Funcoes inorganicas

Funcoes inorganicas

INSTITUTO FEDERAL DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS DO SERTÃO PERNAMBUCANO, CAMPUS PETROLINA

CURSO SUPERIOR EM TECNOLOGIA DE ALIMENTOS

FUNÇÕES INORGÂNICAS

PETROLINA, 2011.

DAIANE RAFAELLE

EDIGAR MENDES DE SÁ JUNIOR

LAYANE DE SOUZA SANTOS

FUNÇÕES INORGÂNICAS

PETROLINA, 2011.

SUMÁRIO

Pág.

1.0 INTRODUÇÃO --------------------------------------------------------

3

2.0 OBJETIVOS ------------------------------------------------------------

10

2.1 OBEJETIVO GERAL ------------------------------------------------

10

2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS ---------------------------------------

10

3.0 MATERIAS E REAGENTES ---------------------------------------

11

3.1 PROCEDIMENTOS --------------------------------------------------

11

4.0 RESULTADOS E DISCUSSÕES ----------------------------------

12

5.0 CONCLUSÃO ----------------------------------------------------------

14

6.0 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ----------------------------

15

  1. INTRODUÇÃO

Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Arrhenius

Svante August Arrhenius (1859-1927), químico, físico e matemático sueco, propôs, em 1887, uma teoria para explicar o comportamento de ácidos e bases. Segundo o conceito de Arrhenius, ácidos são substâncias que, em solução aquosa, aumentam a concentração de íons hidrogênio, H+, que, na presença de água, formam o cátion hidrônio (H3O+); e bases são substâncias que, em solução aquosa, aumentam a concentração de íons hidroxila (OH-). O cloreto de hidrogênio, HCl, por exemplo, a temperatura ambiente, é um gás. Quando dissolvido em água, o HCl forma íons H+(aq) e Cl-(aq) (Equação 1) e é chamado de ácido clorídrico.

HCl(g) H2O  H+(aq) + Cl-(aq) (Equação 1)

Na molécula de HCl, os átomos de hidrogênio e de cloro estão unidos por uma ligação covalente (H–Cl). Em solução aquosa, a ligação covalente é rompida, com a conseqüente formação de íons H+(aq) e Cl-(aq). Esse processo é chamado de ionização. Como a ionização do HCl leva à formação de íons H+(aq), ele é um ácido, segundo o conceito de Arrhenius. Já o hidróxido de sódio, NaOH, é um sólido iônico. Nele, a ligação não é entre átomos, mas entre os íons Na+ e OH-. Ao contrário das moléculas de HCl que sofrem ionização em solução aquosa, os íons do NaOH se dissociam. Observe o esquema abaixo:

compostos moleculares + água ionização  solução iônica

compostos iônicos + água dissociação  solução iônica

Como o OH- é um dos íons liberados na dissociação do NaOH, esse composto é uma base, segundo o conceito de Arrhenius. Uma consequência da teoria de Arrhenius é que podemos considerar que nem todos os ácidos e bases são igualmente fortes, ou seja, nem todos se ionizam ou dissociam em água completamente, como ocorre com o HCl e o NaOH, que são exemplos de ácido e base fortes.

A acidez e a basicidade das soluções podem ser medidas utilizando-se a escala de pH. Esta escala está relacionada com a concentração de íons hidrogênio, H+ ou H3O+, presentes na solução e varia de 0 a 14. Desse modo, soluções aquosas que apresentam pH menor que 7 são consideradas ácidas, e aquelas que apresentam pH maior que 7 são básicas. Quanto mais ácida for uma solução, menor será o valor de seu pH e, quanto mais básica, maior o seu pH. Soluções muito ácidas podem apresentar pH < 0 e soluções muito básicas pH > 14. Observe na Figura 1 abaixo a escala de pH e o pH de algumas soluções:

Figura 1: A escala de pH

A teoria de Arrhenius, embora muito útil, apresenta algumas limitações. Uma delas é que se aplica apenas a soluções aquosas. Desse modo, os químicos Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) e Thomas Martin Lowry (1874-1936) propuseram de forma independente uma nova teoria, mais abrangente, para explicar o comportamento de ácidos e bases, conhecida como teoria de Bronsted-Lowry.

Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Bronsted-Lowry

De acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, ácidos são doadores de prótons e bases são receptoras de prótons. Vamos analisar um exemplo genérico:

HA + B  A- + BH

Assim, o átomo de hidrogênio de BH+ é transferido para A-. Portanto, BH+ é um ácido e A- é uma base, segundo Brönsted-Lowry. Desse modo, HA e A- formam um par ácido-base conjugado. Ou seja, HA é um ácido porque doa um próton e transforma-se em A-. A- é uma base porque recebe um próton e transforma-se em HA. Do mesmo modo, B e BH+ formam um segundo par ácido-base conjugado.

Figura 2: Reação ácido-base

O equilíbrio estará deslocado no sentido da formação do ácido mais fraco e da base mais fraca. Se HA e B forem o ácido e a base mais fracos, eles estarão presente em maior quantidade.

Os Ácidos e as Bases: O Conceito de Lewis

Gilbert Newton Lewis (1875-1946), um químico americano, propôs uma teoria de ácidos em bases no mesmo ano em que Bronsted e Lowry apresentaram a sua teoria. De acordo com Lewis, ácidos são espécies capazes de receber pares de elétrons, e bases são espécies capazes de doar pares de elétrons. Desse modo, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação covalente coordenada mais estável. A proposta de Lewis é mais abrangente que as anteriores; no entanto, não as invalida.

Os sais

A maioria das pessoas, quando ouve a palavra sal, pensa no sal de cozinha. Mas, se você disser a palavra sal para um químico, ele provavelmente irá lhe perguntar de que sal você está falando. Pois, o sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl) é apenas um exemplo dessa enorme classe de substâncias. Sais são compostos iônicos que, em solução aquosa, se dissociam, formando pelo menos um cátion diferente do hidrogênio, H+(aq), e um ânion diferente da hidroxila, OH-(aq), e do oxigênio, O2-(aq). Os sais podem ser obtidos através de reações de neutralização, que são as que ocorrem entre um ácido e uma base e que têm como produto um sal e água.

A reação entre o ácido clorídrico, HCl, e o hidróxido de sódio, NaOH, por exemplo, forma o sal cloreto de sódio, NaCl, e água como mostra a equação abaixo.

HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)

O NaCl é formado pelo cátion Na+, vindo da base NaOH, e pelo anion Cl-, vindo do ácido HCl. Isso irá acontecer em todos os casos, ou seja, o ácido sempre irá formar o ânion do sal e a base o cátion do sal. Existe uma infinidade de sais conhecidos pelo homem. Alguns são produzidos artificialmente, em reações de neutralização. Outros, como o cloreto de sódio, são obtidos de fontes naturais, ou seja, já se encontram disponíveis na natureza.

Os Óxidos

Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais eletronegativo é o oxigênio. Apenas o elemento flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Assim, qualquer outro elemento, com a exceção do flúor, reage com oxigênio formando óxidos. Dizer que qualquer elemento reage com o oxigênio não é exagero. Como o oxigênio é muito reativo, é difícil encontrar um elemento que não seja capaz de reagir com ele. Desse modo, esta classe de compostos engloba um número muito grande de substâncias. Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais eletronegativo é o oxigênio. Apenas o elemento flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Assim, qualquer outro elemento, com a exceção do flúor, reage com oxigênio formando óxidos. Dizer que qualquer elemento reage com o oxigênio não é exagero. Como o oxigênio é muito reativo, é difícil encontrar um elemento que não seja capaz de reagir com ele. Desse modo, esta classe de compostos engloba um número muito grande de substâncias.

