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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA

CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

Química Analítica Quantitativa Experimental

VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO

Felipe Cesar e Fábio G. da Fonseca

Química Bacharelado e Industrial

Santa Maria, abril de 2012.

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SUMÁRIO

INTRODUÇÃO 3

REFERENCIAL TEÓRICO 4

METODOLOGIA 6

RESULTADOS E DISCUSSÕES 9

CONCLUSÃO 15

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 16

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1. INTRODUÇÃO

Este relatório trata das análises feitas em laboratório. Em primeira instância daremos alguns conceitos para compreensão geral do que este relatório aborda, ou seja, o que é um ácido e o que é uma base e no que consiste uma volumetria de neutralização somada com seus aspectos.

Outrossim relataremos aqui os experimentos referentes a três titulações de neutralização: 1 - Padronização do ácido clorídrico a partir de uma solução de carbonato de cálcio com concentração molar de 0,05 molar. 2 – Padronização de hidróxido de sódio com a solução padronizada de ácdo clorídrico encontrada no ítem 1. 3 – Em uma mistura de ácido clorídrico e hidróxido de magnésio (oriundo do leite de magnésia) determinar este último com hidróxido de sódio por meio da titulação do ácido clorídrico. No ítem referente a este processo, isto será melhor esclarecido.

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2. REFERENCIAL TEÓRICO

Aqui neste ítem abordaremos alguns conceitos essenciais para compreensão

do texto sequente.

2.1. Conceitos de Ácidos e Bases

Usaremos a Teoria de Usanovich para definirmos o que é um ácido ou uma

base. Esta teoria não postula algum conceito novo, porém vem a ser uma união das

teorias apresentadas ao longo dos anos de definições do que é uma base ou um

ácido.

Ácido: É uma espécie que reage com uma base (Similar ao postulado de

Arrhenius) para formar sais, doando cátions ou aceitando ânions (similar a Teoria de

Brønsted-Lowry), ou ainda aceitando elétrons (Teoria de Lewis).

Base: Similar as teorias apresentada nos ácidos, a base é uma espécie que

reage com ácidos formando sais. Para isto, esta espécie pode doar ânions, elétrons e

combinar-se com cátions.

2.2. Volumetria de Neutralização

A volumetria de neutralização consiste centralmente nas reações de ácidos e

bases. O controle e entendimento das questões envolvendo o pH e as constante sobre

os equilíbrios e dissociações. Henderson Hasselbach obteve uma expressão

matemática para envolver estes aspectos citados. Vamos desenvolver aqui esta

expressão:

Para uma equação geral de uma reação de dissociação ácida:

Hζ H+ + ζ-

Onde podemos expressar em termos da constante de dissociação:

K = [H+][ ζ-]/[ Hζ]

K[ Hζ] = [H+][ ζ-]

Onde ζ- é a base conjugada do ácido Hζ, os colchetes indicam que estamos

tratando das concentração molares (ou pressões parciais em caso de gases) e K é a

constante de dissociação ácida, ou seja, quanto o ácido tem capacidade de liberar o

próton.

Podemos passar esta expressão para a forma logarítmica.

logK + log[ Hζ] = log[H+] + log[ ζ-]

-log[H+] = - logK + log([ ζ-]/[ Hζ])

Onde a expressão –log pode ser escrita como p.

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p[H+] = pK + log([ ζ-]/[ Hζ]) (1)

Destarte, temos uma expressão que relaciona o pH, concentrações e a

constante K bem como esperávamos. (OHLWEILER, 1976)

A relação das reações pode facilmente se dar por esta equação, porém isto

não define o que é Volumetria.

Existem vários tipos de volumetria e todas elas consistem na determinação de

certa quantidade de alguma amostra desconhecida. Comumente esta quantidade é

medida em Concentração (n/V), todavia nada impede que se use número de moles,

kilogramas, ou outra unidade qualquer que identifique a quantização da espécie.

Podemos inferir que, compreendendo-se como as reações se dão, podemos obter

esta determinação.

Em uma volumetria de neutralização, a preocupação está em encontrar,

primeiramente por meio de cálculos, o ponto final para enfim pensar em um modo de

encontrá-lo na prática. Neste segundo quesito, usa-se muito os chamados indicadores.

Estes, por sua vez, são compostos (ácidos ou básicos) com característica de

transições crômicas (referente a cor) chamada halocromismo. Os indicadores de pH,

como são chamados, mudam de cor devido a concentração hidrogeniônica, como o

nome supõe.

