ÁCIDOS E BASES

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<p>Universidade Federal do Pará</p><p>Instituto de Ciências Exatas e Naturais</p><p>Faculdade de Química</p><p>Curso de Bacharelado em Química</p><p>Alexa Andressa Costa Dos Santos</p><p>Aline Eloa De Cassia Ainett Negrao</p><p>Elias Douglas Maia De Brito</p><p>Fabio Henrique Alves Correa</p><p>Gilson Mateus Bittencourt Fernandes</p><p>RELATÓRIO</p><p>ÁCIDOS E BASES</p><p>BELÉM</p><p>2019</p><p>Universidade Federal do Pará</p><p>Instituto de Ciências Exatas e Naturais</p><p>Faculdade de Química</p><p>Curso de Bacharelado em Química</p><p>Alexa Andressa Costa Dos Santos (201910840045 )</p><p>Aline Eloa De Cassia Ainett Negrao (201910840060 )</p><p>Elias Douglas Maia De Brito (201910840040 )</p><p>Fabio Henrique Alves Correa (201910840047 )</p><p>Gilson Mateus Bittencourt Fernandes (201910840004)</p><p>RELATÓRIO</p><p>ÁCIDOS E BASES</p><p>Relatório apresentado à disciplina Química Geral e Experimental I, sobre a 6ª aula prática, como requisito parcial para obtenção de nota.</p><p>Ministrante: Prof. Dr. José Ciríaco Pinheiro</p><p>BELÉM</p><p>2019</p><p>1. Introdução:</p><p>De acordo com a teoria de Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água aumentam a concentração de íons H+, e bases, aumentam a concentração de íons OH-. Porém, a teoria de Arrhenius é limitada, pois funciona somente para soluções aquosas. A teoria de Bronsted-Lowry define ácidos e bases em termos de suas habilidades de transferir prótons. Um ácido de BL é doador de prótons, e uma base de BL é receptora de prótons. Ácidos e bases de BL sempre atuam juntos numa reação de transferência de próton, cada ácido tem uma base conjugada, formada pela remoção de um próton de seu ácido, e cada base possui um ácido de conjugado, formado pela adição de um próton à base. Já o conceito de Lewis é mais geral, um ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons e uma base de Lewis é doadora de par de elétrons.</p><p>A química de uma solução aquosa geralmente depende do pH da solução. pH é a medida do cologaritmo da concentração de íons H+ numa solução.</p><p>O pH diminui à medida que [H+] aumenta. Assim, para valores menores que 7 teremos substâncias consideradas ácidas e para valores maiores que 7 são consideradas substâncias alcalinas ou básicas. A água possui um pH igual a 7, logo, é considerada uma substância neutra.</p><p>A força de um ácido ou de uma base pode ser definida como a facilidade de formarem íons em solução. Um ácido e uma base forte em geral são eletrólitos fortes e se ionizam por completo em solução aquosa. O pH para um ácido e uma base forte pode ser calculado apenas usando-se a estequiometria da reação e conhecendo a concentração inicial da substância, já para um ácido e base fracos é necessário conhecer a extensão em que esta dissociação ocorre utilizando a expressão de Ka (constante de acidez) e Kb (constante de basicidade). Quanto maior o valor de Ka e Kb, maior a força do ácido ou da base.</p><p>Para ácidos polipróticos, os sucessivos valores de Ka são sempre menores do que o valor para a primeira ionização, é sempre mais fácil remover o primeiro próton de um ácido poliprótico do que o segundo devido às atrações eletroestáticas. Para os oxiácidos, a força ácida aumenta com base na eletronegatividade do átomo central e na quantidade de oxigênios ligado a este átomo.</p><p>Indicadores ácido-base, muito usados em titulações, são substâncias que auxiliam na medição do pH por meio da coloração da solução, o indicador apresenta determinada cor quando em contato com um ácido e uma outra coloração quando está na presença de uma base. Quanto mais intensa a coloração, maior a concentração de H+ ou OH- na solução.</p><p>1.1 Objetivos:</p><p>1. Dados o nome ou a fórmula de um composto ou íon e, quando necessário, uma indicação de seu comportamento numa determinada reação, classificar a espécie como um ácido, uma base ou nenhum dos dois no sistema proposto por: Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis.</p><p>2. Identificar os membros de um par conjugado, de acordo com a definição de Bronsted-Lowry.</p><p>3. Calcular o pH de uma solução aquosa:</p><p>a) De um ácido ou base forte, dados o nome ou a fórmula do soluto e sua concentração molar;</p><p>b) De um ácido ou base fraca, dados o nome ou a fórmula do composto e concentração “nominal” da solução, a constante de ionização ou o grau de dissociação do ácido ou base envolvidos;</p><p>c) Estimar qualitativamente as forças relativas de oxiácidos e da constante de ionização sucessivas de ácidos polipróticos.</p><p>4. Conceituar indicador ácido-base.</p><p>5. Identificar o comportamento de ácidos de bases na presença de indicadores.</p><p>6. Comparar qualitativamente a força dos ácidos.</p><p>2. Parte Experimental:</p><p>2.1 Experimento 1:</p><p>2.1.1 Materiais e Reagentes Utilizados:</p><p>· Tubos de Ensaio</p><p>· Becker de 250 mL</p><p>· Estante para tubos de ensaio</p><p>· Contas Gotas</p><p>· Fenolftaleína</p><p>· Hidróxido de Sódio (NaOH)</p><p>· Ácido Nítrico (HNO3)</p><p>· Ácido Acético (CH3COOH)</p><p>· Hidróxido de Amônio (NH4OH)</p><p>· Ácido Sulfúrico (H2SO4)</p><p>· Alaranjado de Metila</p><p>· Papel tornassol azul e vermelho</p><p>2.1.2 Procedimento:</p><p>1º TUBO – Foi colocado o papel tornassol azul na solução de NAOH e não houve mudança.</p><p>2º TUBO – Foi colocado o papel tornassol vermelho na solução de HNO3 e houve a mudança de coloração, adquirindo a cor rosa.</p><p>3º TUBO – Foram usadas 4 gotas de Alaranjado de Metila na solução de CH3COOH, assim, obtendo uma coloração avermelhada.</p><p>4° TUBO – Foram usadas 4 gotas de Alaranjado de Metila na solução de NH4OH, dessa maneira, percebeu-se a mudança para a cor amarela.</p><p>5º TUBO – Foram usas 4 gotas de Fenolftaleína na solução de H2SO4 e a mesma permaneceu incolor.</p><p>6º TUBO – Foram usadas 4 gotas de Fenolftaleína na solução de NaOH, logo depois, notou-se que a cor ficou rosa.</p><p>2.2 Experimento 2:</p><p>2.2.1 Materiais e Reagentes Utilizados:</p><p>· Tubo de Ensaio</p><p>· Conta Gotas</p><p>· Espátula de Ferro</p><p>· Fenolftaleína</p><p>· Metilorange</p><p>· Oxido de Cálcio (CaO)</p><p>· Anidro Fosfórico (P2O5)</p><p>2.2.2 Procedimento:</p><p>1º TUBO – Foi colocado em um tubo de ensaio um ponta de espátula de Oxido de Cálcio, após isso com auxílio de um conta gotas foi adicionado 80 gotas de água destilada, após isso foi adicionado 4 gotas de indicador Fenolftaleína.</p><p>2º TUBO – foi adicionado 40 gotas de água destilada, após isso foi adicionado uma ponta de espátula de Anidrido Fosfórico.</p><p>2.3 Experimento 3:</p><p>3.3.1 Materiais e Reagentes Utilizados:</p><p>· Becker de 600 ml</p><p>· Conta gotas</p><p>· Pinça metálica</p><p>· Fenolftaleína</p><p>· Sódio metálico</p><p>· Água destilada</p><p>2.3.2 Procedimento:</p><p>Em um Becker de 600 ml foi colocado 300 ml de água destilada em seguida, com auxilio de conta gotas, foi adicionado 4 gotas de fenolftaleína logo após, com a ajuda de uma pinça metálica, foi colocado pequeno pedaço de potássio metálico.</p><p>2.4 Experimento 4:</p><p>2.4.1 Materiais e Reagentes Utilizados:</p><p>· Erlenmeyer de 250mL</p><p>· Béquer</p><p>· Pipeta volumétrica de 25 mL</p><p>· Bureta de 25 mL</p><p>· Suporte universal com garra</p><p>· Estande para tubos de ensaio</p><p>· Fenolftaleína</p><p>· Solução de NaOH 1N</p><p>· 25 mL de vinagre comercial</p><p>2.4.2 Procedimento:</p><p>Com o auxílio de uma pipeta foi medido 25 mL de vinagre comercial e foi colocado em um Erlenmeyer. Em seguida foi adicionada 2 gotas de fenolftaleína. Foi preparada uma bureta de 25 mL aferida com NaOH a 1N, cuja o fator de correção é igual a 0,9703, e em seguida iniciou-se a titulação do vinagre contido no Erlenmeyer, onde foi gasto 20,1 mL de NaOH até atingir a coloração rósea persistente.</p><p>3. Discussão dos Resultados:</p><p>3.1 Experimento 1:</p><p>1º TUBO – Em seguida, colocamos o papel de tornassol vermelho e observamos que a coloração mudou para azul. Isso representa que o meio da solução é básico, por este motivo, não houve mudança de cor do papel de tornassol azul.