36825378-Relatorio-Volumetria-de-Neutralizacao.pdf

Química AnalíticaANÁLISE VOLUMÉTRICA

VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO

Discentes: Carolina SchneiderGabriela Bitto de OliveiraMarisa da Silva OliveiraPedro Henrique Picelli de Azevedo

Docente: Homero Marques GomesDisciplina: Química AnalíticaCurso: Engenharia Ambiental

2° ano

Presidente Prudente, 30 de agosto de 2010

UNESPFACULDADE DE CIÊNCIA E TECNOLOGIAFCT – Campus de Presidente Prudente

Unesp

SUMÁRIO1. Objetivos

1.1. Objetivos gerais...................................................................................................02

1.2. Objetivos da prática.............................................................................................02

2. Introdução.........................................................................................................................03

3. Metodologia

3.1. Materiais utilizados..............................................................................................06

3.1.1. Vidraria e instrumental..........................................................................06

3.1.2. Reagentes e soluções.............................................................................06

3.2. Procedimentos experimentais..............................................................................06

4. Periculosidade...................................................................................................................08

5. Resultados e discussões

5.1. Padronização da solução de NaOH com ftalato ácido de potássio .....................09

5.2. Titulação do HCl com a solução padronizada de NaOH ....................................10

5.3. Titulação do CH3COOH com a solução padronizada de NaOH .........................12

5.4. Titulação do H3PO4 com a solução padronizada de NaOH ................................15

6. Conclusão..........................................................................................................................17

7. Referências bibliográficas..............................................................................................18

Presidente Prudente, 30 de agosto de 2010 1

1. OBJETIVOS

1.1. Objetivos gerais

Padronizar um solução alcalina;

Titular diferentes soluções ácidas com uma base forte;

Verificar o efeito da escolha do indicador no resultado das titulações.

1.2. Objetivos específicos

Calcular as concentrações de cada ácido utilizando os dados obtidos com cada

indicador;

Discutir e justificar as possíveis discrepâncias encontradas para a mesma solução

quando são utilizados indicadores diferentes.


2. INTRODUÇÃO

A volumetria consiste na medição de volumes de duas soluções que reagem uma com a

outra, sendo uma solução de concentração conhecida e a outra contendo a substância a ser doseada.

A primeira é adicionada, em geral, gradualmente à solução da substância a dosear até que se atinja a

quantidade estequiométrica. O processo de medição de volumes é designado por titulação.

Titulação é o processo empregado em Química para se determinar a quantidade de

substância de uma solução pelo confronto com uma outra espécie química, de concentração e

natureza conhecidas. A substância de interesse em qualquer determinação recebe o nome de analito.

A espécie química com concentração definida recebe o nome de titulante, que é, em geral, uma

solução obtida a partir de um padrão primário. No entanto, padronizando-se uma solução comum,

esta também pode ser utilizada. A solução a ter sua concentração determinada recebe o nome de

titulado.

Padrão primário consiste em uma substância química sólida ou líquida estável, que não

absorve nem libera umidade e, geralmente, possui peso molecular alto. O peso molecular alto

contribui favoravelmente para diminuir os erros na padronização, uma vez que poderão ser pesadas

quantidades maiores do padrão no momento de preparar soluções. É denominado primário porque

através dele determina-se diretamente a concentração exata da solução a ser padronizada.

Solução padronizada, por sua vez, é aquela cuja concentração, expressa em normalidade ou

molaridade, é conhecida com quatro números decimais, necessários devido à precisão com que as

balanças analíticas pesam o décimo do miligrama. Entre as soluções mais usadas estão as de NaOH

(hidróxido de sódio), HCl (ácido clorídrico) e Na2S2O3 (tiosulfato de sódio).

Existem vários tipos de titulação, entre elas destacam-se a titulação ácido-base, titulação de

oxidação-redução e titulação de complexação.

