Indicadores

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Colégio Pensar Curso Técnico em Química 3º Módulo Química Analítica Quantitativa Profª. Ms. Aline Stolz Indicadores Amaro Farias Guaíba, 16 de maio de 2012. 1. Objetivo da Atividade Experimental: Com auxilio de indicadores de pH diferentes, identificar o ponto de viragem da reação de neutralização. . 2. Referencial teórico: INDICADORES DE pH   Inúmeros processos químicos, dependem diretamente do controle da concentração de íons H+ (pH) no meio reativo, este controle pode ser feito por potenciômetros. Para processos onde esta medida não seja adequada (uma reação com reagentes tóxicos, por exemplo) substâncias químicas que forneçam indicação visual são de extrema utilidade, substâncias estas chamadas indicadores. A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base ateoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons.    Cálculo do pH do indicador Pela teoria de Ostwald o indicador na forma ácida não dissociada (HIn) ou básica (InOH) teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons No equilíbrio HIn H+ + In- (Indicador ácido)  InOH OH- + In- (Indicador básico)  cor da forma cor da forma  não ionizada ionizada Constante de ionização do indicador: Kin  para o indicador ácido Kin= aH+ x aIn-  aHIn  a=conc x y  onde a=atividade e y= coeficiente de atividade Kin = [H+].[In-] . yH+.yIn-  [HIn] yHIn  para o indicador básico Kin = [OH-].[In+] . yOH- . yIn+  [InOH] . yInOH      O comportamento destas moléculas pode ser resumido como: Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio (s) ionizável (eis) na estrutura, quando o meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula). Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido (pH<7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da coloração da molécula). No entanto, a teoria iônica dos indicadores não oferece explicações sobre o mecanismo pelo qual as cores são produzidas ou deixam de existir.Aqui a teoria cromófora oferece uma explicação única para a formação das cores: "A coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas nas moléculas". Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior concentração de íons H+). Núcleos quinoídicos: estruturas que podem ser convertidas umas as outras por reações de redução, tipo: Os cromóforos compreendem, ainda, arranjos de vários grupos carbonilos, (=C=O), ou ligações duplas próximas. A teoria cromófora explica a mudança de coloração dos indicadores como devida a um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio, que define o surgimento ou desaparecimento dos grupos cromóforos. Deve ser observado que o indicador compreende duas formas tautômeras(?), distintamente coradas, em equilíbrio, no caso núcleo benzênico/núcleo quinoídico temos:    Aqui temos que a forma tautômera amarela é um ácido. Em solução, existem dois equilibrios, o equilíbrio 1 (duas formas tautômeras ) e o equilíbrio 2 (equilíbrio de ionização do tautômero ácido) Outros exemplos de indicadores comuns:    Como esperado, os indicadores, sofrem influência da temperatura, os ácidos apresentam relativa grande constância de comportamento, o mesmo não acontecendo com os indicadores básicos, que com o aumento da temperatura tendem a perder a sensibilidade aos íons hidrogênio e conseqüente deslocamento para valores mais baixos de pH (ou seja, maiores concentrações de H+ ). Para exemplificar segue tabela comparativa (valores em meio aquoso): indicador zona de transição a 18oC zona de transição a 100oC azul de timol 1,2 - 2,8 1,2 - 2,6 tropeolina 00 1,3 - 3,2 0,8 - 2,2 amarelo de metila 2,9 - 4,0 2,3 - 3,5 alaranjado de metila 3,1 - 4,4 2,5 - 3,7 azul de bromofenol 3,0 - 4,6 3,0 - 4,5 verde de bromocresol 4,0 - 5,6 4,0 - 5,6 vermelho de metila 4,4 - 6,2 4,0 - 6,0 p-nitrofenol 5,0 - 7,0 5,0 - 6,0 púrpura de bromocresol 5,2 - 6,8 5,4 - 6,8 azul de bromotimol 6,0 - 7,6 6,2 - 7,8 vermelho de fenol 6,4 - 8,0 6,6 - 8,2 vermelho de cresol 7,2 - 8,8 7,6 - 8,8 azul de timol 8,0 - 9,6 8,2 - 9,4 fenolftaleína 8,0 - 10,0 8,0 - 9,2 timolftaleína 9,4 - 10,6 8,6 - 9,6 nitramina 11,0 - 13,0 9,0 - 