neutralização: uma reação de ácido-base

RELATÓRIO DA AULA LABORATORIAL 2.3 – NEUTRALIZAÇÃO: UMA REAÇÃO DE ÁCIDO-BASE | Física e Química A
Objetivos da Atividade Experimental









Reconhecer o laboratório como um local de trabalho onde a segurança é fundamental na
manipulação de material e de equipamentos.
Interpretar uma reação química.
Aplicar técnicas de medição de volumes de líquidos e/ou massas de reagentes.
Conhecer processos de neutralização de resíduos de ácidos/bases.
Realizar uma titulação.
Selecionar indicadores adequados à titulação.
Determinar graficamente o ponto de equivalência e compará-lo com o valor teoricamente
previsto.
Identificar o tipo de titulação com base na curva de titulação.
Determinar a concentração do titulado a partir dos resultados, nomeadamente os
extrapolados da curva de titulação.
Introdução Teórica
A escala de pH permite exprimir a acidez ou alcalinidade de uma solução. O conceito foi
introduzido pela primeira em 1909 pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen
(1868-1939). Numa primeira aproximação, o pH de uma solução pode ser definido como o logaritmo
decimal negativo da concentração de iões hidrónio (H3O+), pH=-log10 [H3O+], em que a concentração
vem expressa em mol/dm 3.
Uma reação acido base, vulgarmente designada de neutralização, consiste numa reação
entre quantidades equivalentes de um ácido e de uma base para formar um sal e água. Esta última
produz-se a partir dos iões H3O+ do ácido e OH- da base. No caso de se tratar de um ácido e de
uma base fortes, o ponto de equivalência é alcançado quando a concentração de iões H3O+ é igual
à de iões OH-, isto é, quando o pH da solução final se torna neutro. Na neutralização de um ácido
fraco com uma base forte, ou vice-versa, o ponto de equivalência atinge-se respetivamente a pH
superior ou inferior a 7. A energia que se liberta na neutralização de ácidos e bases fortes (calor de
neutralização) é de 57,54 kJ/mol, sendo por isso uma reação exotérmica.
Para que a neutralização seja rigorosa, é necessário a técnica da volumetria, que consiste
na medição de volumes de duas soluções que reagem uma com a outra, uma das quais contém a
substância a ser doseada e a outra é uma solução de concentração conhecida. Esta última é
adicionada, em geral, gradualmente à solução da substância a dosear até que se atinja a quantidade
estequiométrica.
A titulação consiste na determinação da concentração
de uma solução a partir de uma outra cuja concentração é
conhecida. A solução cujo volume se mede rigorosamente é
adicionada gradualmente à outra solução e é designada por
titulante; a solução da substância que reage com o titulante é
designada por titulado. Numa titulação faz-se a adição gradual
do titulante ao titulado, até se atingir as proporções
estequiométricas entre as duas substâncias reagentes, isto é, até que se atinja o ponto de
equivalência. Contudo, este ponto é detetado um pouco depois do ponto de equivalência, ou seja,
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quando ocorre a mudança brusca de uma propriedade física ou química do titulado (por exemplo, a
mudança de cor) e é designado por ponto final. No caso da reação entre um monoácido e uma
monobase, a titulação termina quando todo o ácido reagir com a base ou vice-versa, pelo que
nácido =nbase.
Como o ponto de equivalência se localiza na transição brusca de pH, são necessários
indicadores químicos, substâncias orgânicas (geralmente vegetais) através das quais é possível
observar o desenvolvimento de uma reação química, sendo os mais utilizados a fenolftaleína, o
tornesol e o indicador universal. Estes, utilizam-se sobretudo na determinação do ponto de
equivalência em análise volumétrica e são denominados de indicadores de pH ou indicadores ácidobase. Estes indicadores, em contacto com soluções ácidas ou alcalinas, mudam de cor, sendo por
este facto ainda hoje utilizados para indicar o carácter ácido ou alcalino de uma solução.
