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Relatório VIII - Ácidos e Bases
Química Inorgânica Experimental (Universidade Federal do Pará)
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Relatório VIII - Ácidos e Bases
Química Inorgânica Experimental (Universidade Federal do Pará)
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
INSTITUTO DE TECNOLOGIA
FACULDADE DE ENGENHARIA CIVIL
XXXXXXXXXXXXXXXXXX
Aula prática 8
Ácidos e Bases
BELÉM
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2017
XXXXXXXXXXXXXXXXXX
ÁCIDOS E BASES
Relatório apresentado à disciplina Química 
Experimental I como requisito de avaliação 
orientado pelo professor Raimundo Ferreira 
Gouvea Pimentel Beleza Filho.
2
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BELÉM
2017
SUMÁRIO
 
1. INTRODUÇÃO.......................................................................................................4
2. OBJETIVOS............................................................................................................4 
3. PARTE EXPERIMENTAL.....................................................................................5 
3.1 Materiais..................................................................................................................5 
3.2 Substâncias..............................................................................................................5 
3.3 Procedimentos Experimentais.................................................................................6
4. CONCLUSÃO.......................................................................................................11 
5. BIBLIOGRAFIA....................................................................................................11
6. ANEXOS................................................................................................................12
3
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INTRODUÇÃO
Embasados na aula de Química Geral Experimental I lecionada, visamos por meio 
de este relatório explanar conceitos estudados e experimentos para determinar a coloração 
dos indicadores utilizando soluções ácidas e básicas. Ademais, foram feitos testes de acidez
e basicidade com substâncias usadas no cotidiano, usando indicador extratos alcoólicos de 
flores naturais da Amazônia. Foram feitos também, testes do caráter ácido ou básico dos 
óxidos minerais e a construção de uma escala de pH.
Existe uma variedade de substâncias químicas na natureza e outras que são 
produzidas pelo homem nas indústrias e laboratórios, dentre todas estas substâncias 
podemos destacar os ácidos e as bases como sendo umas das mais importantes.
A classificação das substâncias como ácido foi inicialmente sugerida por causa do 
sabor (Latim, acidus = azedo), deste modo, substâncias que apresentam sabor azedo, como 
várias frutas ou vinagre são consideradas substâncias ácidas. O sabor característico do 
vinagre se deve ao ácido acético. Na laranja e no limão existe o ácido cítrico; na uva temos
o ácido tartárico. Em nosso estômago existe ácido clorídrico. A vitamina C, presente em 
vários vegetais e essencial para o homem, é um ácido denominado ascórbico. E, 
finalmente, em um comprimido de aspirina temos o ácido acetilsalicílico.
As bases (ou hidróxidos) são substâncias capazes de reverter ou neutralizar os 
efeitos dos ácidos. Álcalis é uma palavra de origem árabe (al kali = cinzas de uma planta) e
é uma outra forma de se denominar as bases solúveis em água. As bases são substâncias 
encontradas na banana verde, no leite de magnésia, no sabão, nas cinzas e em produtos de 
desentupir encanamentos.
OBJETIVOS
O presente trabalho tem por objetivos dar o nome ou a formula de um composto ou 
íon e, quando necessário, uma indicação do seu comportamento numa determinada reação, 
classificar a espécie como um ácido, uma base ou nenhum dos dois no sistema proposto 
por: Arrehenius, Bronsted-Lowry e Lewis.
Além disso, faz-se necessário identificar os membros de um par conjugado, de 
acordo com Bronsted-Lowry; e calcular o pH e o pOH de uma solução aquosa: de um 
ácido ou uma base forte, dados os nomes ou a fórmula do soluto e sua concentração molar; 
4
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de um ácido ou base fraca, dados o nome ou a fórmula do composto e concentração molar 
da solução, a constante de ionização ou o grau de dissociação do ácido ou da base 
envolvido; estimar qualitativamente as forças relativas de oxiácidos e da constante de 
ionização sucessiva de ácidos politrópicos.