10,5    Tabela de cores dos indicadores ácido-base Deve ser observado que outro importante fator será a adição de solventes não-aquosos visando a melhor visualização da viragem (a mudança de coloração da solução em análise) do indicador. Solvente como metanol, etanol e acetona produzem interessantes efeitos, para exemplo: Etanol: diminui a constante de ionização de ácidos e bases fracos, tendo como conseqüência o aumento da sensibilidade de indicadores ácidos ao íon hidrogênio. Observar que este efeito é genérico para solventes orgânicos, tendo suas zonas de transição deslocadas para valores mais altos de pH (menores concentrações de íons H+).  Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior concentração de íons H+).  Formas tautômeras: compostos que apresentam ligações duplas e/ou triplas cujas estruturas diferem grandemente, uma da outra, pela disposição dos átomos, mas que se encontra em equilíbrio. O mais comum tipo de tautomeria envolve a diferenciação das moléculas pela mudança do ponto de ligação de um átomo de hidrogênio: o equilíbrio tende para a forma em que o átomo de hidrogênio está ligado a um átomo de carbono em vez de tender a estar ligado a um átomo mais eletronegativo, como o oxigênio, ou seja, a forma ácida mais fraca tende a ser a mais estável. TITULAÇÃO É o método pelo qual se determina uma quantidade desconhecida de uma substância particular, mediante a adição de um reativo-padrão que reage com ela em proporção definida e conhecida. A adição de um reativo-padrão (um reativo de concentração conhecida e freqüentemente designado como reativo-titulado) se regula e se mede de alguma maneira, requerendo-se um método de indicaçào para saber quando a quantidade do reativo normal juntado é precisamente a suficiente para reagir quantitativamente com a substância que se determina. Por conseguinte, conhecendo a proporção em que reagem as substâncias e tendo determinado a quantidade de uma substância (o reativo titulado) necessária para reagir nesta proporção, pode-se calcular facilmente a quantidade desconhecida de substância presente no frasco da reação. Em uma titulação, o ponto em que a quantidade de reativo titulado adicionado é exatamente a suficiente para que se combine em uma proporção estequiométrica, ou empiricamente reproduzível com a substância que se determina , chama-se 'ponto de equivalência'. O ponto final de uma titulação deve coincidir com o ponto de equivalência ou estar muito próximo dele. A diferença entre os pontos de equivalência e final se chama intervalo do indicador. As titulações se realizam quase sempre com soluções ou dissoluções, porém também é fácil realizá-las com subst ncias nos estados gasoso, sólido e de fusão, se se dispõe de um equipamento adequado. Exemplo: Vejamos como é feita a titulação da solução de Ácido Sulfúrico de concentração X mol/L por meio de uma solução de hidróxido de sódio de concentraçao 0,10 mol/L. 1. Por meio de uma pipeta ou de uma bureta medimos o volume de 25,00mL da soluçao de Ácido Sulfúrico e transferimos essa solução para um erlenmeyer, adicionando algumas gotas de solução alcoólicas de fenolftaleína, que ira atuar como indicador. A solução no erlenmeyer ficará incolor, pois a fenolftaleína em meio ácido permanece incolor. 2. Colocamos a solução de hidróxido de sódio de concentração 0.10 mol/L no interior de uma bureta e fazemos o nível dessa solução coincidir com o zero da bureta. Agora, iniciamos a titulação propriamente dita. Gotejamos a solução de hidróxido de sódio no interior do erlenmeyer, sob agitação continua. À medida que a solução de hidróxido de sódio vai sendo introduzida no frasco, a quantidade de ac. Sulfúrico no seu interior vai diminuindo, porque há neutralização do ácido pela base. 3. Enquanto houver Ácido Sulfúrico no erlenmeyer, a solução no seu interior permanecerá incolor. Num dado instante, ao cair uma gota de hidróxido de sódio no erlenmeyer , a solução ficará avermelhada. Nesse instante fecha-se a torneira da bureta e está terminada a titulação. A última gota de NaOH que caiu contêm excesso de NaOH, pois apareceu a coloração avermelhada, porém esse