Numa titulação faz-se a adição do titulante ao titulado, até se atingir as proporções

estequiométricas entre as duas substâncias reagentes, isto é até que se atinja o chamado ponto de

equivalência da volumetria. Na prática, porém, este ponto é detectado um pouco antes ou um pouco

depois do ponto de equivalência e é designado por ponto final. A diferença entre o ponto de

equivalência e o ponto final é o chamado erro de titulação.

O Ponto Final da Titulação também pode ser determinado através da chamada Curva de

Titulação ou Curva de Neutralização, uma representação gráfica dos valores do pH em função do

volume de titulante adicionado.


A representação gráfica de uma curva de titulação mostra três zonas de variação do pH:

• uma variação suave, quase horizontal, na zona ácida da escala de pH (varia pouco devido à

capacidade de tampão da solução de ácido forte);

• uma variação brusca, quase vertical, passando da zona ácida para a zona alcalina;

• de novo, uma pequena variação na zona alcalina.

O Ponto de Equivalência é o ponto de inflexão da curva de titulação, isto é, é o ponto em

que muda a inclinação da curva. O ponto de equivalência é definido por duas coordenadas: o

volume equivalente lido nas abcissas e o pH equivalente lido no eixo das ordenadas.

Dentro da titulação ácido-base tem-se a titulação ácido forte/ base forte. Neste tipo de

titulação, o ponto de equivalência se dá aproximadamente em pH 7, 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.

(Titulação ácido forte/ base forte – HCl / NaOH)

Na titulação ácido fraco/ base forte, o ponto de equivalência é atingido quando o pH > 7,0.


(Titulação ácido fraco/ base forte - Ácido Acético/ NaOH)

Um dos métodos de identificação do titulante e titulado é o colorímetro. Esse método

consiste na adição de um indicador ácido-base, que muda de cor quando se atinge o ponto de

equivalência.

De acordo com o Princípio de Le Chatelier, alterações do pH do meio provocam

deslocamento do equilíbrio de ionização do indicador. Em meios de elevada acidez (baixo pH e

abundância de H 3O+), predomina a forma ácida do indicador, e o observador vê a cor respectiva;

para elevada alcalinidade (relativa deficiência de H 3O+, logo abundância de OH-), ou seja, pH

mais elevado, predomina a forma básica, A zona de viragem do indicador deve estar contida na zona

de mudança brusca de pH e conter o pH do ponto de equivalência.

A fenolftaleína é um indicador muito utilizado. Possui a zona de viragem entre pH 8,0-9,8,

assumindo a forma incolor em meio ácido e violeta avermelhado em meio alcalino.

O alaranjado de metila, por sua vez, é um indicador que possui zona de viragem bem mais

baixa, entre pH 3,1-4,4. Assume a cor vermelha em meio ácido e amarelo alaranjado em meio

alcalino.


3. METODOLOGIA

3.1. Matérias utilizados

3.1.1. Vidraria e instrumental

Erlenmeyers de 250 mL;

Béquers de 250 mL;

Balão volumétrico de 500 mL;

Pipetas;

Balança.

3.1.2. Reagentes e soluções

Ftalato ácido de potássio;

Hidróxido de sódio;

Ácido clorídrico;

Ácido acético;

Ácido fosfórico;

Alaranjado de metila a 1%;

Fenolftaleína a 1%;

Água destilada.

3.2. Procedimentos metodológicos

Iniciamos a prática com a padronização da solução de NaOH. Para isso, titulamos a solução

de ácido padrão primário(solução de ftalato ácido de potássio) com a solução de NaOH, utilizando

fenolftaleína como indicador. Repetimos este procedimento por mais duas vezes e anotamos os

volumes de NaOH gastos.

Posteriormente, realizamos as titulações. Foram tituladas duas amostras de cada ácido, uma

utilizando o indicador fenolftaleína, e outra utilizando o alaranjado de metila. Começamos pela

titulação do HCl, para a qual, inicialmente, transferimos 25,0 mL de solução de HCl para um

erlenmeyer de 250 mL e adicionamos fenolftaleína como indicador. Titulamos esta solução com a

solução de NaOH padronizada e repetimos o procedimento por mais duas vezes. Anotamos os

volumes de NaOH gastos, para posteriores cálculos.

