RELATÓRIO Ligações quimicas Acidos e Bases

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OBJETIVO
Aprender os conceitos das ligações químicas e reproduzir com experiências simples que possam ser facilmente compreendidas.
Analisar a relação entre a natureza iônica, polar ou apolar de uma substância com sua solubilidade em determinados solventes.
Determinar a acidez ou basicidade de soluções através de indicadores ácido base e medidor de pH (ph metro)
2.INTRODUÇÃO
O presente trabalho aborda sobre o segundo experimento de química experimental l realizado em laboratório, cujo tema central é as Ligações químicas – intermoleculares interiônicas e teoria Ácido-Base.
As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as moléculas que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. No entanto, a união estabelecida entre os átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia, dentre outros. As ligações químicas podem ocorrer através da doação, recepção ou compartilhamento de elétrons entre os átomos.
A capacidade que essas ligações possuem de atrair elétrons é chamada de polaridade, formando assim polos na molécula. Moléculas que possuem polos são denominadas polares e as que não possuem são denominadas apolares.
A interação dessas moléculas tanto polares quanto apolares, é mantida pelas forças intermoleculares, podendo ser fortes ou fracas. Todo esse conjunto de fatores é que denominam suas propriedades físicas, como por exemplo, a solubilidade, já que devido a polaridade das substâncias, elas serão mais ou menos solúveis.
Nos compostos iônicos, existem íons ligados numa estrutura através de ligações iônicas. Para formá-lo, faz-se necessário um metal e um ametal. O elemento metálico geralmente é um íon de carga positiva e o elemento não metálico um íon de carga negativa. Para que ocorra a atração eletrostática numa ligação iônica deve haver ao menos, uma carga positiva e outra negativa. Essa atração denominada íon-íon é muito forte, o que determina as características desses compostos.
Soluções ácidas e básicas estão presentes em nosso cotidiano. Como exemplo o ácido clorídrico (HCl) presente em no estômago e participa da digestão dos alimentos. Já as bases podem ser exemplificadas por frutas verdes que possuem sabor adstringente, como a banana e o caqui verde. Através desses exemplos bastantes presentes no dia-a-dia é possível explicar cientificamente o que são as substâncias ácidas e básicas assim como o pH.
O pH, potencial hidrogênio iônico, é um índice que indica acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A escala do pH pode variar de 0 a 14, sendo que menor que 7 indica que tal substância é ácida, maior que 7 indica que a substância é básica e para substância com pH 7 indica que ela é neutra. O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução e pode ser obtido com o uso de indicadores. 
Indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH- livres em uma solução, e justamente por esta propriedade são usados para indicar o pH, ou seja, os indicadores indicam se uma solução é ácida ou básica. Existem vários tipos de indicadores dentre eles destacam-se:
Fenolftaleína (C20H14O4): Indicador cuja mudança de cor ocorre da seguinte forma: para pH inferior a 8,3 permanece incolor e para pH superior a 10,0 adquire a coloração rosa (carmim). Portanto, uma solução básica (meio básico), em presença de fenolftaleína, adquire a coloração rosa.
 Alaranjado de metila (C14H14N3O3SNa): Corante orgânico que muda desde vermelho para um pH abaixo de 3,1 (meio ácido) até amarelo para um pH acima de 4,4 a 25°C. É usado para titulações envolvendo bases fracas.
Papel tornassol: Esse método é feito através do papel tornassol vermelho ou azul, este tipo de papel ao entrar em contato com uma determinada solução muda de cor. 
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. Materiais e Reagentes
Bastão de vidro
Espátula 
Estante
Pipetas
PHmetro
Tubos de ensaio
Água
Cloreto de sódio (NaCl)
Cristal de iodo
Hexano
Álcool
Gasolina
Óleo
Acetona
Acido acético (CH3COOH)
Ácido clorídrico (HCl)
Hidróxido de amônio (NH4OH)
Hidróxido de sódio (NaOH)
Indicador alaranjado de metila
Indicador fenolftaleína
3.2. Procedimento Experimental
Experimento 01 – Solubilidade
Foram enumerados 3 tubos de ensaios e avaliados a solubilidade das substâncias de cada um dos mesmos;
1° tubo de ensaio foi adicionado 10 mL de água com uma pequena quantidade de NaCl( Cloreto de sódio) e, um cristal de iodo;
2° tubo de ensaio foi adicionado 10 mL de hexano com uma pequena quantidade de NaCl( Cloreto de sódio) e, um cristal de iodo;
3° tubo de ensaio foi adicionado 10 mL de álcool com uma pequena quantidade de NaCl( Cloreto de sódio) e, um cristal de iodo;
Experimento 02 – Polaridade
Foram enumerados 10 tubos de ensaios, observadas e identificadas todas as misturas obtidas se era homogêneas ou heterogêneas;
1° tubo de ensaio adicionou- se 2 mL água com 2 mL de hexano.
