RELATÓRIO ÁCIDOS E BASES

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ 
CAMPUS UNIVERSITÁRIO DE SALINÓPOLIS 
FACULDADE DE ENGENHARIA
REAÇÕES QUÍMICAS 
SALINÓPOLIS, PARÁ 
2022
KELLY OLIVEIRA DE OLIVEIRA
MÁRIO SILVA NUNES
THAISE DO SOCORRO DE OLIVEIRA ARAÚJO
REAÇÕES QUÍMICAS
Relatório, apresentado como requisito parcial para aprovação na disciplina de Química Geral Experimental, pela Universidade Federal do Pará.
SALINÓPOLIS, PARÁ 
2022
SUMÁRIO
Resumo
Introdução
Referencial Teórico
Objetivo
Objetivo especifico
Materiais e Métodos
Materiais
Métodos 
Resultados e Discursão
Conclusão
Referências bibliográficas 
	
1. Resumo
Ácidos e Bases são substâncias químicas que possuem grande importância em nossa vida uma vez que está presente em nosso dia a dia nos alimentos, material de limpeza, higiene, remédios e cosméticos. Também são matérias primas indispensáveis em grande parte de produtos industriais. Existem várias definições de ácido e base dentre elas a mais conhecida é a de Svante August Arrhenius, físico, matemático e químico sueco, criador da teoria da dissociação eletrônica, ele dizia que quando dissolvido em água o ácido libera íons positivos de hidrogênio (H+), já a base em água libera íons negativos, hidroxilas (OH¯).
2. Introdução
Ácidos e Bases são substâncias químicas que possuem grande importância, a sua evolução a partir da realidade concreta dos fenômenos observados, sejam eles naturais ou provocados pelo homem, partir da criatividade e da necessidade humana como: conservação de alimentos material de limpeza, higiene, remédios e cosméticos. Muitas vezes o conhecimento não surge da observação dos fenômenos, mas das proposições teóricas, dos modelos mais recentemente, das simulações e modelagens computacionais. Houve também a necessidade de conceber indicadores para conseguir identifica-los. 
Esses indicadores nada mais são do que substâncias orgânicas que ao entrar em contato com meios ácidos ou alcalinos se unem aos íons H+ e OH- e mudam de cor devido a uma alteração em sua configuração eletrônica
3. Referencial Teórico 
 As propriedades e o comportamento das substâncias estavam ligados à sua acidez ou alcalinidade. O problema fundamental com a sugestão de Tachenius foi que não houve uma definição satisfatória de um ácido e de uma base, pois se restringia ao fato de um ácido com um alcalino (base) provocar efervescência e vice-versa (KOUSATHANA et al., 2005).
 Ácidos fortes e fracos já tinham sido distinguidos no século XVII. Os nomes
fortes e fracos referiam-se à capacidade de um ácido forte para deslocar um ácido
mais fraco de seus sais. Atualmente, os termos fortes e fracos ainda são utilizados,
no entanto, eles não se referem ao deslocamento de um ácido por outro (VOS;
PILOT, 2001).
 Acreditava que a acidez era causada pela presença de oxigênio no composto. Esta ideia mesmo que errada, é historicamente importante, pois é a primeira tentativa sistemática para caracterizar quimicamente ácidos e bases. Nessa época acreditava-se que as propriedades de ácidos estariam relacionadas a um elemento (KOUSATHANA et al., 2005).
 O efeito da mistura de cloreto de hidrogênio com a água é, provavelmente, proporcionar um aceitador de hidrogênio (H+), de modo que a ionização do ácido envolva apenas a transferência de um H+ de um para o outro (KOUSATHANA et al., 2005).
 O ácido não “doa” o próton por si só. Isso cria um falso conceito da ação de um ácido, como se de alguma forma o seu próton fosse expulso por meio de uma força interna. O que ocorre é a ação de uma base que possui a capacidade de quebrar a ligação que mantem o próton formando o ácido. Dessa forma, podemos definir ácido como uma substância na qual o próton pode ser removido por uma base e, a base como uma substância que pode remover o próton de um ácido (HAWKES, 1992).
 Na medida que o uso de indicadores para diferenciar as propriedades ácidas e básicas de materiais utilizados é defendida pelo uso da definição de Brønsted-Lowry para discutir o conceito ácido e base. Isso se justifica, pois, a definição de Brønsted-Lowry fornece uma explicação plausível para a mudança de cor dos indicadores nos diferentes meios, conforme descrito por (Kousathana e colaboradores,2005).
 Em geral, os indicadores ácido e base são ácidos e bases fracas, dependendo do meio, a cor da forma ionizada é diferente da cor da forma não ionizada. A estrutura química desses indicadores é complexa, portanto, utilizaremos a notação HInd para um indicador ácido. A equação abaixo representa a ionização de um indicador ácido em água.
4. Objetivo
 Distinguir as propriedades ácido e base por meio de indicadores. 
4.1 Objetivo Expecifico
· Identificar se o produto possui característica ácida e base por meio de indicadores;
· Construir conhecimento prático de análise de ácido e base; 
5. Materiais e Métodos 
5.1 Materiais
· Tubo de ensaio;
· Estante par tubo;
· Papel de PH;
· Ácido Acético;
· Ácido sulfúrico;
· Hidróxido de Sódio;
· Leite de magnésia;
· Água sanitária;
· Sabão;
· Água mineral;
· Água da torneira;
· Vinagre;
· Refrigerante;
5.2 Métodos
Um estudo acurado do conceito de ácido base desenvolvido por Bronsted-Lowry, feito por Lewis, mostrou que esse conceito mantinha vinculado a presença do próton à espécies. Isto levou a Lewis a considerar alguns critérios experimentais para formular um conceito mais profundo para ácidos e bases.
I. Neutralização, os ácidos e as bases interagem entre si, neutralizando;
ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA
II. Influência sobre indicadores, os ácidos e bases mudam de cor de indicadores, mudança esta independente do solvente.
III. Deslocamento, os ácidos e bases por ser classificados de acordo com a sua força, o ácido mais forte desloca o mais fraco, se aplica as bases.
IV. Atividade catalítica, os ácidos e as bases frequentemente tem ação catalítica.
 Percebe-se que a mesma amostra de água pura fornese quantidade iguais de prótons e íons hidroxidos. E a contante de equilibrio de acordo com a lei de aaguldberg-Waage e dada por:
Onde representa a consentração molar da água não ionizada.
A contante de equilibrio da água é:
= Kw (à 250C); onde Kw é denominado produto iônico da água e seu valor é função de T, pH e pOH.
 Em soluções empregadas no laboratório, a concentração molar do íon hidrogênio é frequentemente pequena. Uma maneira simples de representar essa concentração é através do pH, definido.
De modo análogo, definiremos o pOH; 
Relação de pH e pOH;
Seja, ; Logaritimando esta expressão, temos:
 , multiplicando por (-1), fica:
 Quando a água se ioniza, produz quantidades iguais de H+ e OH-, isso significa que: [H+] = [OH-]. Substituindo essas condições na expressão do produto iônico [OH-] * [H+]= 10-14, temos: [H+]2= 10-14 e consequente mente [H+]= 10-7 ou então, no caso do íon OH- ,[OH-]= 10-7, Substituindo o valor da concentração de H+ na definição de pH, teremos para água pura pH= 7.
[H+] > [OH-], SOLUÇÃO ACIDA: pH < 7
[H+] = [OH-], SOLUÇÃO BASICA: pH = 7
[H+] < [OH-], SOLUÇÃO ALCALINA: pH > 7
 Definimos o grau de ionização de uma substancia como:
Ácido forte e Base forte, sendo aqueles ou aquelas com auto grau de ionização.
Ácido fraco e Base fraca, sendo aqueles ou aquelas com baixo grau de ionização.
6. Resultado e Discussão
 Os experimentos foram iniciados para demonstrarem os principais fundamentos dos tipos distintos de ácidos e bases.
6.1 Comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores com produtos comerciais.
 Neste experimento, foi iniciado para fundamentar o característica da solução se ela é ácida ou básica, para esse experimento, utilizando um tubo de ensaio e papel de pH e soluções químicas, para verificação qualitativa.
.
	Indicador/ solução
	HCl
	NaOH
	CH3COOH
	H2SO4
	Papel de pH
	0
	13
	2
	0
	Const. de equilibrio
	10+7
	4,76
	10-5
	10+3
	Classificação
	Muito forte
	Base forte
	Fraco
	Muito forte
Tabela 2: de produtos comercializados
Figura 2: papel de pH, já realizado a analisequalitativa
 De acordo com a tabela observou-se que o ácido clorídrico e o ácido sulfurico são considerados ácidos muito forte, pois produz uma elevada quantidade de cátions hidrogenios na água(K) , ácido acético é considerado ácido fraco, pois produz uma baixa quantidade de cátions hidrogenios na água(K). Hidróxido de sódio é considerada base forte, pois sofre dissociação facilmente(liberação de cátion e ânion).
6.2 Comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores com produtos comerciais.
 Neste experimento, foi iniciado como no experimento 01, para poder caracterizar da solução se ela é ácida ou básica, para esse experimento, utilizando um tubo de ensaio, papel de pH e produtos adquirido no comercio, para verificação qualitativa.
	Substância
	Escala
	Classificação
	Leite de magnésia 
	10
	Base fraca
	Água sanitária
	12
	Base forte
	Sabão
	6
	Ácido fraco
	Água mineral
	6
	Ácido fraco
	Água da torneira
	5
	Ácido fraco
	Vinagre 
	1
	Ácido forte
	Refrigerante
	3
	Ácido moderado
	Água do bebedouro
	7
	neutro
Tabela 2: de produtos comercializados
 