Transferimos, novamente, 25,0 mL de solução de HCl para um erlenmeyer de 250 mL,

adicionamos alaranjado de metila como indicador e titulamos a solução com a solução de NaOH

padronizada. Repetimos o procedimento por mais duas vezes e anotamos os volumes de NaOH

gastos.

Seguimos com a titulação do ácido acético. Transferimos 25,0 mL de solução de ácido


acético para um erlenmeyer de 250 mL, adicionamos fenolftaleína como indicador e titulamos a

solução com solução de NaOH padronizada. Repetimos o procedimento por mais duas vezes e

anotamos os volumes de NaOH gastos.

Na seqüência, transferimos novamente 25,0 mL de solução de ácido acético para um

erlenmeyer de 250 mL, adicionamos alaranjado de metila como indicador e titulamos esta solução

com solução de NaOH padronizada. Repetimos o procedimento por mais duas vezes e anotamos os

volumes de NaOH gastos, para posteriores cálculos.

Por fim, realizamos a titulação do ácido fosfórico. Transferimos 25,0 mL de solução de

ácido fosfórico para um erlenmeyer de 250 mL, adicionamos fenolftaleína como indicador e

titulamos a solução com solução de NaOH padronizada. Repetimos o procedimento por mais duas

vezes e anotamos os volumes de NaOH gastos.

Novamente, transferimos 25,0 mL de solução de ácido fosfórico para um erlenmeyer de 250

mL e adicionamos agora, o alaranjado de metila como indicador e titulamos a solução com solução

de NaOH padronizada. Repetimos o procedimento por mais duas vezes e anotamos os volumes de

NaOH gastos.

Para os resultados e discussões, calculamos as concentrações de cada ácido utilizando os

dados obtidos com cada indicador; discutimos e justificamos as possíveis discrepâncias encontradas

para a mesma solução quando são utilizados indicadores diferentes.


4. PERICULOSIDADE

Ácido Clorídrico

Ácido clorídrico (HCℓ) é uma solução aquosa, fortemente ácida e extremamente corrosiva,

devendo ser manuseado apenas com as devidas precauções. Frases R: R34, R37; Frases S: S1/2,

S26, S45; Ponto de fulgor: Não inflamável.

Hidróxido de Sódio

Ligeiramente corrosivo. Pode ser tóxico em caso de ingestão. Pode causar irritação nos olhos

e na pele em contato prolongado

Ácido Acético

Periculosidade : Substância corrosiva/inflamável. Causa queimaduras graves. tóxico por

ingestão/inalação podendo causar vomito. Não respirar o vapor. Utilizar equipamento de proteção

adequado. Em caso de contato com os olhos e a pele, lavar com água em abundância e a seguir

procurar um médico.

Ácido Sulfurico

Periculosidade: Substância provoca queimaduras graves. Irritante as vias respiratórias.

Nunca usar água sobre o produto.

Em caso de contato com a pele lavar com água em abundância e quando em contato com os

olhos lavar com soro glicosado ou água com bastante abundância . Em caso de ingestão (De

grandes quantidades) procurar um médico, se possível mostrando o rótulo.


5. RESULTADOS E DISCUSSÕES

5.1. PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO DE NAOH COM FTALATO ÁCIDO DE POTÁSSIO

Através da titulação da solução de hidróxido de sódio (NaOH) com ftalato ácido de potássio

(C8H5O4K) dissolvido em água, fez-se a padronização daquela. Para isso, utilizou três massas

diferentes do ácido (m1 = 0,5224g ; m2 = 0,5296 ; m3 = 0,5223g), e o indicador de fenolftaleína. A

solução de ftalato e fenolftaleína, inicialmente incolor, foi titulada com o hidróxido até a zona de

transição do indicador ser alcançada e a solução obter uma cor rosa-claro.

