RELATÓRIO DE INORGANICA (ÁCIDOS)

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FUNDAÇÃO TÉCNICA EDUCACIONAL SOUZA MARQUES
FACULDADE DE FILOSOFIA CIÊNCIAS E LETRAS SOUZA MARQUES CURSO DE QUÍMICA BACHAREL COM ORIENTAÇÃO TECNOLÓGICO
AULA PRÁTICA 5
ÁCIDOS
 QUÍMICA INORGÀNICA II
 PROFESSORA
 TATIANA LOUREIRO
 ALUNO
 ISMAEL CORREIA DE OLIVEIRA
 RIO DE JANEIRO
 2017
Por 
 ISMAEL CORREIA DE OLIVEIRA
	WILLIAM 
 
 
Relatório da prática apresentado como requisito parcial para obtenção da nota na disciplina de Química Inorgânica II, dia 19.04.2017. Prof. Tatiana Loureiro
 
 Turma: H311Q
Rio de Janeiro 
 2017.1
INTRODUÇÃO
Quando em solução aquosa, os ácidos se ionizam, isto é, dão origem a íons, produzindo como cátion H+. Em solução aquosa, os ácidos conduzem eletricidade. Isso ocorre porque os ácidos se desdobram em íons. Os ácidos têm sabor azedo. O limão, o vinagre, a tamarindo contêm ácidos; é por isso que eles são azedos. Os ácidos alteram a cor de certas substâncias chamadas indicadores. Os indicadores têm a propriedade de mudar a cor conforme o caráter ácido ou básico das soluções. O tornassol e a fenolftaleína são indicadores de ácidos e bases. A solução de fenolftaleína vermelha fica incolor em presença de um ácido. Já o papel de tornassol azul fica vermelho. Os ácidos reagem com as bases, formando sais e água. Essa reação se chama reação de neutralização.
Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Bronsted propôs as seguintes definições:
Os ácido são doadores de prótons. 
As mesmas definições foram propostas independentemente pelo químico inglês Thomas Lowry, e a teoria nela baseada é chamada de bronsted-Lowry de ácido e bases. A transferência de prótons e o equilíbrio rápido estabelecido entre doadores e aceitadores de prótons em solução.
É considerar um ácido como forte aquele que, em água é capaz de produzir uma grande quantidade de íons; já o ácido moderado é aquele que produz uma quantidade de íons nem muito grande nem muito pequena; e o fraco, por sua vez, é aquele que produz uma quantidade de íons muito pequena. Essa classificação descrita depende do tipo de ácido com o qual estamos lidando, se um hidrácido (não apresenta oxigênio na sua composição) ou um oxiácido (apresenta oxigênio em sua composição).
A força dos ácidos pode ser avaliada ainda por intermédio do cálculo do chamado grau de ionização, representado pela letra α. Para calcular esse grau, basta dividir o número de moléculas ionizadas pelo número de moléculas adicionadas na água inicialmente. Depois, basta multiplicar por 100 para formar uma porcentagem.
= no de moléculas ionizadas
 no de moléculas inicial
 Podemos avaliar a força do ácido de acordo com o seguinte padrão:
Forte: α ≥ 50%
Moderado: 5% < α < 50%
Fraco: 5% ≤ α
Principais ácidos Ácido Clorídrico (HCl)--> O HCl impuro é comercializado com o nome de ácido muriático e é utilizado principalmente na limpeza de pisos ou de superfícies metálicas antes da soldagem. O HCl é um componente do suco gástrico, conferindo a ele um pH adequado para a ação das enzimas digestivas gástricas. Ácido Fluorídrico (HF) --> O HF tem a propriedade de corroer o vidro; por isso, é usado para fazer gravações em vidros e cristais. Ácidos Sulfúrico (H2SO4) -->. É utilizado nas baterias de automóvel, na fabricação de corantes, tintas, explosivos e papel; é também usado na indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a fabricação de produtos como o sulfato de amônio. Ácido Nítrico (HNO3) -->. É usado na fabricação de explosivos como o trinitrotolueno (TNT) e a nitroglicerina (dinamite); é muito útil para a indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a obtenção do salitre. Ácido Cianídrico (HCN) --> Ácido utilizado em indústrias diversas, como nas de plásticos, acrílicos e corantes, entre outras. Mas ele tem também um destino sinistro: nos Estados Unidos, é usado nas "câmaras de gás" para executar pessoas condenadas à morte.
 (Figura 1)
 
2 - OBJETIVO
 
Observar a ação dos ácidos sobre indicadores e comprovar a reação de diferentes ácidos em diferentes metais.
3- MATERIAIS, E REAGENTES
3.1- MATERIAIS
Tubos de ensaios;
Estante para tubos de ensaio;
Pipeta graduada de 10mL;
Bastões de vidro;;
Papel indicador universal;;
Bico de Bunsen;
Erlenmeyer; 
Algodão 
Béqueres de 100mL; 
Espátula.
3.2- REAGENTES
 Solução de HCl (1M);
 Solução de H2SO4 (1M);
 Solução de HNO3 (1M);
 Solução de CH3COOH (1M);
 Solução de C2H2O4 (1M);
 NH4OH concentrado;
 HCl concentrado;
 Cloreto estanodo;
 Água destilada;
 Verde de bromocresol;
 Fita de magnésio;
 Pedaço de alumínio metálico; 
 Pedaço de cobre metálico.
4 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 
Ação sobre indicadores:
• Separou-se 5 tubos tubo de ensaios, colocando neles 5mL de solução dos ácidos clorídrico (1M), ácido sulfúrico (1M), ácido nítrico (1M), ácido acético e ácido oxálico.
• Verificou-se o pH de cada solução com papel indicador.
• Adicionou-se a cada tubo duas gotas de indicador vermelho de metila, verificou e anotou o resultado. 
Ação sobre metal:
Parte I
• Separou-se 5 tubos tubo de ensaios, colocando neles 5mL de solução dos ácidos clorídrico (1M), ácido sulfúrico (1M), ácido nítrico (1M), ácido acético e ácido oxálico.
• Adicionou-se a cada tubo ao mesmo tempo, um pedaço de fita de magnésio e, imediatamente observou a reação em cada um dos tubos.
Parte II
• Colocou-se em dois tubos de ensaio 5mL de solução ácido nítrico (1M). Ao primeiro, adicionou-se um pedaço de alumínio metálico e no segundo um pedaço de cobre metálico.
 Al (s) + HNO3(l)Não reage (Reação 1)
O NHO3 é um agente oxidante que produz uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, com isso torna o metal passivo. O mesmo só reagirá com aquecimento
• esquentou-se delicadamente e com movimentos circulares ambas as soluções até a formação de borbulhas e observou-se as diferenças.
Al + HNO3 → ↑Al(NO3)3 + H2 (Reação 2) 
 
