Química Geral Experimental - Engenharia de Petróleo
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Sandrogreco Experimento 3 Eng. PetróLeo

  1. 1. Química Geral Experimental - Engenharia de Petróleo Prof. Sandro Greco EXPERIÊNCIA N° 3 Titulação Ácido-Base 01- OBJETIVOS • Determinar a concentração de uma base por titulação; • Determinar a molécula-grama (mol) de um composto; • Dominar a técnica de titulação. 02- INTRODUÇÃO Na ciência e na indústria, frequentemente é necessário determinar a concentração de íons em soluções. Para determinar a concentração de um ácido ou uma base, é utilizada a titulação. A titulação utiliza o fato de que ácidos são neutralizados por bases pra formar sal + água. A equação da reação de neutralização é: H+ + OH- → H2O Significando que um íon hidrogênio neutraliza um íon hidroxila. O número total de íons hidrogênio é igual ao volume da solução multiplicando pela concentração de íons hidrogênio. O ponto em que uma solução ácida for completamente neutralizado por uma solução básica é chamado de ponto de equivalência e o número de íons H+ é igual ao número de íons OH-. As concentrações de muitos compostos são usualmente expressas como molaridade (M) ou mol/litro, e as concentrações de ácidos e bases são frequentemente expressas em normalidade (N). Assim, a normalidade de um ácido ou base é o número de equivalentes (nE), por litro de solução. n m n m M M = ; n= ; N = E ; n E = ; E = M ; Mν = N V MM V E ν Onde, MM é o massa molecular, m é a massa em gramas, E é o equivalente grama e ν é o número de íons ionizáveis H+ ou OH-. Então podemos dizer que a molaridade de um ácido ou um base multiplicada pelo número de hidrogênios ionizáveis ou hidroxilas é igual a sua normalidade. Além disso, o número de mols de um ácido ou base multiplicado pelo número de hidrogênios ionizáveis ou hidroxilas é igual ao que denominamos de equivalentes. O ponto quando a base neutraliza completamente um ácido (ou vice versa) pode ser detectado com um indicador, que muda de cor com um excesso de íons H+ ou OH -. Fenoftaleína é um indicador desse tipo, quando em meio ácido a fenoftaleína é incolor, mas com excesso de íons OH - numa solução ela se torna cor de rosa. Nesta experiência você verá como preparar uma solução de NaOH e padronizá-la usando um ácido de concentração conhecida (padrão). Em seguida você determinará a massa molecular de um ácido utilizando a solução de NaOH que você preparou, ou determinará a concentração de ácido acético existente num tipo de vinagre comercial. 03- MATERIAL - béquer (2 de 100 mL e 2 de 250 mL - pipeta volumétrica - espátula e garras - erlenmeyer - balança - ácido oxálico 0,10N - bastão de vidro - ácido benzóico
  2. 2. Química Geral Experimental - Engenharia de Petróleo Prof. Sandro Greco - frasco lavador - álcool etílico - 2 balões volumétricos de 100 mL - água destilada - bureta - fenoftaleína -suporte universal - hidróxido de sódio - vinagre 04- PROCEDIMENTO A- Preparo da solução de NaOH 1- Pese um béquer pequeno (100 mL) e seco, rapidamente coloque 4 ou 5 pastilhas de NaOH com a ajuda de uma espátula e pese-o novamente. Anote a massa na folha de dados. Acrescente ao béquer ± 50 mL de água destilada e agite com um bastão de vidro até dissolver as pastilhas. 2- Transfira a solução para um balão volumétrico de 100 mL. Em seguida, com um frasco lavador, enxágüe as paredes do béquer e o bastão de vidro, transferindo a água para o balão. Repita este procedimento por mais duas vezes. 3- Finalmente complete o volume do balão com água, até a marca dos 100 mL (Fig. A, abaixo). Neste caso a medida do volume final não precisa ser muito precisa. B- Padronização da solução de NaOH 1- Monte uma bureta no suporte universal, utilizando uma garra para fixá-la, conforme mostrado na figura b, abaixo. Lave a bureta com um pouco da solução de detergente com água, colocando ± 5 mL e esvaziando-a em seguida num béquer de 250 mL. 2- Enxágüe a bureta com um pouco de solução de NaOH que você preparou, antes de usa-la. Faça isso duas vezes. Em seguida encha a bureta com a solução de NaOH, zere-a recolhendo o excesso de solução em um béquer, de forma que o menisco fique na marca do zero. Verifique que a parte abaixo da torneira esteja cheia de líquido. Desta forma a bureta está pronta para iniciar uma titulação. 3- Separe três erlenmeyer e coloque em cada um deles 10,0 mL da solução padrão de ácido oxálico (HOOC-COOH) medidos com uma pipeta volumétrica. Acrescente um pouco de água destilada (± 30 mL) e 3 gotas de fenoftaleína. 4- Titule cada solução dos 3 erlenmeyer gotejando a solução de NaOH da bureta no erlenmeyer, sob agitação o aparecimento da cor rosa. Pare então de gotejar NaOH e anote o volume gasto, lendo direto na bureta. Encha novamente a bureta com NaOH, zere-a e repita a titulação, utilizando os outros dois erlenmeyer. Anote os volumes gastos em cada titulação. Obs: você deve parar de gotejar NaOH assim que a cor rosa ficar permanente. C- Massa molecular de um ácido 1- Pese uma quantidade de ácido benzóico (aprox. 0,2g), com precisão de 2 casas decimais, e coloque num erlenmeyer limpo (não precisa estar seco). Adicione aproximadamente 10 mL de álcool etílico com uma proveta e agite até dissolver o ácido. Adicione três gotas de fenoftaleína e titule com a solução de NaOH até o ponto de viragem. Anote o volume de NaOH gasto.
  3. 3. Química Geral Experimental - Engenharia de Petróleo Prof. Sandro Greco D- Determinação da concentração de ácido no vinagre (um experimento alternativo). 1- Com uma pipeta volumétrica coloque 10 mL de vinagre em um balão volumétrico de 100 mL e complete com água até a marca dos 100 mL. Com isso você fez uma diluição (10 vezes). Tome cuidado, não passe da marca dos 100 mL existente no balão, caso contrário a diluição será maior do que 10 vezes. 2- Separe três erlenmeyer limpos e coloque 10 mL da solução diluída de vinagre em cada um deles. Adicione três gotas de fenoftaleína e titule com NaOH até o ponto de viragem do indicador. Anote o volume de NaOH gasto. Para proceder a titulação vide item B. 3- Anote a marca do vinagre que você usou e a concentração encontrada no frasco. Tópicos para estudo ⇒ Equilíbrio ácido-base ⇒ Titulação Bibliografia BRADY, J. & HUMISTON, G. E. Química Geral, Vol. 1, Cap. 6 e 10, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., Rio de Janeiro, 1986. MAHAN, B., Química um Curso Universitário, São Paulo, Ed. Edgard Blücher Ltda., 411 edição, 1995, 582p.

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