Os seguintes volumes do titulante foram utilizados em cada massa de reagente para alcançar

o pH da zona de transição do indicador de fenolftaleína:

Tendo em vista que a molaridade do ftalato ácido de potássio é mm = 204,1 g/mol é

possível calcular a quantidade de mols existente em cada solução, levando em consideração as

diferente massas (m), através da seguinte equação:

Como no ponto de viragem do indicador a solução encontra-se em equilíbrio, a quantidade

de mol do reagente será igual a do titulante, ou seja, nC8H5O4K = nNaOH . Para padronizar o hidróxido

de sódio é necessário encontrar a concentração deste em cada reação e calcular a média, para isso

tem-se as seguintes equações:


m1 = 0,5224g VNaOH 1 = 24,5 ml

m2 = 0,5296g VNaOH 1 = 25,7 ml

m2 = 0,5223g VNaOH 1 = 24,5 ml

nC8H5O4K

= m / mm

m1 nC8H5O4K - 1 = m1 / mm n

C8H5O4K - 1 = 0,5224/204,1 n

C8H5O4K - 1 = 2,56x10-3 mol

m2 nC8H5O4K - 2 = m1 / mm n

C8H5O4K - 2 = 0,5296/204,1

m3 nC8H5O4K - 3 = m1 / mm n

C8H5O4K - 3 = 0,5223/204,1

nC8H5O4K - 2

= 2,59x10-3 mol

nC8H5O4K - 3

= 2,56x10-3 mol

[NaOH] = nNaOH

/ VNaOH

nC8H5O4K - 1

= nNaOH - 1

[NaOH]1 = n

NaOH - 1 / V

NaOH - 1 [NaOH]

1 = 0,100 mol/L

nC8H5O4K - 2

= nNaOH - 2

[NaOH]2 = n

NaOH - 2 / V

NaOH - 2

nC8H5O4K - 3

= nNaOH - 3

[NaOH]1 = n

NaOH - 3 / V

NaOH - 3

[NaOH]2 = 0,104 mol/L

[NaOH]3 = 0,100 mol/L

portanto,

O esperado seria um valor de molaridade igual a 0,1mol/L, mas devido ao tempo de

exposição da solução de hidróxido de sódio ao ambiente, conclui-se que a ele foi contaminada

possivelmente com dióxido de carbono presente no ar, o que modificou a sua concentração.

5.2. TITULAÇÃO DO HCL COM A SOLUÇÃO PADRONIZADA DE NAOH

A solução de hidróxido de sódio (NaOH) foi utilizada para titular 25 ml de ácido clorídrico

(HCl), ocorrendo a seguinte reação entre as substância:

Indicador de Fenolftaleína:

Utilizando a fenolftaleína como indicador. A solução de ácido clorídrico a principio continuo

incolor, tornando rosa-claro após a adição de VNaOH 1 = 23,2 ml do titulante (NaOH).

Ao repetir o experimento, foram gastos VNaOH 2 = 23,3 ml da solução padrão (NaOH) , para

que a coloração se igualasse a do experimento anterior. A diferença de volume, nos experimentos,

das quantidades gastas de titulante foi de 0,1ml, como este é um valor aceitável, não foi necessário

repetir o experimento uma terceira vez.

Para encontrar a concentração de ácido clorídrico, fez-se uma média entre os volumes de

hidróxido de sódio obtidos nos diferentes experimentos:

Espera-se que a solução esteja em equilíbrio após a mudança de cor para rosa-claro,

causada devido a presença do indicador de fenolftaleína. Tendo em vista este conceito, pode-se usar

a seguinte igualdade para encontrar a concentração de ácido clorídrico:

onde,

CNaOH = concentração de hidróxido de sódio

VNaOH méd 1 = volume médio de hidróxido de sódio

CHCl 1 = concentração de ácido clorídrico

VHCl = volume de ácido clorídrico

portanto,


VNaOH méd 1 = (VNaOH 1 + VNaOH 2 ) / 2 = (23,2 ml + 23,3 ml) / 2 = 23,25 ml

CNaOH X VNaOH méd 1 = CHCl 1 X VHCl

CHCl 1 X 25ml = 0,102 mol/L X 23,25 ml CHCl 1 = 0,09486 mol/L

HCl + NaOH NaCl + H2O

[NaOH]méd

= ([NaOH]1 + [NaOH]