2° tubo de ensaio adicionou- se 2 mL água com 2 mL de gasolina.
3° tubo de ensaio adicionou- se 2 mL água com 2 mL de álcool.
4° tubo de ensaio adicionou- se 2 mL água com 2 mL de óleo .
5° tubo de ensaio adicionou- se 2 mL álcool com 2 mL de gasolina.
6° tubo de ensaio adicionou- se 2 mL álcool com 2 mL de óleo.
7° tubo de ensaio adicionou- se 2 mL acetona com 2 mL de hexano.
8° tubo de ensaio adicionou- se 2 mL acetona com 2 mL de gasolina.
9° tubo de ensaio adicionou- se 2 mL óleo com 2 mL de hexano.
10° tubo de ensaio adicionou- se 2 mL hexano com 2 mL de gasolina.
Experimento 03 – Comportamento de ácido e bases em presença de indicadores.
Foram enumerados 4 tubos de ensaios e observados os resultados de pH nas seguintes soluções; 
1° tubo de ensaio foi adicionado 5 mL da solução de ácido sulfúrico (H2SO4) a 0,1mol.L-1, com 3 gotas do indicador alaranjado de metila. 
2° tubo ensaio foi adicionado 5 mL da solução de hidróxido de amônio (NH4OH) a 0,1 mol.L-1, com 3 gotas de indicador de alaranjado de metila.
3° tubo ensaio foi adicionado 5 mL da solução de ácido clorídrico (HCl) a 0,1 mol.L-1, com 3 gotas do indicador de fenolftaleína. Observou-se que a solução foi ácida de cor incolor com pH de 0,72.
4° tubo ensaio foi adicionado 5 mL da solução de hidróxido de sódio(NaOH) a 0,1 mol.L-1, com 3 gotas do indicador de fenolftaleína. 
Logo após, colocou-se certa quantidade das soluções no béquer e determinou-se os pH das soluções preparadas usando um pH metro, e anotou-se os resultados obtidos.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL I:
Como mostra na figura 1, no primeiro experimento foram observadas a solubilidade e a polaridade dos solventes. O comportamento observado não foi igual para as três substâncias. No primeiro tubo, contendo NaCl, água destilada e um cristal de iodo, houve interação entre a água e o cloreto de sódio, ficando ao fundo do tubo o cristal de iodo, devido a polaridade da água e, não apresentou coloração diferente. 
Já no segundo e terceiro tubo, foi observado uma interação maior entre as substâncias, por conta da polaridade das mesmas (iodo, hexano, apolar e álcool, bipolar), além da coloração apresentada em ambas diferentes, um caramelo e outra rosa. Podendo chamar atenção para a decantação do sal ao fundo do tubo.
Figura 1. Solubilidade dos Compostos químicos.
PROCEDIMENTO EXPERIMELTAL II:
Com esse experimento foi possível determinar quais substâncias eram polares e as polares, nota – se que, substância polar dissolve substância polar e não dissolve substância apolar. Substância apolar dissolve substância apolar como mostra na figura 2. Além disso, observamos e identificamos as misturas heterogêneas e homogêneas, como mostra na tabela 1. 
Tabela 1. Resultados obtidos das substâncias.
Figura 2. Polaridade das substâncias.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL IIl:
Como mostra na tabela 2, verificou-se que, com a adição de indicadores, a solução assumirá uma coloração que indicará sea mesma é acida ou básica, dependendo do pH. A solução de H2SO4 com indicador alaranjado de metila ficou vermelha, pois é ácida . Enquanto que, NH4OH com indicador alaranjado de metila tornou-se com cor laranja, pois é básica. A solução de HCl com indicador de fenolftaleína ficou com cor incolor, já que a mesma é ácida. No entanto, a solução de NaOH com indicador de fenolftaleína ficou com cor vermelha devido a sua basicidade. A interação indicador-solução não forma precipitados.
 Tabela 2.Resultados obtidos com os indicadores.
 Arrhenius, os ácidos são substâncias que - em solução aquosa - liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-. 
Bronsted Lowry definiram ácidos e bases a partir dos prótons que liberavam e recebiam, sendo o ácido molécula ou íon capaz de ceder prótons (íons H+), e a base é toda espécie química capaz de receber prótons (íons H+).
Já Lewis diz que o ácido é uma substância química capaz de receber um par eletrônico em qualquer meio e que a base é toda substancia química capaz de ceder um par eletrônico em qualquer meio. 