5 - RESULTADOS E DICUSSÕES
Tabela 1- Ação sobre os indicadores 
	Tubos 
	 Solução coloração ph ph literatura
	I
II
III
IV
V
	 Ácido Clorídrico vermelho intenso 1 1
 Ácido sulfúrico vermelho intenso 1 1.5
 Ácido nítrico vermelho 1 1.5
 Ácido acético vermelho claro 3 3
 Ácido oxálico vermelho 2 2,5
Sabe-se que existe ácidos fracos, moderados e fortes. É o que podemos perceber na (Tabela 1). De acordo com o pH e a coloração do indicador aplicado nas soluções.
Tabela 2 – ácido, ação sobre o metal 
	 Tubos 
	 Solução Ácida + fita de magnésio (Mg)(s) observações 
	I
II
III
IV
V
	 Ácido Clorídrico reagiu liberou gás H2
 Ácido sulfúrico reagiu liberou gás H2
 Ácido nítrico reagiu liberou gás H2
 Ácido acético reagiu liberou gás H2
 Ácido oxálico reagiu liberou gás H2
1 -Fita de magnésio em presença de Ácido clorídrico diluído
A reação teve intensa liberação de gás hidrogênio e calor. Notou-se a oxidação do magnésiocom a sua passagem da cor cinza para branco.
 
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) Reação 1
Obs. nesse caso, houve a oxidação do magnésio e a redução do íon H+
2 - Fita de magnésio em presença de Ácido acético
Houve liberação de gás excessivo, aumento de temperatura e mudança de coloração para uma cor prateada após a reação. Essa mudança de coloração caracteriza a mudança do Mg 0 para Mg 2+.
	Mg(s) + 2CH3COOH(aq)
	 → Mg (CH3COO)2 + H2(g) Reação 2
3 - Fita de magnésio em presença de ácido sulfúrico
Houve liberação de gás e notou-se que ocorria oxidação do magnésio e formação de gás. Por fim forma-se o sulfato de magnésio.
	Mg(s) + H2SO4(aq) →
	 MgSO4 + H2 (g) Reação 3
)
4 - Fita de magnésio em contato com ácido cítrico
Houve liberação de gás e notou-se que ocorria oxidação do magnésio e formação de gás. Por fim forma-se o sulfato de magnésio
Mg(s) + 2 HNO3(aq) → Mg(NO3)2(aq) + 2H2(g) Reação 4
5 – Fita de magnésio em contato com ácido oxálico 
Houve liberação de hidrogênio e formação de oxalato de magnésio.
Mg(s) + H2C2O4 → MgC2O4(Aq) + H2(g) Reação 5
 
6 - CONCLUSÕES
Observamos que podemos identificar substâncias ácidas através de vários métodos, alguns dele são: papel tornassol, fita indicadora de pH, indicadores através da variação de coloração etc. no nosso caso usamos o indicador de bromotimol (Tabela 1). 
Na primeira parte do experimento, pôde se observar que ao se adicionar o indicador bromotimol a solução passou apresentar coloração laranja, e a partir do momento que é adicionado ácido sulfúrico H2SO4, deixando a solução mais ácida, passa a apresentar coloração vermelha demonstrando as propriedades desse indicador. 
Na segunda parte do experimento observou-se também que os ácidos aplicados na prática reagiram com os metais liberando gás (H2). Como consta na pesquisa feita na literatura. 
Na terceira parte onde verificamos o pH das soluções ácidas, notou-se que os mesmos ficaram bem próximo ao encontrado na literatura. Como o pH do experimento foi feito por meio de fita indicadora e não pHmetro entendemos que a pequena diferenças entre ambos resultados (literatura; experimento) se dá pelo valor aproximado do indicador de pH( fita Indicadora).
 
7 - REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química. 1º Ed. Porto Alegre, Editora Bookman, 2001.;
KOTZ, J.C; TREICHEL, P.M.; TOWNSED, J.;D.A. Química e reações químicas. Tras. Novertis do brasil; Revisor Danilo Flumignan, São Paulo, 9ª Ed,cengage learning, Vol. 2, p.726-826;981988. 2015.
VOGEL, A. I.; Química Analítica Qualitativa. Ed. Mestre Jou, 1981
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9ª ed. Prentice-Hall, 2005.
TKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª.ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 344 p.
VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa. Editora Mestre Jou. 5ª Edição. 1ª Edição em português em 1981. São Paulo – SP.
 D. LEE. Química Inorgânica não tão concisa. 5° Ed. São Paulo: Editora Blushes, 2009.