2 + [NaOH]

3) / 3 [NaOH]

méd = 0,102 mol/L

Indicador de Alaranjado de Metila:

Utilizando o alaranjado de metila como indicador. A solução passou a ter uma cor

avermelhada , tornando amarela após a adição de VNaOH 3 = 22,3 ml do titulante (NaOH). Ao

repetir o experimento, foram gastos VnaOH 4 = 22,2 ml da solução padrão (NaOH) , para que a

coloração se igualasse a do experimento anterior.

Encontrando o valor médio entre os volumes obtidos, tem-se o seguinte resultado:

Com o volume médio da solução de hidróxido de sódio gasto na titulação (VNaOH méd 2), pode-

se calcular o valor da concentração do ácido clorídrico ( CHCl 2), através da igualdade:

Comparação entre os indicadores ( Alaranjado de Metila X Fenolftaleína):

Tendo como base que a titulação de um ácido forte (ácido clorídrico) e uma base forte

(hidróxido de sódio) tem a solução resultante, no ponto de equivalência, um pH neutro = 7, já que o

ânion do ácido e o cátion da base não sofrem hidrólise:

A curva de titulação do ácido acético 0,1N com hidróxido de sódio a 0,1N é calculada tendo

em conta a porção remanescente do ácido ou o excesso da base, através da equação:

onde,

VHCl = constante (25ml)

VNaCl = volume de NaCl adicionado

[H+]inic = 0,1 N

Vtotal = (VHCl + VNaCl )



CHCl 2 X 25ml = 0,102 mol/L X 22,25 ml

CNaOH X VNaOH méd 2 = CHCl 2 X VHCl

CHCl 2 = 0,0918 mol/L

Na+OH

- + H

+Cl

- H2O + Na

+Cl

-

pH = - log[H+] para pH < 7 [H+] = (VHCl - VNaCl ) X [H+]inic. / Vtotal

[OH-] = (VNaCl - VHCl) X [H+]inic. / Vtotalpara pH > 7 PH = 14 - log[OH-]

Tendo em vista a zona de transição do alaranjado de metila (pH 3,1 a pH 4,40) e da

fenolftaleína (pH 8 a pH 10), os resultados obtidos experimentalmente estão abaixo do esperado,

havendo, portanto, erro de titulação no experimento.

Através do gráfico e da tabela observa-se que ambos os indicadores podem ser usados para

titular 25ml de ácido clorídrico a 0,1 N com hidróxido de sódio a 0,1 N, já que suas zonas de

transição do pH estão bem próximas ao ponto de equivalência da solução.

Outro modo de analisar qual o indicador é

mais apropriado é comparar o resultado da concentração do ácido calculado. Para o indicador de

Fenolftaleína CHCl 1 = 0,09486 mol/L e, para o indicador de Alaranjado de Metila CHCl 2 = 0,0918

mol/L. Ambos os resultados estão muito próximos ao da concentração real do ácido de 0,1 mol/L o

que indica que ambos os indicadores estão aptos para essa reação.

5.3. TITULAÇÃO DO CH3COOH COM A SOLUÇÃO PADRONIZADA DE NaOH

Usando 25 ml de ácido acético (Hac) um ácido fraco e o hidróxido de sódio (NaOH) uma

base forte, a titulação daquela substância pela base gera uma solução alcalina, por hidrólise, no

ponto de equivalência. A reação ocorre da seguinte forma:


Zona de transição da fenolftaleina

Ponto de equivalência

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

0 5 10 15 20 24 25 26 300

2

4

6

8

10

12

14

Zona de trans do Alar. de metila


Utilizando a fenolftaleína como indicador. A solução de ácido acético a principio continuo

incolor já que o seu pH inicial é de 2,87, após a adição de VNaOH 1 = 23,9 ml de hidróxido de sódio,

a solução passa a ser cor rosa-claro. Ao repetir o experimento, foram gastos VNaOH 2 = 24 ml da

solução padrão (NaOH) , para que a coloração se igualasse a do experimento anterior.

