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RROOTTEEIIRROOSS DDEE AAUULLAASS PPRRÁÁTTIICCAASS DDEE QUÍMICA GERAL e ORGÂNICA NUTRIÇÃO INSTITUTO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE Profra. Dra. Liliani Salum Alves Moreira UNI-BH 2ºSemestre 2013 UNI-BH 2 SUMÁRIO INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO ALGUNS MATERIAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO MODELO DE RELATÓRIO INTRODUÇÃO AS TÉCNICAS DE LABORATÓRIO P1 – AQUECIMENTO E MEDIDA DE TEMPERATURA P2 – MEDIDAS DE VOLUME DE LÍQUIDOS P3 – PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES P4 – SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FORTES: ACIDEZ E pH P5 – SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS P6 – SOLUÇÕES DE SAIS E SOLUÇÃO TAMPÃO NORMAS GERAIS DE SEGURANÇA. PROCEDIMENTOS DE SEGURANÇA TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS Você é o maior responsável por sua aprendizagem! Atividades anteriores à aula Leia todo o roteiro de prática Faça os exercícios de fixação Não chegue atrasado ao laboratório Não esqueça o jaleco Atividades posteriores à aula Faça os exercícios complementares UNI-BH 2 �������� � ��� � � � ��� ����� � ��������� � ����� ���� �������������������� �� ��������������������� ����� ��������������������������� ������������������������������� � ����� ������ � ����� ����� ������� �� ������� �������� � ������������� ���� � ������ � ������ ����������!�"�������� ����#��������� ���� � ���� �#� �� ������������� ���������$� � ��������������� �������#������� � ��������� �� �������� � �������������������������!�� ������������ ��� ���������� ���������������������� ������� ������������!��������� ��� ���������� ��%�� &���� �� � �� �� ������� � � �� � ��� ���� ���� � �� ����� ������� � �� ���� �� ���� � � � Itens obrigatórios para a participação nas aulas práticas � ��� ����������� �� � ���� � � ��� �� �� � ����� ����� ������� � ����� ����� ��� � ��� � ��������� � ��������� ����� � ���� �� ������ � ��������������������� ���������� ���������������� ����������� ���������� ��� ��������������������� � ����� � �� ��� ��� ���� ����� �� ����� �� � ������������������� ������� ������� �������� �� ��� ��� ��� !���� ��� ������� ��"�������� � (��)����� ����� � �����#������������ � ����� ���������� �������� ���� ������ ��*�� +��,�����������!�����- �!������������ � �*�� �� ��� �� ! 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O gás de cozinha ou gás liquefeito de petróleo (GLP), utilizado como combustível no bico de gás, é uma mistura gasosa onde predominam o propano (C3H8) e o butano (C4H10). Quando a combustão do gás consome a quantidade suficiente de ar, ela é completa: produz dióxido de carbono (CO2), água e a máxima quantidade de energia possível. Se a quantidade de ar for insuficiente, a combustão será incompleta, e haverá produção adicional de monóxido de carbono (CO), fuligem (C(s)) e vários outros produtos, além de reduzir a produção de calor. O monóxido de carbono é tóxico. O bico de gás funciona como os queimadores de gás de um fogão doméstico: possui válvulas para abrir e fechar a passagem do gás e válvulas para o controle do fluxo de gás e de ar. Deve-se sempre trabalhar com o bico de gás regulado. Para regulá-lo, abra ou feche as entradas de gás e de ar, até obter a chama ideal, que é azulada. Nunca acenda um bico de gás perto de materiais inflamáveis. Se você tem cabelos longos, prenda-os. Deve-se ter sempre cuidado com materiais aquecidos, para evitar queimaduras. Vazamentos de gás são perigosos e podem ser descobertos por detectores ou pelo cheiro. Em caso de vazamento: não acenda fogo, feche as válvulas de gás, ligue o sistema de exaustão e abra as portas e janelas. Em caso de incêndio: use o extintor. É importante nunca se esquecer, no final do trabalho, de fechar todas as válvulas do sistema de gás. O aquecimento de líquidos requer cuidados. Quando o aquecimento é feito lenta mente, as correntes térmicas homogeneízam a temperatura em toda a amostra. Se o aquecimento