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Titulação Potenciométrica entre Ácido Fraco e Base Forte

1. Introdução A titulação é uma técnica volumétrica que permite a determinação da concentração de uma solução através da adição de outra solução de concentração conhecida. Essa determinação pode ser realizada através da determinação do pH do meio, com o auxílio de um eletrodo indicador, um eletrodo de referência e um pHmetro. A essa técnica, dá-se o nome de titulação potenciométrica. Durante a realização deste método, ocorre uma reação ácido-base entre o titulante (solução padrão) e o titulado (analito), cujo ponto de equivalência é indicado pela mudança significativa de pH, estabelecido através da construção do gráfico pH x Volume do Titulante e por gráficos de 1ª e 2ª derivadas.

Titulação entre Ácido Forte e Base Forte Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em pH aproximadamente 7,0, pois o ácido ioniza-se praticamente na totalidade e a base se dissocia praticamente na totalidade. Quando os íons H3O+ e OH- reagem, formam água. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação de uma solução de HCl com NaOH: HCl(aq) + H2O(l) NaOH(aq) OH-(aq) + H3O+(aq)

Cl-(aq) + H3O+(aq) (ionização do ácido) Na+(aq) + OH-(aq) (dissociação da base)

2H2O(l) (reação de neutralização que ocorre na titulação)

O Na+ e Cl- resultante da reação entre o ácido forte (ácido clorídrico) e a base forte (hidróxido de sódio) são considerados íons neutros em solução, pois não sofrem hidrólise ácida nem básica.

Figura 01: Gráfico da titulação entre um ácido forte e uma base forte. Disponível em:

2

Numa titulação de uma base forte com um ácido forte ocorrem os mesmos tipos de reações e o ponto de equivalência é o mesmo, tendo como diferença a forma da curva de titulação (em vez de ser crescente é decrescente). Titulação entre Ácido Fraco e Base Forte Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH superior a 7,0, devido à hidrólise do ânion do ácido fraco, que origina íons OH –. Um exemplo é a titulação do ácido acético com o hidróxido de sódio: CH3COOH(aq) + NaOH(aq) NaCH3COO(aq)

NaCH3COO(aq) + H2O(l) +

Na (aq) + CH3COO–(aq)

Como o Na+ é uma partícula neutra do ponto de vista ácido-base (cátion de uma base forte não hidrolisa), apenas o CH3COO- (ânion de um ácido fraco) sofrerá hidrólise: CH3COOH(aq) + OH-

CH3COO-(aq)+ H2O(l)

Os íons OH– aumentarão o pH da solução, pois irão reagir com H3O+ pela equação: OH-(aq) + H3O+(aq)

2H2O(l)

Figura 02: Gráfico da titulação entre um ácido fraco e uma base forte. Disponível em:

Titulação entre Base Fraca e Ácido Forte Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH inferior a 7,0, devido ao fato da hidrólise do cátion resultante ser ácida. Como a base é fraca, o seu ácido conjugado será forte, que facilmente reagirá com a água, formando íons H3O+. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação do amoníaco com o ácido clorídrico: HCl(aq) + NH3(aq) NH4Cl(aq)

NH4Cl(aq)

NH4+(aq) + Cl-(aq) 3

Como o NH4+ sofre hidrólise, captando o OH- da água, há formação de NH4OH. Consequentemente, resta o íon H+, fazendo o ponto de equivalência ser atingido em pH menor que 7,0.

Figura 03: Gráfico da titulação entre um ácido forte e uma base fraca. Disponível em:

Titulação entre Base Fraca e Ácido Fraco Na titulação de um ácido fraco com uma base fraca, o pH inicial será mais alto do que se fosse um ácido forte e o pH final tenderá a ser mais baixo do que se a base fosse forte. A variação de pH é lenta próximo ao ponto de equivalência, e também após este ser atingido. O pH do ponto de equivalência tenderá a ser próximo à neutralidade, porém será mais básico ou mais ácido dependendo das forças relativas entre o ácido e a base utilizados.

Figura 04: Gráfico da titulação entre um ácido fraco

e

uma

base fraca.

Disponível

em:

2. Objetivos 4



Compreender o processo de equilíbrio na reação de um ácido fraco e uma base forte; e



Realizar a titulação potenciométrica de um ácido fraco com uma base forte.

3. Materiais PHmetro

e

eletrodo



Suporte universal;



Garra borboleta;



Bureta de 50,00 mL;



Bastão de vidro;



Pipeta graduada de 25,00 mL;



4 béqueres de 50,00 mL;



Papel macio.



de

vidro

combinado;

4. Reagentes 

Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1001 mol/L;



Solução de ácido acético (CH3COOH) 0,0984 mol/L;



Soluções padrões neutra (pH = 6,86) e básica (pH = 9,18);



Água não deionizada (água de torneira).

