Relatorio 4 - Equilibrio acido-base e indicadores

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Faculdade Oswaldo Cruz
Curso de Licenciatura em Química
Leandro Fontes Alves de Souza		1616004
Danilo Samuel Ferreira Bueno			1616017
Helton José da Silva				1616018
Thiago Ricardo Santos Nobre			1616060
RELATÓRIO 04 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA EXPERIMENTAL
EQUILÍBRIO ÁCIDO – BASE E INDICADORES
ProfESSORA Mary Leda Caparroz Vancetto
São Paulo
2016
INDICE
	
18
1. Introdução e Objetivos	4
1.1. Ácidos e bases	4
1.1.1. Ácidos e bases de Arrhenius	4
1.1.2. Ácidos e bases de Bronsted e Lowry	4
1.1.3. Ácidos e bases de Lewis	5
1.2. Equilíbrio ácido – base	5
1.2.1. Lei de Ostwald	6
1.2.2. Efeito do íon comum	6
1.3. Hidrólise de sais	6
1.4. Indicadores ácido - base	7
1.5. Soluções tampão	8
2. Materiais e Métodos	9
2.1 Materiais	9
2.1.1. pH de soluções de sais	9
2.1.2. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco	9
2.1.3. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca	9
2.1.4. Estudo de solução tampão	10
2.1.5. Indicadores ácido – base	10
2.2. Métodos	10
2.2.1. pH e soluções de sais	10
2.2.2. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco	11
2.2.3. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca	11
2.2.4. Estudo de solução tampão	11
2.2.5. Indicadores ácido base	12
3. Resultados e Discussão	12
3.1. pH e soluções de sais	12
3.2. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco	14
3.3. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca	14
3.4. Estudo de solução tampão	15
3.5. Indicadores ácido – base	15
4. Conclusões	16
4.1. pH de soluções de sais	16
4.2. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco	16
4.3. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca	16
4.4. Estudo de solução tampão	17
4.5. Indicadores ácido – base	18
5. Referências	19
 
INDICE de tabelas
Tabela 1: Indicadores e suas faixas de viragem.	7
Tabela 2: Gráficos Comparativos:	17
Tabela 3: Cores dos indicadores em cada meio estudado	17
 
INDICE de Figuras
Figura 1: Papel indicador universal	8
1. Introdução e Objetivos
As funções mais importantes da química: ácidos e bases. São os grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substâncias básicas como fosfatos, boratos, arsenatos e amônia. Em adição, vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2. A fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO2, a substância geradora de ácido mais comum na natureza. A fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético. Quando utilizamos nossos músculos em excesso sentimos dores provocados pela liberação de ácido lático. 
Com tamanha frequência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e bases tenham sido estudados por tantos séculos. Os próprios termos são medievais: "Ácido" vem da palavra latina "acidus", que significa azedo. Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes passaram a ter esta denominação. "Álcali", outro termo para bases, vem da palavra arábica "alkali", que significa cinzas. Quando cinzas são dissolvidas em água, esta se torna básica, devido a presença de carbonato de potássio. A palavra "sal" já foi utilizada exclusivamente para referência ao sal marinho ou cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo. 
1.1. Ácidos e bases 
1.1.1. Ácidos e bases de Arrhenius 
A primeira conceituação mais precisa de ácidos e bases foi dada por Svante August Arrhenius (1859-1927). Tal conceituação foi um dos motivos pelos quais ele recebeu o Prêmio Nobel de Química de 1903.
Ácidos de Arrhenius é todo composto que, em solução aquosa, se ioniza, produzindo
como íon positivo apenas o cátion hidrogênio (H+). As bases de Arrhenius são todo composto que, por dissociação iônica, libera como íon negativo apenas a hidroxila (OH-) (FELTRE, 2004).
A definição de ácidos e bases de Arrhenius é utilizada até os dias atuais, entretanto, ela se aplica a poucas substâncias, principalmente, às que possuem H+ e OH- para serem liberados e só em meio aquoso.
1.1.2. Ácidos e bases de Bronsted e Lowry
A deficiência da definição de Arrhenius, ou seja, o fato de uma substância ser ácida ou básica somente em meio aquoso, provocou o estudo e surgimento de novas definições ("teorias") para ácidos e bases.
 Em 1923 Bronsted e Lowry propuseram um conceito mais abrangente que a de Arrhenius, diz que um ácido é um doador de prótons. A base conjugada de um ácido é a base formada quando o ácido doou o próton. O ácido conjugado de uma base é o ácido que se formou quando a base aceitou o próton. Um ácido forte está completamente desprotonado em solução; um fraco esta parcialmente desprotonado em solução. Uma base forte está completamente protonada em solução; uma base fraca está parcialmente protonada em solução (ATKINS; 2012).
	