for rápido, uma região do líquido pode se superaquecer, ocorrer vaporização de parte do líquido e ocorrer projeção do material. A tela de amianto colocada sob um béquer, onde se aquece água, espalha o calor evitando que uma região do fundo do recipiente sofra superaquecimento. As pérolas de vidro movimentando-se no meio de um líquido em aquecimento mistura o líquido quente com o líquido frio. Também se pode evitar o superaquecimento agitando o líquido com um bastão de vidro. A difusão do calor pelas correntes térmicas é a maneira natural de a temperaturado líquido ser homogeneizada. Quando a pressão de vapor de um líquido iguala-se à pressão atmosférica, ele entra em ebulição. O líquido e o vapor entram em equilíbrio térmico e a temperatura permanece constante, como você irá comprovar. A temperatura mede o estado de aquecimento de um corpo (muito ou pouco quente). Ela é uma propriedade intensiva: não depende da massa do corpo. É a temperatura que nos dá a sensação de quente ou frio. Ela é uma medida da energia cinética média do material que constitui o corpo. Existem várias maneiras de se medir a temperatura. Nas nossas aulas, usaremos os termômetros de mercúrio (líquido prateado) ou de álcool (líquido vermelho). Os termômetros de vidro são frágeis e, portanto, devem ser manuseados com cuidado. Nunca use o termômetro para medir uma temperatura maior que a sua capacidade. Para reduzir a temperatura que o termômetro marca, não balance o termômetro, coloque o bulbo (parte inferior do termômetro) sob a água da torneira ou água fria. Exercícios de fixação Quais são os principais constituintes do gás liquefeito de petróleo? Quais são as diferenças entre combustão completa e incompleta? Quais são os inconvenientes da combustão incompleta? Qual é o principal cuidado que se deve ter ao trabalhar com o bico de gás? Como proceder no caso de vazamento de gás e em caso de incêndio? Como se pode evitar o superaquecimento de líquidos? O que é temperatura? Cite dois cuidados que se deve ter ao utilizar um termômetro. UNI-BH 10 Objetivos - Manusear o bico de gás. - Aquecer líquidos. - Manusear o termômetro. - Observar a ebulição. Procedimento Experimental 1 - O manuseio do bico de gás Atenção: não abra demasiadamente as válvulas ao acender o bico de gás. Afaste os objetos e materiais inflamáveis do bico de gás. Se você tem cabelos compridos, prenda-os. Não ligue o bico de gás debaixo do termômetro ou da garra que está presa ao suporte metálico. a) Localize as válvulas de saída de gás na bancada e na sua mesa. b) Examine o bico de gás e localize os controles de ar e de gás. c) Acenda o bico de gás. d) Regule a chama. e) Desligue o bico de gás fechando a válvula da mesa e, depois, a válvula do bico. Descreva como liga corretamente o bico de gás. Descreva como se regula a chama do bico de gás. 2 - Aquecimento e medida da temperatura de ebulição da água a) Retire o termômetro da garra e examine sua escala. Qual é a temperatura máxima que o termômetro pode medir? Qual é a temperatura mínima que o termômetro pode medir? Qual é o valor da menor divisão da escala? Qual é o valor do desvio avaliado? O desvio avaliado é a metade da menor divisão da escala. O desvio avaliado é o erro que será atribuído às medidas efetuadas com esse termômetro. b) Faça a montagem para aquecimento, conforme a figura a seguir. Montagem para o aquecimento c) Coloque cerca de 100 mL de água destilada em um béquer. d) Prenda o termômetro no suporte, calçando a garra com um anel de borracha ou uma rolha, de maneira que o seu bulbo (parte inferior) fique imerso na água. Não encoste o termômetro no fundo ou nas paredes do béquer. A garra que prende o termômetro não deve cobrir a região que marca 100 ºC. e) Meça a temperatura da água, sem tirar o termômetro dela. Anote a temperatura da água usando o número correto de algarismos e a unidade. f) Coloque 5 ou 6 pérolas de vidro ou pedaços de porcelana no béquer. Acenda o bico de gás e aqueça o béquer. Observe as pérolas de vidro, a formação de