</p><p>2º TUBO – Continuando o processo, foi acrescentado o papel de tornassol vermelho, notou-se que a cor da solução não mudou. Isso representa que o meio da solução é ácido e só houve mudança quando foi colocado o papel de tornassol azul.</p><p>3° TUBO – Logo após ao adicionar Alaranjado de Metila na solução, percebemos a mudança de cor para o amarelado. Isso ocorre porque o meio é básico.</p><p>4° TUBO – Percebemos, então, que a solução desse tubo adquiriu um tom avermelhado, mostrando que o meio da solução é ácido.</p><p>Segue o quadro referente ao 3º e 4º tubo, abaixo:</p><p>5º TUBO – No penúltimo tubo, o indicador Fenolftaleína fez com que a solução discutida nesse momento permanecesse incolor. Isso acontece, pois, o meio da mistura química é ácido.</p><p>6º TUBO – Por fim, ao adicionar fenolftaleína na solução, percebemos que houve a mudança de coloração, agora ficando rosa carmim, representando que o meio é básico.</p><p>Segue o quadro referente ao 5º e 6º tubo;</p><p>3.2 Experimento 2:</p><p>1º TUBO – A solução apresentou mudança de coloração (ficou Rosa), o que na pre4sença de fenolftaleína mostra que reação:</p><p>CaO + H2O → Ca(OH)2</p><p>Adquiriu tal Característica pois tem carácter básico.</p><p>2º TUBO – foi observado que houve aumento de Temperatura, após isso foi adicionado 4 gotas de Metilorange, observamos uma mudança de coloração (Ficou Vermelha) a equação abaixo mostra a Reação Ocorrida:</p><p>P2O5 + H2O → H2PO4</p><p>A mudança de coloração indica a formação do Ácido Fosfórico.</p><p>3.3 Experimento 3:</p><p>Foi observado que o sódio metálico misturado com água destilada e fenolftaleína queimou com chama violeta formando meio básico liberando gás hidrogênio (H2).</p><p>3.4 Experimento 4:</p><p>Foi gasto 20,1 mL de NaOH a 1 N até que fosse atingido uma coloração rósea persistente.</p><p>Reação ocorrida durante a titulação:</p><p>CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O</p><p>Nota-se que o produto da reação possui o caráter básico e sofre o processo de hidrólise, pois é proveniente da reação de um ácido fraco com uma base forte.</p><p>CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH-</p><p>Foi realizado o calculo para encontrar o número de equivalente grama do NaOH:</p><p>Nºeq(NaOH) = N (NaOH) x V(l) x F (NaOH)</p><p>Nºeq(NaOH) = 1 x 0,0201 x 0,9703</p><p>Nºeq(NaOH) = 0,0195</p><p>Foi realizado o cálculo para encontrar a massa de ácido acético utilizada:</p><p>Nºeq(ác.) =</p><p>E =</p><p>E = = 60</p><p>m (ácido) = Nºeq x E</p><p>m (ácido) = 0,0195 x 60</p><p>m (ácido) = 1,170 g</p><p>E por fim foi realizado o cálculo para determinar o teor de ácido acético no vinagre:</p><p>1,170 g de ácido → 25 mL de vinagre</p><p>X g de ácido → 100 mL de vinagre</p><p>X =</p><p>X = 4,68 % de ácido acético no vinagre</p><p>Com isso pode-se concluir que o teor está dentro dos parâmetros de referência mercado.</p><p>4. Conclusão:</p><p>Conclui-se que as teorias de ácidos e bases foram se aprimorando ao longo do tempo, indo de casos mais específicos (ácidos e bases de Arrhenius) para casos mais gerais (ácidos e bases de Lewis). A escala de pH nos dá informações importante sobre o comportamento de determinada substância e os indicadores nos ajudam a perceber visualmente este comportamento em faixas específicas da escala.</p><p>Numa titulação, os indicadores ácido-base auxiliam no cálculo do pH de certa substância de concentração desconhecida por meio da mudança de cor na solução titulada.</p><p>5. Referências Bibliográficas:</p><p>1. BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.</p><p>2. SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica, Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006.</p><p>3. KOTZ, John C.; TREICHEL JUNIOR, Paul M. Química Geral e Reações Químicas. vol. 1, 5ª. ed., São Paulo: Pioneira Thomson, 2005.</p><p>image1.png</p><p>image2.png</p><p>image3.png</p><p>image4.png</p>