excesso é desprezível. Qiando a solução passa de incolor a avermelhada, significa que o Ácido sulfúrico reagiu completamente com o NaOH (fim da titulação) Volume de NaOH gasto na titulação: 22,50 mL. Portanto, 25,00 mL de solução de Ácido Sulfúrico de concentração X mol/L exigiram na titulação 22,50 mL de NaOH de concentração 0.10 mol/L. Tipos de Titulação ácido-base (acidimetria-alcalimetria): Se uma solução de ácido é titulada com uma solução alcalina (ou seja na acidimetria) as hidroxilas da solução alcalina combinam-se com os hidrogênios ionizáveis do ácido, aumentando o pH da solução; em determinado pH o ponto de equivalência é atingido e a reação terminada. O mesmo raciocínio se aplica as soluções alcalinas tituladas por ácidos (isto é, a alcalimetria): o pH no ponto de equivalência depende danatureza e da concentração dos reagentes. oxidação-redução (redox): Baseiam-se nos processos em que há transferência de elétrons (isto é, nas reações de oxirredução. Os agentes oxidantes ou redutores apresentam diferentes atividades quimicas. Oxidantes fortes têm pronunciada tendência para ganhar elétrons, que são capazes de remover de grande número de redutores. O mesmo acontece na perda de elétrons em relação aos redutores. Sendo a intensidade da ação oxidante ou redutora de um sistema determinada pelo seu potencial de de oxidação. precipitação: Uma reação com formação de precipitado pode ser utilizada para titulação, desde que processe com velocidade adequada, que seja quantitativa e que haja um modo de determinar o momento em que o ponto de equivalência foi alcançado. Na prática essas condições limitam seriamente o número de reações de precipitação utilizáveis. Muitas reações de precipitação precisam de tempo relativamente longo para serem consideradas quantitativas. formação de complexos: As titulações complexométricas baseiam-se na formação de um complexo solúvel. São reações extremamente comuns, mas poucas satisfazem as condições para serem usadas em química analítica: na sua maioria, os complexos não são estáveis bastante para permitir uma titulação. Os complexos que podem ser usados são quase sempre agentes quelatantes, sendo o reagente mais comum o sal dissódico do ácido etilenodiaminotetracético (EDTA). Quase todos os metais podem ser titulados pelo EDTA ou reagentes semelhantes, e essas titulações representam um dos maiores desenvolvimentos da química analítica clássica nos últimos anos. Titulação sem indicador: O ponto de equivalência é indicado pelo aparecimento de uma turbidez. Esse é um dos métodos mais precisos de análise volumétrica para a determinação da prata. A determinação é feita pela adição de uma solução-titulada de NaCl ou NaBr, e a suspensão é agitada até que haja coagulação do AgBr ou AgCl formado. A velocidade de coagulação é uma indicação da proximidade do ponto de equivalência, pois quanto menor a concentração de íons prata na solução, menor a carga positiva nas partículas do precipitado. O precipitado é deixado em repouso para depositar e, então, um pequeno volume da solução-titulada, diluida dez vezes, é adicionada à solução, cuja fase líquida estará perfeitamente límpida. Qualquer resto de íon prata na solução dará turbidez. Se essa turbidez for forte, a solução será novamente agitada para coagulação, e o processo repetido até que se tenha fraca ou nenhuma turbidez. 3. Materiais, Reagentes e Equipamentos: - bureta 50 mL - erlenmeyer 250 mL - suporte universal - pipeta de 10 mL - agarrador - ácido clorídrico P.A. - hidróxido de sódio 0,1M - fenolftaleína - azul de bromotimol - azul de metileno - verde de bromocresol - vermelho de metia 4. Procedimento Experimental: - com auxilio do suporte universal e dos agarradores, monta-se a vidraria utilizada na titulação; - com auxilio do funil, lava-se a bureta com 10 mL de NaOH 0,1M padronizado, deixa-se escoar completamente cada porção; - repete-se 3 vezes o processo; - adiciona-se NaOH 0,1M na bureta, ajusta-se o menisco; - em um erlenmeyer de 250 mL e na capela, adiciona-se 10 mL de HCl P.A. com auxilio da pipeta de 10 mL ; - adiciona-se 5 gotas do indicador de fenolftaleína; - titula-se