O cloreto de sódio (NaCl) é um composto iônico, já que em sua estrutura existem íons ligados através de ligação iônica. O cloreto de sódio quando dissolvido em água origina os íons: cátion Na+ e o ânion Cl-, esse fenômeno é denominado dissociação iônica, ele pode formar íons também quando estiver fundido. Os compostos iônicos possuem alto ponto de fusão e ebulição, são sólidos, devido à forte atração entre os íons e, são bons condutores de eletricidade em meio aquoso ou fundido.
A polaridade de uma ligação aumenta proporcionalmente ao aumento da diferença de eletronegatividade entre os átomos dos elementos que participam da ligação. Assim o solvente mais polar é a acetona, e o solvente mais apolar é a gasolina.
O iodo é uma molécula apolar, de muito baixa solubilidade em água. Sendo muito mais solúvel em solventes apolares como Clorofórmio e Tetrecloreto de Carbono (cuja polaridade pode ser considerada desprezível). O que acontece é que as forças intermoleculares de dipolo induzido existentes entre as moléculas apolares são fracas em comparação com as ligações de hidrogênio da água.
No entanto, o ácido sulfúrico (H2SO4), é um ácido de Arrhenius, pois em presença de água libera íons h+, não é um ácido de Lewis, pois, ele cede um par eletrônico; é um ácido de Bronsted Lowry, pois, cedem prótons.
Já o hidróxido de sódio (NaOH), é uma base de Arrhenius, pois na presença de água libera a hidroxila (OH-), é uma base de Bronsted Lowry, e é também uma base de Lewis, pois, cedeu um par eletrônico para o meio.
5. CONCLUSÃO
Com estes experimentos foram possível à percepção das diversas mudanças que as interações intermoleculares causam e, como elas interferem nas substâncias, seja em suas características físicas ou moleculares.
Nesta prática o objetivo foi alcançado com grande êxito, pois foi plausível determinar a acidez e a basicidade de soluções através de indicadores ácido base e do medidor de pH (pH metro). Portanto, foi uma prática muito produtiva devido às análises que foram manuseadas no laboratório.
REFERÊNCIAS
Disponível em http://www.ebah.com.br/content/ABAAABGdUAL/relatorio-extracao-acido-base Acessado em 26/09/2013.
Disponível em http://www.brasilescola.com/quimica/indicadores-ph.htm Acessado em 30/09/2013.
Disponível em http://wikiciencias.casadasciencias.org/wiki/index.php/Solvente Acessado em 30/09/2013.
Disponível em http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/acidos-e-bases-definicoes-de-arrhenius-bronsted-lowry-e-lewis.htm Acessado em 30/09/2013.
Disponível em : http://www.quimicanocotidiano.com/2009/09/nacl-sal-de-cozinha-um-composto-ionico.html Acessado em 30/09/2013.
Plan1
	Tubo	Qtde mL	Substância 1 	Polaridade	Qtde mL	Substância 2	Polaridade 	Resultado
	1	2 mL	Água	Polar	2 mL	Hexano	Apolar	Heterogênea
	2	2 mL	Água	Polar	2 mL	Gasolina	Apolar	Heterogênea
	3	2 mL	Água	Polar	2 mL	Álcool	Bipolar	Homogênea
	4	2 mL	Água	Polar	2 mL	Óleo	Apolar	Heterogênea
	5	2 mL	Álcool	Bipolar	2 mL	Gasolina	Apolar	Homogênea
	6	2 mL	Álcool	Bipolar	2 mL	Óleo	Apolar	Heterogênea
	7	2 mL	Acetona	Polar	2 mL	Hexano	Apolar	Homogênea
	8	2 mL	Acetona	Polar	2 mL	Gasolina	Apolar	Homogênea
	9	2 mL	Óleo	Apolar	2 mL	Hexano	Apolar	Heterogênea
	10	2 mL	Hexano	Apolar	2 mL	Gasolina	Apolar	Homogênea
	Indicador	Solução Ácida:	Solução Básica
	Alaranjado de metila	Vermelho	Amarela
	Fenoftaleína	Incolor	Vermelho
Plan2
Plan3
Plan1
	Tubo 	Solução	Coloração	Carater ácido - base	pH
	1	5 mL de H2SO4 + 3 gotas indicador alaranjado de metila	Vermelho	Ácido	0.21
	2	5 mL de NH4OH+ 3 gotas indicador alaranjado de metila	Laranja	Básico	9.65
	3	5 mL de HCl + 3 gotas indicador fenoftaleína	Incolor	Ácido	0.72
	4	5 mL de NaOH+ 3 gotas indicador fenoftaleína	Vermelho	Básico	12.4
Plan2
Plan3