TitulaÇÕes DE Ácido-BASE PoliprÓticos PDF

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Relatório referente à prática de titulações ácido-base de sistemas polipróticos. Contém os diagramas esquemáticos das etapas pertinentes, equações químicas dos equilíbrios e os resultados obtidos....

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE VIÇOSA

QUI 215 – LABORATÓRIO DE QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA

PRÁTICA 6: TITULAÇÕES DE ÁCIDO-BASE (ÁCIDOS POLIPRÓTICOS)

Viçosa, MG 11 de maio de 2016

1. OBJETIVO O objetivo desta prática foi determinar o teor de

comercial em

%

m m

H 3 PO 4

no ácido fosfórico

,a partir da titulação visual e realizar a titulação de

HCl ,pela adição de NaOH ,a fim de construir

neutralização potenciométrica do

uma curva de titulação e de determinar a concentração de HCl na solução usada. 2. INTRODUÇÃO A titulação potenciométrica é um método instrumental de titulação que consiste em um aparelho combinado em que há, em uma mesma montagem, um eletrodo de referência, que deve ser mantido em um potencial constante e um eletrodo que irá medir a concentração dos íons no meio. (VOGEL, 2002) Existem eletrodos que são seletivos, os quais são sensíveis a íons específicos, mesmo existindo diversos outros íons em solução. Isso acontece no caso da prática em questão, em que o eletrodo utilizado é sensível aos íons

H

+

,que estavam primeiramente em grande concentração na solução, visto que ela é composta por um ácido forte, mas com a adição de volumes crescentes de solução padronizada de

NaOH , a concentração de

H

+

vai diminuindo , aumentando o

pH da solução. A percepção dos íons

H

+

é possibilitada pela diferença de potencial na

solução. Para isso, é necessário calibrar o aparelho. O eletrodo de vidro, que estava imerso em uma solução que impedia seu ressecamento, que por ser fino e delicado pode ser danificado facilmente, foi lavado com água destilada e colocado em soluções tampão com pH conhecido. O eletrodo foi colocado em contato com soluções de pH 4 e pH 7. Dessa forma, o pHmetro, que irá medir o pH, estará programado para transformar a diferença de potencial causada após a adição do titulante em unidades de pH, que relacionam-se pela equação por

+

pH=− log[ H ] .

E=K +0 , 0591⋅pH , em que o pH é obtido

Na titulação potenciométrica não é necessário utilizar um indicador, visto que, ao contrário das titulações visuais em que o ponto de equivalência é determinado pela mudança da coloração do indicador, neste tipo de titulação, o ponto de equivalência é determinado pelo salto potenciométrico causado pela adição do titulante. O salto potenciométrico indica uma grande variação no potencial da solução, o que por consequência indica uma grande variação de pH da solução, já que o potencial se relaciona ao pH. Portanto, as vantagens de se utilizar esse tipo de titulação são em casos em que, em titulações visuais o ponto de viragem pode não ser muito perceptível ocorrendo erros na indicação do ponto de equivalência. Pode ser empregada também na titulação de ácidos polipróticos, em misturas de ácidos ou de bases, e quando é necessário armazenar os dados em computadores. Isso porque o ponto de equivalência da titulação é observado através da curva de titulação que pode ser construída a partir dos dados que foram obtidos durante a titulação. (VOGEL, 2002). Antes de atingir o ponto de equivalência ocorre pouca variação do pH, pois a solução titulada funciona como solução tampão. No entanto, quando adiciona-se um certo volume, o volume de equivalência do titulante, a solução titulada deixa de ser tampão e ocorre grande variação no pH, indicando que ocorreu o ponto de equivalência. (VOGEL, 2002). No entanto, a titulação potenciométrica utilizando o eletrodo de vidro típico proporciona a ocorrência de erros ácidos e erros alcalinos, principalmente nos extremos na escala de pH em que se alteram o valor do potencial, e, por consequência alteram os valores de pH.. O erro alcalino acontece quando os eletrodos de vidro além de ser sensíveis aos prótons, também são sensíveis a metais alcalinos em soluções básicas. Já o erro ácido ocorre quando em soluções com valores de pH abaixo de 0,5, o eletrodo de vidro típico exibe um erro de sinal oposto ao do erro alcalino. A leitura do valor de pH tende a ser muito alta nesta região, o que corresponde ao efeito de saturação quando os sítios da superfície do vidro são todos ocupados por íons

