preparo segundo Bogen: dissolvendo 0,2 g de fenolftaleína, 0,4 g de vermelho de metila, 0,6 g de dimetilazobenzeno, 0,8 g de azul de bromotimol e 1g de azul de timol em 1 L de etanol absoluto. A solução deve ser neutralizada, adicionando-se uma solução diluída de Hidróxido de sódio (NaOH) gota-gota, até atingir uma coloração amarela pura. Esse indicador universal apresenta diferentes colorações em função do pH da solução. Conforme o quadro abaixo:

pH

2

4

6

8

10

12

Cor

Vermelho

Laranja

Amarela

Verde

Azul

Púrpura

O pH pode ser determinado de várias formas, sendo elas: com a utilização de papéis indicadores, determinação calorimétrica, determinação potenciométrica.

Segundo VOGEL:

Pequenas tiras de papel de filtro devem ser impregnadas com a solução utilizada, e secas. Tais tiras de papel indicador podem ser guardadas por bastante tempo. Para fazer o teste, deve-se mergulhar uma tira de papel na solução e observar sua coloração [...] comparando a cor da tira, após a imersão na solução, com as cores exibidas no cartão colorido, determina-se facilmente o pH aproximado. Numa escala de 1 a 11, com precisão de 0,5 a 1.0 unidades de pH.

Curva de Titulação

Uma curva de titulação é que no diagrama cartesiano, mostra como varia o pH de uma solução de ácido (H+) quando a ela se adiciona quantidades de base (OH-) ou vice –versa.

Segundo ROZENBERG:

A forma da curva é conseqüência da escala logarítmica em que se define o pH. A quantidade de NaOH necessária para elevar o pH de 1 para 2 é 10 vezes a usada para elevar o pH de 2 para 3; esta última é 10 vezes a necessária para elevar o pH de 3 para 4, e assim por diante. [...] a adição de pequenas quantidades de base produz variações apreciáveis de pH. Ao contrário, as soluções ácidas de pH <3 não sofrem variações sensíveis de pH por adição pequenas quantidades de álcali, isto é, tais soluções revelam características de tampão.

Titulação

As reações de neutralização são importantes em procedimentos de laboratório conhecidos como titulação ácido-base.

Segundo RUSSEL:

A concentração molar de um ácido em uma solução aquosa é determinada pela adição vagarosa de uma solução básica de concentração conhecida na solução do ácido. [...]. A solução da base é usualmente transferida por um tubo de medição chamado bureta, e a adição desta solução é interrompida no ponto em que o numero de mols de íons H+ do ácido é igual ao número de mols de íons OH- da base, que foram misturados. Denominados de PONTO DE EQUIVALÊNCIA, geralmente observado por uma mudança de cor do composto, por uma pequena quantidade de indicador antes adicionada.

PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

1.1

1.2 MÉTODOS

PREPARAÇÃO DE MISTURA HOMOGÊNIA - SOLUÇÃO

Tendo calculado a massa de hidróxido de sódio (P.A) necessária para o preparo de uma solução de 250mL na concentração de 0,5N, obteve-se uma massa de 5,0g. Utilizando uma balança semi-analítica, introduziu sobre ela um béquer, feito a tara, em seguida com uma espátula colocou-se o hidróxido de sódio (NaOH), e obteve-se 5,01g. Em seguida dissolveu-se esse soluto em uma quantidade de água destilada menor que a desejada na capela. Transferiu-se com o auxilio de um funil e um bastão a solução para o balão volumétrico de 250mL. Seguindo todo o procedimento de lavagem das vidrarias utilizadas com o objetivo de não haver nenhuma perda de soluto.

Na seqüência completou-se com água destilada até o menisco utilizando uma pisseta, finalizou-se o procedimento com a agitação a fim de homogeneizar a solução.

FUNÇÃO DOS INDICADORES

Preparou-se duas baterias de 3 tubos de ensaio contendo cada um 2mL de água destilada.

À 1º bateria adicionou-se em cada tubo de ensaio 3 gotas de Ácido Clorídrico (HCl)1N, e a outra bateria adicionou-se também em cada tubo de ensaio 3 gotas de Hidróxido de Sódio (NaOH)1N.

Observou-se a mudança de cor, através da adição de um indicador em cada tubo, sendo os indicadores: fenolftaleína 1%, timolftaleína 1% e alaranjado de metila. Após isso, adicionou-se gotas de Ácido Clorídrico (HCl) nos tubos contendo Hidróxido de sódio (NaOH) e Hidróxido de Sódio (NaOH) nos tubos contendo Ácido Clorídrico (HCl) e observou-se as mudanças de coloração nos tubos de ensaio.