-
+
HInd(aq) + H2O(l) ⇌ Ind (aq) + H3O (aq)
cor ácida
cor alcalina
K Ind
 Ind   .  H 3O  
e
e

 HInd e
-
Se [HInd]  10x[Ind ], observa-se a cor correspondente a HInd;
-
-
Se [Ind ]  10x[HInd], observa-se a cor correspondente a Ind ;
Se as concentrações das duas espécies forem aproximadas, a solução apresentará uma cor
correspondente à mistura das duas cores ácida e alcalina.
Esta transição é típica de cada indicador e corresponde à sua zona de viragem. O indicador
adequado a determinada titulação deve ter uma zona de viragem o mais estreita possível a qual
deve estar contida na zona de variação brusca de pH e conter preferencialmente o pH no ponto
de equivalência.
Nome
Cor na
forma ácida
Zona de
viragem (pH)
Cor na forma
alcalina
Alaranjado
de metilo
vermelha
3,1 - 4,4
amarela
Vermelho de
metilo
vermelha
4,4 - 6,2
amarela
Azul de
bromotimol
amarela
6,0 - 7,6
azul
Fenolftaleína
incolor
8,2 - 9,8
cor de rosa
Propriedades dos indicadores de pH mais comuns
Nesta atividade experimental, usámos uma base forte, o hidróxido de sódio (NaOH), como
titulante, e um ácido forte, o ácido clorídrico (HCl), como titulado, de acordo com a equação:
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
Como esta é uma titulação entre um ácido forte e uma base forte, o seu ponto de
equivalência será aproximadamente igual a 7, pelo que iremos usar Azul de Bromotimol como
indicador químico, pois a sua zona de viragem abrange o ponto de equivalência e é o mais estreita
possível.
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O diagrama seguinte apresenta uma organização dos conceitos envolvidos nesta atividade
laboratorial.
Sistematização dos diferentes passos da Atividade Laboratorial
Procedimento Experimental
Material Necessário





Pipeta Volumétrica de 20 mL
Pompete
Bureta de 25 mL
Balão Volumétrico
Vareta





Funil
Suporte Universal
Pipeta de Pasteur
2 Gobelés
Agitador magnético
Protocolo Utilizado
1. Mediu-se rigorosamente com uma pipeta 2 tomas de
20 cm 3 da solução de HCl para cada um dos dois
balões volumétricos.
2. Adicionou-se 3 gotas do indicador a cada balão.
3. Preparou-se um solução de 100 mL de NaOH a 0,1
mol/dm 3.
Reagentes



Solução de base forte (NaOH)
a 0,10 mol/dm 3
Solução de ácido forte (HCl) a
0,10 mol/dm 3
Solução de indicador ácidobase (Azul de Bromotimol)
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4. Encheu-se a bureta, depois de devidamente lavada,
com a solução NaOH de concentração rigorosa.
5. Registou-se o volume inicial de titulante na bureta,
atendendo aos algarismos significativos.
6. Procedeu-se à adição cuidadosa de titulante até
ocorrer a viragem de cor do indicador, que
permaneceu por agitação magnética.
7. Registou-se o volume final de titulante na bureta,
atendendo aos algarismos significativos.
8. Repetiu-se o ensaio com outra solução de NaOH de
concentração conhecida.
Esquema de Montagem
Regras de segurança respeitantes ao trabalho
laboratorial
Como esta atividade envolve o manuseamento de substância corrosivas e tóxicas, é necessário
ter em conta algumas regras em laboratório de modo a evitar acidentes:
1. Conhecer a localização das saídas de emergência.
2. Conhecer a localização e o funcionamento de extintores de incêndio, caixas de primeiros
socorros, chuveiros e equipamentos de proteção.
3. Não comer, beber, fumar ou guardar alimentos no laboratório.
4. Nunca trabalhar no laboratório sem a presença do professor.
5. Utilizar os aparelhos só depois de ter lido e compreendido as respetivas instruções de
manuseamento e segurança.
6. Antes de efetuar qualquer atividade experimental, ler com atenção o protocolo experimental
e procurar compreender a sua finalidade.
7. Manter as bancadas limpas e arrumadas, o chão limpo e seco, e as passagens
desobstruídas.