O ponto que nos interessa na prática é chamado ponto final. De acordo com a

previsão do ponto final, por exemplo, quando um indicador mudar de cor saberemos

que estamos em determinada faixa de pH e se a reação deve prosseguir ou ser

finalizada. Ademais, os indicadores tem pelo menos uma faixa de transição de uma

cor para outra. (OHLWEILER, 1976)

Podemos também obter um conjunto de resultados para cada parte do

processo e, a partir destes, construir uma curva de titulação. Esta facilitará a

visualização de como o pH varia em relação ao agente adicionado. Portanto a própria

curva, em um coordenadas cartesianas, é dada como pH pelo Volume adicionado.

(SKOOG, 2005)

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3. METODOLOGIA

3.1. Materiais utilizados:

Erlenmeyer

Béquer

Piceta

Bureta

Pipeta volumétrica de 10 mL

Pêra

Bico de Bunsen

Tela de amianto

Estante

3.2. Soluções utilizadas:

Reagente Concentração

Carbonato de Sódio – Na2CO3 0,05 M Hidróxido de Sódio – NaOH 0,1 M

Ácido Clorídrico - HCl 0,1 M Leite de Magnésia – Mg(OH)2 8 g%

Fenolftaleína 1% Alaranjado de Metila 0,1%

Vermelho de Metila 0,1 g/60 mL

3.3. Cálculos e métodos de preparo das soluções utilizadas em aula:

Onde:

m = massa em gramas da substância;

ɱ = molaridade da substância;

PM = Massa molar da substância;

V = Volume;

d = densidade;

C = concentração.

A) Na2CO3 – 0,05 M

m = ɱ . PM . V

m = 0,05M . 106 g/mol . 1L

m = 5,3g

Logo, a massa de carbonato de sódio a ser pesada é de 5,3g. Dissolve-

se em um béquer com um pequeno volume de água destilada e após

transfere-se para um balão volumétrico de 1 litro, preenchendo com água

destilada até o menisco.

B) NaOH – 0,1 M

m = ɱ . PM . V

m = 0,1M . 40 g/mol . 1L

m = 4,0g

Portanto, a massa a ser pesada de hidróxido de sódio é de 4,0g. O

procedimento do preparo é igual ao do anterior.

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C) HCl – 0,1 M

d = 1,2 g/mL

[ ] = 37%

m = [ ] . d /100mL

m = 37 . 1,2 em 100 mL

m = 44,4g . 10 = 444g em 1000mL

ɱ = m/PM . V

ɱ = 444/ 36,5 . 1

ɱ = 12,16M

12,16M --------------------------- 1000mL

0,1M ------------------------------- XmL

X = 8,22mL

Para o preparo da solução, coloca-se uma pequena quantia de água

destilada em um béquer, adiciona-se 8,22 mL de ácido clorídrico

concentrado, homogeíza-se e transfere-se para um balão volumétrico de 1

litro, preenchendo com água até o menisco.

D) Fenolftaleína - 1%

1g ------------- 100mL

Para o preparo da solução de fenolftaleína 1%, pesa-se 1g de

fenolftaleína e dissolve-se em um béquer com pouco volume de água

destilada. Após, transfere-se para um balão volumétrico de 100mL,

preenchendo com água até o menisco.

E) Alaranjado de Metila – 0,1%

0,1g ----------- 100mL

Logo, a massa a ser pesada é 0,1g de alaranjado de metila. O

procedimento de preparo é o mesmo da solução anterior.

F) Vermelho de Metila – 0,1g/60mL

0,1g ----------- 60mL

x --------------- 100mL

x = 0,16g

Logo, a massa a ser pesada é 0,16g de vermelho de metila. O

procedimento de preparo é o mesmo da solução anterior.

3.4. Procedimentos Experimentais:

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Procedimentos para a padronização da solução aproximadamente 0,1

M de HCl com solução padrão 0,05 M de Na2CO3.

I) Em um erlenmeyer foi colocado exatamente 10 mL de solução

padrão de Na2CO3, duas gotas de alaranjado de metila (indicador) e 30

mL de água de6ionizada.

Na bureta, colocou-se a solução aproximadamente 0,1 M de HCl

a padronizar e titulou-se.

Após, o erlenmeyer foi colocado para aquecimento até a ebulição da

solução. Deixou-se esfriar, e novamente foi feita titulação até a viragem

do indicador.

O procedimento foi repetido por mais duas vezes a fim de ser

feito uma média dos volumes utilizados do titulante.

II) Após repetiu-se o procedimento acima utilizando fenolftaleína

para a detecção do primeiro ponto final, e depois do aquecimento

colocou-se 2 gotas de alaranjado de metila, para detecção do ponto

final.

