Neutralização de uma base através da utilização de um ácido

Neutralização de uma base através da utilização de um ácido
Objectivo do trabalho
Neutralização de uma base, através da utilização de um ácido.
Fundamentos teóricos:
Conceito de mole:
Mole é a quantidade de substância que 6.02x1023 partículas (o número de
Avogadro de partículas).
Massa Molar:
A massa de uma mole de átomos de um elemento é numericamente igual à massa
atómica relativa a desse elemento.
A massa de uma mole de moléculas de uma substância é numericamente igual à massa
molecular relativa dessa substância.
A massa de uma mole de átomos, ou de moléculas, exprime-se em gramas por mole
(g/mol).
Através da expressão: n = m/M ; podemos calcular o número de moles representado
por “n”, a massa da substância representada por “m” e a massa molecular representada por
“M”.
Soluções, suspensões e colóides
Todas têm em comum o facto de serem designadas por dispersões. Pois são uma
mistura de uma ou mais substâncias em que as partículas de uma fase (fase dispersa) se
encontram distribuídas no seio de outra (fase dispersante).
O quadro seguinte mostra-nos as suas principais diferenças.
Dimensão média das
partículas
Visibilidade das
partículas
Natureza do disperso
Processos de
sedimentação das
partículas
Separação por
filtração
Comportamento no
campo eléctrico
Exemplos
Solução
Inferiores a 1 nm
Colóide
De 1 nm a 1 mm
Suspensão
Superiores a 1 mm
Sistema homogéneo
(não são visíveis a
nenhum
microscópio)
Átomos, iões ou
moléculas
Sistema heterogéneo
(são visíveis ao
ultramicroscópio).
Sistema heterogéneo
(são visíveis ao
microscópio comum).
Conjunto de átomos,
iões ou moléculas
(colóide micelar) ou
macromoléculas
(colóide molecular)
ou iões gigantes
(colóide iónico).
As partículas são
sedimentadas por
ultracentrifugação
Grandes
aglomerados de
átomos, iões ou
moléculas.
As partículas não se
sedimentam por
nenhum processo
físico.
A separação não é
possível por nenhum
tipo de filtro.
Não permite a
passagem de
corrente eléctrica
quando a solução é
molecular. Quando é
iónica, dá-se uma
electrólise
Açúcar na água, ouro
18 quilates …
As partículas são
separáveis por
ultrafiltração.
As partículas do
colóide têm carga
eléctrica do mesmo
sinal pelo que
migram para o
mesmo pólo.
Geleia de frutas,
tintas, gomas de
amido …
As partículas têm
sedimentação
espontânea ou por
centrifugação vulgar
As partículas são
separáveis por meio
dos filtros vulgares.
As partículas não se
movimentam pela
acção do campo
eléctrico.
Farinha suspensa em
água, granito…
Contudo, neste relatório apenas vamos aprofundar as soluções e o seu modo de expressar a
sua composição quantitativa.
Solução:
As soluções são misturas homogéneas (soluções verdadeiras) de duas ou mais
substâncias sólidas, líquidas ou gasosas.
Quando uma substância (soluto) se dissolve noutra (solvente), as partículas do soluto
dispersam-se no solvente. Dá-se o nome de dispersão à mistura de duas ou mais substâncias,
em que as partículas de uma fase (fase dispersa) se encontram distribuídas no .0solvente e
pode ter o mesmo estado que físico da solução ou estar em maior quantidade (nº de moles). O
soluto (fase dispersa) ou não tem inicialmente o mesmo estado físico da solução ou está em
menor quantidade. Uma solução poderá ter mais do que um soluto, mas tem, apenas, um
único solvente.
A solubilidade é a quantidade máxima de soluto que é possível dissolver num
determinado volume de solvente, a uma determinada temperatura, de modo a preparar 1
dm3 de solução.
Existem três estados de soluções: sólido, gasoso e líquido. Dentro do estado líquido
das soluções podemos distinguir as soluções aquosas em que o solvente é a água.
Concentração de uma solução:
A concentração de uma solução indica a quantidade de soluto que existe numa dada
quantidade de solução; exprime a composição quantitativa dessa solução.
Há diferentes formas de exprimir a concentração das soluções:
1. Massa de soluto por unidade de volume de solução C = m/V
2. Massa de soluto por unidade de massa se solução
C = m(soluto)
m(solução)
3. Quantidade (mole) de soluto por unidade de volume por solução n = m
V
4. Pode-se também calcular a composição quantitativa das soluções através da
percentagem em volume (% V/V) e em massa/volume (%m/V)
Diluir uma solução consiste em preparar uma solução menos concentrada a partir de uma mais
concentrada, por adição de solvente. A adição de solvente não altera a quantidade de soluto,
só altera o volume da solução.
Reacções Ácidos - Base
Os ácidos são substâncias que estão dissolvidas nas soluções aquosas ácidas.
Os ácidos mais importantes no laboratório são:
·
·
·
·
·
Ácido cloridríco HCL
Ácido sulfúrico H2SO4
Ácido nítrico ou azótico HNO
Ácido fosfórico H3PO4
Ácido acético HCH3COO
Bases são substâncias que estão dissolvidas nas soluções aquosas básicas ou alcalinas.
As bases mais importantes no laboratório são:
- hidróxido de sódio : NaHO
- hidróxido de cálcio : Ca(HO)2
- hidróxido de magnésio : Ng(HO)2
- hidróxido de amónio : NH4HO
Há ainda substâncias que dissolvidas em água não têm comportamento ácido nem básico.
Originam soluções neutras.