1.1.3. Ácidos e bases de Lewis
Em 1923, no mesmo ano que Brönsted e Lowry propuseram a definição protônica para ácidos e bases, G. N. Lewis, químico americano propõe uma definição ainda mais abrangente para ácidos e bases, a definição eletrônica.
Conceito de Lewis é de que um ácido é uma espécie capaz de receber pares de elétrons formando ligações químicas. A reação entre um ácido e uma base conforme Lewis sempre dá origem a formação de uma ligação covalente (ATKINS, 2012) abrangendo todos os íons, sejam cátions (bons receptores de elétrons) ou ânions (bons doadores de elétrons), ácidos ou bases. O conceito ainda apresenta que não só íons podem ser ácidos ou bases; compostos e elementos neutros, também podem.
A definição de Lewis explica os casos das definições de Bronsted-Lowry e de Arrhenius, sendo, portanto, a mais aceita. Entretanto, as definições de Arrhenius e de Bronsted-Lowry também são utilizadas para explicar alguns casos.
1.2. Equilíbrio ácido – base
Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico em que aparecem íons. Uma substância que, ao ser adicionada à água, produz íons livres é chamada eletrólito. Os equilíbrios iônicos mais comuns são os que ocorrem com os ácidos, as bases e os sais quando em presença da água, devido ao fenômeno da ionização ou dissociação iônica. Porém, o equilíbrio iônico só é caracterizado quando se refere a um eletrólito fraco, pois se considerarmos que 100% das moléculas, do ácido ou da base, se ionizam, o equilíbrio não é estabelecido e a reação terá um só sentido.
1.2.1. Lei de Ostwald
Esta lei relaciona a constante de equilíbrio, o grau de ionização e a molaridade dos eletrólitos. Ela é expressa por:
Ki=M⋅α/1−α
Por se tratar de eletrólitos fracos, α é muito pequeno, logo a expressão é simplificada:
Ki=M⋅α2
Onde:
· M = molaridade (mol/L);
· α = grau de ionização;
· Ki = constante de ionização.
Ao aumentarmos o volume por acréscimo de solvente a uma solução, tê-la-emos mais diluída, consequentemente a concentração em quantidade de matéria diminui, e o grau de ionização aumenta, tendendo a 100%.
Dessa forma, a lei de diluição de Ostwald estabelece que o acréscimo de solvente em uma solução provoca um aumento no grau de ionização. Quanto menor for à molaridade, maior é o grau de ionização do eletrólito, pois o valor de Ki é constante.
1.2.2. Efeito do íon comum
Efeito do íon comum é o nome dado ao deslocamento do equilíbrio iônico ocasionado pela adição de um íon já existente no equilíbrio. 
Segundo o princípio de Le Chatelier, a adição dos íons OH- faz com que estes fiquem em excesso. O sistema tentará consumi-los, fazendo-os reagir com os íons H+, favorecendo o equilíbrio no sentido da reação inversa. Como consequência, a concentração dos íons H+ diminui. O mesmo acontece em soluções básicas. 
1.3. Hidrólise de sais
Hidrólise de sais (ou hidrólise salina) é um processo reversível no qual os íons de um sal reagem com a água, dando origem a soluções com níveis diferentes de pH (soluções ácidas ou básicas). Trata-se doprocesso inverso à reação de neutralização (ou salificação), em que ácidos e bases reagem, produzindo sais e água.
Os sais inorgânicos são sempre compostos iônicos e podem ser classificados em 3 tipos:
Sais ácidos – apresentam hidrogênios ionizáveis (H+) em suas moléculas. O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é um exemplo de sal ácido.
Sais básicos – apresentam em sua estrutura pelo menos uma hidroxila (OH-), como é o caso do hidroxicloreto de cálcio (Ca(OH)Cl) e outros.
Sais neutros (ou normais) – não possuem hidrogênios ionizáveis nem hidroxilas em sua estrutura, como, por exemplo, o cloreto de sódio (NaCl), o fosfato de potássio (K3PO4), etc.