bolhas de ar e as correntes térmicas, durante o aquecimento. Descreva o que você observou durante o aquecimento da água. De que são constituídas as bolhas que aparecem na água, no inicio do aquecimento? g- Meça a temperatura quando esta estabilizar. Anote a temperatura de ebulição da água, utilizando o número correto de algarismos e a unidade. UNI-BH 11 h- Desligue o bico de gás, fechando as válvulas da mesa e depois a válvula do bico de gás. De que são constituídas as bolhas que se desprendem da água em ebulição? Escreva a equação química correspondente à vaporização da água. i- Compare o valor encontrado para a temperatura de ebulição da água com o valor esperado (100°C a 1 atm). Explique a discrepância de valores. Exercícios complementares Exerc. 2.1- Para acender um bico de gás é mais correto: a) abrir a válvula do gás e acender o fósforo. b) acender o fósforo e abrir a válvula. Exerc. 2.2- Para regular a altura da chama e, a seguir, regular a sua cor, deve-se: a) regular a entrada de ar e, depois, a entrada de gás. b) regular a entrada de gás e, depois, a entrada de ar. Exerc. 2.3- Qual é o tipo de material químico que é perigoso estar próximo de um bico de gás em funcionamento? Exerc. 2.4- Como se reconhece que um bico de gás, em funcionamento, não está regulado? Exerc. 2.5- Como se regula um bico de gás para evitar a combustão incompleta? Exerc. 2.6- Cite alguns produtos indesejáveis da combustão incompleta. Exerc. 2.7- Qual é o inconveniente do superaquecimento de líquidos? Exerc. 2.8- Como a tela de amianto e as pérolas de vidro evitam o superaquecimento? Exerc. 2.9- Por que o bulbo do termômetro não deve encostar-se ao fundo ou nas paredes do béquer? Exerc. 2.10- Porque, na ebulição, a temperatura permanece constante? Exerc. 2.11- Suponha que o gás de cozinha seja constituído apenas de butano (C4H10(g)). a) Escreva a equação balanceada da combustão completa do butano, supondo que este reaja com o oxigênio (O2(g)) do ar produzindo apenas gás carbônico (CO2(g)) e água (H20(l)). b) Supondo que a reação produza apenas monóxido de carbono (CO(g)) e água, escreva a equação balanceada dessa combustão incompleta. c) Supondo que os produtos da reação sejam apenas fuligem (C(s)) e água, escreva a equação balanceada dessa combustão incompleta. d) Compare as quantidades de oxigênio consumidas em cada reação e relacione a quantidade de oxigênio consumida com a combustão completa e a incompleta. UNI-BH 12 P2 – MEDIDAS DE VOLUME DE LÍQUIDOS Medir é comparar a magnitude de uma grandeza com a magnitude de um padrão arbitrário (unidade de medida). O valor determinado para a grandeza é sempre afetado por erros. As fontes de incerteza são o aparelho utilizado, o sistema e o operador. A incerteza pode ser expressa pelo erro absoluto, erro relativo ou erro percentual. Erro absoluto = diferença entre o valor da grandeza e o da medida. Erro relativo = erro absoluto dividido pelo valor da medida. Erro percentual = erro relativo multiplicado por cem. Quanto menor for o erro que afeta uma medida, maior será a sua exatidão. A exatidão refere-se à concordância do valor da grandeza com o valor da medida. Exatidão = diferença entre o valor da grandeza e o valor da medida. Nos casos em que o conhecimento da incerteza for importante, ela deve ser expressa junto com a medida. Por exemplo: (15,30 ± 0,02) mL. Usualmente, não há necessidade de explicitar o erro, mas uma medida deve, sempre, ser expressa com o número correto de algarismos e a unidade. Nas medidascomuns pode-se ter uma idéia da exatidão da medida, sem explicitar o erro, utilizando os algarismos significativos. Os algarismos significativos são aqueles lidos no aparelho. A medida (15,30 ± 0,02) mL deve ser expressa como 15,30 mL e não como 15,3 mL ou 15,300 mL. A ordem de grandeza do erro define o número de algarismos que expressa a medida: se o erro é 0,02 mL, o aparelho mede centésimos de mL e o valor da medida deve conter 2 casas após a vírgula. A capacidade de um aparelho de medida de volume é o volume