8. Todos os recipientes que contenham produtos devem estar devidamente rotulados.
9. Reagentes e equipamento devem ser arrumados após ter terminado a sua utilização.
10. Colocar o material de vidro partido ou rachado em recipiente próprio.
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Alguns símbolos de identificação de perigo
corrosivo e nocivo para o ambiente
Para melhor identificar os potenciais perigos que advêm do manuseamento destas
substâncias, é necessário ter em atenção os símbolos presentes nos seus rótulos.
Corrosivo
em vigor desde 01/12/2010
(em vigor desde 01/12/2010)
Perigoso para o ambiente
(em vigor até 01/06/2015)
(em vigor até 01/06/2015)
Resultados e Tratamento de Dados
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CURVA DE TITULAÇÃO
pH da solução
Foram realizadas duas titulações, uma inicial, sobre a qual incide mais especificamente este
relatório, e uma outra, para testar o rigor com que foram preparadas as soluções existentes no
laboratório.
12
14
Titulação 1
10
8
VO LUME DE TITULANTE ADICIO NADO
ATÉ AO PONTO FINAL DA TITULAÇÃO
6
V olume
de HCl
( cm43 )
V OLU ME DE N a OH ( cm 3 )
I n ic ial
20
25
2
Fin al
4
Q UANTIDADE Q UÍMICA
TITULADA (mol)
P O NTO
FINAL
(pH)
Ti tul a nte
Adicionado
21
7,17
CO NCENTRAÇÃO
Pfinal(21;
7.17)
2,10 × 10
Ti tul a do
−3
2,10 × 10
(mol/dm 3 )
Ti tulante
( N a OH)
Ti tul a do
( HCl )
0,100
0,105
−3
ER R O
EX PERIM
ENTAL
5%
Observações:
0
0
5
10
pH inicial do titulado: 1,71
20
25
30
Temperatura inicial do titulado: 20,3ºC
Volume
[𝐻𝐶𝑙]de
NaOH
= 0,1adicionado
mol/dm 3
tabelado
15
1. Cálculo da quantidade química de titulante (NaOH) utilizado
[𝑁𝑎𝑂𝐻] =
𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻)
↔ 𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻) = [𝑁𝑎𝑂𝐻] × 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻 ) = 0,1 × 21,0 × 10 −3= 2,10 × 10−3 mol
2. Cálculo da quantidade química de HCl titulado
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H 2O (l)
Pela estequiometria da equação acima, vemos que 1 mol de NaOH reage com 1 mol de
HCl. Logo, foram tituladas 2,10 × 10−3 mol de HCl.
3. Cálculo da concentração da solução de HCl
[𝐻𝐶𝑙] =
𝑛( 𝐻𝐶𝑙)
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
=
2,10×10 −3
20,0×10 −3
=
1,425 × 10−1 mol/dm 3
4. Cálculo da percentagem de erro experimental
∫ (%) =
| 𝑋𝑣𝑒𝑟𝑑𝑎𝑑𝑒𝑖𝑟𝑜 −𝑋𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 |
𝑋𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
=
|[𝐻𝐶𝑙]tabelado−[𝐻𝐶𝑙]experimental|
[𝐻𝐶𝑙]tabelado
=
|1,00×10 −1 −1,05 ×10 −1 |
1,00×10 −1
= 5,00%
Por sua vez, com base nos valores medidos de pH da solução titulada e do volume de
titulante adicionado, foi elaborada a seguinte curva de titulação que permite verificar o “salto brusco”
que ocorre nas reações ácido-base:
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*Os dados usados para traçar esta curva encontram-se no Anexo 1 destes documento
Titulação 2
VO LUME DE TITULANTE ADICIO NADO
ATÉ AO PONTO FINAL DA TITULAÇÃO
V olume
de HCl
( cm 3 )
I n ic ial
Fin al
Adicionado
20
25
0
25
V OLU ME DE N a OH ( cm 3 )
P O NTO
FINAL
(pH)
9,78
Q UANTIDADE Q UÍMICA
TITULADA (mol)
CO NCENTRAÇÃO
(mol/dm 3 )
Ti tul a nte
Ti tul a do
Ti tulante
( N a OH)
2,50 × 10 −3
2,50 × 10 −3
0,100
Ti tul a do
( HCl )
0,125
ER R O
EX PERIM
ENTAL
25%
Observações:
pH inicial do titulado: 1,73
Temperatura inicial do titulado: 20,3ºC
[𝐻𝐶𝑙]tabelado= 0,1 mol/dm 3
1. Cálculo da quantidade química de titulante (NaOH) utilizado
(
)
[𝑁𝑎𝑂𝐻] = 𝑛 𝑁𝑎𝑂𝐻 ↔ 𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻) = [𝑁𝑎𝑂𝐻] × 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 → 𝑛 (𝑁𝑎𝑂𝐻) = 0,1 × 25,0 × 10 −3= 2,50 × 10−3 mol
𝑉
𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
2. Cálculo da quantidade química de HCl titulado
Novamente, 𝑛 (𝑁𝑎𝑂𝐻 ) = 𝑛 (𝐻𝐶𝑙) . Logo, foram tituladas 2,50 × 10 −3 mol de HCl.