até atingir o ponto de viragem sob agitação branda e constante; - anota-se o volume gasto na bureta; - repete – se outra vez com o mesmo indicador; adiciona-se NaOH 0,1M na bureta, ajusta-se o menisco; - em um erlenmeyer de 250 mL e na capela, adiciona-se 10 mL de HCl P.A. com auxilio da pipeta de 10 mL ; - adiciona-se 5 gotas do indicador de azul de bromotimol; - titula-se até atingir o ponto de viragem sob agitação branda e constante; - anota-se o volume gasto na bureta; - repete – se outra vez com o mesmo indicador; - adiciona-se NaOH 0,1M na bureta, ajusta-se o menisco; - em um erlenmeyer de 250 mL e na capela, adiciona-se 10 mL de HCl P.A. com auxilio da pipeta de 10 mL ; - adiciona-se 5 gotas do indicador de azul de metileno; - titula-se até atingir o ponto de viragem sob agitação branda e constante; - anota-se o volume gasto na bureta; - repete – se outra vez com o mesmo indicador; - adiciona-se NaOH 0,1M na bureta, ajusta-se o menisco; - em um erlenmeyer de 250 mL e na capela, adiciona-se 10 mL de HCl P.A. com auxilio da pipeta de 10 mL ; - adiciona-se 5 gotas do indicador de verde de bromocresol; - titula-se até atingir o ponto de viragem sob agitação branda e constante; - anota-se o volume gasto na bureta; - repete – se outra vez com o mesmo indicador; - adiciona-se NaOH 0,1M na bureta, ajusta-se o menisco; - em um erlenmeyer de 250 mL e na capela, adiciona-se 10 mL de HCl P.A. com auxilio da pipeta de 10 mL ; - adiciona-se 5 gotas do indicador de vermelho de metila; - titula-se até atingir o ponto de viragem sob agitação branda e constante; - anota-se o volume gasto na bureta; - repete – se outra vez com o mesmo indicador; 5. Resultados e Discussões: 5.1. Tabela de indicadores Indicador Exp.1 Volume NaOH 0,1M Coloração Exp.2 Volume NaOH 0,1M Coloração Faixa de pH a. Fenolftaleína ***** ***** ***** ***** 8,0 – 9,6 b. Azul de bromotimol 200 mL incolor 200 mL incolor 6,0 – 7,6 c. Azul de metileno 100 mL Azul fraco 100 mL Azul fraco 9,0 – 14 d. Verde de Bromocresol 12,5 mL Amarelo dourado 12,6 mL Amarelo dourado 3,8 – 5,4 e. Vermelho de metila 100 mL Rosa chiclete 100 mL Rosa chiclete 4,4 - 6,2 5.2. Tabela de coloração de indicadores Indicador Cor antes Cor depois a Incolor Rosa b Vermelho sangue Azul forte c Azul calcinha Azul d Vermelho Amarelo dourado e Vermelho sangue Azul 5.3. Calculo de concentração de HCl P.A. 36,5 g ---------- 100 mL X ----------- 1000 mL X = 365 g 5.4. Discussões Não podemos fazer a titulação com a fenolftaleína pois a mesma não se encontrava em um bom estado de uso, estava muito velha e não reagia. O indicador azul de bromotimol não atingiu o pH necessário para que mudasse a coloração para azul, pois o ácido usado era muito forte em relação a base. O indicador azul de metileno não atingiu o pH necessário para que mudasse a coloração azul forte, pois o ácido usado era muito forte em relação a base. O indicador vermelho de metila não atingiu o pH necessário para que mudasse a coloração para azul, pois o ácido usado era muito forte em relação a base. 6. Conclusões: Não conseguimos fazer a conclusão total do trabalho pois a maioria das reações não deram certo porque o acido usado era mais forte diante da base usada. 7. Referencial Bibliográfico: - FERREIRA, Ana; Analise Gravimétrica, Curso de química, Faculdade Integrada São Pedro (FAESA), disponível em: http://www.ebah.com.br/content/ABAAAArqEAE/analise-gravimetrica (acessado em 06/05/2012) - NETO, João; indicadores de pH ; Curso de química, Universidade Federal do Pará (UFPA). Disponível em: WWW.UFPA.BR (acessado em 20/05/2012) - MILANI, Fernanda; titulação; Engenharia química, Universidade de Uberaba (UNIBE). ). Disponível em: WWW.UNIBE.BR (acessado em 19/05/2012) 8. Anexos: Substância Nome químico ou nome genérico: Ácido clorídrico Sinônimo: Ácido muriático Registro no Chemical Abstract Service: CAS nº 7647-01-0 Peso molecular: 36,5 Fórmula química: HCl Efeitos do Produto Efeitos adversos à saúde humana: o ácido clorídrico é um ácido mineral forte; suas propriedades corrosiva e irritante são uma das primeiras a promover os efeitos das exposições aguda e