Queremos também, conceituar indicador ácido-base de origem natural ou artificial, 
identificar o comportamento de ácidos e bases na presença de indicadores e, comparar 
qualitativamente a força dos ácidos.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiais utilizados
1. Tubo de ensaio;
2. Espátula;
3. Pipeta;
4. Pera;
5. Bastão de vidro;
6. Anel para funil;
7. Funil de vidro;
8. Mufa;
9. Suporte universal;
10. Almofariz e pistilo;
11. Bequer;
12. Pisseta;
13. Estante;
14. Balão de fundo chato.
Substâncias
1. HCl 1M;
2. HNO3 1M;
3. H2SO4 1M;
4. CH3COOH 1M;
5. NaOH 1M;
6. NH4OH 1M;
7. KOH 1M;
8. H3PO4;
9. H2C2O4;
10. Mg;
11. Tornassol Vermelho;
12. Fenolftaleína;
13. Vermelho De Metila;
14. Alaranjado De Metila;
15. Azul De Bromofenol;
16. Azul De Bromotimol;
17. Tornassol Azul;
18. Extrato De Flores;
19. Água Sanitária;
20. Suco De Limão;
21. Água De Sabão;
22. Soda Limonada;
23. Vinagre;
24. Shampoo;
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25. Detergente; 26. Óxido De Cálcio (Cao);
27. Pentóxido De Difosforo (P2O5)
Procedimentos Experimentais
1º EXPERIMENTO
Primeiramente, numeramos os 14 tubos de ensaio e os colocamos em ordem na 
estante. Para cada tubo, adicionamos 2mL (40 gotas) da solução indicada. Logo após, 
adicionamos uma tira de tornassol ou 4 gotas do indicador quando necessário. 
Por meio do preenchimento e análise dos resultados obtidos (tabela 1), 
comprovamos experimentalmente a tabela teórica dadaem aulas anteriores (tabela 2). 
Segue abaixo as duas tabelas:
Tabela 1 – Resultados obtidos do experimento 1
6
T
U
B
O
SOLUÇ
ÃO
INDICADO
R
COLO
RAÇÃ
O
1
HCl
(1M)
Tornassol
Vermelho
Vermelh
o
2
HNO3
(1M)
Fenolftaleína Incolor
3
H2SO4
(1M)
Vermelho de
Metila
Vermelh
o
4
CH3COO
H (1M)
Alaranjado
de Metila
Vermelh
o
5
H2SO4
(1M)
Azul de
Bromofenol
Alaranja
do
6
HCl
(1M)
Azul de
Bromotimol
Alaranja
do
7
HNO3
(1M)
Tornassol
Azul
Vermelh
o
8
NaOH
(1M)
Fenolftaleína
Vermelh
o
9
NH4OH
(1M)
Alaranjado
de Metila
Alaranja
do
1
0
NaOH
(1M)
Vermelho de
Metila
Amarelo
1
1
NH4OH
(1M)
Azul de
Bromotimol
Azul
1
2
NaOH
(1M)
Tornassol
Vermelho
Azul
1
3
NaOH
(1M)
Tornassol
Azul
Azul
1
4
NaOH
(1M)
Azul de
Bromofenol
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Tabela 2 – Resultados obtidos com a tabela 1
2º EXPERIMENTO
Inicialmente, testamos o nosso extrato de flores usando 2 tubos de ensaio. Cada um 
com 2mL (40 gotas) de solução de NaOH (1M) e solução de HCl (1M), e em cada tubo foi 
adicionado 5 gotas do extrato de flores. Anotamos a coloração no meio ácido e básico.
Depois, numeramos 7 tubos de ensaio, adicionamos em cada tubo 2mL da 
substância indicada e, logo depois, 4 gotas do extrato de flores. Preenchemos a tabela dada 
(tabela 3).
No teste do extrato de flores para o meio ácido e para o meio básico, 
obtivemos as colorações vermelho e verde/amarelo, respectivamente.
O preenchimento da tabela 3 (em ácido ou básico) deu-se de acordo com a 
coloração obtida pelo experimento 2. 