máximo de líquido que pode ser medido de uma só vez. Geralmente a capacidade está gravada no aparelho. Não use um aparelho de capacidade inferior ao valor da medida: medindo 2 vezes erra-se mais. Não use aparelho com capacidade muito superior ao valor da medida: prefira um aparelho com capacidade igual ou ligeiramente superior. Os aparelhos denominados volumétricos (balão volumétrico e pipeta volumétrica) medem apenas o volume igual à capacidade do aparelho, porém com grande exatidão. São empregados principalmente em química analítica. O erro que afeta estes aparelhos deve ser determinado experimentalmente ou, o que é mais cômodo, consultando o catálogo do fabricante. Os aparelhos graduados (proveta, bureta e pipeta graduada) medem volumes iguais à capacidade do aparelho e frações da capacidade, de acordo com a escala. Os erros que afetam as medidas executadas nos aparelhos graduados podem ser calculados a partir da escala. Considera-se a metade da menor divisão da escala (desvio avaliado) como sendo o erro (máximo) que afeta as medidas executadas no aparelho. Para calcular o desvio avaliado (erro) de um aparelho graduado utilize a seqüência abaixo: 1- Determine o valor da menor divisão do aparelho: - escolha um intervalo de volume do aparelho; - conte o número de divisões existentes no intervalo; - divida o volume escolhido pelo número de divisões. Obs. Muitos aparelhos já contém gravado o valor da menor divisão. 2- Calcule o desvio avaliado, que será considerado como o erro: - divida a menor divisão por 2. Uma proveta cuja menor divisão é 1 mL terá um desvio avaliado de 0,5 mL e este será o erro atribuído a todas as medidas efetuadas nela. Portanto, os valores das medidas nela efetuadas, deverão ter, obrigatoriamente, 1 algarismo após a vírgula. O valor de uma medida pode ser afetado por erros do operador ou do aparelho de medida. Os erros do operador são minimizados se forem observados os cuidados abaixo: - os aparelhos de medida requerem limpeza esmerada para evitar que parte do líquido a ser vertido fique aderido às paredes; - devem ser lavados 3 vezes com pequenos volumes do líquido a ser medido, para evitar contaminação ou diluição; - os aparelhos de medida não devem ser secados em estufa, para que não fiquem descalibrados; - nas medidas de volume, considere o menisco inferior como referência. Se o líquido for fortemente colorido e isso não for possível, use o menisco superior; - faça as medidas colocando a marca da graduação, o menisco e seus olhos na mesma linha, para evitar erro de paralaxe. - menisco - inferior - líquidos - incolores - Erro de paralaxe Nessa aula você irá realizar medidas de volume com vários aparelhos. A habilidade de usá-los será desenvolvida em outras aulas, em outras disciplinas e em atividades posteriores. UNI-BH 13 Exercícios de fixação O que é uma “medida”? Quais são as principais fontes de erro que afetam uma medida? O que é "erro absoluto"? O que é "exatidão" de uma medida? Como se calcula o erro de um aparelho graduado, a partir da escala? Como se pode conhecer o erro de balões e pipetas volumétricas? O que são "algarismos significativos" ? Qual é a utilidade dos algarismos significativos na expressão de medidas? Quais são os "erros do operador" ? O que é "capacidade de um aparelho de medida"? Por que não se deve fazer uma medida em um aparelho de capacidade inferior ao valor a ser medido? Objetivos Manipular aparelhos de medida de volume. Expressar corretamente as medidas. Procedimento Experimental 1- Os aparelhos graduados. a) Examine a proveta, a pipeta graduada e a bureta, nesta ordem. Para cada aparelho: determine a capacidade, a menor divisão e o desvio avaliado. A capacidade geralmente está gravada na parte superior do aparelho. A capacidade do aparelho não é uma medida e, portanto, deve ser anotada sem algarismos decimais. A menor divisão e o desvio avaliado, usualmente, são anotados com um único algarismo significativo. Aparelho Capacidade Menor divisão Desvio avaliado Proveta Pipeta graduada