ESTEQUIOMETRIA: Titulação de ácidos e bases

INSTITUTO FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO – CAMPUS ARACRUZ

CURSO SUPERIOR DE LICENCIATURA EM QUÍMICA

WESLEY DE OLIVEIRA SANTOS

ESTEQUEOMETRIA: Titulação de ácidos e bases.

        

            Aracruz

                                                         2017

WESLEY DE OLIVEIRA SANTOS

ESTEQUEOMETRIA: Titulação de ácidos e bases.

Relatório apresentado ao professor Dr. Jadielson Lucas da Silva Antônio da disciplina de Química Geral Experimental II do curso superior de Licenciatura em Química, Instituto Federal do Espírito Santo – Campus Aracruz, como requisito de avaliação semestral.

Aracruz

2017

SUMÁRIO

1. INTRODUÇÃO        4

2. OBJETIVO        5

3. DESENVOLVIMENTO        5

3.1 Materiais e Reagentes        5

3.2 Procedimentos experimentais        5

1. RESULTADOS E DISCUSSÕES        7

2. CONCLUSÃO        8

3. REFERÊNCIAS        8

4. QUESTÕES        9

        

        

1. INTRODUÇÃO

Pode-se definir estequiometria como a parte da química que estuda e analisa as relações quantitativas, relaciona a quantidade de reagentes e produtos que participam de uma reação.  Para obter uma relação entre reagentes e produtos, é necessário estabelecer uma equação química que corresponde a reação.

As reações que os elementos têm entre si para formar um composto são representadas por equações químicas, as equações químicas indicam as substâncias que reagem e as que são produzidas. 

Para determinar a concentração de determinado soluto em uma solução, geralmente é realizado uma titulação, que nada mais é combinar a solução de uma amostra com uma solução de um reagente de concentração conhecida, chamada solução padrão. As titulações podem ser conduzidas usando reações ácido-base, precipitação ou óxido-redução. O ponto no qual as quantidades estequiométricas se equivalem é conhecido como ponto de equivalência ou ponto de viragem da titulação.

Para realizar uma titulação, utiliza-se um frasco de erlenmeyer onde são postos o titulado, água e um indicador ácido/base e uma bureta, onde está contido o titulante. O ponto final, ponto de equivalência, ou ponto de viragem, é detectado pela variação de uma propriedade química da solução a ser titulada, utilizando o indicador. Quando se utiliza o indicador, esta variação é facilmente detectada, pois corresponde a uma alteração de cor.  Os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH- e estas ligações provocam alteração da configuração eletrônica destes indicadores e, consequentemente, a cor da solução.

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1. OBJETIVO

O objetivo do experimento foi determinar a concentração que existe numa solução por meio de uma titulação. Ao realizar um experimento em que deseja descobrir valores exatos de determinada experiência. Com a realização de titulações em cada experimento, é possível compreender que corresponde à reação entre ácidos e bases pela presença de um indicador, e que a mudanças de cor na solução foi devidamente monitorada para que se conhecesse com precisão a concentração de cada solução.

1. DESENVOLVIMENTO

3.1. Materiais e Reagentes

• Erlenmeyer de 250mL;
• Suporte com garra para bureta;
• Bureta de 25mL;
• Proveta de 100mL;
• Vidro de relógio;
• Espátula;
• Solução 0,100mol/L de HCl;
• Carbonato de sódio;
• Solução de indicador metil orange;
• Estufa com controle de temperatura;
• Dessecador;
• Balança semi-analítica.

3.2 Procedimentos Experimentais

Os procedimentos se iniciam com a pesagem de 2g de Na2CO3 e secá-lo com o auxílio de uma estufa com temperatura variando de 260-270 °C durante 30 minutos. Em seguida, pesar exatamente 0,106g de Na2CO3 seco em um vidro de relógio e transferi-lo para um erlenmeyer de 250mL. Com o auxílio de uma proveta, medir 50mL de água destilada e transferir para um erlenmeyer de 250mL em duas etapas, a metade para dissolver o sal e o restante será usado para remover qualquer resíduo de Na2CO3 que tenha ficado no vidro de relógio. Agitar a solução até dissolver o sal completamente e em seguida adicionar 03 (três) gotas do indicador alaranjado de metila.

Logo após, encher a bureta de 25mL de HCl, observando o menisco para minimizar possíveis erros de acuidade no equipamento. Feito isto, deixar escoar cerca de 19mL do ácido clorídrico para dentro do Erlenmeyer sob continua agitação da solução. Em seguida, escoar o ácido gota-a-gota até que a coloração da solução mude de amarelo para laranja.

Assim que ocorrer mudança de coloração, fechar a válvula da bureta imediatamente e registrar o volume de ácido clorídrico escoado. Repetir todo procedimento por mais duas vezes com o intuito de se obter a média aritmética da quantidade de HCl necessária para que essa reação ocorra.

1. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Sabendo que é liberado gás carbônico na reação entre o ácido clorídrico e o carbonato de sódio, a equação química molecular da reação envolvida no processo é:

Na2CO3(s) + 2HCl(aq)  →  CO2(g) + H2O(aq) + 2NaCl(aq)

M.Molar de Na2CO3: Na (2 x 22,99g) + C (1 x 12,011g) + O (3 x 15,999g).

Total = 1,06 x 102 g/mol

M.Molar de HCl: H (1 x 1,08g) + Cl (1 x 35,45g)

Total 3,65 x 101 g/mol.

Valores experimentais:

1. 50 mL de H2O.
2. 0,106g de N2CO3 e 23,50 mL de HCl
3. 0,106g de N2CO3 e 24,00 mL de HCl.
4. 0,106g de N2CO3 e 24,01 mL de HCl.

Média aritmética do volume de HCl:

(23,50 mL + 24,00 mL + 24,01 mL) ÷ 3 = 23,84mL de ácido Clorídrico.

Desvio padrão: √ [ (-0,342 + 0,162 +0,172) ÷ 3] = ± 0,238.