3. Cálculo da concentração da solução de HCl
[𝐻𝐶𝑙] =
𝑛( 𝐻𝐶𝑙)
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
=
2,50×10 −3
20,0×10 −3
= 1,25 × 10 −1 mol/dm 3
4. Cálculo da percentagem de erro experimental
∫ (%) =
| 𝑋𝑣𝑒𝑟𝑑𝑎𝑑𝑒𝑖𝑟𝑜 −𝑋𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 |
𝑋𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
=
|[𝐻𝐶𝑙]tabelado−[𝐻𝐶𝑙]experimental|
[𝐻𝐶𝑙]tabelado
=
|1,00×10 −1 −1,25 ×10 −1 |
1,00×10 −1
= 25,0%
Pág. 8
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Aspeto comparativo das duas soluções obtidas. À esquerda, está a correspondente à primeira
titulação, e à direita encontra-se a correspondente à segunda titulação.
Conclusões sobre os Resultados Obtidos
O objetivo desta atividade experimental foi atingido: conseguimos realizar duas titulações
ácido-base, tendo-se utilizado o hidróxido de sódio como titulante de modo a determinar a
concentração do ácido clorídrico, usado como titulado. Posteriormente, obteve-se um valor para a
concentração deste ácido igual a 1,05x10-1 mol/dm 3, na primeira titulação, que, comparativamente
ao valor da concentração rigorosa, verificou um erro experimental de 5,00 %. Para a segunda
titulação, a concentração do HCl obtida foi de 1,25x10-1 mol/dm 3, e um erro experimental de 25%.
A disparidade destes valores foi devida à ocorrência de erros sistemáticos e acidentais.
Quanto a erros sistemáticos, admite-se a possibilidade de uma má calibração da balança
usada para medir a massa de NaOH, bem como a medição imprecisa do volume usado na
preparação deste titulante. Também a incerteza relativa associada à bureta poderá ter contribuído
não só para a irregularidade de volumes de NaOH que iam ser sucessivamente adicionados ao
titulado, como, consequentemente, pode também ter contribuído para que a variação brusca de pH
se tenha dado a um determinado volume de titulante adicionado que não corresponde inteiramente
ao real. Ora, estas incertezas geralmente não causam perturbações significativas, no entanto, a
titulação é um processo bastante sensível à variação do pH do titulado, e assim, até a mais pequena
gota pode influenciar os resultados obtidos.
Os erros acidentais, podem ter passado por erros de paralaxe pela posição incorreta do
observador. Estes erros foram relativos à leitura na bureta usada na titulação e na pipeta usada na
transferência da solução aquosa de HCl, o que contribuiu para a imprecisão dos valores obtidos.