São exemplos: o cloreto de sódio e o sulfato de sódio em solução aquosa.
Os indicadores de ácido-base
Há muitas substâncias naturais ou preparadas nos laboratórios que podem funcionar
como indicadores.
São substâncias que apresentam uma determinada cor em soluções ácidas e outra em
soluções básicas.
Os indicadores de ácido-base servem para indicar o comportamento ácido, básico ou
neutro de uma solução.
Os indicadores ácido-base mais usados nos laboratórios são a fenolftaleína e o
tornassol.
As soluções ácidas na presença de fenolftaleína ficam incolores. A tintura azul de
tornassol adquire a cor vermelha.
As soluções básicas ou alcalinas, a solução alcoólica de fenolftaleína mantém-se carmim
e a tintura azul de tornassol mantém-se azul.
Em soluções neutras, a solução alcoólica de fenolftaleína mantém-se incolor mas a
tintura de azul tornassol fica arroxeada.
Escala de pH
Os químicos associaram ao grau de acidez e de basicidade de uma solução uma escala
numérica. Estabeleceram uma escala de pH.
A acidez e a basicidade de uma solução podem medir-se na escala de pH.
Esta escala, para soluções pouco concentradas e à temperatura de 25ºC varia de 0 até
14.
As soluções ácidas correspondem a valores de pH menores que 7 à temperatura de 25º
C.
As soluções básicas ou alcalinas correspondem a valores de pH maiores que 7 à
temperatura de 25º C.
As soluções neutrais têm pH igual a 7 à temperatura de 25ºC.
Reacção entre ácidos e bases
As bases são substâncias capazes de anular (ou neutralizar) os ácidos.
Quando se quer elevar o pH de uma solução adiciona-se-lhe uma base. Inversamente,
para baixar o pH da solução, acrescenta-se uma substância ácida.
Pode-se verificar, experimentalmente, como varia o pH nas reacções entre ácidos e
bases: observa-se variações da cor do indicador universal existente na solução básica do balão
de Erlenmeyer. Isto sucede à medida que se lhe adiciona gotas da solução ácida contida na
bureta. Começa-se por se ter uma solução básica e à medida que se adiciona gotas da solução
ácida esta vai-se tornando menos básica e há um momento em que se torna uma solução que
é neutra (pH=7). Isto significa que ocorre uma reacção química entre uma solução básica
(hidróxido de sódio) e uma solução ácida (ácido clorídrico), estes reagentes vão-se consumindo
e transformam-se nos produtos. A reacção química que traduz e reacção entre o ácido
clorídrico e o hidróxido de sódio é:
HCL(aq)
Ácido clorídrico
Ácido
+
NaHO(aq) →
hidróxido de sódio
base (hidróxido)
NaCL(aq) +
H2O(I)
cloreto de sódio
sal
água
água
A reacção entre ácidos e base (ou hidróxidos) origina um sal e
De um modo geral:
ácido + base → sal + água
Este esquema traduz uma reacção ácido-base. Designa-se, vulgarmente, por reacção de
neutralização.
Convém salientar que esta designação não significa que a solução resultante seja sempre
neutra (pH = 7).
Quando a reacção estiver completa, é o sal que determina o pH da solução resultante.
Pode, por isso, ter um carácter ácido, básico ou neutro.
Buretas
Permitem medir, rigorosamente, volumes variáveis até à capacidade máxima.
Existem vários tipos de buretas, sendo a mais comum a de torneira direita em vidro
esmerilado.
Procedimento experimental
Protocolo
1º → Pesar 1 g de NaOH e dissolver num gobelé com 20ml água e com a ajuda de uma
vareta.
2º → Adicionar esta solução num balão volumétrico de 100 ml.
3º → Retirar com a pipeta e a respectiva pompete 10 ml desta solução e colocar num
Erlenmeyer.
4º → Adicionar umas gotas de fenolftaleína.
5º → Colocar esta preparação sobre o suporte universal e deixar pingar da bureta algumas
gotas de ácido clorídrico até que a base seja neutralizada.
6º → Repetir o 5º passo pela segunda vez.
Reagentes e produtos
Hidróxido de sódio : NaHO (base)
Ácido clorídrico HCL (ácido
Cloreto de sódio NaCL (sal)
Àgua H2O
NaOH (aq) + HCL (aq) → NaCL (aq) + H2OCL
Material
- Fenolftaleína
- Hidróxido de sódio (NaOH)
- Ácido cloridríco
- Vareta
- Gobelés
- Erlenmeyer
- Bureta
- Suporte universal e garra
- Pano de limpeza
- Conta – gotas
- Pipeta
- Pompete
Registo de medições
Concentração
0,25mol/dm3 NaOH
0,56mol/dm3 HCL
Cálculos
Conclusão e crítica
Volume
10 ml
4,45 ml
Nº de moles
O,0025
2,5
Massa
1g
88,6 g
Esta actividade permitiu-me concluir que é possível determinar a concentração de uma
substância presente numa solução através do conhecimento do seu volume; C=n/V
Posso ainda afirmar que é possível neutralizar uma base através de um ácido e que as
bases na presença da solução alcoólica de fenolftaleína adquirem a cor carmim.
Bibliografia
Ramalho, Marta Duarte e Mendonça, Lucinda Santos, 1999, No mundo em Transformação
– Química.
8º Ano, Texto Editora , Portugal
Macial, Noémia e Miranda, Ana, Eu e a Física
9º Ano, Porto Editora, Portugal
Simões, Teresa Sobrinho e Queirós, Maria Alexandra e Simões, Maria Otilde, Química em
Contexto.
10º Ano , Porto Editora, Portugal