Essa classificação nos faz pensar que sais ácidos originam soluções ácidas (pH < 7), assim como sais básicos formam soluções básicas (pH > 7) e sais neutros dão origem a soluções neutras (pH = 7). É importante ressaltar porém que tal conclusão, na prática, não se aplica a todas as situações porque, além dos sais, a água também se ioniza produzindo um mol de íons H+ e um mol de íons OH–.
1.4. Indicadores ácido - base
O indicador ácido-base é um corante, solúvel em água, cuja cor depende do pH pois ele é um acido fraco que tem uma cor na forma de acido e outra na forma de base (ATKINS, 2012).
O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H+] ( ou H3O+) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução.
Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico.
A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio.
Indicadores geralmente são compostos por um ácido ou uma base fracos que tendem ao equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, apresentando alteração na coloração da solução. 
Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, mantendo sua coloração. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir com os íons H3O+ do indicador alterando sua coloração.
Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades no valor do pH.
Dentre os vários indicadores usados em laboratório, apresentamos alguns na tabela abaixo:
Tabela 1 - Mudanças de cor dos indicadores. Fonte: Atkins, 2012
Existe também o indicador universal que é uma mistura de vários indicadores, é constituído de uma tabela de cores que vão do vermelho escuro (ácido) ao roxo (alcalino-básico), passando por todas as cores e valores de pH, e fitas de um papel de constituição especial, que quando emergido em uma substancia de pH desconhecido altera sua cor original para a cor que indica o pH, tendo um valor mais exato quando comparado à tabela.
Figura 1: Papel indicador universal
1.5. Soluções tampão
Soluções tampão (química) são soluções que atenuam a variação dos valores de pH (ácido ou básico), mantendo-os aproximadamente constantes, mesmo com a adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases. 
As soluções tampão podem ser formadas por um ácido fraco e um sal formado pela reação desse ácido com uma base forte, ou, então, por uma base fraca e um sal formado pela reação dessa base com um ácido forte. As soluções tampão são usadas sempre que se necessita de um meio com pH aproximadamente constante. Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos em água.
Objetivos: Preparar e observar sistemas ácido – base em equilíbrio. Verificar os efeitos da variação de concentração sobre a posição do equilíbrio. Investigar indicadores ácido – base. Ilustrar o fenômeno de hidrólise de sais. Avaliar o pH de soluções.
2. Materiais e Métodos
2.1. Materiais
2.1.1. 	pH de soluções de sais
a) Tubos de ensaio
b) Estante para tubos
c) Papel indicador universal
d) Solução de indicador universal
e) Solução de cloreto de amônio
f) Solução de acetato de sódio
g) Solução de bicarbonato de sódio
h) Solução de sulfato de alumínio
2.1.2. 	Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco 
a) Tubos de ensaio
b) Estante para tubos
c) Papel indicador universal
d) Solução de acetato de sódio
e) Água destilada
f) Solução de ácido acético
2.1.3. 	Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca
a) Tubos de ensaio
b) Estante para tubos
c) Solução de indicador universal
d) Solução de hidróxido de amônio
e) Solução de cloreto de amônio
f) Água destilada
2.1.4. 	Estudo de solução tampão
a) Tubos de ensaio
b) Estante para tubos
c) Solução de ácido acético
d) Papel indicador universal
e) Água destilada
f) Solução de ácido clorídrico		(HCl - 0,1 mol/L)
g) Hidróxido de sódio			(NaOH – 0,1 mol/L)
h) Solução tampão
2.1.5. Indicadores ácido – base
a) Tubos de ensaio
b) Estante para tubos
c) Solução de ácido clorídrico		(HCl - 0,1 mol/L)
d) Hidróxido de sódio			(NaOH – 0,1 mol/L)
e) Indicador Orange IV
f) Indicador Alaranjado de metila
