Relatório Quimica

Relatório Quimica

Universidade Federal do Tocantins

Campus Universitário de Palmas

Engenharia Ambiental

Química Geral

Professora: Elisandra Scapin

Relatório da aula prática de Volumetria de Neutralização

Determinação da acidez total em vinagre

(Titulação de ácido fraco com base forte)

Diogo Jobane Neto

Guilherme Justin

Antonio Wisley

Palmas-TO

2010

Sumário

Introdução_________________________________________________3

Materiais e reagente_________________________________________5

Desenvolvimento ___________________________________________6

Conclusão_________________________________________________12

Referências bibliográficas____________________________________­_13

Introdução

A titulação ácido-base é um procedimento muito comum em laboratório, onde a através a adição vagarosa de uma solução básica de concentração conhecida na solução do ácido, é possível determinar a concentração molar de um ácido em uma solução aquosa.

A solução de ácido tem seu volume conhecido, pois é comumente transferido com o auxílio de uma pipeta, esta também é chamado de titulado. A solução de base é adicionada a solução de ácido, sendo este chamado de titulante, e a adição desta solução é interrompida no ponto em que o número de mols de íons de H+ do ácido é igual ao número de mols de íons de OH- da base, que foram misturados, a isto chamamos de ponto de equivalência, sendo ele observado a partir da mudança de cor de um indicador.

Um grande número de substâncias, chamadas indicadores ácido-base, mudam de cor de acordo com a concentração de íons hidrogênio na solução. A mudança da cor observada em meio ácido para a cor observada em meio básico não ocorre abruptamente, sendo esta a característica principal destes indicadores, mas dentro de um pequeno intervalo de pH, denominado intervalo de mudança de cor do indicador.

O pH da solução varia a medida que é adicionado titulante ao titulado, a partir desta variação é possível construir o gráfico, o qual denominamos curva de titulação. Para que se obtenha bons dados para apresentar a curva de titulação é necessário que seja escolhido o indicador certo.

O pH durante a titulação pode ser medido através da diferenciação em quatro pontos:

  1. O pH antes do inicio da titulação: o pH é ácido pois ainda não foi adicionado base para a neutralização do ácido.

  2. O pH antes do ponto de equivalência: o pH ainda se apresenta acido pois a base adicionada não foi suficiente para neutralizar o ácido totalmente.

  3. O pH no ponto de equivalência: foi adicionado quantidade suficiente de base para neutralizar totalmente o ácido, ocorrendo a formação de sal e água, neste caso o pH é maior que 7.

  4. O pH após o ponto de equivalência: ao atingir o ponto de equivalência, toda base adicionada em excesso se ionizará, com isso ocorre a elevação do pH da solução, tornando-a básica.

Poder tampão é a capacidade que uma solução tem de resistir a variações de pH quando ácidos ou bases são adicionados.

Soluções contendo ácido ou base forte, a atuação como tampão resulta da natureza logarítmica da escala de pH. Em soluções que apresentam ácido fraco e base conjugada, há conversão do ácido na base conjugada ou vice-versa por adição de base ou ácido forte.

Materiais e reagentes

Para a realização dessa aula prática foram necessários os seguintes materiais:

  • Becker;

  • Bureta (suporte e garra);

  • Erlenmeyer;

  • Pêra;

  • Pipeta volumétrica;

  • Proveta:

Os reagentes utilizados foram:

  • Ácido acético (CH3COOH);

  • Água destilada;

  • Fenolftaleína(C20H14O4);

  • Hidróxido de sódio (NaOH);

Desenvolvimento

Uma amostra de 10 mL ácido acético foi diluída em 90 mL de água destilada, apresentando uma diluição 1:10.

Foi transferido para um erlenmeyer 20 mL da amostra já diluída e em seguida foi adicionado 2 gotas de fenolftaleína.

Colocou-se em uma bureta solução padronizada hidróxido de sódio 0,1 mol/L.

A solução de hidróxido de sódio foi adicionado gota a gota ao erlenmeyer onde continha ácido acético, com agitação constante, até que a solução apresentasse coloração rosa. O procedimento foi repetido três vezes, analisando os volumes de base para que posteriormente servirão para calcular a molaridade e o pH da solução.

