OBJECTIVOS

.  Determinar a concentração de uma solução de carbonato de sódio (Na2SO3;

. Neutralizar uma solução aquosa de Na2CO3 com HCl(aq), fazendo uma titulação base fraca/ácido forte;

. Medir o pH da solução ao longo do processo e traçar a curva de titulação com o intuito de identificar as zonas com efeito tampão;

. Utilizar diferente material de laboratório tal como a placa com agitação magnética ou o medidor electrónico de pH pondo em prática os conhecimentos teóricos já adquiridos.

PROTOCOLO EXPERIMENTAL

Material

Equipamento

Reagentes

Procedimento

1. Preparou-se uma bureta de 25 mL com a solução de ácido clorídrico 0,10 mol.dm-3;

2. Mediu-se 10 cm-3 de solução de carbonato de sódio de concentração 0,10 mol.dm-3 para um gobelé e adicionou-se 50 cm-3 de água destilada. Colocou-se a barra magnética dentro do gobelé;

3. Adicionou-se 2 a 3 gotas de fenolftaleína;

4. Lavou-se o eléctrodo;

5. Introduziu-se o eléctrodo do medidor de pH dentro do copo e ligou-se o agitador magnético tendo o cuidado de, ao rodar, a barra não tocar no eléctrodo;

6. Mediu-se e registou-se o valor de pH antes da titulação, assim como a temperatura;

7. Adicionou-se o titulante por incrementos sucessivos de

0,5 cm-3. Mediu-se o valor de pH depois de cada titulação até se encontrar o primeiro ponto de equivalência;

8. Registou-se o volume (V1) de titulante gasto;

9. Adicionou-se 2 a 3 gotas de alaranjado de metilo para encontrar o segundo ponto de equivalência;

10. Continuou-se a adicionar a solução de HCl e a medir o volume e o pH do titulado, até mudança de cor para rosa. Anotou-se o volume gasto (V2);

11. Repetiram-se os ensaios duas vezes;

12. Esvaziou-se e lavou-se convenientemente a bureta.

Esquema de montagem

Legenda

1 – Bureta com solução de HCl (0,1M)

2 – Suporte Universal

3 – Garra para buretas

4 – Gobelé com solução de Na2CO3

5 – Medidor de pH

Fig.1  Titulação base fraca/ácido forte. Adição de HCl a  Na2CO3, com o auxílio do medidor de pH.

INTRODUÇÃO

O processo de titulação consiste numa reacção de neutralização que ocorre entre um ácido e uma base dando origem a um sal e água, traduzindo-se na reacção genérica: ácido + base ¾¾® sal + água. Assim, a titulação, ou volumetria de ácido-base, é uma técnica de análise quantitativa que consiste na determinação da concentração de uma solução (titulado) através da sua reacção com outra solução de concentração conhecida (titulante). 

Com a actividade prática realizada pretendeu-se determinar a concentração de uma solução aquosa de Na2CO3, por titulação de uma base fraca com um ácido forte (solução-padrão de HCl). Neste tipo de titulações (base fraca/ácido forte ou vice-versa) há uma fase, antes do ponto de equivalência, em que acréscimos consideráveis de titulante provocam variações de pH diminutas tratando-se então de um efeito tampão.

O estudo destas soluções assume actualmente um papel preponderante em áreas de interesse biológico. Por exemplo, os tampões CO2/HCO3- e H2PO4-/HPO42- são deveras importantes para a manutenção do pH do sangue e dos líquidos intracelulares, respectivamente.

Posteriormente, pretendeu-se igualmente traçar a curva de titulação para cada um dos ensaios determinando-se assim o pH no ponto de equivalência e identificando as zonas com efeito tampão.

A detecção do ponto de equivalência determina-se adicionando, gradualmente, pequenas quantidades do titulante ao titulado, até a reacção química entre as suas soluções ser praticamente completa. É nesse momento que se diz que se atingiu o ponto de equivalência da titulação embora o que seja realmente detectado é o ponto final através da variação brusca de uma propriedade física ou química do titulado. Esta detecção visual é possível através da mudança de cor de uma substância adicionada, designada por indicador.

Nesta actividade experimental utilizámos a fenolftaleína e o alaranjado de metilo cujos valores da zona de viragem são os seguintes:

Por outro lado, também um medidor de pH pode ser usado para determinar o ponto de equivalência. Deste modo, na actividade prática realizada aliámos estes dois processos. Neste segundo caso, é necessário ter em atenção o manuseamento do equipamento bem como a leitura dos valores, atendendo à sensibilidade do aparelho.

Com os valores de pH recolhidos para cada volume de titulante adicionado, traçou-se as curvas de titulação para cada um dos ensaios. Para determinar o ponto de equivalência que se situa na zona de viragem dos respectivos indicadores, usou-se o método das tangentes. Este processo consiste em:

1º Traçar duas tangentes à curva (t1 e t2), paralelas, e situadas de um lado e de outro do ponto de equivalência.

2º Traçar, em seguida, uma paralela a estas duas tangentes, equidistante delas; a sua intersecção com a curva define o ponto de equivalência.

Fig.2 Determinação gráfica do ponto de equivalência.

Relativamente aos reagentes, utilizámos como titulante ácido clorídrico e, como base, uma solução de carbonato de sódio.

Importante é também referir que, aquando da concretização desta actividade experimental, certos cuidado deverão ser tomados em conta evitando discrepâncias falaciosas, como seja a eliminação de bolhas de ar, respeitar os algarismos significativos ou o simples facto de fazer as leituras dos aparelhos correctamente, atendendo à sua sensibilidade.