Tabela 3 – Resultados obtidos do experimento 2
7
INDICADOR
ES
SOLUÇÃO
ÁCIDA
SOLUÇÃO
BÁSICA
Tornassol
Azul
Vermelho Azul
Tornassol
Vermelho
Vermelho Azul
Fenolftaleína Incolor Vermelho
Vermelho de
Metila
Vermelho Amarelo
Alaranjado de
Metila
Vermelho Alaranjado
Azul de
Bromotimol
Alaranjado Azul
Azul de
Bromofenol
Alaranjado Azul
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3º 
EXPERIMENTO
Colocamos com a ponta da espátula uma pequena quantidade de óxido de cálcio em
um tubo de ensaio, acrescentamos 4mL de água destilada. Após isso, agitamos e filtramos 
em outro tubo de ensaio. Foi adicionado no filtrado, duas gotas do indicador alaranjado de 
metila.
Adicionamos 2mL de água destilada em um tubo de ensaio, colocou-se com a ponta
da espátula uma pequena quantidade de Pentóxido de Difosforo (P2O5). Agitamos. E por 
último, foi adicionado no tubo de ensaio, duas gotas do indicador alaranjado de metila.
Na primeira parte do experimento, obtivemos a coloração alaranjada. Isso nos 
informa que o meio é básico. E na segunda parte, a coloração obtida foi vermelha, por 
conseguinte, indica que o meio é ácido.
4º EXPERIMENTO
Primeiramente, foram numerados os 8 tubos de ensaio de 01 a 08, em seguida 
foram acrescentados 9mL de água destilada usando uma pipeta cilíndrica de 10mL.
Ao tubo 01 foi acrescentado 10mL da solução de NaOH 1M, em seguida com uma 
pipeta cilíndrica de 1mL foi retirado do tubo de ensaio 01 o volume de 1mL de solução e 
8
T
U
B
O
SOLU
ÇÃO
COLO
RAÇÃ
O
ÁCIDO OU
BÁSICO
1 Água
Sanitári
a
Amarelo Básico
2 Suco de
Limão
Vermelh
o
Ácido
3 Agua
de
Sabão
Verde/A
marelo
Básico
4 Soda
Limona
da
Vermelh
o
Ácido
5 Vinagre Vermelh
o
Ácido
6 Shampo
o
Vermelh
o
Ácido
7 Deterge
nte
Vermelh
o
Ácido
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acrescentado ao tubo 02. Agitou-se o tubo 02 para uniformização e em seguida retirado 
1mL com uma pipeta cilíndrica e acrescentada ao tubo de ensaio 03, sendo repetido esse 
processo gradativamente para os demais tubos de ensaio.
Em seguida foi adicionado uma tira de papel de medição de pH, e a partir da cores 
do papel de pH foi comparado com a escala da caixa foram anotado os prováveis pH’s de 
cada tubo.
Para o cálculo do pOH teórico de cada tubo foi usado a equação 
−¿
OH
¿
pOH=−log ⁡¿
.
NaOH → Na+(aq) + OH-(aq)
Para o cálculo do pH teórico do tubo 01, foi analisado a partir da concentração de 
1M, logo 100% ionizado. Aplicando-se a equação temos:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
Em seguida usando-se a equação pH+ pOH=14 , se calculou o pH.
pH+0=14→ pH=14
A partir do tubo de ensaio 02 ao tubo 08 deve se usar a equação M 1 .V 1=M 2 .V 2 
para o cálculo da molaridade.
Calculando-se a molaridade do tubo 02:
1∗1=M2∗10→ M 2=
1
10
=0,1 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 02:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+1=14→ pH=13
A partir disso pode se denotar, que por ter sido diluído sempre 0,1mL a cada tubo 
de ensaio de 02 a 08, analogamente cada tubo terá a “perda” na escala de pH de 1, como 
será visto nos cálculos adiante.