Por isso, os óxidos são divididos em quatro grupos, de acordo com seu comportamento em solução aquosa. São eles: óxidos ácidos, óxidos básicos, óxidos neutros e óxidos anfóteros. Óxidos ácidos. Quando dissolvidos em água, formam ácidos. Vejamos alguns exemplos:

CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq) dióxido de carbono ácido carbônico

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) trióxido de enxofre ácido sulfúrico

Óxidos básicos. Quando dissolvidos em água, formam bases.

Na2O(s) + H2O(l) → 2 NaOH(aq) óxido de sódio hidróxido de sódio

Óxidos neutros. Não reagem com a água.

Óxidos anfóteros. Comportam-se como base na presença de ácidos e como ácidos na presença de bases.

Al2O3(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2O(l)

Al2O3(s) + 6NaOH(aq) → 2Al(OH)3(aq) + 3H2O(l)

Titulação

A titulação é um método analítico no qual uma solução padrão é utilizada para determinar a concentração de uma outra solução. Uma titulação ácido-base é então baseada no fato de que um pode ser “neutralizado” pelo outro. Nessa reação de neutralização, o ácido e a base irão reagir para formar sal mais água. Assim, quando feita corretamente, a solução resultante será “neutra” (nem ácida nem básica). Numa titulação isso é conhecido como ponto final. A mudança de pH na solução pode ser monitorada usando um indicador ou um peagômetro.

NaOH + HCl  NaCl + H2O

A reação balanceada acima indica que 1 mol de NaOH reagirá com 1 mol de HCl para produzir 1 mol de NaCl e 1 mol de água. A única variável é a concentração das duas soluções.

Uma das aplicações mais correntes das reações ácido-base é a determinação da concentração de um ácido (ou de uma base) por reação com uma base (ou um ácido) de concentração rigorosamente conhecida. Este procedimento é conhecido como titulação ácido-base e a solução cuja concentração é conhecida designa-se por titulante, uma solução padrão.

A reação processa-se enquanto houver excesso de ácido (ou de base), ou seja, até que sejam adicionadas quantidades equivalentes das duas soluções; atinge-se nessa altura o ponto de equivalência. Mede-se rigorosamente o volume de uma das soluções que se coloca num balão erlenmeyer, e sobre ela deixa-se gotejar de uma bureta a outra solução até que se considere atingido o ponto de equivalência.

Do ponto de vista prático, a detecção do ponto de equivalência pode fazer-se usando um indicador apropriado, que, mudando de cor para um valor de pH, o mais próximo possível do ponto de equivalência, assinala o fim da titulação. Contudo, uma definição mais rigorosa da evolução de pH ao longo da titulação, e do ponto de equivalência em particular, consegue-se por leitura de pH com um aparelho de pH, como atrás foi referido. Os elétrodos vão fornecendo uma informação em contínuo, permitindo, com facilidade, a construção de curvas de titulação. O ponto de equivalência é o ponto de inflexão da curva, o qual é dado geometricamente pelo ponto médio do troço vertical da curva. Este tipo de análise chama-se titulação potenciométrica.

Para uma titulação ácido-base pode-se usar a seguinte fórmula:

NA . MA VA = NB . MB VB

Onde:

NA e NB -> número de moles das substâncias

MA -> Concentração molar da solução do ácido.

VA -> Volume da solução do ácido.

MB -> Concentração molar da solução da base.

VB -> Volume da solução da base.

Construção das curvas de titulação

As curvas de titulação, no caso das reações de neutralização são obtidas tomando-se os valores de pH da solução em função do volume do titulante ou da fração titulada. A obtenção dos dados para a construção de tais curvas é feita calculando-se o pH da solução após cada adição do titulante. Nestes cálculos admite-se que a reação entre o ácido e a base é completa e considera-se a solução resultante como uma mistura do ácido ou da base em excesso e do sal formado, dependendo da localização dos pontos considerados (antes ou depois do ponto de equivalência). No ponto de equivalência o problema se resume no calculo do pH de uma solução contendo o sal formado pela a reação entre o ácido e a base. O ponto de equivalência é a designação que se dá ao ponto onde a reação se completa totalmente, para uma dada estequiometria da reação. A grande variação de pH é bem evidenciada pela curva de titulação, que serão demonstradas através de indicadores.