Procedimentos para a padronização da solução aproximadamente 0,1

M de NaOH com a solução padronizada de HCl.

Foi entornado em um erlenmeyer 10 mL da solução

aproximadamente 0,1 M de NaOH, duas gotas de alaranjado de metila

e 30 mL de água deionizada.

Em uma bureta, colocou-se a solução padronizada de HCl

(conforme técnica 1). Procedeu-se a titulação até a viragem do

indicador. Esta técnica foi posta em triplicata.

Procedimentos para a determinação da alcalinidade em amostra real de

Leite de Magnésia.

O frasco que continha o leite de magnésia foi agitado

manualmente e retirou-se 20 gramas da amostra. Esta, foi transferida

quantitativamente para um balão volumétrico de 1 L e completou-se

com água deionizada até o menisco.

Desta amostra diluída, pipetou-se 10 mL para um erlenmeyer.

Junto, colocou-se 10 mL de HCl 0,1 M e 2 gotas de vermelho de metila.

Na bureta foi colocada solução padrão de NaOH 0,1 M

(padronizada conforme técnica 2). A titulação foi procedida até a

viragem do indicador. A técnica foi repetida mais duas vezes.

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4. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Neste ítem estão os resultados obtidos a partir dos métodos citados no ítem

anterior, bem como algumas palavras e cálculos essenciais para entendimento destes.

- Padronização da solução aproximadamente 0,1 M de HCl com solução padrão

0,05 M de Na2CO3.

Primeiramente houve uma diluição da solução de Carbonato de Sódio, que é

uma base moderada. A vantagem da diluição está em, buscando o ponto de final,

termos uma maior faixa de volume. Quando as concentrações são altas e

principalmente com bases e ácidos fortes (e o ácido clorídrico é forte), perto do ponto

final da titulação o pH tem uma variação muito grande. Esta variação fica menos

acentuada com a diluição dos reagentes e a concentração molar do carbonato de

sódio, por exemplo, torna-se 0,0125 M.

A reação de neutralização destes dois reagentes dá-se em duas etapas. A

primeira tem como produto o bicarbonato e a segunda o ácido carbônico de acordo

com as equações abaixo.

CO32- → HCO3

-

HCO3- → H2CO3

Os valores das dissociações ácidas para as reações inversas são 4,45.10-7

para o ácido carbônico e 4,69.10-11 para o bicarbonato. Ou seja, as reações

apresentadas inclinam-se fortemente para a direita.

Com este conhecimento podemos deduzir o pH para o final da reação da forma

que se segue:

Suponhamos primeiramente que na neutralização todo o carbonato foi

convertido em ácido carbônico. Ocorrendo a neutralização total do carbonato de sódio,

o valor do pH é estabelecido somente pelo equilíbrio do ácido carbônico com a água.

Como a tendência do ácido carbônico de liberar seus dois hidrogênios é muito baixa

(Ka = 4,69.10-11 para o segundo hidrogênio), podemos considerar só a liberação do

primeiro que não teremos um erro considerável. Desta forma, supondo que todo o

carbonato de sódio como ácido carbônico e calculando a concentração de hidrogênio

que ele libera temos:

n (H2CO3) = 0,05M x 10 ml = 5.10-4 moles

O volume médio das três análises do ácido clorídrico,

V1= 10,65 ml

V2 = 10,57 ml

V3 = 10,4 ml

Vmédio = 10,54 ml

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Vtotal = Vmédio + Vágua + VHCl = 50,54 ml

Então a molaridade, ɱ = ( 5.10-4 moles / 0,0504 moles) = 9,893.10-3 M

Para um estado hipotético do sistema em equilíbrio em questão podemos compreender da seguinte maneira:

H2CO3 → H+ + HCO3-

Inicial: 9,893.10-3 → 0 + 0

Equilíbrio: 9,893.10-3 – x → x + x

Pela lei da ação das massas temos que:

K1(9,893.10-3 – x) = x2

Usando o valor da primeira dissociação ácida para o K1, que é igual a 4,45.10-7,

chegaremos ao resultado de x que vale para a concentração do íon hidrogênio e do

íon bicarbonato em solução.

X = 6,611.10-5 e o pX = pH = 4,18

Encontrando este valor, precisaríamos usar um indicador ácido-base que se

altera-se em valores o mais próximo possível deste. A metodologia nos indicou que foi

usado o alaranjado de metila. Este indicador tem uma faixa de transição de 3,1 a 4,4,

ou seja, este indicador serve perfeitamente para nosso proprósito aqui citado.