g) Indicador Vermelho de metila
h) Indicador Azul de bromotimol
i) Indicador Fenolftaleína
j) Indicador Timolftaleína
2.2. Métodos
2.2.1. pH de soluções de sais
Verificar com o papel indicador universal e solução de indicador universal o pH de soluções dos seguintes sais:
a) cloreto de amônio,
b) acetato de sódio,
c) bicarbonato de sódio,
d) carbonato de sódio
e) sulfato de alumínio.
2.2.2. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco
a) Colocar, em 2 tubos de ensaio, 3 mL de solução de ácido acético.
b) Medir o pH com papel indicador universal.
c) Verificar o que ocorre com o pH adicionando a um dos tubos 3 mL de água destilada e a outro tubo 3 mL de solução de acetato de sódio.
2.2.3. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca
a) Colocar, em 2 tubos de ensaio, 3 mL de solução de hidróxido de amônio e adicionar 3 gotas de solução de indicador universal. Anotar o valor do pH.
b) Verificar o que ocorre adicionando a um dos tubos 3 mL de água destilada e a outro tubo 3 mL de solução de cloreto de amônio.
2.2.4. Estudo de solução tampão
a) Misturar 5 mL de solução de ácido acético e 5 mL de solução de acetato de sódio e meça o pH com papel indicador universal.
b) Dividir essa solução em dois tubos de ensaio. Numerar os tubos I e II
c) Em dois outros tubos de ensaio (III e IV) colocar o mesmo volume de água destilada. Verificar o pH da água destilada.
d) Adicionar ao tubo I três gotas de HCl 0,1 mol/L, verificar o pH.
e) Adicionar ao tubo II três gotas de NaOH 0,1 mol/L verificar o pH.
f) Adicionar ao tubo III três gotas de HCl 0,1 mol/L, verificar o pH.
g) Adicionar ao tubo IV três gotas de NaOH 0,1 mol/L verificar o pH
h) Comparar o efeito da adição de HCl e NaOH, separadamente, sobre água destilada e solução tampão. 
2.2.5. Indicadores ácido base
a) Montar uma estante com 12 tubos de ensaio. Em seis deles adicionar cerca de 5 mL de solução de HCl 0,1mol/L. Nos outros seis tubos adicionar cerca de 5 mL de solução de NaOH 0,1mol/L
b) Verificar as cores apresentadas dos indicadores orange IV, alaranjado de metila, vermelho de metila, azul de bromotimol, fenolftaleína e timolftaleína em meio ácido e básico.
c) Construir uma tabela de cores dos indicadores em cada meio estudado.
3. Resultados e Discussão
A seguir são apresentados os resultados de cada experimento realizado. 
3.1. pH de soluções de sais
a) Separou-se 5 tubos de ensaio.
b) Para cada tubo pipetou-se aproximadamente 5 mL de cada uma das seguintes soluções e mediu-se o pH.
I. Solução de cloreto de amônio, o valor encontrado do pH foi de aproximadamente 5.
O cloreto de amônio — derivado do ácido clorídrico, forte: HCl, e do hidróxido de amônio, fraco: NH4OH. Sua equação será escrita, classicamente, sob a seguinte forma: 
O íon cloreto (Cl–) não se hidrolisa, porque é uma base extremamente fraca (HCl ácido muito forte). O íon amônio, NH+4 sofrehidrólise, pois é um ácido forte, sendo capaz de ceder próton para a água (NH3 base fraca).
Se adicionarmos NH4Cl à água, a solução ficará ácida (haverá formação de H3O+, em razão da hidrólise), ou seja, o pH será menor que 7.
II. Solução de acetato de sódio, o valor encontrado do pH foi entre 7 e 8.
Acetato de sódio, Na+(H3C-COO)– derivado do ácido acético, fraco: H3C — COOH, e do hidróxido de sódio, forte: NaOH. Sua equação será escrita, classicamente, sob a seguinte forma: 
No entanto, atualmente esta equação não é escrita assim. O sal é composto iônico, e encontra-se dissociado em solução; o hidróxido de sódio (base forte) também apresenta-se dissociado; o ácido acético (ácido fraco) praticamente não está dissociado.
Na verdade, o que acontece é o seguinte:
O íon acetato é uma base forte (o ácido acético, ácido conjugado, é fraco), sendo capaz de receber próton da água. 
A água pura tem pH = 7. Se adicionarmos acetato de sódio na água, o meio ficará alcalino (pH maior que sete), em razão da consequente formação de íons OH– pela hidrólise dos íons acetato.