Uma das maneiras usadas para detectar o ponto final das titulações, é baseada no uso da variação de cor de algumas substâncias denominadas de indicadores. No caso particular de ácido-base, os indicadores são ácidos ou bases orgânicas (fracos) que apresentam colorações diferentes, dependendo da forma que se encontram em solução (forma ácida ou forma básica). Assim o intervalo de ponto de viragem vai ser caracterizado pela mudança de cor do sal analisado, a partir da reação de um ácido com uma base. Os limites de intervalo de viragem dos indicadores não são descritos com rigor, pois dependem do próprio indicador e da pessoa que esta analisando.

Uma das causas de erro no uso dos indicadores é o fato de a viragem dos mesmos ser gradual e se dar em um certo intervalo de pH. Quanto mais a curva de titulação se afastar da perpendicularidade ao redor do ponto de equivalência, mais gradual será a mudança de cor do indicador.

Outra causa de erro é devido ao fato de a mudança de cor do indicador ocorrer em um pH diferente do pH do ponto de equivalência, fazendo com que o volume do titulante do final seja diferente do volume do titulante no ponto de equivalência da titulação, resultando no erro de titulação.

  1. OBJETIVOS

2.1 OBJETIVO GERAL

Apresentar conceito de ácido-base, escala de pH, indicadores e ensaio de titulação.

2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS

- Indicar através da escala de pH o caráter de ácido ou básico da amostra estudada;

- Apontar o ponto de viragem da amostra;

- Descrever e/ou mostrar os erros que ocorrem no ensaio de titulação.

  1. MATERIAIS E REAGENTES

- Bureta de 500 ml

- Erlenmeyer de 100 ml

- Becker de 50 ml

- Papel indicador de pH

- Verde de bromocresol

- HCl 0,01 M (100 ml)

- NaOH 0,01 M ( 100 ml)

3.1 PROCEDIMENTO

1- utilizando papel indicador de pH, verificar o pH de uma solução de HCL 0,01 M;

2- Tranfira 100 ml da solução de HCl 0,01 M para um erlenmeyer de 100 ml;

3- a seguir adicione três gotas do indicador verde de bromocresol (anote a variação de cor observada);

4- utilizando o papel indicador de pH, verificar o pH de uma solução de NaOH 0,01 M;

5- Tranfira 100 ml da solução de NaOH 0,01 M para um becker de 100 ml e adicionar três gotas do indicador verde de bromocresol (anote a variação de cor observada)

6- transferir a solução de NaOH para uma bureta de 50 ml (retirar as bolhas e acertar o menisco).

7- A partir do controle da torneira da bureta, adicionar lentamente a solução de NaOH ao erlenmeyer que contém a solução de HCl, até observar uma variação brusca de cor. (anotar qual a variação de cor observada, e qual volume da solução de NaOH adicionado).

Obs.: a cada 1 ml adicionado medir o pH da solução. Após chegar o ponto de viragem, adicionar mais 5 ml NaOH, continuando a medição de pH a cada 1 ml.

  1. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Ao utilizar o papel indicador de pH verificou-se que para a solução de HCl 0,01 M foi igual a 1. Como seu pH < 7, percebe-se que a amostra possui um caráter ácido, logo ele é um ácido. Já para a solução de NaOH 0,01 M foi igual a 11, como o pH da segunda amostra foi maior que 7, constou-se um caráter básico, logo ele é uma base.

Ao transferir 10 ml de solução de HCl 0,01 M para um erlenmeyer de 100 ml e adicionar três gotas do indicador verde bromocresol a solução apresentou a coloração amarelada para o ácido, ao transferir 10 ml de solução de NaOH 0,01 M para um becker e adicionar três gotas do mesmo indicador utilizado para o HCl, a solução apresentou a coloração azul, para a base.