Calculando-se a molaridade do tubo 03:
0,1∗1=M 2∗10→M 2=
0,1
10
=0,01 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 03:
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−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+2=14→ pH=12
Calculando-se a molaridade do tubo 04:
0,01∗1=M 2∗10→M 2=
0,01
10
=0,001 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 04:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+3=14→ pH=11
Calculando-se a molaridade do tubo 05:
0,001∗1=M 2∗10→M 2=
0,001
10
=0,0001 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 04:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+4=14→ pH=10
Calculando-se a molaridade do tubo 06:
0,0001∗1=M 2∗10→M 2=
0,0001
10
=0,00001 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 06:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+5=14→ pH=9
Calculando-se a molaridade do tubo 07:
0,00001∗1=M 2∗10→M 2=
0,00001
10
=0,000001 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 07:
10
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−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+6=14→ pH=8
Calculando-se a molaridade do tubo 08:
0,000001∗1=M2∗10→M 2=
0,000001
10
=0,0000001 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 08:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+7=14→ pH=7
As cores dos papeis de pH, aplicados em cada tubo de ensaio, foram comparados 
com a escala da caixa, sendo anotados os prováveis pH’s abaixo:
Tabela 4 – Resultados obtidos do experimento 4
Como houve discrepância dos 
resultados, podemos constatar que dentre as 
possíveis causas, alguma contaminação dos tubos 
de ensaio antes de iniciar o experimento, pode ter contribuído para o pH a partir do tudo de
ensaio 04 tender para ácido.
5º EXPERIMENTO
11
T
U
B
O
pH
teó
ric
o
pH
prá
tico
1 14 14
2 13 13
3 12 12
4 11 3-4
5 10 3-4
6 9 5
7 8 5
8 7 3-4
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Foram formadas duplas para participar do procedimento experimental, em seguida, 
inserimos 100mL de cada ácido em cada balão de fundo chato. Logo após, foi 
acrescentado 2g de magnésio metálico em pó, previamente pesados. A partir disso, foi 
colocada uma bexiga em cada balão e o balão foi agitado.
Já que o magnésio metálico desloca o gás hidrogênio dos ácidos em soluções 
aquosas, podemos observar que quanto mais a bexiga enchia (maior a quantidade de 
hidrogênio liberado) mais forte o ácido.
Ordem decrescente: H2SO4 - Ácido Sulfúrico; H3PO4 - Ácido Fosfórico; HCl - 
Ácido Clorídrico; H2C2O4 - Ácido Oxálico e CH2COOH - Ácido Acético.
CONCLUSÃO
A partir dos estudos realizados em laboratório foi possível concluir que os ácidos e 
bases são indispensáveis para o curso de engenharia civil. Uma vez que, suas aplicações 
estão diretamente ligadas ao cotidiano profissional. Exemplo esclarecedordisto é o uso de 
indicadores para a análise do pH do solo quando o ferro revestido pelo concreto sofre uma 
possível corrosão entre outros.
BIBLIOGRAFIA
FILHO, R. P. B. G; Química Aplicada I. Acesso em 23 de maio 2017.
12
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ANEXOS
QUESTIONÁRIO VIII – ÁCIDOS E BASES
1) Indique a coloração de cada indicador em meio ácido e em meio básico 
usados na experiência 01. 
INDICADORES SOLUÇÃO
ÁCIDA
SOLUÇÃO
BÁSICA
Tornassol Azul Vermelho Azul
Tornassol Vermelho Vermelho Azul
Fenolftaleína Não mudou Vermelho
Vermelho De Metila Vermelho Amarelo
Alaranjado De Metila Vermelho Alaranjado
Azul De Bromotimol Alaranjado Azul
Azul De Bromofenol Alaranjado Azul
2) Indique a coloração do extrato de flor em meio ácido e em meio básico 
usado na experiência 02.