5. Procedimentos Preparo da Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH): 1. Calculou-se a massa de NaOH necessária para preparar 250,00 mL de solução 0,1 mol/L. 2. Pesou-se a massa de NaOH em uma balança analítica. (Observação: O hidróxido de sódio é uma substância altamente higroscópica. Por isso, efetuou-se a pesagem do sólido rapidamente e manteve-se o frasco tampado.) 3. Colocou-se o NaOH já pesado em um béquer de 50,00 mL e dissolveu-o em água, usando um bastão de vidro para facilitar a dissolução. O volume de água utilizada foi de aproximadamente 100,00 mL. 4. Com auxílio de um funil simples, transferiu-se a solução para um balão volumétrico de 250,00 mL. 5. Completou-se o volume da solução com água filtrada até o traço de aferição do balão, tampou-se e agitou-se para a completa homogeneização. 5

Preparo da Solução de Ácido Acético (CH3COOH): 1. Observou-se, no rótulo do frasco que contém a solução concentrada de CH 3COOH, a densidade e a pureza da mesma. A partir desses dados, calculou-se a massa de CH3COOH necessária para preparar 250,00 mL de solução 0,1 mol/L e determinou-se o volume da solução concentrada que contém essa massa. 2. Com auxílio de uma pipeta graduada, mediu-se o volume calculado e transferiu-o para um béquer que já continha uma pequena quantidade de água filtrada. 3. Utilizou-se um funil para transferir o conteúdo do béquer para um balão volumétrico de 250,00 mL. 4. Completou-se o volume da solução com água filtrada até a marca de aferição do balão, tampou-se e agitou-se para a completa homogeneização.

Calibração do pHmetro: 1. Ligou-se o aparelho. 2. Retirou-se o eletrodo de vidro combinado da solução repouso. 3. Lavou-se e secou-se, cuidadosamente, o eletrodo de vidro combinado e o termopar. 4. Mergulhou-se o eletrodo e o termopar na solução padrão neutra (pH=6,86). 5. Aguardou-se a calibração do aparelho. 6. Novamente, lavou-se e secou-se o eletrodo de vidro combinado e o termopar. 7. Mergulhou-se o eletrodo e o termopar na solução padrão básica (pH = 9,18). 8. Aguardou-se a calibração do aparelho e os dados obtidos foram anotados. 9. Lavou-se e secou-se, cuidadosamente, o eletrodo de vidro combinado e o termopar.

Titulação Potenciométrica: 10. Fez-se a montagem para uma titulação (suporte universal, garra borboleta e bureta). 11. Transferiu-se para um béquer cerca de 60,00 mL da solução de NaOH 0,1001 mol/L. 12. Transferiu-se a solução de NaOH para a bureta, fazendo-se a ambientação e a retirada de bolhas. 13. Transferiu-se para um béquer, com auxílio de uma pipeta graduada, 25,00 mL de solução de CH3COOH 0,0984 mol/L. 14. Fez-se a leitura do pH da solução de CH3COOH e anotou-se a medida obtida. 15. Retirou-se o eletrodo da solução de CH3COOH. 16. Adicionou-se 3,0 mL de solução de NaOH 0,1001 mol/L ao béquer, homogeneizou-se com auxílio de um bastão de vidro e fez-se a leitura e anotação da medida do pH. 6

17. Repetiu-se o procedimento 16 até a transferência de 21,0 mL de NaOH 0,1001 mol/L ao béquer. 18. Entre 21,0 e 28,0 mL, adicionou-se a solução de NaOH de 1,0 em 1,0 ml, homogeneizando-se com auxílio de um bastão de vidro e fazendo-se a leitura e anotação da medida do pH. 19. Em seguida, adicionou-se mais 3,0 mL da solução de NaOH, homogeneizando-se com auxílio de um bastão de vidro, fazendo-se a leitura e anotação da medida do pH e cessando a titulação.

6. Discussão dos Resultados Inicialmente, foi realizado o preparo das soluções a serem utilizadas na titulação potenciométrica.

Preparo da Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH): Massa de NaOH pesada: 1,0095 g. 0,02524 mol de NaOH ---------- 250,00

1 mol de NaOH ---------- 40,00 g X

mL

---------- 1,0095 g Y

X = 0,02524 mol de NaOH

----------

1000,00 mL Y = 0,1001 mol de NaOH Concentração Molar da Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH): 0,1001 mol/L.