Bureta b) Suponha que, em cada aparelho, tenha sido feita uma medida igual à sua capacidade. Escreva o valor das medidas com o número correto de algarismos e a unidade, de acordo com o desvio avaliado do aparelho. O número de algarismos decimais do desvio avaliado define o número de algarismos decimais do valor da medida. Medida igual à capacidade Proveta Pipeta graduada Bureta 2- Os aparelhos volumétricos. a) Examine o balão volumétrico e a pipeta volumétrica. Anote a capacidade e o erro dos aparelhos. Aparelho Capacidade Erro Medida Balão volumétrico Pipeta volumétrica b) Suponha que, para cada aparelho, tenha sido feita uma medida igual à sua capacidade. Escreva, na coluna Medida o valor das medidas com o número correto de algarismos e a unidade. UNI-BH 14 3- Medidas com a proveta a) Faça a leitura do volume do líquido apresentado e registre-a. Volume Proveta 4- Medida com a pipeta volumétrica Antes de usar a pipeta, faça sua assepsia: mergulhe a parte superior da pipeta em álcool 70 % por um minuto, enxugue com papel toalha e espere secar. a) Coloque o líquido em um béquer pequeno para ser pipetado. b) Transfira do béquer pequeno para um béquer de 50 mL, usando a pipeta volumétrica, o volume de água correspondente à capacidade do aparelho. As medidas devem ser expressas com o número de algarismos, de acordo com o erro do aparelho. Volume (pipeta volumétrica) 5- Medidas com a bureta a) Encha uma bureta com água, retire o ar do bico e abra a torneira até que a parte inferior do menisco da água coincida com o traço zero. b) Transfira, para um béquer, usando a bureta, o volume de líquido correspondente à metade da capacidade da bureta. As medidas devem ser expressas com o número de algarismos decimais, de acordo com o desvio avaliado do aparelho. . Volume bureta 6- Medidas com o balão volumétrico. a) Encha com água um balão volumétrico até o traço de referência. Qual é o volume de água contido no balão? Anote este volume com o número correto de algarismos,de acordo com o erro do balão. b) Transfira a água do balão para um béquer. Observe a quantidade de água que ficou retida no interior do balão. Apenas pela observação, pode-se saber com exa- tidão o volume da água que ficou retida no balão? Considerando a observação anterior, pode-se saber com exatidão o volume de água transferido para o béquer? Considere as observações anteriores,o valor do volume medido inicialmente e conclua: o balão volumétrico mede com exatidão o líquido contido ou o líquido transferido? Use o valor do volume contido no balão (item a) e as respostas acima para redigir uma explicação sobre a utilização dos balões volumétricos. Comentário O balão volumétrico é utilizado principalmente em preparações de soluções: “ ... complete o volume com o solvente.” Não é correto utilizá-lo para transferir líquido. UNI-BH 15 Exercícios complementares Exerc. 4.1 - Dentre béquer, bureta, proveta, e pipeta volumétrica, cite o (s) aparelho (s) que: a) não deve (m) ser usado (s) para medir b) pode (m) medir vários volumes com grande exatidão c) mede (m) um único volume d) mede (m) transferindo o líquido Exerc. 4.2 - Examinando o catálogo do fabricante, verificou-se que um balão volumétrico de 250 mL apresenta um desvio de ± 0,12 mL. Expresse corretamente o volume que o balão pode medir, usando algarismos significativos e a unidade. Exerc. 4.3 - Calcule o desvio avaliado e expresse, corretamente, o valor de uma medida igual a vinte mililitros, efetuada nos seguintes aparelhos: a) proveta cuja menor divisão é 2 mL b) proveta cuja menor divisão é 1 mL Exerc. 4.4 - Expresse, corretamente, o volume de dez e meio mililitros, medidos em uma bureta cuja menor graduação é 0,1 mL. Exerc. 4.5 - Considere os seguintes aparelhos, com 25 mL de capacidade: balão volumétrico, béquer, bureta, pipeta graduada, pipeta volumétrica e proveta. a) qual aparelho não é indicado para medir com boa exatidão? b) quais aparelhos medem o líquido vertido? c) quais são adequados para medir 20,00 mL? d) quais podem medir 20 mL? ) 25,00 mL + 31,2 mL + 9 mL = b) 444 g - 22,2 g = c) 20 m ÷ 4.000 s = d) 2,0 g/ml x 2,220 mL = Exerc. 