A consideração da fenolftaleína para o primeiro ponto de valência pode ser

resumido de maneira similar.

Se considerarmos apenas o equilíbrio do carbonato-bicarbonato para o

primeiro ponto de equivalência teremos:

Volume médio do primeiro ponto de equivalência = 44,92 ml.

Número de moles do Bicarbonato, caso fosse totalmente convertido = 5.10-4 moles

Molaridade relativa = 0,01113

Claro que esta é uma situação hipotética, porém ela servirá para indicar-nos

quantos íons hidrogênios seriam necessários para a neutralização, por conseguinte,

este mesmo valor o dos íons “retirados” do pH. Vejamos como segue pelo cálculo a

patir da lei das massas:

K2 ( 0,01113 – x) = x2

Onde K2 é a dissociação ácida segunda do ácido carbônico com o valor de

4,69.10-11. Resolvendo para x termos:

X = 7,225.10-7

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Que é o valor da concentração hidrogeniônca que o sistema usou para a

reação na direção carbonato-bicarbonato. Assim, ela pode representar o pOH e o pH

será.

pH = 14 – pX = 14 – pOH = 14 – 6,14 = 7,859

A faixa de transição da fenolftaleína a 298 K é do pH 8 até o 10. Porém, apesar

de satisfatória a relação, isto não satisfaz o problema real, pois, vendo que o K1 =

4,45.10-7, negligenciar a associação do outro hidrogênio ao bicarbonato causa um erro

no valor do pH a ser considerado. Façamos o cálculo da mesma maneira:

Molaridade hipotética do Ácido Carbônico = 0,01113 – 7,224.10-7 = 0,011129 M

Volume médio apenas do primeiro ponto de equivalência: 44,935 ml

K1(0,011129 – x ) = x2

X = 7,037.10-5

Onde a ideia é a mesma: Se a concentração de hidrogênio liberada na reação

inversa é x, então na reação experimental a concentração hidrogeniônica usada pelo

mesmo sistema é x igualmente.

Somando as concentrações consumidas (7,037.10-5 + 7,225.10-7), pH = 9,852

Olhando estas duas expressões e observando que a diferença entre o valor

dos volumes do primeiro ponto de equivalência e do segundo são na ordem de 0,05 ml

, torna-se óbvio que a queda do pH ocorre em uma variação de volume muito

pequena. Como a fenolftaleína (8-10) é suficientemente próxima do primeiro ponto de

equivalência (7,86 – 9,85) a sua viragem estará dentro deste intervalo considerando a

primeira e a segunda dissociação.

Elementarmente considera-se o valor 9,85 que é a soma dos hidrogênios

consumidos e neste que se estabelece o melhor indicador. Ou seja, quando a

fenolftaleína iniciar a viragem, estaremos perto do ponto desejado.

Como o processo termina usando-se alaranjado de metila e neste ponto a

fenolftaleína é transparente, o final da titulação é similar ao procedimento usando-se

apenas alaranjado de metila, como os valores não foram alterados, o ponto final deve

ser o mesmo.

De acordo com a reação, dois moles de ácido clorídrico são necessários para

neutralizar o cabonato de sódio, por isso para a primeira análise:

ɱ1V1 = ɱ2V2

0,05.10 = (1/2)ɱ.10,54

ɱ = 0,0949 M

Em comparação com o experimento da fenolftaleína, em que o Volume médio

total é 9,92:a

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2.0,05.10 = ɱ.9,92

ɱ = 0,1008

Como média das duas análises, ɱ = 0,09785.

- Padronização de solução aproximadamente 0,1 M de NaOH com solução

padronizada de HCl

No último ítem obtivemos a molaridade exata do ácido clorídrico, o processo

para obtermos a molaridade do hidróxido de sódio é mais simples. Primeiramente

podemos ver que a relação entre eles é 1/1:

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

Além do mais, outras reações paralelas não correm. Como tratamos de um

ácido forte e uma base forte, as dissociações são totais. No equilíbrio, um mol de cada

um gerará um mol de água e um mol de cloreto de sódio, assim sendo, o único fator

que influenciará no pH será o da dissociação da água. O fator de diluição não

influencia no número de moles e neste nosso cálculo se baseará.

Nas análises feitas, os resultados coicidiram e o valor médio é igual a qualquer

um dos valores, ou seja, V = 10 ml.

ɱ1V1 = ɱ2V2

0,09785.10 = ɱ210

ɱ = 0,09785 M

Que é o valor da molaridade do hidróxido de sódio.