crônica. Contato com a pele: o contato com o líquido pode causar severa irritação, queimadura e cicatrizes permanentes ou até mesmo a morte. Vapor ou névoa pode causar vermelhidão, irritação e queimadura se o contato for prolongado. Contato com os olhos: baixas concentrações de vapor ou névoa (10 – 35 ppm) podem ser imediatamente irritantes e resultar em vermelhidão. Vapor concentrado, névoa ou líquido espirrado pode causar severa irritação, queimaduras e cegueira permanente. Ingestão: líquido pode causar severa queimadura corrosiva na boca, garganta, esôfago e estômago. Sintomas podem incluir dificuldade de engolir, sede intensa, náusea, vômito, diarréia e, sem casos severos, colapso e morte. Pequenas quantidades de ácido que entre nos pulmões durante ingestão ou vômito (aspiração) podem causar sério dano ao pulmão e morte. Inalação: odor perceptível no ar a partir de 10 ppm. Vapor ou névoa à concentração a 35 ppm causa irritação da garganta, na faixa de 50 a 100 ppm pode causar severa irritação nasal, dor de garganta, engasgamento, tosse e dificuldade de respiração. Exposição prolongada pode causar queimaduras e úlceras no nariz e garganta. Mesmo a exposição breve de 1000 a 2000 ppm pode causar perigo de vida pela acumulação de fluidos nos pulmões (edema pulmonar). Sintomas de edema pulmonar tais como falta de ar, podem ocorrer com atraso de 48 horas da exposição. Estado físico: Líquido Cor: Incolor a levemente amarelado  Odor: Pungente e irritante pH: próximo de zero, fortemente ácido. Temperaturas de mudanças de estado físico Ponto de ebulição: 108,6 °C a 20,2% Ponto de fusão: -35°C Ponto de fulgor: Não inflamável Densidade: 1,15 g/cm3 Solubilidade em água: solúvel em qualquer proporção Solubilidade em outros solventes: solúvel em álcool HIDRÓXIDO DE SÓDIO Substância Nome químico ou nome genérico: Hidróxido de Sódio Sinônimo: Soda Caustica, Soda, Soda Lixívia. Registro no Chemical Abstract Service: CAS nº 1310-73-2 Peso molecular: 40,0 Fórmula química: NaOH Efeitos do Produto Efeitos adversos à saúde humana: Pela sua ação corrosiva, o contato acidental com os olhos e pele, poderá destruir os tecidos com os quais entram em contato, causando queimaduras graves, e no caso dos olhos, até a perda de visão. Se ingerido, causará queimaduras severas e perfurações nos tecidos das mucosas da boca, esôfago e estômago. Se borrifos de soda cáustica no ar forem inalados, causarão danos às vias respiratórias, seguido de pneumonia química, dependendo do grau de exposição. Efeitos Ambientais: O hidróxido de sódio é uma substância perigosa para o meio ambiente. Deve ser dada uma atenção especial aos organismos aquáticos. A soda em contato com a água ou o solo, causa elevação do pH, descaracterizando o local, degradando o meio ambiente, com prejuízos à fauna. Perigos Físicos e químicos: O hidróxido de sódio é uma base forte, reage violentamente com ácido e é corrosivo para metais como o zinco, alumínio, estanho e chumbo, formando um gás combustível/explosivo. Reage com sais de amônio formando amônia, e podendo provocar incêndio. Pode corroer alguns tipos de plásticos, borrachas e revestimentos. Absorve rapidamente o dióxido de carbono do ar e água e o contato com umidade pode gerar calor.  Principais Sintomas: inalação do produto pode causar irritação das vias respiratória superiores, resultando em tosse, sensação de engasgo e de queima na garganta e edema pulmonar. Na pele e nos olhos, pode causar queimaduras graves e possível perda da visão. Na mucosa da boca, esôfago e estômago causa queimaduras. O local atingido torna-se vermelho, e na seqüência, corrói a pele até formar ferida. Estado físico: Sólido Forma: Escamas ou blocos Cor: Branco Odor: Inodoro pH: 13,0 a 14,0 Temperaturas de mudanças de estado físico Ponto de ebulição: 1390°C Limites de explosividade superior/inferior (%): Não aplicável Ponto de fusão: 318°C Ponto de fulgor: Não aplicável Temperatura de auto-ignição: Não aplicável Densidade: 2,13 g/cm3 Solubilidade em água: 109 g/100 mL a 20°C Solubilidade em outros solventes: Solúvel em álcoois (etanol, metanol e glicerol) Insolúvel em acetona e no éter