H

+

(prótons). Como já mencionado, cada

eletrodo de vidro tem um intervalo de resposta específica a um íon. O vidro de calsoda, por exemplo, tem resposta específica para

H

+

no intervalo de pH de 1 a 9,

mas com soluções mais alcalinas apresenta relativamente elevados erros alcalinos com tendência a indicar valores mais baixos para o pH do que realmente são. Esse tipo de titulação leva em consideração a concentração iônica na solução. Dessa forma, não se pode adicionar água com a pisseta ao longo da titulação, pois isso acarreta uma diluição da solução, alterando, portanto, a concentração do íon analisado (nessa prática o próton) e influenciando diretamente no resultado da titulação. As equações químicas que descrevem os processos que ocorreram durante a etapa de titulação do ácido fosfórico podem ser representadas da seguinte forma: O equilíbrio de auto-ionização da água é representado na Equação 1, que também representa a equação de neutralização ocorrida na titulação do

H 3 PO 4

com o NaOH .

H 2 O(l)

(Equação 1)

⇌

A solubilização do sal

KH 2 PO4 , utilizado para preparar a solução de

referência, é descrita na equação 2. KH 2 PO 4

(s)

→K

+

( aq )

+ H 2 PO

− 4 ( aq )

(Equação 2)

A solubilização do ácido fosfórico é representada pelos equilíbrios a seguir: H 3 PO 4 H 2 PO HPO

( aq )

4

− ( aq )

4 2− ( a q)

⇌

pk1= (Equação 3)

⇌ pk2 (Equação 4)

⇌

pk3 (Equação 5)

Na titulação potenciométrica, as equações químicas que descrevem o processo são as equação 1 e 6 que descreve a dissolução do ácido clorídrico em água, e 7 que descreve a dissolução do hidróxido de sódio em água. HCl( g )→ H

+

NaOH ( s ) → Na

(aq )

− ( aq )

+ Cl

+ ( aq )

+OH − ( aq)

(Equação 6). (Equação 7).

3.

PARTE EXPERIMENTAL

A prática em questão foi dividida em duas partes. Em uma delas, foi realizada a titulação visual do ácido fosfórico em que foi feito o preparo de duas soluções, uma de referência e uma de ácido fosfórico. Para a primeira parte, correspondente à titulação visual, foram preparadas duas soluções: a de referência, cuja massa do sal usado foi pesada em uma balança analítica de marca TKS, que possui resolução de 0,1 mg. O valor obtido dessa massa foi cerca de 0,8 g de

KH 2 PO4

, que foi transferida, juntamente com uma

certa quantidade de água destilada, quantitativamente para um balão volumétrico de 100 mL, cujo volume foi completado; e a solução da amostra, para a qual foi pesada uma massa de cerca de 2 g de ácido fosfórico comercial e transferida para um balão volumétrico de 250 mL, onde completou-se o volume. À solução de referência preparada foram adicionadas 3 gotas de Bromocresol, já que essa solução apresenta o mesmo íon

H 2 PO

4

− ( aq )

, presente na solução do ácido fosfórico e do

hidróxido de sódio ao atingir o ponto de equivalência utilizando esse indicador. Mas, ao utilizar o indicador Timolftaleína (também três gotas), o ponto de equivalência é atingido, quando dois prótons do ácido fosfórico são titulados, ou seja, quando há na solução, o

HPO

4 2− ( aq )

. Dessa maneira, não foi preciso preparar solução de

referência, porque o ponto equivalência é percebido ao atingir a coloração azul clara. Figura 1: Diagrama esquemático da titulação visual do

H 3 PO 4

.