- Demonstração de alcalinidade em amostra real (Leite de Magnésia)

Inicialmente houve uma acidificação da amostra de leite de magnésia

(Mg(OH)2), que é uma base forte, com solução de HCl. A técnica é feita desta maneira

pelo motivo de não termos o conhecimento da concentração da amostra de leite de

magnésia.

De acordo com a metodologia indicada, utilizou-se 10 mL de cada reagente e

duas gotas de vermelho de metila, indicador que possui zona de transição (pH) 4,4 –

6,2.

Primeiro devemos entender o que se passará na nossa busca da basicidade. A

concentração do ácido clorídrico e do hidróxido de sódio são exatamente as mesmas

(0,09785M), por isso se adicionássemos 15,00 ml de ácido clorídrico, precisaríamos

exatamente de 15,00 ml de NaOH para neutralização. O que ocorre ao adicionarmos o

ácido clorídrico é que teremos a total neutralização do hidróxido de magnésio e

esperamos que a quantidade usada de ácido clorídrico ultrapasse a quantidade

necessária para tanto. Desta forma, poderemos neutralizar o ácido clorídrico com

hidróxido de sódio. Conhecendo quantos moles de ácido clorídrico foram adicionados

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à solução e quantos de hidróxido de sódio (assim como respectivos volumes) só nos

restará uma incógnita, que é o número de moles do hidróxido de magnésio (pois o

volume já temos desde o princípio).

O indicador pode ser compreendido facilmente desde modo qualitativo. O pH

que devemos ter antes da adição do hidróxido de sódio deve ser menor que sete. Só

assim poderemos fazer uma titulação. Sendo assim, precisamos de um indicador que

se altere na faixa logo abaixo do pH = 7. Veja que se tivéssemos um indicador que

apresentasse propriedades halocrômicas em pH básico (ou em 7 mesmo) não

teríamos boa intuição de quão ácido está a solução. O vermelho de metila tem uma

faixa de transição, como já dito, de 4,4 a 6,2, sendo assim, certamente teríamos uma

solução mais ácida que básica quando este passasse para a forma ácida (vermelho).

Outro ponto a ser ressaltado é que, como tratamos de um ácido e duas bases fortes, a

variação de pH pela variação do volume perto do ponto de equivalência será brusca,

mesmo em concentrações diluídas como a que estamos trabalhando. Isto nos diz que,

logo perto deste, uma gota a mais de hidróxido de sódio elevará consideravelmente o

pH e, como já vimos, em um pH maior que 6,2 todo o vermelho de metila estará na

coloração básica (amarelo).

A reação ocorrida é mostrada abaixo, onde o meio tornou-se ácido pelo

excesso de HCl.

Mg(OH)2 + 2 HCl(aq)(exc) → MgCl2 + 2 H2O

Como sabemos as concentrações, tanto do ácido clorídrico, quanto do hidóxido

de sódio, utilizado como titulante, facilita-nos a determinação da alcalinidade de nossa

amostra. Portanto o volume utilizado de NaOH na titulação neutralizará o ácido

excedente.

Os volumes de NaOH utilizados nas três análises foram, respectivamente,

2,97 mL, 5,8 mL e 0,71 mL. Como consideramos este último valor indevido,

provavelmente tendo havido erro por contaminação de reagente, descartamos-lo.

Média do volume utilizado de NaOH:

V1= 2,97 ml

V2 = 5,8 mla

Vmédio = 4,38 ml

Os cálculos se resumem da seguinte maneira:

20 g-----------100%

X ------------ 8%

X = 1,6 g Mg(OH)2

n = 1,6g/58,3g.mol-1

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n = 27 mmoles

ɱ = n/v

ɱ = 1,35 M

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5. CONCLUSÃO

No início, definiu-se ácidos e bases de acordo com o agrupamento de teorias

feito por Usanovich que inclui principalmente a teoria de Brønsted-Lowry, Arrhenius e

Lewis.

Vimos que a volumetria de neutralização consiste nas reações de ácidos e

bases podendo ser estes espécies fortes ou fracas, explorou-se o entendimento do

equilíbrio que ocorre nestas soluções e a relação destas com o pH pela equação de

Henderson-Hasselbach. Expusemos na metodologia os processos efetuados para se

realizar uma titulação de neutralização.

Encontrou-se como molaridade do ácido clorídrico e do hidróxido de sódio um

valor coincidente de 0,09785 M.

Para o leite de magnésia

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6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

SKOOG, ET ALL; Química Analítica, 8ª Ed. Norte-Americana.

BACCAN, GODINHO, ET ALL; Química Analítica Quantitativa Elementar, 3ª

Ed. São Paulo, 2004.