T
U
B
O
SOLUÇÃO COLORAÇÃO ÁCID
O OU
BÁSI
CO
0
1
Água Sanitária Levemente Amarela Básic
o
0
2
Suco de Limão Vermelho Ácido
0
3
Água de Sabão Verde e Amarelo Básic
o
0
4
Soda Limonada Vermelho Ácido
0
5
Vinagre Vermelho Ácido
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0
6
Shampoo Vermelho Ácido
0
7
Detergente Vermelho Ácido
3) Represente as reações, respectivas, do óxido de cálcio com água e com o 
ácido clorídrico, e do anídrico fosfórico com água e hidróxido de sódio, 
respectivamente. A solução aquosa do óxido de cálcio é ácida ou básica? E a
do anidrido fosfórico? Justifique sua resposta. 
CaO(aq) + H2O(aq) → CaOH2(s) 
CaO(aq) + 2HCl → CaCl2(s) + H2O(aq)
P4O10(aq) + 6H2O(aq) → 4H3PO4-(aq)
P4O10(aq) + NaOH(aq)→ 6H2O(aq) + 4Na3PO4(s)
A solução aquosa de óxido de cálcio (CaO) é um óxido de caráter 
básico pois o elemento ligado ao oxigênio é um metal alcalino-terroso.
A solução de anidrido fosfórico (P4O10) é uma solução ácida pois o 
elemento ligado ao oxigênio é um ametal. 
4) Baseado nas suas observações escreva uma escala decrescente da força 
ácida dos ácidos da experiência 04. Represente as respectivas ionizações 
dos ácidos desta experiência. 
- Ionização do ácido sulfúrico:
Mg+2(s) + H2+2SO4-(aq) → Mg2SO4(aq) + H2(g)
H2SO4(aq) → 2H+(aq) + (SO4)-2(aq)
-Ionização do ácido fosfórico:
Mg+2(s) + H3+3PO4-(aq) → Mg(PO4)2(aq) + 3H2(g)
H3PO4(aq) → H3O+(aq) + HPO4-(aq)
-Ionização do ácido clorídrico:
Mg+2(s) + H+Cl- → MgCl2(aq) + H2(g)
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
-Ionização do ácido oxálico:
Mg+2(s) + H2+2C2O4
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H2C2O4(aq) → CO + CO2 + H2O
- Ionização do ácido acético:
Mg+2(s) + CH3COO-H+(aq) → (CH3COO)2Mg(aq) + H2(g)
CH3COOH(aq) → CH3COO- (aq) + H+(aq)
5) Defina:
a) Óxido básico e represente duas reações de óxidos básicos diferentes com
a água e a outra com ácido, respectivamente.
Os óxidos básicos (formados por dois elementos em que o oxigênio é
o mais eletronegativo) são compostos de caráter iônico. 
Ao reagirem com a água geram uma base. Sendo o óxido: Na2O(g) 
(óxido de sódio), a reação do mesmo com a água é a representada abaixo
em que a base formada é o NaOH(aq) (hidróxido de sódio). 
Reação: Na2O(g) + H2O(l) → 2 NaOH(aq)
E ao reagirem com um ácido originam sal e água. Sendo o óxido: 
CaO(g) (óxido de cálcio) e tendo como ácido: HCl(aq) (ácido clorídrico), a 
reação formada consiste na formação do sal: CaCl2(aq) (cloreto de cálcio) 
mais a água.
Reação: CaO(g) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O
b) Óxido ácido ou anídrido e represente duas reações de óxidos ácidos 
diferentes, uma com água e a outra com a base, respectivamente. 
Os óxidos ácidos ou anídricos são compostos que normalmente 
apresentam caráter covalente (moleculares), sendo solúveis em água e 
formados em sua maioria por ametais (elementos com alta 
eletronegatividade). Quando formados por metais, esses possuem 
números de oxidação elevados.
Ao reagirem com a água formam um ácido. Sendo o óxido: CO2(g) 
(gás carbônico) mais a água, o produto será o ácido: H2CO3(aq) (ácido 
carbônico).
Reação: CO2(g) + H2O(l) ↔ H2CO3(aq)
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Ao reagirem com a base produzem sal e água. Sendo o óxido: SO3(g) 
(trióxido de enxofre) reagindo com a base: NaOH(aq) (hidróxido de 
sódio), a reação será o sal: Na2SO4(aq) (sulfato de sódio) mais a água.
