Relatorio de Ácidos e Bases duros e moles, Eletroquímica

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UNIVERSIDADE LUTERANA DO BRASIL
CURSO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
Prof.: Mariângela de Camargo
 
RELATÓRIO
Prática nº: 05
ÁCIDOS E BASES DUROS E MOLES
ELETROQUÍMICA
Data da Prática: 17/03/2017	Data da entrega: 31/03/2017
FRANCINE SANTOS MÜHL
ÁCIDOS E BASES DUROS E MOLES
 ELETROQUÍMICA
1. OBJETIVOS 
Estudar os ácidos e as bases e correlacionar seus aspectos de dureza. 
Analisar se há reação química em ácidos duros, moles e intermediários. 
Observar a formação de precipitação das reações.
2. RESUMO 
O presente relatório trata-se da análise de ácidos e bases duros e moles. Observou-se possíveis reações formações de precipitado nas mesmas. Ocorreu também, a montagem da pilha de Daniell, bem como pilhas de Zn e Fe e Fe e Cu. No discorrer geral, obteve-se excelentes resultados da montagem das pilhas segundo os cálculos, visto que é perfeitamente normal possíveis erros da teoria para a prática.
 3. INTRODUÇÃO 
Com o intuito de analisar as reações químicas em ácidos duros, moles e intermediários, realizou-se a prática de pipetar alguns ácidos em tubos de ensaio e tipos de bases distintas para a observação de possíveis reações químicas e formações de precipitado. 
Segundo a teoria de ácido-base Pearson: “Ácidos macios tendem a se ligar (formar compostos estáveis) com bases macias, enquanto que ácidos duros tendem a se ligar com bases duras.”
As espécies químicas que possuem cargas (ou densidade de cargas) concentradas espacialmente são consideradas “duras”, por outro, as espécies que possuem a habilidade de dispersar estas cargas são ditas “macias”. 
Os conceitos de dureza e de maciez ajudam a racionalizar grande parte da química inorgânica. Eles são úteis para escolher as condições preparatórias e predizem as direções das reações e ajudam a racionalizar o resultado das reações de metátese. Entretanto, os conceitos sempre devem ser usados com a devida consideração para outros fatores que podem afetar o resultado das reações. 
4. MATERIAIS E MÉTODOS 
Os materiais utilizados para o processo realizado foram os seguintes:
4.1 Materiais 
 	