Contudo, o erro verificado na primeira titulação traduz um elevado rigor tanto na preparação
das soluções inicias de ácido e de base, como na titulação propriamente dita. O ponto final foi de
7,17, o que está de acordo com o esperado (aproximadamente 7, já que se trata de uma titulação
ácido forte-base forte). Na segunda titulação, o ponto final foi de 9,78. Este valor, juntamente com
a concentração de HCl determinada para esta titulação (1,25x10-1 mol/dm 3) diz-nos que as soluções
testadas não apresentavam a mesma concentração rotulada, ou que foram cometidos graves erros
acidentais e sistemáticos nesta segunda titulação. Como se trata de uma titulação ácido forte-base
forte, o pH inicial da solução de HCl é baixo. À medida que adicionamos NaOH, o OH- reage com o
H3O+ do ácido, e o pH começa a subir gradualmente. Perto do ponto de equivalência, a variação de
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RELATÓRIO DA AULA LABORATORIAL 2.3 – NEUTRALIZAÇÃO: UMA REAÇÃO DE ÁCIDO-BASE | Física e Química A
pH com a adição de base é muito brusca e a variação na curva de titulação torna-se praticamente
vertical. Depois de todo o ácido ser consumido, a adição de mais base sobe o pH cada vez mais
lentamente, até que o pH da solução seja semelhante ao da base. O pH no ponto de equivalência
é aproximadamente 7 pois o ácido ioniza-se praticamente na totalidade e a base dissocia-se
também completamente. Assim, a concentração final de iões H3O+ é igual à de OH-, provenientes
da auto ionização da água a 25ºC, o que torna a solução neutra.
Assim, podemos responder ao nosso problema inicial: “Como neutralizar resíduos de
ácidos/básicos do laboratório e como identificar se os resíduos são de uma base forte ou de um
ácido forte?” Realizando a neutralização de soluções ácidas fortes com bases fortes e vice-versa,
até se atingir o ponto de equivalência, que, neste caso, deverá ser aproximadamente 7, e dela
resulta sempre água. Este só consegue ser detetado a partir da alteração de uma propriedade física
da solução, como a mudança da cor do indicador químico, aquando do seu ponto de final. Todas
as etapas volumétricas são suscetíveis a bastantes erros sistemáticos, o que faz da neutralização
um processo muito complexo e incerto. Finalmente, conclui-se que os indicadores químicos têm um
papel fundamental nas reações ácido-base, pois permitem controlar a evolução do pH da solução
e acusar a passagem do seu caráter ácido para básico, ou vice-versa. Como o manuseamento
destas soluções é perigoso, é necessário o uso de bata e por vezes de luvas como providências do
caráter corrosivo e nocivo dos ácidos e das bases.
Bibliografia
1. MENDONÇA,L.S. e RAMALHO,M.D., Jogo de Partículas,11º ano, 2ª ed., Texto Editora,
Lisboa, 2008 – Caderno de Atividades Laboratoriais
2. http://www.infopedia.pt/$indicadores-quimicos
3. http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_%C3%A1cido-base
4. http://www.ufjf.br/nupis/files/2011/04/aula-4-Volumetria-de-Neutraliza%C3%A7%C3%A3oalunos-2011.12.pdf
5. http://www.ebah.com.br/content/ABAAABwPoAC/titulacao-neutralizacao
Anexo 1
Pág. 10
RELATÓRIO DA AULA LABORATORIAL 2.3 – NEUTRALIZAÇÃO: UMA REAÇÃO DE ÁCIDO-BASE | Física e Química A
VNaOH
Adicionado (cm 3)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
17,5
18
18,5
19
19,5
20
20,5
21
21
21,5
22
22,5
23
23,5
24
24,5
pH da solução
1,73
1,76
1,79
1,82
1,86
1,89
1,93
1,97
2,01
2,06
2,1
2,16
2,22
2,29
2,36
2,56
2,63
2,71
2,71
2,81
2,94
3,1
3,42
5,61
7,17
7,17
10,8
11,11
11,28
11,41
11,51
11,57
11,64
Tabela 1 – Registo do pH para cada
porção de volume do titulante
adicionado na Titulação 1
VNaOH
Adicionado (cm 3)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
17,5
18
18,5
19
19,5
20
20,5
21
21,5
22
22,5
23
23,5
24
24,5
25
25,5
26
26,5
27
27,5
28
28,5
pH da solução
1,75
1,77
1,81
1,85
1,89
1,91
1,95
1,99
2,05
2,07
2,11
2,16
2,20
2,25
2,30
2,37
2,43
2,46
2,51
2,55
2,62
2,65
2,72
2,79
2,85
2,94
3,07
3,24
3,55
4,44
4,85
5,90
9,78
10,40
10,77
10,97
11,13
11,22
11,31
11,36
Tabela 2 – Registo do pH para cada
porção de volume do titulante
adicionado na Titulação 2
Pág. 11