Calculo da concentração do ácido ácido acético, no ponto de viragem do indicador o qual

espera-se que também seja o ponto de equivalência:



avermelhada , tornando amarela após a adição de VNaOH 3 = 7,1 ml do titulante (NaOH). Ao repetir

o experimento, foram gastos VnaOH 4 = 7,2 ml da solução padrão (NaOH) , para que a coloração se

igualasse a do experimento anterior.

Calculo da concentração de ácido acético para os novos volumes de hidróxido de sódio:


Tendo como base que o pH inicial do ácido acético é aproximadamente pH 2,87, o pH de

equivalência é de aproximadamente pH 8,12 e o valor de pKa = 4,75. Para titular um ácido fraco e

uma base forte usa-se a seguinte reação até o ponto de equivalência:

as equações resultam na seguinte tabela


VNaOH méd 1 = (VNaOH 1 + VNaOH 2 ) / 2 = (23,9 ml + 24 ml) / 2 = 29,95 ml

CHAc 1 = 0,1222 mol/L


CNaOH X VNaOH méd 2 = CHAc 2 X VHAc CHAc 2 = (0,102 X 7,15) /25 CHAc 2 = 0,0291 mol/L

CNaOH X VNaOH méd 1 = CHAc 1 X VHAc CHAc 1 = (0,102 X 29,95) /25

[HAc] = (VHAc - VNaCl ) X [HAC]inic. / Vtotal

[NaAc] = VNaCl X [HAC]inic. / Vtotal

pH = pKa + log([NaAc]/[HAc])

Devido a zona de transição do alaranjado de metila (pH 3,1 a pH 4,40) o resultado obtido

experimentalmente está acima do esperado. Porém, ao titular usando a fenolftaleína (pH 8 a pH 10)

como indicador, o resultado obtido experimentalmente encontra-se abaixo do esperado. Havendo,

portanto, erro de titulação de ambos os experimentos.

Através do gráfico e da tabela observa-se que o alaranjado de metila não é um indicador

aconselhável para a titulação de ácido acético com hidróxido de sódio já que a sua zona de transição

encontra-se muito abaixo do ponto de equivalência da solução. Entretanto, para esse experimento, a

Fenolftaleína é um indicador adequado, pois sua zona de transição está dentro do ponto de

equivalência da solução.

Analisando as concentrações do ácido acético, calculadas acima, para os diferentes

indicadores, também pode-se concluir que a fenolftaleína é o indicador mais adequado para titular

essa solução com hidróxido de sódio. Pois o valor da concentração encontrado para esse indicador

foi de CHAc 1 = 0,1222 mol/L próximo à concentração real que é de 0,1 mol/L. Porém, para o

indicador de Alaranjado de Metila a concentração foi de CHAc 2 = 0,0291 mol/L, muito diferente do

valor real da concentração ácido acético utilizado.


0 5 10 15 20 25 26 300

2

4

6

8

10

12

14

Zona de transição da fenolftaleinaPonto de equivalência

Zona de trans do Alar. de metila

5.4. TITULAÇÃO DO H3PO4 COM A SOLUÇÃO PADRONIZADA DE NaOH


Utilizando a fenolftaleína como indicador. A solução de ácido de fosfórico a principio

continuo incolor, após a adição de VNaOH 1 = 54 ml de hidróxido de sódio, a solução passa a ser cor

rosa-claro. Ao repetir o experimento, foram gastos o mesmo volume de titulante, VNaOH 2 = 54 ml ,

para que a coloração se igualasse a do experimento anterior.