Etapa 5:

c 5 ( NaOH )=0 , 1112mol / L

V eq Etapa 1: 2,0223g de Amostra de H 3 PO 4

(s)

C1( teórica)=85 %

m m

Etapa 3:

Etapa 2:

V 2 =250 mL

V 3 =10 mL

Foi realizada a transferência de 25 mL da solução de referência utilizando uma pipeta volumétrica para um béquer no qual foram inseridas 3 gotas do indicador verde de Bromocresol, que deixou a solução com uma coloração amareloesverdeada, que serviu de referência para o ponto final da primeira titulação da amostra. Para a realização da titulação, como demonstrado no diagrama esquemático da Figura 1, foi realizada a transferência de 10 mL da amostra no balão volumétrico, usando uma pipeta volumétrica, para um erlenmeyer ao qual foram adicionadas 3 gotas de verde de Bromocresol. A solução do ácido com o indicador foi titulada com uma solução padronizada de NaOH 0,1112 mol/L até atingir o primeiro ponto de equivalência indicado na equação 3, percebido quando a solução passou da coloração incolor para a coloração amarelo-esverdeada, como foi possível visualizar na solução de referência. O experimento foi realizado em duplicata, cujos dados obtidos permitem o cálculo da média dos volumes de equivalência. Essa titulação teve como objetivo contabilizar o volume de equivalência necessário para atingir o primeiro ponto de equivalência, sendo possível posteriormente determinar o teor de

ácido fosfórico em

%

m m na amostra utilizada.

Para essa determinação, tem-se que, no primeiro ponto de equivalência percebido com o Bromocresol, a relação estequiométrica indicada na Equação 8 é dada analisando os equilíbrios químicos das equações 3 e 7, nas quais −

n(OH )= n( NaOH ) . n 5 (OH − ) n4 ( H 3 PO 4 )

=

1 1

(Equação 8),

Que pode ser reescrita como: −

n5 (OH )=n 4 ( H 3 PO 4 ) No entanto, pela equação 7, tem-se que

(Equação 9) −

n( NaOH )=n(OH ) , que torna a

Equação 9 análoga à equação 10.

n5 (NaOH )= n4 ( H 3 PO 4 )

(Equação 10)

Dessa forma, é possível determinar o teor de ácido fosfórico na amostra a partir das relações a seguir: A equação 11 permite calcular a concentração de ácido fosfórico e seu número de mol.

c 5 ( NaOH )⋅V 5 =c 4 ( H 3 PO4 )⋅V 4 =n 4 ( H 3 PO 4 )

(Equação 11)

As equações 11 e 12 se relacionam, de maneira que a massa de ácido obtida na equação 12 é utilizada na equação 13, com a finalidade de determinar a

correspondente

%

m m .

m4 ( H 3 PO4 )= m1 (H 3 PO 4 )=m( H 3 PO4 )=n4 ( H 3 PO4 )⋅MM ( H 3 PO 4 ) (Equação 12)

%

m m ( H 3 PO 4 ) = ⋅100 m m amostra

(Equação 13)

Para se determinar o segundo ponto de equivalência, foi realizado o mesmo procedimento anterior, também demonstrado na Figura 1. No entanto, ao invés de se utilizar o indicador verde de Bromocresol, foi utilizado o indicador Timolftaleína. Essa solução foi titulada até que a cor da solução mudou para a coloração azulada. O experimento foi realizado em duplicata, cujos dados obtidos permitem o cálculo da média dos volumes de equivalência. A estequiometria do ponto de equivalência pode ser representada pela “soma” das equações 3 e 4 como demonstrado a seguir, para facilitar a análise estequiométrica:

H 3 PO 4 H 2 PO

( aq )

4

⇌

− ( aq )

pk1

⇌ pk2

Resultando na Equação a seguir: H 3 PO 4

( aq )

⇌

(Equação 14)

Dessa forma, no segundo ponto de equivalência, a estequiometria é dada pela equação: +

n( H ) 2 = n( H 3 PO 4 ) 1

(Equação 15)