Preparo da Solução de Ácido Acético (CH3COOH): Volume da Solução de Ácido Acético Glacial (CH3COOH): 1,40 mL. Densidade da Solução de Ácido Acético Glacial = 1,050 kg/L = 1,050 g/mL. Pureza da Solução de Ácido Acético Glacial: 99,7%. 1 mL de CH3COOH ---------- 1,050 g 1,40 mL de CH3COOH ----------

X

1,47 g de CH3COOH ---------- 99,7% Y

---------- 100%

X = 1,47 g

Y = 1,474 g de CH3COOH

1 mol de CH3COOH -------- 60,00 g

0,0246 mol de CH3COOH --------

Z

-------- 1,474 g

250,00 mL. 7

Z = 0,0246 mol de CH3COOH

W

--------

1000,00 mL. W = 0,0984 mol de CH3COOH Concentração Molar da Solução de Ácido Acético (CH3COOH): 0,0984 mol/L. O ácido acético concentrado recebe o nome de ácido acético glacial devido ao fato de se congelar a temperaturas ligeiramente mais baixas que a temperatura ambiente (geralmente a 16,7ºC), ficando com o aspecto de gelo. Entretanto, se solidifica a temperaturas muito mais baixas quando misturado à água. Durante o preparo da solução de ácido acético, o mesmo foi adicionado sobre a água, e não o contrário. Procedeu-se deste modo porque a diluição de um ácido concentrado em água ocorre de forma muito energética, com liberação de grande quantidade de calor. Segundo Teixeira (2005), a água tem uma capacidade de absorver calor (calor específico) igual a 1,00 cal/ g °C. Um ácido como, por exemplo, o ácido acético, possui calor específico duas vezes menor que a água (0,510 cal/ g °C 1). Por esse motivo, quando adicionamos água ao ácido, ele não consegue absorver todo o calor resultante da reação, e o aumento de temperatura faz com que a água adicionada passe de maneira abrupta para o estado de vapor (calefação). Neste momento pode-se perceber uma fumaça que sai do recipiente em que o ácido se encontra, e até mesmo jatos, o que pode ser extremamente perigoso. Quando realizamos a operação inversa, ou seja, quando adicionamos o ácido à água, a reação será a mesma, porém a água, por ter maior capacidade de absorver calor, conseguirá absorver a energia liberada na reação. Cabe ressaltar que este procedimento deve ser feito lentamente e em pequenas quantidades, pois caso grandes quantidades forem misturadas, a água não conseguirá absorver tamanha quantidade de calor. Posteriormente, foi realizada a calibração do pHmetro utilizado no experimento. As soluções padrões utilizadas e o slope obtido encontram-se na tabela a seguir. Tabela 1 - Resultados obtidos durante a calibração.

Calibração do pHmetro 1

Solução padrão neutra (pH=6,86).

1 Informação disponível em: .

8

2

Solução padrão básica (pH = 9,18). 116,30

Slope

O slope obtido situa-se fora da faixa recomendada, que é entre 90 e 110. Contudo, isto não interfere na análise, pois o próprio aparelho realiza compensação automática do slope. Feita a calibração do pHmetro, realizou-se a titulação potenciométrica entre o hidróxido de sódio (titulante) e o ácido acético (analito/titulado). Os volumes de titulante utilizados, assim como as medidas de pH obtidas, encontram-se na tabela a seguir. O experimento foi realizado em triplicata. Tabela 2 - Volume de titulante e medidas de pH/temperatura obtidas.

Volume de pH Temperatura pH Temperatura pH Temperatura NaOH (mL) (1ª medida) (°C) (2ª medida) (°C) (3ª medida) (°C) 0,00

2,54

26,3

2,60

25,9

2,59

25,7

3,00

3,54

26,3

3,56

26,1

3,56

26,0

6,00

3,98

26,8

3,98

26,1

3,96

26,3

9,00

4,26

26,1

4,26

26,2

4,25

26,7

12,00

4,50

26,0

4,51

26,5

4,50

26,8

15,00

4,75

26,2

4,76

26,5

4,75

27,0

18,00

5,06

26,3

5,04

26,8

5,04

26,8

21,00

5,45

26,5

5,46

27,3

5,45

27,3

22,00

5,65

26,2

5,68

27,3

5,67

27,0

23,00

5,97

26,5

6,04

27,0

5,98

26,9

24,00

6,74

26,8

6,76

27,2

6,64

27,0

25,00

11,40

26,9

11,24

27,3

10,77

27,0

26,00

12,02

26,9

11,96

27,2

11,83

26,8

27,00

12,29

26,8

12,26

26,9

12,19

27,0

28,00

12,44

26,8

12,42

26,9

12,37

27,0

31,00

12,70

26,8

12,70

27,1

12,69

27,1 9

A partir das medidas obtidas na réplica do experimento, construiu-se a tabela a seguir, que contém a média do pH e a média da temperatura para cada volume de solução de NaOH adicionado. A tabela também inclui o desvio padrão e os valores da 1ª e 2ª derivadas das medidas de pH obtidas. Tabela 3 - Volumes de titulante, médias do pH/temperatura, desvios-padrões e 1ª e 2ª derivadas.