Calculo da concentração do ácido ácido fosfórico, no ponto de viragem do indicador que

corresponde também ao ponto de equivalência da solução, titulando o ácido como um ácido

diprótico, portanto a relação entre NaOH e H3PO4 é de 1:2 :



avermelhada , tornando amarela após a adição de VNaOH 3 = 28 ml do titulante (NaOH). Ao repetir

o experimento, foram gastos VNaOH 4 = 27,9 ml da solução padrão (NaOH) , para que a coloração se

igualasse a do experimento anterior.

Calculo da concentração de ácido fosfórico, titulando-o como um ácido monoprótico, onde

relação entre NaOH e H3PO4 é de 1:1:


O ácido fosfórico, que é um ácido triprótico (K1 = 7,5 X10-3, K2 = 6,2X10-8 e K3 = 4,8X10-13).

Possui suas constantes de ionização amplamente separadas. Como as duas primeiras constantes de

ionização são suficientemente grandes, isso significa que o ácido monoprótico fosfórico pode ser

titulado como monoprótico ou diprótico. Todavia o ácido fosfórico não é titulado como triprótico,

posto que a terceira constante de ionização corresponde a um ácido tão fraco quanto a a água.

No primeiro ponto de equivalência, tem-se uma solução de dihidrogenofosfato de sódio com

pH 4,66. Assim, o ácido fosfórico foi titulado como monoprótico com o indicador de alaranjado de

metila. No segundo ponto de equivalência, a solução consiste de hidrogenofosfato de sódio, com pH


CH3PO4 -1 = 0,110 mol/L

VNaOH méd = (VNaOH 3 + VNaOH 4 ) / 2 = (28 ml + 27,9 ml) / 2 = 27,95 ml

1CNaOH X VNaOH = 2CH3PO4 -1 X VH3PO4 CH3PO4 -1 = (0,102 X 54) /50

CNaOH X VNaOH = CH3PO4 -2 X VH3PO4 -2 CH3PO4 -2 = (0,102 X 27,95) /25 CH3PO4 -2 = 0,114 mol/L

9,4. Sendo que o indicador fenolftaleína foi usado para titular o ácido fosfórico como ácido

diprótico.

Portanto, ambos os indicadores mostram-se aptos a serem utilizados na titulação do ácido

fosfórico com o hidróxido de sódio, já que a solução apresenta dois pontos de equivalência

consideráveis, onde o primeiro ponto encontra-se na zona de transição do indicador alaranjado de

metila e o segundo ponto encontra-se na zona de transição do indicador fenolftaleína.

As concentrações encontradas para o ácido fosfórico confirmam a informação acima, pois

para ambos os indicadores as concentrações resultaram num valor próximo ao real que é de

0,1 mol/L.


6. CONCLUSÃO

É importante selecionar um indicador com um ponto final próximo do ponto

estequiométrico da titulação de interesse. Na prática, o pKln do indicador dever estar no intervalo de

cerca de +- 1 unidade de pH do ponto estequiométrico da titulação:

A fenolftaleína pode ser usada em titulações com um ponto estequiométrico próximo a pH =

9, como a titulação de um ácido fraco com uma base forte. O alaranjado de metila muda de cor

entre pH = 3,2 e pH = 4,4 e pode ser usado na titulação de uma base fraca com um ácido forte.

Idealmente, indicadores para titulação de ácido forte e base forte devem ter pontos finais mais

próximos a pH 7. Entretanto, em titulações de ácido forte e base forte, o pH muda rapidamente em

várias unidades de pH, e até mesmo a fenolfetaleína e o alaranjado de metila podem ser usados,

assim como para ácidos polipróticos, que por possuir mais de um ponto de equivalência pode usar

ambos os indicadores.


7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS

ATKINS, Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3ª ed.

Porto Alegre: Bookman, 2006.

OHLWEILER, Otto Alcides. Química analítica Quantitativa. Rio de Janeiro. Livros Técnicos e

Científicos ; Brasília, INL, 1974.


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