A equação anterior pode ser reescrita como: −

n5 ( OH )=2⋅n 4 ( H 3 PO4 ) No entanto, pela equação 7, tem-se que

(Equação 16)

n( NaOH )=n(OH − ) , que torna a

Equação 16 análoga à equação 17.

n5 (NaOH )=2⋅n4 ( H 3 PO 4 ) (Equação 17) Dessa forma, é possível determinar o teor de ácido fosfórico na amostra a partir das relações a seguir: A equação 18 permite calcular a concentração de ácido fosfórico e seu número de mol.

c 5 ( NaOH )⋅V 5 =2⋅c 4 ( H 3 PO 4 )⋅V 4 =2⋅n 4 ( H 3 PO4 )

(Equação 18)

As equações 18 e 19 se relacionam, de maneira que a massa de ácido obtida na equação 19 é utilizada na equação 20, com a finalidade de determinar a

correspondente

%

m m .

m4 ( H 3 PO4 )= m1 (H 3 PO 4 )=m( H 3 PO4 )=n4 ( H 3 PO4 )⋅MM ( H 3 PO 4 ) (Equação 19)

%

m m ( H 3 PO 4 ) ⋅100 = m amostra m (Equação 20)

Na segunda parte da prática, foi realizada a titulação potenciométrica do

HCl com o

NaOH que já estava padronizado com uma concentração de 0,1112

mol/L. Foi feita a calibragem do pHmetro e, posteriormente, com uma pipeta volumétrica, 20 mL de uma solução de ácido clorídrico foi transferida para o frasco onde foi realizada a titulação. Após realizar o ambiente da bureta de 50 mL com a solução de hidróxido de sódio 0,1112 mol/L, esta foi preenchida. O frasco de titulação continha uma barra magnética (também conhecida como peixinho) e o medidor de pH de marca Instrutherm, modelo pH-1900 e precisão ±(0,02 pH) ,que foi colocado sob um agitador magnético de marca IKA modelo C-MAG HS 7, como demonstrado no diagrama esquemático da Figura 2. Foi necessário acoplar um tubo extensor na saída da bureta a fim de facilitar a titulação, visto que o recipiente que estava sendo titulado tinha uma abertura estreita, o que tornou difícil a titulação sem o tubo extensor, já que havia também a presença do pHmetro. O tubo extensor foi colocado cuidadosamente dentro do frasco a fim de que as gotas de titulante vindas da bureta não caíssem nas paredes do frasco, evitando erros em relação ao volume necessário de hidróxido para atingir o ponto de equivalência. Figura 2: D

ção potenciométrica do

Etapa 3: Etapa 1:

v 1 (HCl )=20 mL

Tubo extensor

c 3 ( NaOH )=0 ,1112 mol / L v eq =16 , 9 L

HCl

pelo

pHmetro

Antes de iniciar a titulação, foi realizada a medida do pH inicial da solução e foi anotado seu valor. Após o início, a cada 3 mL de solução de

NaOH

adicionada,

era repetida a medição do pH até que atingiu-se o ponto de equivalência, já que foi observada uma grande variação do pH entre duas medidas consecutivas, o que ocorreu aproximadamente quando já havia sido adicionado 16,9 mL de hidróxido de sódio e que foi observado também pela mudança de cor da solução de incolor para rosa claro, causada pelo indicador fenolftaleína, que havia sido adicionado para, de maneira complementar, mas não indispensável melhorar a observação do ponto de equivalência. A adição do indicador não é indispensável, porque já é possível visualizar que o ponto de equivalência foi atingido devido ao salto potenciométrico, verificado com o pHmetro. Posteriormente, o intervalo do volume adicionado foi diminuído para 0,2 mL e o pH foi anotado. Quando o pH começou a ficar praticamente constante, o intervalo de volume adicionado foi aumentado para 0,5 mL e depois novamente para 3 mL até o volume de 40mL. A titulação potenciométrica também foi realizada em duplicata. A partir dos valores encontrados experimentalmente foi possível determinar os valores médios mais estáveis de pH no pHmetro e os valores médios dos volumes evacuados da bureta de NaOH

inseridos na Tabela 3 e plotados no gráfico encontrado na Figura

3. Por meio das equações 6 e 7, determina-se a razão estequiométrica no ponto de equivalência mostrada na Equação 21.

n2 ( NaOH ) 1 = n1 ( HCl ) 1

(Equação 21)