A cada 1ml de NaOH adicionado ao HCl, observou-se o aumento gradativo do seu pH, que do item I ao VI com valores de 2 a 6, mostrou-se ainda com a cor amarelada devido ao caráter ácido do HCl que até então se mantinha em maior concentração na amostra, após o momento de viragem ocorreu de fato a mudança de cor da amostra de amarelada, passou a ser azulada a sua cor, isto ocorreu no item VII ao X com os valores 9 a 11, apresentando esta cor devido ao caráter básico do NaOH, que após o momento de viragem passou a se apresentar em maior concentração na amostra produzida.

Depois de transferir a solução de 50 ml NaOH para uma bureta e retirar as bolhas acertando o menisco, a partir do controle da bureta e adicionando lentamente a solução de NaOH ao erlenmeyer que continha a solução de HCl foi feito o ensaio de titulação, no qual observa-se o comportamento da amostra quanto ao seu pH, sendo feito o acréscimo de NaOH adicionado ao HCl, e verificar quais mudanças e alterações sofridas pela a amostra produzida. As quantidades de NaOH adicionadas ao HCl encontram-se na tabela 1, juntamente com o pH medido a cada acréscimo.

Tabela 1: Quantidade de NaOH, adicionada ao HCl

Volume

pH

I – 1,5 ml

2

II - 0,5 ml

2

III - 1,6 ml

3

IV - 1,9 ml

4

Volume

pH

V - 1,5 ml

4

VI - 1,0 ml

5

VII - 4,0 ml

9

VIII - 1,2 ml

10

IX - 2,5 ml

10

X - 5,0 ml

11

O ponto de viragem ocorreu no item VII, como mostra o gráfico abaixo. Ao acrescentar 4 ml, a coloração da amostra mudou de amarelo, para azul e apresentou pH igual a 9. Antes do ponto de viragem, a amostra apresentava pH ácido e após passou a apresentar pH básico.

Quanto mais a curva de titulação se afastar da perpendicularidade ao redor do ponto de equivalência, mais gradual será a mudança de cor do indicador. Por isso, mesmo utilizando o indicador adequado, aparece um erro indeterminado devido a dificuldade em se decidir quando exatamente a viragem ocorre.

  1. CONCLUSÃO

As funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos. Os ácidos reagem com as bases formando sal e água. Esta reação é denominada reação de neutralização. Alguns óxidos reagem com água formando ácidos ou bases. Há também óxidos que se comportam como ácidos na presença de base e como base na presença de ácidos. Essas quatro classes de compostos englobam um número muito grande de substâncias que estão presentes em nosso dia a dia.

Com a realização desse experimento compreendemos como é possível determinar a concentração de uma determinada substância através da titulação. Para tanto, é necessário conhecer a concentração da solução usada como titulante e também conhecer as propriedades das duas soluções (titulante e titulado) para entender as reações que irão ocorrer durante a titulação e interpretá-las corretamente.

Pode-se constar também que de acordo a curva titulométrica é que poderá se caracterizar a concentração de íons para um caráter ácido que apresenta pH com valores menores que 7 ou básico, onde o pH varia de 7 a 14. como também observa-se na curva titulométrica o ponto de viragem, quando o composto muda de cor bruscamente devido a solução acrescentada.

  1. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

BACCAN, N. et al. Química analítica quantitativa elementar. 3ª edição, São Paulo: Edgard Blucher – Instituto Mauá de Tecnologia, 2001.

Funções inorgânicas. Disponível em: http://www.web.ccead.puc-rio.br/> Acesso em: 03 out. 2011.

OHLWEILER, O. A. Química analítica quantitativa. 3ª edição – Rio de Janeiro: LTC - Livros Técnicos e Científicos Editora LTDA. 1982.

Química dos ácidos e bases. Disponível em: < http://www.qui.ufmg.br/ >. Acesso em: 03 out. 2011.

Comentários