Reação: SO3(g) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + H2O
6) Determine o pH teórico nos 8 tubos de ensaio da experiência 05 e compare 
com os valores experimentais do método com papel de pH. Caso ocorra 
discrepância entre os resultados, explique. 
Para o cálculo do pH teórico do tubo 01, foi analisado a partir da 
concentração de 1M, logo 100% ionizado. Aplicando-se a equação temos:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
Em seguida usando-se a equação pH+ pOH=14 , se calculou o 
pH.
pH+0=14→ pH=14
A partir do tubo de ensaio 02 ao tubo 08 deve se usar a equação
M 1 .V 1=M 2 .V 2 para o cálculo da molaridade.
Calculando-se a molaridade do tubo 02:
1∗1=M2∗10→M 2=
1
10
=0,1 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 02:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+1=14→ pH=13
A partir disso pode se denotar, que por ter sido diluído sempre 0,1mL
a cada tubo de ensaio de 02 a 08, analogamente cada tubo terá a “perda” na 
escala de pH de 1, como será visto nos cálculos adiante.
Calculando-se a molaridade do tubo 03:
0,1∗1=M 2∗10→M 2=
0,1
10
=0,01 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 03:
16
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−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+2=14→ pH=12
Calculando-se a molaridade do tubo 04:
0,01∗1=M 2∗10→M 2=
0,01
10
=0,001 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 04:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+3=14→ pH=11
Calculando-se a molaridade do tubo 05:
0,001∗1=M 2∗10→M 2=
0,001
10
=0,0001 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 04:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+4=14→ pH=10
Calculando-se a molaridade do tubo 06:
0,0001∗1=M 2∗10→M 2=
0,0001
10
=0,00001 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 06:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+5=14→ pH=9
Calculando-se a molaridade do tubo 07:
0,00001∗1=M 2∗10→M 2=
0,00001
10
=0,000001 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 07:
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−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+6=14→ pH=8
Calculando-se a molaridade do tubo 08:
0,000001∗1=M2∗10→M 2=
0,000001
10
=0,0000001 M
Logo, aplicando a equação 01, encontra-se um pH para o tubo 08:
−¿
OH
¿
¿
¿
pOH=−log ¿
pH+7=14→ pH=7
As cores dos papeis de pH, aplicados em cada tubo de ensaio, foram 
comparados com a escala da caixa, sendo anotados os prováveis pH’s 
abaixo:
Tabela 4 – Resultados obtidos do experimento 4
Como houve discrepância dos 
resultados, podemos constatar que 
dentre as possíveis causas, alguma 
contaminação dos tubos de ensaio antes de iniciar o experimento, pode ter 
contribuído para o pH a partir do tudo de ensaio 04 tender para ácido.
18
T
U
B
O
pH
teó
ric
o
pH
prá
tico
1 14 14
2 13 13
3 12 12
4 11 3-4
5 10 3-4
6 9 5
7 8 5
8 7 3-4
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7) Calcule a concentração molar dos íons [H+] e [OH-] em cada tubo de ensaio 
da experiência 05.
Tabela 4 – Resultados obtidos do experimento 4
Tubo 01:
+¿
H
¿
¿
¿
−¿
OH
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
 mol/L
−¿
OH
¿
¿
¿
 mol/L
Tubo 02:
+¿
H
¿
¿
¿
−¿
OH
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
 mol/L
−¿
OH
¿
¿
¿
 mol/L
Tubo 03:
+¿
H
¿
¿
¿
−¿OH
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
 mol/L
−¿
OH
¿
¿
¿
 mol/L
19
T
U
B
O
pH
prá
tico
pOH
práti
co
1 14 0
2 13 1
3 12 2
4 3-4 10-11
5 3-4 10-11
6 5 9
7 5 9
8 3-4 10-11
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Tubo 04:
+¿
H
¿
¿
¿
−¿
OH
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
 mol/L
−¿
OH
¿
¿
¿
 mol/L
Tubo 05:
+¿
H
¿
¿
¿
−¿
OH
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
 mol/L
−¿
OH
¿
¿
¿
 mol/L
Tubo 06:
+¿
H
¿
¿
¿
−¿
OH
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
 mol/L
−¿
OH
¿
¿
¿
 mol/L
Tubo 07:
+¿
H
¿
¿
¿
−¿
OH
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
 mol/L
−¿
OH
¿
¿
¿
 mol/L
Tubo 08:
+¿
H
¿
¿
¿
−¿
OH
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
 mol/L
−¿
OH
¿
¿
¿
 mol/L
8) Defina o que é indicador e ponto de viragem.