Volume de NaOH (mL)

pH (média)

Desvio Padrão

Temperatura 1ª derivada 2ª derivada (°C) (∆pH/∆V) (∆(∆pH/∆V))

0,00

2,58

0,032

26,0

--

--

3,00

3,55

0,012

26,1

0,326

--

6,00

3,97

0,012

26,4

0,140

-0,186

9,00

4,26

0,009

26,3

0,094

-0,046

12,00

4,50

0,070

26,4

0,082

-0,012

15,00

4,75

0,070

26,6

0,083

0,001

18,00

5,05

0,014

26,6

0,098

0,014

21,00

5,45

0,070

27,0

0,136

0,038

22,00

5,67

0,014

26,8

0,213

0,078

23,00

6,00

0,037

26,8

0,330

0,117

24,00

6,71

0,090

27,0

0,717

0,387

25,00

11,14

0,32

27,1

4,423

3,707

26,00

11,94

0,090

27,0

0,800

-3,623

27,00

12,25

0,051

26,9

0,310

-0,490

28,00

12,41

0,036

26,9

0,163

-0,147

31,00

12,70

0,010

27,0

0,096

-0,068

A partir dos dados da tabela 3, foram construídos os gráficos a seguir. O primeiro deles traz a medida do pH conforme a adição do titulante. Os segundo e o terceiro gráficos trazem as 1ª e 2ª derivadas do gráfico 01.

10

pH x Volume de NaOH 14.00 12.00

pH

10.00 8.00 6.00 4.00 2.00 0.00

3.00

6.00

9.00

12.00

15.00

18.00

21.00

24.00

27.00

24.00

27.00

30.00

Volume de solução de NaOH adicionado

Gráfico 1 – Medidas de pH x Volume de solução de NaOH adicionado.

1ª Derivada 4.500 4.000 3.500

∆pH/∆V

3.000 2.500 2.000 1.500 1.000 0.500 0.000 3.00

6.00

9.00

12.00

15.00

18.00

21.00

30.00

Volume de solução de NaOH adicionado

Gráfico 2 – Primeira derivada (∆pH/∆V x Volume de solução de NaOH adicionado).

11

2ª Derivada 4.000 3.000

∆(∆pH/∆V)

2.000 1.000 0.000 6.00 -1.000

9.00

12.00

15.00

18.00

21.00

24.00

27.00

30.00

-2.000 -3.000 -4.000 Volume de solução de NaOH adicionado

Gráfico 3 – Segunda derivada (∆(∆pH/∆V) x Volume de solução de NaOH adicionado).

O volume de titulante usado em uma titulação potenciométrica até o alcance do ponto de equivalência é dado pelo encontro da curva da segunda derivada com o eixo X. A partir de uma ampliação do gráfico 03, obteve-se a figura a seguir:

Figura 5 - Zoom no gráfico da segunda derivada, para maior exatidão na determinação do volume de NaOH 0,1001 mol/L utilizado na titulação. Na figura, observa-se o ponto em que o gráfico corta o eixo X.

12

Pela análise da figura 5, tem-se que o gráfico da segunda derivada toca o eixo X próximo a 25,51. Deste modo, o volume de solução de NaOH utilizado para titulação da solução de CH3COOH é de aproximadamente 25,51 mL. O valor obtido (25,51 mL de solução de NaOH) é condizente com o contexto desta titulação. Inicialmente, tem-se que a reação química envolvida na titulação se dá entre o hidróxido de sódio (uma monobase) e o ácido acético (um ácido orgânico monoprótico). Equação global: CH3COOH(aq) + NaOH(aq)

NaCH3COO(aq) + H2O(l)

Equação iônica simplificada: H3O+(aq) + OH-(aq)

2H2O(l)

Como a proporção estequiométrica é de 1: 1, e as soluções de NaOH e CH3COOH possuem concentrações aproximadas, espera-se um volume de solução de NaOH consumido próximo ao volume de CH3COOH titulado. Isto foi verificado, visto que o volume de solução de NaOH consumido (25,51 mL) é relativamente próximo ao volume de CH3COOH titulado (25,0 mL). A partir do volume da solução de NaOH consumido, podemos determinar a concentração do CH3COOH titulado. Sabemos que proporção estequiométrica da reação envolvida na titulação é de 1: 1. Logo, tem-se que MCH3COOH x VCH3COOH = MNaOH x VNaOH, onde M representa a concentração molar e V o volume da solução utilizada. Desta maneira: MCH3COOH x VCH3COOH = MNaOH x VNaOH MCH3COOH x 25,00 = 0,1001 x 25,51 MCH3COOH ...