Ácidos e Bases - Relatório Quimica #4

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Universidade Estácio de Sá – CampusMacaé
	
	
	Curso: 
	Disciplina: 
Química Geral
	Turma: 
3053 B
	
	
	Professor (a): 
Andréia Boechat Delatorre
	Data de Realização:
03/04/2017
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Nome do Aluno (a): 
Jéssica Sandre Pereira
Thalita Cruz Ribeiro
Victor de Almeida Santos
	Nº da matrícula: 
201601443374
201601571909
201602445869
Aula Prática 
Introdução
As duas funções mais importantes da química: ácidos e bases. São os grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicabornatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substancias básicas como fosfatos, boratos, arsenatos e amônia.
Em adição, vulcões podem gerar água extremamente ácida pela presença de HCI e SO2. A fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO2, a substância geradora de acido mais comum da natureza. A fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético. Quando os músculos são utilizados em excesso sentem-se dores provocados pela liberação de ácido lático.
Com tamanha freqüência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e bases tenham sido estudados por tantos séculos. Os próprios termos são medievais: “Ácido” vem da palavra latina “acidus”, que significa azedo. Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes passaram a ter essa denominação. “Álcali”, outro termo para bases, vem da palavra arábica “alkali”, que significa cinzas. Quando cinzas são dissolvidas em água, esta se torna básica, devido à presença de carbonato de potássio. A palavra “sal” já foi utilizada exclusivamente para referencia ao sal marinho ou cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo.
Este experimento tem como objetivo realizar reações de neutralização de maneiras físicas diferentes, assim como utilizar indicadores ácido-base diferentes para análise de cada componente utilizado. Analisar diferentes estados após a reação de neutralização, assim como realizar titulação ácido-base para mostra de ponto de viragem e cálculo de molaridade experimental do ácido.
Resultados e Discussão 
Procedimento Experimental:
Neutralização:
Foi colocado três tubos de ensaio separados:
1º tubo – 5 mL de solução de NaOH 6M;
2º tubo – 5 mL de H2O;
3º tubo – 5 mL de HCI 6M.
Foi adicionado a cada tubo, um pedaço pequeno de papel de Tornassol. Foram observados e anotados os resultados.
1º tubo – NaOH 6M – 14 – Básico 
2º tubo – H2O – 13 – Básico
3º tubo – HCI 6M – 2 – Ácido 
Foi adicionado a cada tubo, 1 mL de solução indicadora (fenolftaleína). Foram observadas as cores e anotados os resultados.
1º tubo – NaOH 6M – Púrpura 
2º tubo – H2O – Incolor
3º tubo – HCI 6M – Incolor
Foi verificado que, a fenolftaleína quando entra em contato com cada solução, se de uma formas diferentes. O primeiro tubo ficou imediatamente rosa, já os outros não apresentaram variação de cor, as soluções continuaram incolores. Esse resultado pôde ser observado devido à fenolftaleína ser uma solução indicadora liquida que fica incolor em meio ácido e púrpura em meio base. 
Qual a reação apresentada se misturarmos os três tubos? Gerar a reação característica com a simbologia.
Ao misturarmos os três tubos, foi observado uma neutralização total. Foi visto que a ação do HCI foi interrompida no momento em que o indicador se tornou incolor. Isso significa que a solução se tornou neutra, ou seja, sem supremacia de caráter ácido ou básico. Isto ocorre quando as quantidades de íons H+ e OH- são iguais na solução.
Número de íons H+ = Número de íons OH- Neutralização Total Solução Neutra
A neutralização entre HCL e NaOH pode ser representada pela equação:
HCL(aq) + NaOH(aq) NaCL(aq) + H2O(L) 
Foi observado atentamente, e foi notado que os íons Na+ e Cl- não participam do processo, pois apenas os íons H+ e OH- sofrem transformações químicas. 
Foi descrito o estado de cada substância tal como ela se apresenta na solução, temos:
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(L)
Dissociado
Dissociado
Ionizado
Em seguida, foi eliminado da equação os íons que não sofrem transformação:
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(L)
Dissociado
Dissociado
Ionizado
Dessa forma, chegou-se a reação que caracteriza a neutralização:
H+(aq) + OH-(aq) H2O(L)
A esse tipo de representação é chamada de forma iônica da equação de neutralização. O sal proveniente de uma neutralização pode ser chamado de sal normal e será obtido apenas quando a água da solução evaporar. É o caso, por exemplo, do NaCl.
Hidrólise:
Foram colocados 10 mL de água em três tubos de ensaio, e adicionado a cada um deles;
Tubo A: 1 g de NaCl;
Tubo B: 1 g de NH4CL;
Tubo C: 0,5 g Na2CO3
Foi verificado, por meio de um indicador, se as soluções são ácidas, básicas ou neutras;
Tubo A: NaCl – Ácido / Neutro
Tubo B: NH4CL – Ácido / Neutro
Tubo C: Na2CO3 – Base
Referências
LEMBO, Antonio. Química: Realidade e Contexto. São Paulo: Árica, 2003.
LOPES, Carlos Júpiter Almeida; GONÇALVES, Lucas Nascimento; FARIA, Luiz Affonso Souza. Técnicas de medidas, massa, volume e temperatura. 2011.
GESBRETCHT, E. et al. Experimentos de Química, Técnicas e Conceitos Básicos. Editora moderna Ltda.: São Paulo, 1979.
J Mendham, R C Denney, J D Barnes, M J K Thomas; Análise Química Quantitativa; Aparelhagem, pág. 35, sexta edição.