CURVA DE TITULAÇÃO

Com o auxilio da proveta mediu-se 25mL de Ácido Clorídrico 0,5N e transferiu-se para um erlenmeyer de 100mL, encheu-se a bureta com solução de Hidróxido de Sódio 0,5N, preparada na 1º parte do experimento. Titulando-o gota a gota mantendo sempre em agitação a solução de ácido e de acordo com a tabela cedida nos procedimentos mediu-se o pH da solução a cada volume pedido utilizando o papel universal.

TITULAÇÃO – DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DE UM ÁCIDO

Também usando uma proveta mediu-se 25mL de solução Ácido Clorídrico com concentração desconhecida, transferiu-se para um erlenmeyer 100mL e adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína.

Fez-se ambiente com a solução de Hidróxido e encheu-se a bureta com a solução de Hidróxido de Sódio (NaOH)0,5N preparada na 1º parte do experimento. Titulou-se gota a gota a solução de ácido, sob constante agitação até o ponto de viragem (ROSA). Anotando o volume gasto de solução básica, para assim encontrar a concentração do ácido.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Preparação de Mistura Homogênea - Solução

De acordo com a fórmula, temos que:

N= m .  0,5 = m . m = 5 g

MM. v 40. 0,25

x 1

Sendo:

N= normalidade

MM= Massa Molar

X = fator característico

V= volume

Na balança semi-analítica, pesou-se 5.01g.

Logo, a concentração encontrada foi de 0,501N.

Função dos Indicadores

Nos três tubos com Água destilada e Solução de Hidróxido de Sódio observou-se o seguinte comportamento dos indicadores:

- Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH)

Com Alaranjado de Metila apresentou coloração amarela.

Com Timolftaleína 1% apresentou coloração azul.

Com Fenolftaleína 1% apresentou coloração rósea.

Nos três tubos com Água destilada e Solução de Ácido Clorídrico observou-se o seguinte comportamento dos indicadores:

- Solução de Ácido Clorídrico (HCl)

Com Alaranjado de Metila apresentou coloração vermelha.

Com Timolftaleína 1% apresentou coloração incolor.

Com Fenolftaleína 1% apresentou coloração incolor.

Adicionou-se gotas de Ácido Clorídrico (HCl) nos tubos com solução alcalina com a finalidade de fazer a viragem da solução.

-6 gotas de HCl e a coloração passa a ser vermelha.

-4 gotas de HCl e a coloração passa a ser incolor.

-6 gotas de HCl e a coloração passa a ser incolor.

Adicionou-se Hidróxido de Sódio (NaOH) nos tubos contendo solução ácida com a finalidade de fazer a viragem da solução.

-2 gotas de NaOH e a coloração passou a ser amarela.

-2 gotas de NaOH e a coloração passou a ser azul.

-1 gota de NaOH e a coloração passou a ser rósea.

Curva de Titulação

Efetuando a titulação com os volumes contidos na tabela e medindo o pH da solução a cada intervalo, completou-se a tabela abaixo:

NaOH (mL)

pH

0

0

15

0 a 1

24

4

25

7

26

12

30

13

De acordo com os valores de pH encontrados na titulação e colocados na tabela acima, temos a curva da titulação abaixo.

Sendo as coordenadas, y, os valores de pH e os valores da abscissa, x, o volume de NaOH gasto.

Titulação

Feita a titulação do HCl de concentração desconhecida, temos que o volume gasto de NaOH, 0,5 N, igual a 19,55 mL 0,

Efetuando os cálculos segundo a equação:

N1 . V1 = N2 . V2

N1 . 25 = 0.5 . 19,55

N1 = 0,391N

Sabe-se que a estequiometria da equação é de 1:1

Ou seja,

HCl + NaOH  NaCl + H2O

É necessário 1 mol de base para neutralizar 1 mol de ácido, e , conseqüentemente o mesmo volume. Depois de titular os 25 mL de HCl foi gasto um volume inferior de base, o que significa que a concentração da base é maior. Isso foi provado com os cálculos.

Como a base tinha concentração igual a 0,5N o ácido apresentava a concentração de 0,391N.

REFERÊNCIAS

  1. VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Mestre Jou, 5ª Edição, 1981.

  1. RUSSELL, Jonh B., Química Geral, São Paulo: Makron Books, 2ª Edição, 1994.

  1. REIS, Martha. Química Geral, 2º Grau: volume único – São Paulo: FTD, 1993.

  1. CARVALHO, Geraldo Camargo de. Química Moderna, São Paulo: Scipione, 1997.

  1. ROZENBERG, I.M. Química Geral, São Paulo: Edgard Blücher LTDA, 2002.

  1. EBBING, Darrell D. Química Geral, volume 1-Rio Janeiro: Livros técnicos e científicos editora, 5ª edição, 1988.

Comentários