Tubo de ensaio
Pipeta pasteur
4.2 Reagentes 
Lítio (Li+)
Magnésio (Mg2+)
Estrôncio (Sr2+)
Bário (Ba2+)
Níquel (Ni2+)
Chumbo (Pb2+)
Prata (Ag+)
Mercúrio (Hg2+)
4.3 Procedimento Experimental 
Realizaram-se os procedimentos experimentais em três etapas, sendo elas:
4.3.1 Mistura de reagentes com Fluoreto e Iodeto
Adicionou-se aos tubos de ensaio devidamente rotulados os respectivos cátions: Li+, Mg2+, Sr2+, Ba2+, Ni2+, Pb2+, Ag+, Hg2+, cerca de 1 mL em cada, logo após adicionou-se o fluoreto e observou-se se havia reação química. Em outros tubos de ensaio, com os mesmos reagentes adicionou-se o iodeto ao invés do fluoreto e observou-se se havia reação química. Agitaram-se os tubos de ensaio e reservou-os. 
4.3.2 Mistura de reagentes com Sulfeto (S2-)
Em cinco tubos de ensaio adicionaram-se os seguintes cátions: Mg2+, Ni2+, Pb2+, Ag+ e Hg2+, adicionou-se sulfeto a todos os tubos de ensaio e agitou-se os tubos, observou-se se havia reação química.
Com o auxílio do papel tornassol, analisou-se o pH da solução de sulfeto de sódio. 
4.3.3 Mistura de reagentes com Hidróxido de Sódio (OH-)
Em cinco tubos de ensaio adicionaram-se os seguintes cátions: Mg2+, Ni2+, Pb2+, Ag+ e Hg2+, adicionou-se hidróxido de sódio a todos os tubos e agitou-se os mesmos, observou-se se havia reação química.
 4.4 Cálculos de Eletroquímica
Foram realizados cálculos de eletroquímica para a comparação de resultados teóricos e práticos, e assim, obter uma conclusão mais minuciosa. 
4.4.1 Pilha de Cu e Zn (0,1M)
Cálculo teórico: 
 Zn0 (s) Zn2+(aq) + 2e ؏ = -0,76V
 Cu2+(aq) +2e Cu0 (s) ؏ = + 0,34V (inv. -0,34V)
________________________________________
Cu2+(aq) + Zn0(s) Zn2+(aq) + Cu0(s) ؏ = -1,10V
Cálculo prático: 
Na prática, encontrou-se o valor de -1,02 V.
؏ = -1,02 V - 0,0592/2* log [0,1]. [0,1] / [0,1]. [0,1]
؏ = -1,07 V
4.4.2 Pilha de Zn e Fe (0,1 M)
Cálculo teórico:
 Zn0 (s) Zn2+ (aq) + 2e ؏ = -0,76 V
 Fe2+(aq) + 2e Fe0(s) ؏ = -0,45 V
 ________________________________________
Zn0(s) + Fe2+(aq) Zn2+(aq) + Fe0(s) ؏ = -1,21 V
Cálculo prático:
Na prática, encontrou-se o valor de -0,48V. 
؏ = -0,48 V – 0,0592/2 * log [0,1]. [0,1] / [0,1]. [0,1]
؏ = 1,01 V 
4.4.3 Pilha de Fe e Cu (0,1M)
Cálculo teórico: 
Fe0(s) Fe2+(aq) + 2e ؏ = -0,45 V
Cu2+ (aq) + 2e Cu0(s) ؏ = - 0,34 V
___________________________________
Fe0(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) + Cu0(s) ؏ = -0,79 V
Cálculo prático:
Na prática encontrou-se o valor de -0,48 V
؏ = -0,48V – 0,0592/2 * log [0,1]. [0,1] / [0,1]. [0,1]
؏ = -0,42 V 
4.4.4 Pilha de Zn e Cu (0,05M) 
Cálculo teórico: 
 Zn0 (s) Zn2+(aq) + 2e ؏ = -0,76V
 Cu2+(aq) +2e Cu0 (s) ؏ = + 0,34V (inv. -0,34V)
________________________________________
Cu2+(aq) + Zn0(s) Zn2+(aq) + Cu0(s) ؏ = -1,10V
Cálculo prático: 
Na prática, com a modificação de concentração encontrou-se -1,04V.
؏ = -1,04 V - 0,0592/2* log [0,1]. [0,05] / [0,1]. [0,05]
؏ = -0,96 V
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Na primeira prática, a qual misturou-se os cátions com os ácidos fluoreto e iodeto, os quais apresentam diferentes propriedades em relação a dureza, visto que, o fluoreto é duro enquanto que o iodeto é considerado mole. Os tubos de ensaio que continham: Li+ e F-, Mg2+ e F-, Sr2+ e F-, Ag+ e F-, Ni2+ e F-, Ba2+ e F- não reagiram, isto é, não ocorreu formação de precipitado. Já os tubos de ensaio que continham Pb+ e F-, Hg+ e F- reagiram e formaram precipitado, ambos de coloração esbranquiçada. 
Tratando-se dos cátions com o iodeto, obteve-se os seguintes resultados: Li+ e I-, Mg2+ e I-, Sr2+ e I-, Ba2+ e I-, Ni2+ e I-, não ocorreu reação química, os tubos que ocorreram reação foram os que continham Ag+ e I-, Hg2+ e I-, no tubo contendo prata a coloração modificou para um amarelo- limão e o tubo contendo mercúrio observou-se uma coloração alaranjada. O outro tubo a reagir e o único a formar um precipitado foi o que continha Pb+ e I-, o qual formou um precipitado amarelo.
 Nos tubos de ensaio onde foram adicionados os cátions com o sulfeto observou-se reação nos tubos contendo: Mg2+ e S2-, Ni2+ e S2-, Pb2+ e S2-, Ag+ e S2-, e só não ocorreu reação no tubo contendo Hg2+ e S2-, nos demais, o magnésio com sulfeto apresentou um precipitado de coloração branca, o níquel com sulfeto apresentou um precipitado de coloração verde, o chumbo com sulfeto apresentou um precipitado marrom com a coloração da reação esbranquiçada, e, por fim, a prata com sulfeto apresentou um precipitado de coloração marrom. 
A solução de sulfeto de sódio, utilizando o papel tornassol e analisando-se seu pH, apresentou o pH básico de numeração 12.
Os tubos de ensaio os quais continham os cátions e foram adicionados o hidróxido de sódio, todos reagiram e formaram precipitado, os respectivos tubos e suas colorações seguem: Mg2+ e OH- coloração branca, Ni2+ e OH- coloração verde, Pb2+ e OH- coloração branca, Ag2+ e OH- coloração branca e, por fim, Hg2+ e OH- coloração branca.
Tanto na pilha de Daniell, como nas outras (Zn e Fe) e (Fe e Cu) ocorreu-se resultados satisfatórios, visto que houve pouca diferença de ddp dos cálculos teóricos para os cálculos práticos, a pequena diferença deve-se a diversas variáveis, como temperatura, pressão, vidraria, etc. 
6. CONCLUSÕES 
Ao final dos procedimentos realizados em aula foi possível observar experimentalmente que ácido duro reage com base dura e vice-versa com ácidos e bases moles, um exemplo disso foi o iodeto reagir apenas com a Ag+ e Hg2+ que são ácidos moles e o iodeto uma base mole. Não ocorrera reação na maioria dos outros tubos de ensaio devido à diferença da propriedadeREFERÊNCIAS 
http://zeus.qui.ufmg.br/~quipad/ino/tab/acido/mole_duro.htm
http://www.joinville.udesc.br/portal/professores/frxavier/materiais/Aula_4___Teorias__cido_Base.pdf
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. 3. ed., Porto
Alegre: Bookman, 2003.
ANEXO
Perguntas e exercícios de Eletroquímica:
Descrever o que foi observado a partir da montagem das pilhas ao longo do tempo de monitoramento e discutir o comportamento da tensão monitorada.
Escrever as semi- reações e reação total das pilhas.
Incluir os cálculos da utilização da equação de Nernst para diagnosticar o valor do potencial obtido, comparar com o valor experimental e discutir a origem de alguma discrepância.
Respostas:
Pode-se observar na pilha de Zn e Cu, o desprendimento dos eletrodos com coloração roxo- azulada. 
Semi- reação:
Cu2+ (aq) + 2e | Cu0 (s)
Zn0(s) | Zn2+ (aq) + 2e
Reação global: 
Zn0 (s) + Cu2+(aq) | Cu0 (s) + Zn2+(aq)
Semi- reação:
Fe2+ (aq) + 2e | Fe0 (s)
Zn0(s) | Zn2+ (aq) + 2e
Reação global:
Zn0 (s) + Fe2+(aq) Fe0 (s) + Zn2+(aq)
Semi- reação:
Fe0 (s) | Fe2+ (aq) + 2e 
Cu2+ (aq) + 2e | Cu0 (s)
Reação global:
Fe0 (s) + Cu2+ (aq) Fe2+ (aq) + Cu0 (s)
Cálculos no relatório e discussão no tópico Resultados e Discussão.