RESULTADOS, CÁLCULOS E DISCUSSÃO

Tabelas I e II: Resultados obtidos relativamente à primeira e segunda titulação, respectivamente.

Mudança de cor da fenolftaleína de carmim para incolor.

 Mudança de cor do alaranjado de metilo de amarelo para rosa.
 

Gráficos I e II: Curvas de titulação correspondentes à primeira e segunda titulação, respectivamente.
 

Tabela III: Média dos resultados obtidos  relativamente à primeira e segunda titulação,

Gráfico III: Curva de titulação correspondente à média dos valores obtidos nas duas titulações realizadas, respectivamente.

Sabemos que, na presença de água, o ácido clorídrico se comporta do seguinte modo: HCl (aq) + H₂O (l) ¾® H₃O⁺ (aq) + Cl^-(aq),  sendo que o ião cloreto é um ião espectador já que é uma base conjugada de um ácido muito forte.

Por sua vez, a equação respeitante à dissociação do carbonato de sódio é a seguinte:

Na₂CO₃ (aq) ¾^H2O® 2 Na⁺ (aq)+ CO₃^2- (aq)

O Na+ é um ácido conjugado de uma base muito forte, pelo que, tal como o cloreto, se vai comportar como um ião espectador. Deste modo, é o ião CO32- que vai reagir com o ácido clorídrico:

Numa primeira fase, dá-se a conversão do carbonato em hidrogenocarbonato:

H₃O⁺(aq) + CO₃^2- (aq) ¾® HCO₃^-(aq) + H₂O (l) (quando em proporções estequiométricas, dá-se o primeiro ponto de equivalência)

Numa segunda fase, dá-se a conversão do hidrogenocarbonato em ácido carbónico:

H₃O⁺(aq) + HCO₃^-(aq) ¾® H₂CO₃ (aq) + H₂O (l) (quando em proporções estequiométricas, dá-se o segundo ponto de equivalência)

Por sua vez, para calcular a concentração da solução de carbonato de sódio, utiliza-se a seguinte expressão válida no ponto de equilíbrio da reacção:

n_a=n_b

logo, c_a x V_a = c_b x V_b

Para tal, temos os seguintes dados:

C_ácido = 0,10M

V_ácido = volume de titulante adicionado
 

c_base = ?

V_base = 0,10 cm³

Para cada ensaio, os resultados obtidos estão expressos na tabela seguinte:

Tabela IV: Cálculo da concentração da solução de carbonato de sódio através dos pontos de equivalência de cada titulação.
 

O primeiro ponto de equivalência para o primeiro e segundo ensaios correspondeu a um pH de 9,1 e 8,6, respectivamente, os quais são superiores ao valor esperado (8,3). Também no segundo ponto de equivalência, os valores obtidos para o pH da solução (4,2 e 4,1) são superiores ao esperado (3,7).

Relativamente à concentração calculada para a solução de carbonato de sódio há discrepâncias em relação aos valores esperados, mas não entre os dois ensaios.

Assim, fazendo os cálculos, a concentração calculada da solução de Na2CO3, foi de 0,15 mol.dm-3, um valor ligeiramente superior ao teórico (0,10 mol.dm-3)

Os ensaios foram realizados a uma temperatura aproximada de 18ºC, pelo que, de certa forma poderá justificar que os resultados obtidos não sejam exactamente iguais ao previsto.

Um aspecto também a mencionar é que o volume gasto para atingir o segundo ponto de equivalência deveria ter sido sensivelmente o mesmo que o primeiro, o que não aconteceu.

Deste modo, pode-se afirmar que ocorreu um erro no cálculo do primeiro ponto de equivalência que terá tido origem em incorrectos registos de valores para o volume de titulante ou ainda da leitura incorrecta do gráfico obtido o que é menos provável. Também a pureza dos reagentes pode ser posta em causa.

NOTA: Na realização desta actividade laboratorial foi necessário tomar especial cuidado no manuseamento do ácido clorídrico visto que este em contacto com a pele poder causar irritação cutânea.

CONCLUSÃO

Através da análise dos gráficos de titulação é possível concluir que as zonas com efeito tampão são: no gráfico I, correspondentes aos intervalos 0 a 4, 7 a 14 e 16 a 22 de volume de titulante adicionado; no gráfico II, correspondentes aos intervalos 0 a 5, 6 a 14 e 17 a 22 de volume de titulante adicionado; no gráfico III, correspondentes aos intervalos 0 a 4, 7 a 14 e 16 a 22 de volume de titulante adicionado; nestas zonas existe igual quantidade de Na2CO3 e de um sal do seu ácido conjugado, nas proporções estequiométricas.

Pode-se igualmente concluir que os indicadores utilizados foram os mais indicados já que a zona de viragem contém o valor do pH para o ponto de equivalência o que, atendendo ao erro de titulação, nos permitiu confirmar que foi naquela altura e para aquele volume que se atingiram as proporções estequiométricas de cada uma das reacções em cima referidas.

Apesar de discrepâncias em relação aos valores inicialmente esperados, estas que se devem à ocorrência de erros experimentais sistemáticos como sejam incorrectas leituras, medições ou variações ambientais como a temperatura que condiciona a extensão da reacção, conclui-se que a concentração da solução de carbonato de sódio é de 0,15 mol.dm-3.

Referências Bibliográficas

I. VICTOR GIL e JOÃO PAIVA, Texto Editores, «12Q-Química, 2008» (páginas 139-141),

II. Parte II : Reacções ácido-base - conceitos e experiências, Prof. Jorge Paiva, Universidade de Aveiro (página 7)

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