HCl presente na etapa 2 por

Logo, pode-se calcular a concentração de meio da equação 22, obtida a partir da equação 21.

c 1 ( HCl )⋅V 1=c 3 ( NaOH )⋅V 3 V 2 =20 mL

Sendo

c 1 ( HCl )=0 , 09396 mol / L .

(Equação 22). e

V 3 =V eq =16 ,9 mL

que

A concentração da etapa 2 é a mesma da etapa 1.

Portanto, a concentração da solução de HCl

4.

implica

é de 0,09396 mol/L.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

Tanto a titulação visual da solução de ácido fosfórico comercial utilizando como indicador o verde de Bromocresol, quanto a titulação visual dessa mesma solução, mas utilizando como indicador a Timolftaleína foram realizadas em duplicatas.

H 3 PO 4

Tabela 1: Valores obtidos na titulação do

( aq )

utilizando o verde de

Bromocresol como indicador: Volumes de equivalência experimentais, porcentagens em massa por massa de ácido fosfórico na amostra e erros absolutos percentuais.

Replicata 1 2

v eq (/ mL ) 6,3000 6,2000

Tabela 2: Valores obtidos na titulação do

m ( /%) m 3,3946 3,3408

H 3 PO 4

( aq )

Erro(/% ) 81,6054 81,6592

utilizando a Timolftaleína como

indicador: Volumes de equivalência experimentais, porcentagens em massa por massa de ácido fosfórico na amostra e erros absolutos percentuais.

v eq (/ mL ) Replicata 1 2

12,9000 12,9000

m ( /%) m 3,4755 3,4755

Erro(/% ) 81,5245 81,5245

Na tabela 1 são apresentados os valores de volume de equivalência obtidos experimentalmente na determinação da pureza do

m ( /%) m

H 3 PO 4

( aq )

.Os valores de

foram calculados mediante a equação 13, decorrente diretamente das

equações 12,11 e 10 .O erro absoluto percentual foi obtido considerando

C1( teórica)=85 %

m m .

Na tabela 2 são apresentados os valores de volume de equivalência obtidos experimentalmente na determinação da pureza do

m ( /%) m

H 3 PO 4

( aq )

.Os valores de

foram calculados mediante a equação 20, decorrente diretamente das

equações 19,18 e 17 .O erro absoluto percentual foi obtido considerando

C1( teórica)=85%

m m .

Observa-se que as médias dos volumes de equivalência da tabela 1 e da tabela 2 são respectivamente, 6,2500mL e 12,9000mL. Obviamente, o segundo valor é maior, porque ao utilizar como indicador a Timolftaleína o ponto de equivalência é atingido quando são titulados 2 prótons, 1 a mais do que quando se usa o Bromocresol como indicador. No entanto, de acordo com as equações 13 e 20, os valores percentuais de pureza devem ser os mesmos. As informações principais das tabelas são os erros absolutos percentuais, os quais apresentaram valores elevados de 81,6054% e de 81,6592% nas duas primeiras titulações e de 81,5245% nas duas últimas. Logo, a amostra da solução de ácido fosfórico utilizada para ser feita a análise não apresenta pureza elevada, nem próxima do valor teórico de 85,0000%. Uma possível causa é o fato de a concentração do ácido fosfórico no frasco de onde foi retirada a amostra não ser totalmente homogênea, fazendo com que o número de mol de ácido fosfórico na amostra recolhida seja menor. Outra possível causa é o fato de que parte do ácido fosfórico presente no frasco pode ter evaporado em temperaturas mais altas que a temperatura ambiente(sua pressão de vapor é de 0,03mmHg à 20ºC). Esse valor é menor do...