III. Solução de bicarbonato de sódio, o valor encontrado do pH foi de aproximadamente 11.
O sal é de origem de base forte. Em solução formará a base (NaOH) vai se dissociar, por ser uma base forte e o ácido, por ser fraco, vai ficar no estado molecular.
Obs.: Esse é o raciocínio que deve ser seguido. No caso específico do H2CO3, ele irá se decompor em água (que vai formar solvente) e CO2 (que vai se desprender da solução). Então ficaria: 
A presença do ânion hidroxila (OH-) indica que esse sal é um sal básico. Em solução, ele aumenta o pH.
IV. Solução de carbonato de sódio, o valor encontrado do pH foi de aproximadamente 11.
Aplica-se o mesmo raciocínio do bicarbonato de sódio.
V. Solução de sulfato de alumínio, o valor encontrado do pH foi de aproximadamente 3.
O sulfato de alumínio é obtido pela reação entre o ácido sulfúrico (ácido forte) e o hidróxido de alumínio (base fraca) ou entre o mesmo ácido e o alumínio metálico.
Quando em contato com a água ele dissolve e sofre o processo de dissociação, representado pela equação a seguir:
Portanto, durante a dissociação, haverá um predomínio dos íons H+ provenientes do ácido forte. Em solução o pH fica abaixo de 7.
3.2. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco
a) Em 2 tubos de ensaio, pipetou-se 3 mL de ácido acético para cada um.
b) Em um dos tubos mediu-se o pH da solução de ácido acético com papel indicador universal. O valor encontrado do pH foi de aproximadamente 4.
c) No mesmo tubo foi adicionado aproximadamente 3 mL de água destilada. O valor do pH encontrado foi de aproximadamente 3. Devido ao aumento na dissociação do ácido, gerando mais íons H+, favorecendo a reação no sentido do produto, mas ainda restando boa parte não dissociada, sendo o ácido fraco.
d) No outro tubo foi adicionado aproximadamente 3 mL de solução de acetato de sódio. O valor do pH encontrado manteve em 4. Isso indica a formação de tampão.
3.3. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca
a) Em 2 tubos de ensaio, pipetou-se 3 mL de hidróxido de amônio para cada um.
b) Adicionou-se em cada um 3 gotas de solução de indicador universal. O valor do pH encontrado foi maior que 10.
Em um dos tubos foi adicionado aproximadamente 3 mL de água. Observou-se que pH não alterou, dado o grau de dissociação da base fraca conforme a seguinte reação:
c) No outro tubo foi adicionado aproximadamente 3 mL de solução de cloreto de amônio. O valor do pH encontrado foi entre 9 e 10. A diminuição do valor de pH, é devido a reação dos íons NH+4 com os íons OH- favorecendo assim o equilíbrio da reação no sentido inverso.
3.4. Estudo de solução tampão
a) Em um tubo de ensaio, foram pipetados 5 mL de solução de ácido acético e 5 mL de solução de acetato de sódio.
b) O valor do pH encontrado dessa mistura foi de aproximadamente 4.
c) O valor do pH da água destilada nos tubos de ensaio III e IV foi entre 5 -6. Teoricamente essa água consiste apenas de hidrogênio e oxigênio, com um pH de 7, que é totalmente neutro. Na realidade, ela quase sempre é ligeiramente ácida, de 5,6 a pouco menos de 7, porque a água absorve o dióxido de carbono do ar.
d) Ao tubo I foi adicionado 3 gotas de HCl 0,1 mol/L. O valor do pH encontrado foi de aproximadamente 4.
e) Ao tubo II foi adicionado 3 gotas de NaOH 0,1 mol/L. O valor do pH encontrado foi entre 4 e 5.
f) Ao tubo III foi adicionado 3 gotas de HCl 0,1 mol/L . O valor do pH encontrado foi de aproximadamente 2.
g) Ao tubo IV foi adicionado 3 gotas de NaOH 0,1 mol/L. O valor do pH foi encontrado foi aproximadamente 11.
A tabela a seguir ilustra o efeito da adição de ácido e base, separadamente, sobre a água e solução tampão.
Tabela 2: Gráficos Comparativos:
	Adição em HCl de água e solução tampão.
	Adição em NaOH de água e solução tampão.
	
