Curva de titulação ácido-base OK

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE COMUNITÁRIA DA REGIÃO DE CHAPECÓ 
ÁREA DE CIÊNCIAS EXATAS E AMBIENTAIS 
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
Curva de titulação ácido-base – 
volumetria de neutralização 
Barbarah Lima 
Bruna Finta 
Suzana Rempel 
Chapecó, Novembro de 2019. 
2
0
1
9
 
1 
 
 
RESUMO 
A curva de titulação ácido-base consiste em uma reação de neutralização na qual 
um ácido reage com uma quantidade equivalente de base. Obtém-se então a curva de 
titulação, onde identifica-se facilmente o titulado e lê-se o volume do titulante gasto até 
seu ponto de equivalência. A vantagem desta técnica consiste em um método 
econômico e rápido, apresenta elevada precisão e exatidão. O presente trabalho tem 
como objetivo o acompanhamento de alterações de pH durante todo o processo de 
titulação, onde permite descrever as diferentes curvas de titulação ácido/base sob forma 
gráfica e a interpretação das curvas de titulação ácido/base, permitindo identificar o 
ponto final em reações que envolvem ácidos e bases fortes. Verificou-se que a reação 
entre um ácido forte e uma base forte dissociam-se totalmente em água, logo para 
volumes iguais de soluções ácidas com a mesma molaridade, o volume de base 
necessário para atingir o ponto de equivalência é independente da força do ácido a ser 
titulado. O presente trabalho resultou em uma curva com ponto de equivalência quando 
atingiu-se pH de 7,829 após adicionados 10,2 mL de NaOH. No ponto de equivalência, 
a concentração de H+ foi de 1,4825x10-8 mol/L e a concentração molar de HCl de 0,102 
mol/L. Observou-se que os valores de pH conforme titulado a solução de HCl padrão 
permaneceu constantes, sendo estes justificados durante o experimento oriundos de 
bons resultados obtidos da calibração do equipamento de leitura. 
Palavras-chave: ácido-base, titulação, titulado, titulante, ponto de equivalência. 
 
1.0 INTRODUÇÃO 
As concentrações de íons de hidrogênio de uma solução podem variar, por isso 
utiliza-se termos de uma escala logarítmica denominada escala de pH. 
Quando não se precisa do valor exato de pH de uma solução aquosa, pode-se 
medir o mesmo com o auxílio de fitas indicadoras universais de pH, as quais mudam de 
cor de acordo com o pH. Medidas precisas de valores de pH podem ser medidas através 
de pHmetros. O qual consiste de um voltímetro conectado a eletrodos que são 
mergulhados na solução que se deseja medir o pH. Antes da utilização, o pHmetro é 
calibrado com soluções padrão de concentrações conhecidas, as quais dão mais precisão 
aos resultados (Vogel, 1992; Skoog et al, 2006). 
A volumetria de neutralização é o ato de determinar a concentração de uma 
solução ácida através de uma titulação com uma solução básica, ou vice-versa (Atkins e 
Jones, 1999; Skoog et al, 2006). 
E uma titulação ácido-base envolve uma reação de neutralização na qual um 
ácido reage com uma base. À medida que se adiciona lentamente o titulante ao titulado, 
o pH da mistura altera-se, sendo possível registar esta variação em suporte gráfico, 
construindo-se a curva de titulação. A curva de titulação permite, através da observação 
da evolução do valor de pH, identificar a titulação, identificar titulante/titulado e ler o 
2 
 
volume de titulante gasto até ao ponto de equivalência (Petrucci et al, 2011). Durante o 
tempo em que o ácido ainda se encontra em excesso, o titulado mantém-se incolor. A 
medida em que o ácido foi neutralizado, basta apenas uma gota adicional da base para 
tornar a solução ligeiramente básica e alterar a cor do indicador de incolor para rosa. O 
momento em que o titulado se torne permanentemente rosa, o ponto final da titulação 
pode também ser determinado graficamente. 
Na referida prática objetivou-se determinar, construir e analisar uma curva de 
titulação obtida pela titulação de amostras de HCl com NaOH. E também a 
familiarização com a utilização de um pHmetro. 
 
2.0 MATERIAIS E MÉTODOS 
 2.1 Materiais 
Quadro 1. Materiais utilizados para a realização deste trabalho. 
Materiais Reagentes 
pHmetro 
Suporte Universal 
Erlenmeyer 
Bureta 
Proveta 
Pipetas volumétrica 
Garras 
HCl 0,1 mol.L-1 
NaOH 0,1 mol.L-1 
 
 
2.2 Métodos 
 
Na referida prática utilizou-se a titulação de solução de HCl ≈ 0,1 mol.L-1 com 
solução padrão de NaOH 0,1 mol.L-1. Completou-se a bureta com 25 mL da solução de 
NaOH padronizado, eliminou-se possíveis bolhas de ar e ajustou-se o volume do líquido 
para zero. Transferiu-se 10 mL da solução de HCl padrão em um erlenmeyer de 250 mL 
e adicionou-se 50 mL de H2O grau 2 com o auxílio de uma proveta. 
Posteriormente, adicionou-se adequadamente quantidades de solução padrão de 
NaOH e a cada estabilização do pH anotou-se devidamente o resultado do volume de 
NaOH e o respectivo valor de pH da solução. Mediu-se os valores de pH após cada 
adição de 0,50 mL até 8,00 mL. De forma análoga mante-se adições de 0,20 mL até que 
3 
 
12,00 mL tenha sido adicionado. Finalmente, adicionou-se 0,50 mL até o volume total 
de 15,00 mL de NaOH. 
 