20
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Os indicadores Ácidos-bases são substâncias naturais ou sintéticas 
que têm a propriedade de mudarem de cor em função do PH do meio.
Ponto de viragem, é nesse momento que a quantidade adicionada de 
titulante, em mol, é igual à determinada pela proporção estequiométrica para
a reação com o titulado. É possível verificar esse ponto quando ocorre a 
mudança de cor da solução. Por exemplo, se for usado o indicador 
fenolftaleína, o seu ponto de viragem ocorre quando há a mudança do 
incolor para o rosa, ou vice-versa.
9) Um aluno dissolveu três comprimidos de ácido acetil salicílico (C9H8O4), 
pesando cada comprimido 500 mg, em água destilada até completar 250 ml 
de solução. O ácido acetil salicílico é monoprótico e tem Ka=3,3x10-4.
a) Represente a equação de ionização do ácido acetil salicílico em água e 
destaque os pares conjugados.
C9H8O4 + H2O → H3O+ + C9H7O4- 
Ácido conjugado: H3O+ 
Base conjugada: C9H7O4- 
b) Calcule o pH e o pOH desta solução.
m=500mg x 3=1500mg=1,5g
v=250mL=0,25L
Ka=3,3 x10−4
massamolar=180 g/mol
M=
m
mol .V
=
1,5
180.0,25
=3,33 x10−2mols /L
Ka=M .∝2  α=√ KaM = √ 3,3 x10
−4
3,33 x10
−2
=9,95 x 10−2
+¿
H
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
pH=−log¿
pH+ pOH=14  pOH=14−pH
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pOH=14−2,48=11,52
c) Calcule as concentrações molares de todas as espécies em solução 
(C9H8O4, C9H7O4-, H+, OH-) no ponto de equilíbrio da ionização do 
ácido.
C9H8O4=180 g /mol 180g ─ 1mol
C=12 x 9=108 1,5g ─ xmol
H=1 x8=8 x=8,33. 10−3mols
O=16 x 4=64
M=
n
V
=
8,33.10
−3
0,25
=3,33. 10−2mols /L
−¿=179g /mol
C9H7O4
¿ 179g ─ 1mol
C=12x 9=108 1,5g ─ xmol
H=1 x7=7 x=8,38. 10−3mols
O=16 x 4=64
M=
n
V
=
8,38.10
−3
0,25
=3,35. 10−2mols /L
+¿=1g /mol
H ¿
1g ─ 1mol
H=1 x1 1,5g ─ xmol
x=1,5mols
M=
n
V
=
1,5
0,25
=6mols/L
−¿=17g /mol
OH ¿
17g ─ 1mol
O=16 x1=16 1,5g ─ xmol
H=1 x1=1 x=8,82. 10−2mols
M=
n
V
=
8,82. 10
−2
0,25
=3,53. 10−1mols/L
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10) O ácido láctico, que é monoprótico, tem fórmula HC3 H5O3. O pH de uma 
solução de ácido láctico 0,10 M é 2,44. Calcule a constante Ka do ácido.
M=0,10
+¿
H
¿
¿
¿
pH=2,44
+¿
H
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
+¿
H
¿
¿
¿
  ∝=
3,63 x 10
−3
0,10
=3,63 x10−2
Ka=M .∝2=0,10x (3,63 x10−2 )2
Ka=1,31 x10−4
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