Figura 2: papel de pH, já realizado a analise qualitativa
 De acordo com a tabela observou-se que o que o sabão, água mineral, agua da torneira são considerados ácidos fraco, pois produz uma baixa quantidade de cátions hidrogenios na água(K), já o refrigerante possui uma ácidez moderada, o vinagre é considerado ácido forte, pois produz uma alta quantidade de cátions hidrogenios na água(K). Leite de magnésia (Hidróxido de magnesio) é considerada uma base fraca, Água sanitaria é considerada base forte, pois sofre dissociação facilmente(liberação de cátion e ânion).
7. Conclusão
 De acordo com as analizes realizadas houve a confirmação de conceitos teóricos de ácido-base. Meios ácidos forte como: ácido cloridrico, ácido sulfúrico, e vinagre; meios ácidos moderados como: refrigerante; meios ácidos fracos como: ácido acético, sabão,água mineral, água da torneira, todos eles apresentam pH baixo de 07. Meios basicos fortes como: Hidróxido de sódio, água sanitária; já o leite de magnesia é uma base fraca, em função da presença de íons H+ e meio básicos apresentam pH acima de 07 em função da presença de OH-, e houve também o pH= 07, considerado neutro.
8. Referências bibliográficas
MAHAN, B. H; MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4. ed. São Paulo: E. Blucher, 1997.
RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V. 2.
BROWN, T. L.; LEMAY JR., H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R.; Química a ciência central; 9ª ed.; Pearson Prentice Hall do Brasil, 2008 5.