As teorias ácido-base

SUMÁRIO

1.INTRODUÇÃO 2

2.OBJETIVO 3

3.MATERIAL 3

4. PROCEDIMENTO 3

5.VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 4

6. CÁLCULO DE FATOR DE CORREÇÃO 5

7.CONCLUSÃO 6

8. REFERÊNCIA 7

 

1.INTRODUÇÃO

Teoria Ácido-Base: O comportamento ácido-base é conhecido de longa data. Os termos ‘ácido’ e ‘sal’ datam da Antiguidade, ‘álcali’, da Idade Média e ‘base’ do século XVIII. Boyle, no século XVII, estudou os indicadores, inclusive o corante vermelho do pau-brasil. Os indicadores começaram a ser utilizados em titulações no século XVIII.

As teorias ácido-base, ou seja, as teorias que procuram explicar comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geral, são também bastante antigas, porém vamos considerar apenas as do século X. As principais, cronologicamente em relação a seu surgimento, são as teorias de Arrhenius (1887), dos sistemas solventes (1905), protônica (1923), eletrônica (1923), de Lux (1939), de Usanovich (1939) e ionotrópica (1954), sem esquecer as críticas de Werner (1895 a 1911). Vejamos um pouco de cada uma delas.

Ponto de equivalência: em um uma titulação, refere-se ao momento em que o titulado reagiu completamente com o titulante.

Este ponto é atingido quando as concentrações do titulante e do titulado estão nas proporções estequiométricas da reação, proporções estas que são verificáveis por meio da equação química da reação, razão pela qual também é designado de ponto estequiométrico.

Como exemplo, perto do ponto de equivalência de uma titulação ácido-base, há uma zona em que se verifica uma variação brusca depH, que pode mudar de cor, uma quantidade de indicadores sensível à região de pH do ponto de equivalência desejado. Para isso, é necessário que este seja conhecido, o que é feito através da curva de titulação.

Em uma titulação, o "ponto final" da titulação refere-se ao momento em que o indicador muda de cor, não devendo ser confundido portanto com o ponto de equivalência de uma titulação, tendo em vista que diferentes indicadores possuem diferentes pontos de "viragem" de cor que não coincidem necessariamente com o ponto de equivalência.

 

2.OBJETIVO

Preparação de uma solução 0,1N de HCL. Padronização dessa solução, a fim de conhecer sua normalidade.

3.MATERIAL

• Acido Clorídrico;

• HCL concentrado;

• Balão volumétrico 250mL;

• Bécher de 100mL;

• Bureta de 50mL;

• Erlenmeyer de 250mL;

• Garra;

• Pipeta volumétrica de 20mL;

• Pipeta graduada de 10mL;

• Proveta de 50mL;

• Solução de carbonato de sódio(5,30g/L) Na2Co3;

• Solução de indicador metilorange;

• Suporte universal.

4. PROCEDIMENTO

Preparação de 250mL de solução 0,1N de HCL: Usando um funil analítico, carregue uma bureta de 50mL com HCL a 36%. Mantenha um bécher de 100mL embaixo dessa bureta, para que não caia acido na bancada. Não se esqueça de, lentamente, abrir a torneira para encher a ponta da bureta. Acertar o menisco no zero da escala. Coloque água em um balão volumétrico de 250mL ate a metade de seu volume. Transfira 2,1mL do acido da bureta para o balão e agite a mistura. Acrescente água em um balão, agitando-o para não ultrapassar o volume desejado. Tampe o balão. Homogeneizar bem a solução preparada. Essa é solução 0,1N de HCL.

 

5.VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL

Padronização da solução de HCL de normalidade teórica 0,1N

Pipete 20mL da solução contendo 5,3g/L de Na2 CO3 para um erlenmeyer