3.0 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Após anotado os volumes de NaOH adicionado com seu respectivo pH, 
montou-se a Tabela 01, que apresenta os resultados obtidos. 
Tabela 01 – Valores de pH versus volume do titulante adicionado. 
pH
Volume 
do 
titulante 
(mL) 
pH
Volume 
do 
titulante 
(mL)
pH
Volume 
do 
titulante 
(mL)
pH
Volume 
do 
titulante 
(mL)
1,56 0 2,009 6 3,311 9,4 11,479 11,6
1,566 0,5 2,067 6,5 3,418 9,6 11,498 11,8
1,612 1 2,15 7 4,164 9,8 11,555 12
1,634 1,5 2,241 7,5 6,437 10 11,6 12,5
1,663 2 2,245 8 7,829 10,2 11,758 13
1,69 2,5 2,497 8,2 9,654 10,4 11,871 13,5
1,839 3 2,52 8,4 10,309 10,6 11,889 14
1,895 3,5 2,66 8,6 11,054 10,8 11,933 14,5
1,9 4,5 2,69 8,8 11,158 11 11,986 15
1,98 5 2,727 9 11,159 11,2
1,999 5,5 3,118 9,2 11,37 11,4
 
A medida que a base forte é adicionada, ocorre um aumento lento de pH, neste 
caso tem-se uma solução com excesso de ácido e sal formado NaCl, conforme mostra a 
Reação (1) 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) (1) 
O indicador selecionado foi a fenolftaleína, mais adequada para a respectiva 
titulação devido seu ponto de transição ser entre pH 8 e 9.6. Na etapa inicial da reação, 
o indicador Fenolfetaleína é incolor e com a adição de 10,2 mL de NaOH o pH sobe 
para 7,829 com mudança brusca da coloração. Este é o momento em que a reação atinge 
o ponto de equivalência, com formação de cloreto de sódio (NaCl), um sal neutro 
formado por cátion de base forte (Na+) e um ânion de ácido forte (Cl-) e H2O. 
Construiu-se um gráfico de pH versus volume do titulante, Figura 01, onde é 
possível identificar o ponto de equivalência obtido. 
 
4 
 
Figura 01 – Curva de titulação do HCl titulado com NaOH e sua respectiva 
variação de pH. 
 
No ponto de equivalência, a concentração de H+ foi de 1,4825x10-8 mol/L e a 
concentração molar de HCl de 0,102 mol/L. 
 
4.0 CONCLUSÃO 
 As reações de volumetria de neutralização ocorrem entre um ácido e uma base, 
produzindo sal e água. O pH da solução resultante no ponto de equivalência dependerá 
do sal formado e, portanto, da hidrólise do sal no meio aquoso. Identificou-se o tipo de 
sal formado e sua reação de hidrólise é importante para saber se o ponto de equivalência 
estará em pH ácido, neutro ou básico. O pH que corresponde ao ponto de equivalência 
permitirá escolher um indicador ácido/base adequado. O indicador ácido/base adequado 
é aquele que exibe sua mudança de cor numa faixa de pH que inclui o ponto de 
equivalência, permitindo, então, perceber o ponto final da reação de neutralização.A interpretação das curvas de titulação ácido/base permite concluir que a 
identificação do ponto final em reações que envolvem ácidos e bases fracas torna-se 
menos evidente. No presente experimento a curva apresentou um ponto de equivalência 
quando adicionados 10,2 mL de NaOH, resultando em um pH de 7,829. No ponto de 
equivalência, a concentração de H+ foi de 1,4825x10-8 mol/L e a concentração molar de 
HCl de 0,102 mol/L. 
5 
 
5.0 REFERÊNCIAS 
 
Skoog, D.A., West, D.M., Holler, F.J., Crouch, S.R. (2006). Fundamentos de Química 
Analítica. Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo. 
 
Vogel, A.I. (1992). Análise Química Quantitativa. LTC – Livros Técnicos e 
Científicos Editora S.A., 5ª Ed., Rio de Janeiro. 
 
Atkins, P., Jones, L. (1999). Chemical Principles – The Quest for Insight. Editora 
W.H. Freeman and Company, New York. 
 
Petrucci, R.H., Herring, F.G., Madura, J.D., Bissonnette, C. (2011). General 
Chemistry: Principles and Modern Applications. Pearson Canada Inc.,10th ed., 
Toronto. 
 
6.0 MEMÓRIA DE CÁLCULO 
 6.1 Cálculo de concentração de H+ no ponto de equivalência e a 
concentração molar de HCl 
 Calculou-se a concentração de H+ no ponto de equivalência, Equação (1): 
-log[H+] = pH 
Log[H+] = -7,829 (1) 
10x 10x 
[H+] = 1,4825x10-8 mol/L 
Por fim, determinou-se a concentração molar de HCl, Equação (2): 
M1V1 = M2V2 (2) 
0,1 mol/L x 10,2 mL = M2 x 10 mL 
M2 = 0,102 mol/L 
Onde: 
M1 = Molaridade do NaOH; 
V1 = Volume do NaOH; 
M2 = Molaridade do HCl; 
V1 = Volume de HCl.