Química Analítica Quantitativa- Prática I

TITULAÇÃO DE ÁCIDO – BASE

Cleiciane Silva Novais1, Luis Fernando da Fonseca1, Mateus Rodrigues Rocha Duarte1, Nathila Silva Amaral1,

Thatiana Carneiro1.

1Graduando em Licenciatura Química, Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia, Rodovia

BR 415, Km 03, S/N, 45700-000, Itapetinga-BA, Brasil.

RESUMO

Um dos processos mais apropriados para determinação de uma concentração de uma solução é a titulação, é uma análise volumétrica, em que, através de medições rigorosas de volumes utilizados, fica possível a determinação da concentração da solução pesquisada.Cria-se uma curva de titulação, na qual, utilizando um indicador apropriado, com volumes rigorosamente medidos, determina-se uma neutralização ácido base, onde um ponto de equivalência, com utilização do indicador apropriado, vai indicar o ponto de equilíbrio das soluções, e utilizando linguagem matemática apropriada, a determinação da concentração desejada.

Palavra chave: Ácido, base, indicador, concentração.

INTRODUÇÃOO objetivo da titulação de uma solução ácido com uma solução padronizada de uma

base é a determinação da quantidade exata de base que é quimicamente equivalente à

quantidade de ácido presente. O ponto em que isto ocorre é o “ponto de equivalência”, ponto

estequiométrico ou ponto final teórico. A solução resultante contém o sal correspondente. Se

o ácido e a base forem eletrólitos fortes,a solução será neutra no ponto de equivalência e terá

o pH igual a 7. Se o ácido ou a base forem um eletrólito fraco,o sal será hidrolisado até certo

ponto e no ponto e equivalência a solução será ligeiramente básica ou ligeiramente ácida. O

pH exato da solução no ponto de equivalência pode ser prontamente calculado a partir da

constante de ionização do ácido fraco (ou da base fraca) e da concentração da solução. Na

prática, o ponto final correto caracteriza-se por um valor definido da concentração de íons

Química Analítica Quantitativa- Prática Ihidrogênio na solução, valor este que depende da natureza do ácido,da natureza da base e da

concentração da solução.

Um grande número de substâncias, chamadas indicadores de neutralização ou

indicadores ácido-base, muda de cor de acordo com a concentração de íons hidrogênio na

solução. A característica principal destes indicadores é que a mudança da cor observada em

meio ácido para a cor observada em meio básico não ocorre abruptamente, mas dentro de um

pequeno intervalo de pH (normalmente cerca de duas unidade de pH), denominado intervalo

de mudança de cor (faixa de viragem) do indicador. A posição da faixa de viragem na escala

de pH é diferente para cada indicador. É possível selecionar para a maior parte das titulações

ácido-base um indicador que muda de cor em um pH próximo ao do ponto de equivalência.

Calcular o a concentração pratica do ácido HCl e o erro relativo

MATERIAIS E MÉTODOS

No experimento foram utilizados os seguintes materiais:

Solução de NaOH a 1 mol;

Solução de ácido clorídrico a 1 mol;

Fenolftaleína;

Erlenmayer;

Béquer;

Picete;

Pipeta;

Bureta;

Suporte universal.

No experimento foram utilizados os seguintes métodos:

Em primeiro lugar condicionamos as vidrarias que seriam usadas na prática. Logo

após diluímos a solução de NaOH de 1 mol para concentrações de 0,1 e 0,5 mol num volume

de 500 mL. Depois colocamos 5 mL da solução de ácido clorídrico no erlenmayer com 3

gotas de fenolftaleína, na bureta de 100 mL colocamos a base. Iniciou-se o gotejamento da

base no ácido, observando cada gota, o início da formação da cor rosa. Para a concentração

de 0,1 mol na primeira tentativa foi adicionados um total 54 ml da base no erlenmayer, na

segunda foram adicionados 54,2 mL da base. Para a concentração de 0,5 mol a primeira

Química Analítica Quantitativa- Prática Itentativa foi adicionados 11 mL da base, na segunda foi 10,5 mL e na terceira vez foi 11,0

mL.

Obs.: Não foi possível fazer a triplicata da concentração de 0,1, pois acabou a solução

e os estagiários disseram que não precisava fazer outra solução.

RESULTADO E DISCUSSÃO

Calculo teórico para determinar o volume utilizado da base:

mácido V ácido=mbase V base

1mol x 5 mL = 0,1 x V

V = 50 mL

mácido V ácido=mbase V base

1mol x 5 mL = 0,5 x V

V = 10 mL

Resultado prático:

Concentração 0,1 NaOH Concentração 0,5 NaOH54 mL 11 mL

54,2 mL 10,5 mL11 mL

Calculo pratico para determinar a concentração do acido após a titulação

1º) cálculos para 0,1 mol de NaOH(duplicata)

mácido V ácido=mbase V base

M x 5 mL = 0,1 x 54 mL

M = 1,08 mmol de HCl (milimol)

mácido V ácido=mbase V base Média: 1,082mmol de HCl (após a titulação)

M x 5 mL = 0,1 x 54,2 mL

M = 1,084 mmol de HCl (milimol)

2º) Cálculos para 0,5 mol de NaOH(triplicata)

mácido V ácido=mba se V base

M x 5 mL = 0,5 x 11 mL

M = 1,1mmol de HCl

mácido V ácido=mba se V base

M x 5 mL = 0,5 x 10,5 mL Média: 1,083mmol de HCl (após a titulação)

Química Analítica Quantitativa- Prática I

M = 1,05 mmol de HCl

mácido V ácido=mba se V base

M x 5 mL = 0,5 x 11 mL

M = 1,1mmol de HCl

EXATIDÃORefere-se a concordância da medida com um nível de referência ou valorconhecido (veracidade das medidas).Quanto menor o erro relativo, maior a exatidão.

Erro relativo = (Valor medido – valor referência) · 1000 (valor referência)

Erro relativo

X−XV

XV

× 1000

1º parte) 0,1 NaOH (Titilante) para HCl(Analito

1,082−11

×1000=82 ppmil de HCl

2º parte) 0,5 NaOH(Titilante) para HCl(Analito)

1,083−11

× 1000=83 pp mil de HCl

CONCLUSÃO

Esta experiência sobre titulação possibilitou apreciar visualmente uma mudança de característica de uma solução inicialmente ácida, para uma solução neutra.

Com utilização dos indicadores de pH corretos, podemos verificar a concentração inicial de uma solução ácida.

Com utilização de vidraria adequada, reagentes, indicador e cálculos adequados, realizamos a prática em que observamos a alteração de cor para determinação de concentração de íons H+ de uma solução ácida, a alteração do pH reagindo com o indicador nos indica o ponto exato de equivalência.

Química Analítica Quantitativa- Prática IComo se trata de uma experiência de neutralização, partiu-se inicialmente de uma solução ácida forte e o seu neutralizante uma base forte, o ponto de equivalência é de um pH aproximadamente 7.

O método de titulação apresenta diversas vantagens, custo relativamente baixo e apreciação visual da alteração química que sofre a solução pesquisada.

Química Analítica Quantitativa- Prática IREFERENCIA

BRADY, James E., HUMISTON, Gerard E. Química Geral. 2.ed. Rio de Janeiro: Livros

Técnicos e Científicos, 1996.

VOGEL, Arthur I. Análise Inorgânica Quantitativa. Rio de Janeiro. Editora Guanabara, 1986