Os volumes observados foram:

V1 = 16 mL

V2 = 18 mL

V3 = 18 mL

Vmédia = 17,33 mL

A equação que representa a reação do ácido acético com o hidróxido de sódio é:

CH3COOH + NaOH NaCH3COO + H2O

nNaOH = 0,1 x 0,01733 = 0,001733 mol

MCH COOH = 0,001733 = 0,8665 mol/L

0,002

1 mol de CH3COOH 60 g

0,001733 mol x

x = 0,10398g

0,10398 g 2 mL

x 100 mL

x = 5,1 % de acidez no vinagre

pH antes do ponto de equivalência

  • 0,0 mL de NaOH:

nCH COOH = 0,002 x 0,8665 = 0,001733 mol

pH = -log [ H+ ]

pH = - log [0,001733]

pH = 2,7612

  • 3,0 mL de NaOH

MCH COOH = ( 0,002 x 0,8665 ) - ( 0,003 x 0,1 )

0,005

MCH COOH = 1,733x10-3 – 3x10-4

0,005

MCH COOH = 14,33x10-4

0,005

MCH COOH = 0,2866 mol/L

MNaOH = 3x10-4

0,005

MNaOH = 0,06 mol/L

pH = pKa + log [ B ]

[ BH+ ]

pH = 4,757 + log [0,06]

[0,2866]

pH = 4,757 – 0,679

pH = 4,07

  • 6,0 mL de NaOH

MCH COOH = ( 0,002 x 0,8665 ) – ( 0,006 x 0,1 )

0,008

MCH COOH = 0,14125 mol/L

MNaOH = 0,006 X 0,1

0,008

MNaOH = 0,075 mol/L

pH = pKa + log [ B ]

[ BH+ ]

pH = 4,757 + log [0,075]

[0,14125]

pH = 4,757 – 0,2749

pH = 4,48

  • 9,0 mL de NaOH

MCH COOH = ( 0,002 x 0,8665 ) - ( 0,009 x 0,1 )

0,011

MCH COOH = 0,075 mol/L

MNaOH = 0,009 x 0,1

0,011

MNaOH = 0,0818 mol/L

pH = pKa + log [ B ]

[ BH+ ]

pH = 4,757 + log [0,0818]

[0,075]

pH = 4,757 + 0,03

pH = 4,79

pH no ponto de equivalência

CxV = CxV

0,1 x V = 0,8665 x 0,002

V = 0,01733 L ou 17,33 mL

NaCH3COO + H2O HCH3COO + NaOH

MNaCH3COO = 0,8665 x 0,01733

0,01933

MNaCH3COO = 0,775 mol/L

Kb = [ HCH3COO ] x [ NaOH ]

[ NaCH3COO ]

5,7x10-10 = [ X ] x [ X ]

0,775 – X

X = 2,1 . 10-5

pOH = -log [ OH- ]

pOH = -log [2,1 . 10-5 ]

pOH = 4,677

pH = 14 – 4,67

pH = 9,33

pH após o ponto de equivalência

  • 20 mL de NaOH

Vexcesso = 20 – 17,33 = 2,67 mL

MNaOH = 0,00267 x 0,1

0,017

MNaOH = 0,0157mol/L

pOH = -log [ OH- ]

pOH = -log [ 0,0157 ]

pOH = 1,84

pH = 14 – 1,84

pH = 12,16

Conclusão

Tomando como base os dados apresentados neste trabalho e a partir do valor teórico de acidez apresentado pelo fabricante, de 4%, fomos capazes de calcular o teor do vinagre que foi utilizado neste experimento, sendo aproximadamente 5%. Valores entre 3 a 5% de acidez são aceitáveis para fins de cálculos.

A partir da titulação de uma ácido fraco com uma base forte foi possível constatar que o pH antes do ponto de equivalência apresentou-se baixo, sendo esta solução ácida, já que a base não foi suficiente para neutralizar o ácido. No ponto de equivalência o pH é superior a 7, devido a hidrólise do ânion do ácido fraco. E após o ponto de equivalência o pH é básico, sendo este valor numericamente alto, pois a base neutralizou totalmente o ácido, sendo que a primeira apresentada em excesso.

Referências bibliográficas

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