	
Observou-se que a solução tampão mantem os valores de pH aproximadamente constantes, mesmo com pequenas adições de solução de HCl ou NaOH.
3.5. Indicadores ácido – base
As cores observadas se deram de acordo com o meio em que as soluções se encontravam (ou seja, meio ácido ou básico). Veja a tabela abaixo:
Tabela 3: Cores dos indicadores em cada meio estudado
	Indicador
	Cor em meio básico
	Resultado
	Cor em meio ácido
	Orange IV
	Amarelo - Alaranjado
	
	Vermelho
	Alaranjado de metila
	Amarelo - Alaranjado
	
	Vermelho
	Vermelho de metila
	Amarelo
	
	Vermelho
	Azul de bromotimol
	Azul
	
	Amarelo - Alaranjado
	Fenolftaleína
	Rosa
	
	Incolor
	Timolftaleína
	Azul
	
	Incolor
4. Conclusões
4.1. pH de soluções de sais
Ao medir o pH das soluções através da utilização de indicadores universais, foram comparados os resultados com a tabela e conclui-se que:
I. A solução de cloreto de amônio caracteriza-se como ácida por ter apresentado pH = 5. Pois é um sal originado de um ácido forte e uma base fraca.
II. A solução de acetato de sódio caracteriza-se como básica por ter apresentado pH = 7 - 8. Pois é um sal originado de um ácido fraco e uma base forte.
III. A solução de bicarbonato de sódio caracteriza-se como básica por ter apresentado pH = 11. Pois também é de origem de ácido fraco e base forte.
IV. A solução de Carbonato de sódio caracteriza-se como básica por ter apresentado pH = 11. Aplica-se a mesma conclusão do bicarbonato de sódio.
V. A solução de Sulfato de alumínio caracteriza-se como ácida por ter apresentado pH = 3. Pois é um sal originado de um ácido forte com uma base fraca.
4.2. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco
a) Quando adicionada a água destilada e um dos tubos, observou-se que valor de pH diminuiu devido ao aumento íons H+. Esse valor um pouco menor do pH, mostrou-se o baixo grau de dissociação do ácido, pois é um ácido fraco.
b) Ao adicionar solução de acetato de sódio no outro tubo o pH não se alterou manteve 4. Indica a formação de tampão. Pois as soluções tampão podem ser formadas por um ácido fraco (ácido acético) e um sal formado (acetato de sódio) pela reação desse ácido com uma base forte (hidróxido de sódio).
4.3. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca
a) Através dos resultados, conclui-se que a dissociação de base fraca é pequena, motivo ao qual não se conseguiu verificar a mudança do pH (devido ao método utilizado).
b) Ao adicionar solução de cloreto de amônio, o valor do pH diminuiu. Esse resultado mostra o deslocamento do equilíbrio da reação no sentido dos produtos.
4.4. Estudo de solução tampão
a) Através dos resultados, conclui-se que a presença da solução tampão é capaz de manter o meio em equilíbrio, ou seja o pH não varia mesmo em presença de algumas gotas de ácido ou de base.
4.5. Indicadores ácido – base
Observou-se que para identificar o pH das substancias ácidas ou básicas podem-se utilizar os indicadores e verificar através da variação da coloração se o meio é acido ou básico (faixa de pH). Observou-se, também, que por meio dos indicadores não é possível a determinação precisa do valor do pH, paraisso é necessário a utilização de outros equipamentos, como o pHmetro, por exemplo.
5. Referências
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente. Bookman, 2012.
FELTRE, R.; Química inorgânica, v.2. Editora Moderna, 2004.
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química volume único. São Paulo: Saraiva, 2002.
Educação, Central Globo. Disponível em: <http://www.educacao.globo.com/quimica/assunto/
equilibrio-quimico/equilibrio-ionico-acidos-e-bases.html>. Acesso em: 03 de maio de 2016.
Cola da Web. Disponível em: <http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-inorganica/acidos-e-bases>. Acesso em: 29 abril 2016.
Quiprocura Química. Disponível em: <http://www.quiprocura.net/acido_arquivos/bronsted.htm>. Acesso em: 29 abril de 2016.