Relatório de Titulometria de Neutralização Ácido Forte Base Forte

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Figura 1: Curva de titulação ácido-base

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Fonte:

A representação gráfica traz três zonas de variação do pH, uma variação suave na zona ácida na escala de pH (devido a capacidade de tampão da solução de ácido forte), em seguida, uma variação brusca quase vertical, passando da zona ácida para zona alcalina e, novamente, uma pequena variação na zona alcalina. Nota-se que o ponto de equivalência é o ponto de inflexão da curva de titulação.

Um bom indicador a ser utilizado em experimentos deste tipo é aquele cuja alteração de sua forma física coincide com a zona de variação brusca da curva de titulação. Por exemplo, a fenolftaleína possui sua faixa de alteração física entre pH 8,0 – 9,8 na qual assume forma incolor em meio ácido e violeta em meio alcalino, o azul de bromotimol, por sua vez, possui a faixa de alteração física entre pH 6 – 7,6 assumindo cor amarela em meio ácido e cor azul em meio alcalino.

- Variáveis que Influenciam o Comportamento dos Indicadores

O intervalo de pH sobre o qual um dado indicador exibe a variação de cor é influenciado pela temperatura, pela força iônica e pela presença de solventes orgânicos e partículas coloidais. Alguns desses efeitos, particularmente os dois últimos, podem causar o deslocamento da faixa de transição em uma ou mais unidades de pH (SKOOG, 2006, pg 353).

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OBJETIVOS

Conhecer a concentração da solução titulada de H2SO4, construir a curva de titulação e calcular o erro da mesma para o HCl.

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METODOLOGIA

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Materiais

- Suporte universal

- 1 Pinça para bureta

- 1 Bureta 25(ml)

- 2 Erlenmeyers

- 2 Béqueres

- 1 Pipeta

- 1 Peagâmetro

- Solução de ácido sulfúrico de concentração desconhecida

- Solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L

- Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L

- Indicador de pH fenolftaleína

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Métodos

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1ª parte

A primeira parte do experimento consiste em coletar com uma pipeta volumétrica 5,0 ml de ácido sulfúrico de concentração desconhecida, colocando-a em um béquer de 50 ml. Junto com o ácido adiciona-se 02 gotas do indicador fenolftaleína, que em pH básico tem coloração rosa.

A substância titulante utilizada foi o hidróxido de sódio de concentração 0,1 mol/L, que compõe o ambiente em uma bureta de 25 ml. Para a titulação, abre-se a bureta para adicionar a base por gotejamento, mantendo o béquer em agitação com a mão dominante. A outra mão fica na válvula da bureta para regular o fluxo de base e fechar o sistema quando todo o ácido fosse neutralizado. Repete-se o processo em triplicata.

O cálculo do número de mols de base adicionados para neutralizar por completo o ácido sulfúrico é feito a partir do volume necessário para que o indicador mude de coloração. A partir do número de mols de base adicionado, encontra-se o número de mols de ácido neutralizados na reação, permitindo assim determinar a concentração do ácido utilizado.

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2ª parte

A segunda parte do experimento consiste em zerar novamente a bureta, e com uma pipeta volumétrica, adicionar 10 mL de ácido clorídrico em um erlenmeyer. Então, adiciona-se diferentes volume de hidróxido de sódio à solução, utilizando o peagâmetro para observar os valore de pH da solução em cada adição de base. Adiciona-se, posteriormente à verificação do valor de pH da solução anterior, os seguintes volumes de base: 0 mL, 5 mL, 6 mL, 10 mL, 12 mL e 20 mL. Durante esta etapa, observa-se o volume de adição de base correspondente ao ponto de viragem do indicador.

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RESULTADOS

- 1ª parte:

Observou-se que com a adição de 12,6 mL de NaOH ocorreu a mudança de coloração da solução de incolor para rosa claro, indicando assim o ponto de viragem do indicador. Então, a partir da regra de três apresentada em (2) torna-se possível calcular o número de mols correspondente ao volume de NaOH adicionado, sabendo que a concentração deste é de 0,1 M.

[pic 5]

(2)[pic 6]

x = 1,26 x 10-3 mols de NaOH

Portanto, o valor encontrado foi de 1,26x10-3 mols de NaOH que foram adicionados à solução.

(3)[pic 7]

Observando a equação estequiométrica (3), percebe-se que a proporção ácido/base é de 2:1. Então, se foram adicionados 1,26x10-3 mols de NaOH na solução, estes reagiram com 6,3x10-3 mols de H2SO4.

Sabendo que a solução inicial era de 5 mL de H2SO4, torna-se possível calcular a concentração desta através de uma regra de três simples. Então, se 5 mL correspondem a 6,3x10-3 mols de H2SO4, 1000 mL desta solução correspondem a uma concentração de 0,126 mols. Ou seja, a solução de H2SO4 possui uma concentração de 0,126 M.

- 2ª parte:

Realizando os cálculos necessários, obteve-se os valores de pH teóricos para os volumes pré-determinados de base que foram adicionados à solução. Com o auxílio do pHmetro, à medida que esses volumes de base foram adicionados, foram obtidos os valores experimentais de pH da solução. A seguir são apresentados os valores encontrados:

Tabela 1: Relação entre o volume de base adicionado e o pH da solução

NaOH

pH

Vol