Relatório Padronização, Soluções, Química

Instituto de Química – UNESP – Araraquara- Laboratório de Química Geral

INDICADORES ÁCIDO-BASE E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES

Matheus Penchiari:

Sabrina Silva Callais: 

Curso: Engenharia Química

Palavras Chave: Padronização, Soluções, Química

Objetivos

A partir do processo de titulação, analisar algumas soluções, assim como, determinar e verificar a concentração exata de alguma amostra, como também analisar seu pH e julgar suas características por sua cor.  

Introdução

O pH corresponde ao potencial hidrogeniônico, ou seja, a concentração de íons H+ de uma solução, medindo o seu grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade. Ele é representado numa escala que varia entre 0 e 14, onde entre o 7 é uma solução neutra, os abaixo dela, ácida e os acima, básica. [1]

Esse índice pode ser determinado visualmente com a utilização de indicadores ácido-base, alterando sua cor original ao serem expostos a diferentes valores de pH. Um deles é o indicador universal, que é uma mistura de vários indicadores, é constituído de uma tabela de cores que vão do vermelho (ácido) ao roxo (básico), e fitas de um papel de constituição especial. Quando essas fitas são emergidas em uma substância de pH desconhecido, sua cor é alterada para a cor que indica o pH e o valor pode ser definido quando comparado à tabela. Outro indicador seria o papel de tornassol, sendo apenas dois resultados possíveis, rosa indica ácido e azul indica base. [1]

 Ao se trabalhar com acidez de substâncias, um procedimento que pode acompanhá-las é a titulação, especialmente de neutralização. A titulação consiste em determinar a concentração em quantidade de matéria de uma solução ácida ou básica. Para isso, ocorre uma mistura de soluções contendo solutos diferentes e, com a presença de um indicador ácido-base, é possível observar o momento exato de neutralização da solução pela mudança de cor do indicador.

Materiais e Métodos

Indicadores ácido-base

Os materiais utilizados para esta prática foram:

● Água destilada;

● Alaranjado de metila;

● Azul de bromotimol;

● Bagueta de vidro;

● Bureta;

● Fenolftaleína;

● Papel indicador de tornassol azul e rosa;

● Papel indicador universal;

● Pipeta volumétrica;

● Solução de Ácido acético ~1,0 mol.L-1 ;

● Solução de Ácido clorídrico ~1,0 mol.L-1 e ~6 mol.L-1 ;

● Solução de Cloreto de sódio ~1,0 mol.L-1 e ~6 mol.L-1 ;

● Solução de Hidróxido de amônio ~1,0 mol.L-1 ;

● Solução de Hidróxido de sódio ~1,0 mol.L-1 ;

● Tubos de ensaio;

● Violeta de metila.

1. Papéis Indicadores de pH

Em primeiro lugar, separaram-se seis pequenos pedaços de papel tornassol rosa, seis pedaços parecidos de papel tornassol azul e seis fitas de papel universal. Os dois primeiros foram dispostos em duas colunas. Em seguida, utilizando uma bagueta de vidro e uma pisseta, foram umedecidos com água destilada uma unidade de cada um dos papéis indicadores mencionados acima e após, reservados para observação. Ainda utilizando uma bagueta, os papéis foram umedecidos da mesma forma com as seguintes soluções aquosas (~1,0 mol.L-1 ) nesta ordem: cloreto de sódio, hidróxido de sódio, ácido clorídrico, ácido acético e hidróxido de amônio.

Nesta etapa foi possível observar a mudança ou não das cores dos indicadores e, ainda, definir uma tendência de mudança de cor dependendo do meio (ácido ou básico) que forem submetidos. Para analisar os resultados obtidos com as fitas de papel universal foi utilizado a tabela fornecida juntamente na embalagem.

Assim, após a mudança das cores, as fitas foram aproximadas, uma de cada vez, à tabela para a comparação e definição do pH obtido.

         2) Indicadores

Em primeiro lugar, foram separados dois conjuntos de quatro tubos de ensaio. Com uma pipeta, adicionou-se 2 mL de água destilada a cada tubo. Nos quatro primeiros foram adicionadas 3 gotas de solução de ácido clorídrico (HCl) ~6 mol.L-1 e nos demais, 3 gotas de solução de hidróxido de sódio (NaCl) ~6 mol.L-1 . Agitou-se as soluções. Em seguida, em cada par de tubos de ensaio dos dois conjuntos, foram adicionadas 2 gotas dos seguintes indicadores de pH, nesta ordem: violeta de metila, alaranjado de metila, azul de bromotimol e fenolfitaleína. Agitou-se as soluções.

Nesta etapa foi possível observar as cores obtidas nas soluções perante a presença dos indicadores. Assim, a partir desses resultados, foi possível determinar qual o conjunto que continha a solução de hidróxido de sódio (NaCl) ~6 mol.L-1 e qual continha a solução de ácido clorídrico (HCl) ~6 mol.L-1 . Por fim, os dados deste experimento foram organizados em uma tabela.

Padronização de Soluções

Os materiais utilizados para esta prática foram:

● Ácido oxálico;

● Água destilada;

● Balança analítica;

● Bureta;

● Erlenmeyers de 125 mL;

● Fenolftaleína;

● Pipeta volumétrica de 25,0 mL;

● Solução de Ácido clorídrico ~0,5 mol.L-1;

● Solução de Hidróxido de sódio ~0,5 mol.L-1.

         1) Padronização da solução de hidróxido de sódio (NaOH) com ácido oxálico (C2H2O4 · 2H2O)

Em primeiro lugar, separou-se a solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) ~0,5 mol.L-1 preparada anteriormente. Em seguida, realizou-se o cálculo da massa de ácido oxálico (C2H2O4 · 2H2O) necessária para o preparo de 25,0 mL da solução de hidróxido de sódio (NaOH) ~0,5 mol.L-1 . Essa massa calculada de ácido foi pesada em balança analítica, diretamente em um erlenmeyer.

Uma certa quantidade de água destilada foi adicionada ao erlenmeyer a fim de dissolver o ácido oxálico. A amostra foi agitada até se tornar homogênea. A bureta foi ambientalizada e logo em seguida preenchida até atingir seu menisco corretamente, utilizando a solução de hidróxido de sódio (NaOH) ~0,5 mol.L-1.

Em seguida, foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína à amostra. Agitou-se a solução. A solução de NaOH foi adicionada, gota a gota, ao erlenmeyer contendo ácido oxálico, sob constante agitação até ser observada a maior persistência da coloração, caracterizando o ponto de viragem. Por fim, anotou-se o volume de solução gasto para a neutralização. Este valor foi usado para calcular a concentração da solução de hidróxido de sódio (NaOH).