4.7 – Calcule o desvio relativo e o desvio percentual das medidas abaixo relacionadas. Desvio relativo Desvio percentual a) (1,00 ± 0,05) g b) (50,0 ± 0,5)mL c) (20,00 ± 0,05) mL d) (1.000 ± 1) kg Através dos desvios relativos e percentuais, escolha a medida mais exata. UNI-BH 16 P3 – PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES Muitas substâncias são mais facilmente manipuláveis quando estão dissolvidas. Por isso, as soluções líquidas são comuns nos laboratórios e merecem, neste curso, atenção especial. As soluções são misturas homogêneas formadas por dois ou mais constituintes. Geralmente, o constituinte que confere forma física à solução ou que está em maior proporção é denominado solvente e os demais solutos. Quimicamente uma solução é representada pela fórmula do soluto, o solvente (entre parênteses) e, finalmente, acrescenta-se o valor da sua concentração. NaOH (aq) 10% = solução aquosa de hidróxido de sódio I2 (alcóolico) 2,0 g/L = solução alcóolica de iodo NaHCO3 (aq) 0,100 mol/L = solução aquosa de bicarbonato de sódio A quantidade relativa do soluto em uma solução é expressa pela concentração. Nessa prática, usaremos apenas a concentração em grama por litro e a concentração percentual: g/L A concentração em gramas por litro refere-se à massa do soluto (em gramas) existente em 1 L de solução. % v/v A concentração percentual em volume por volume refere-se ao volume do soluto líquido existente em 100 mL da solução. A dissolução é o processo de incorporar o soluto no solvente, formando um sistema homogêneo. A técnica de dissolução mais simples é a agitação do soluto no solvente. A preparação das soluções envolve, geralmente, as seguintes etapas: a) medir a massa ou o volume calculado do soluto; b) dissolver o soluto, através da agitação, em uma pequena quantidade do solvente, contida num béquer; c) transferir, quantitativamente, a solução para o aparelho de medida de volume; d) completar o volume com o solvente; e) homogeneizar a solução, por agitação; Observações - As soluções de concentrações rigorosas devem ser preparadas usando balão volumétrico; as soluções de concentrações aproximadas podem ser preparadas usando proveta. - Se a solução apresentar impureza sólida, esta deve ser eliminada através de filtração. As soluções são classificadas como moleculares ou iônicas, de acordo com a dissociação do soluto. Nas soluções moleculares o soluto não sofre dissociação e a solução é constituída de moléculas do soluto e do solvente. Ex. I2 (aq) (moléculas de água e iodo), C6H12O6 (aq) (moléculas de água e glicose). Nas soluções iônicas, o soluto está dissociado em íons: 1- Os sais, no estado sólido, são constituídos por íons e em solução encontram-se dissociados. Exemplo: NaCl (aq): íons sódio (Na+) e íons cloreto (Cl –(aq) ) 2- Os ácidos são constituídos por moléculas que sofrem ionização e dissociação quando estão em solução. Exemplo: HNO3 (aq): íons hidrônio (H +(aq) e íons nitrato (NO3− (aq)). 3- Os hidróxidos são iônicos e em solução estão dissociados. Exemplo: NaOH (aq) : íons hidroxila (OH −(aq) e íons sódio (Na+ (aq)). Conhecer a composição de soluções iônicas e soluções moleculares tem importância do ponto de vista teórico e prático. Nesta aula você preparará as soluções de sulfato de cobre II e de amônia, fará diluição do álcool e uma filtração simples. Filtração Dobra e corte do papel de filtro Papel de filtro no funil UNI-BH 17 Exercícios de fixação O que é uma "solução"? O que é "concentração"? O que é: concentração g/L, % m/v e % m/m? O que é "dissolução"? Em termos de constituição, qual é a diferença entre soluções iônicas e moleculares? Quando a proveta pode ser utilizada, como aparelho de medida, na preparação de uma solução? Como se pode eliminar uma impureza sólida de uma solução? Objetivos Conhecer a constituição de soluções iônicas e soluções moleculares Efetuar cálculos de concentração. Preparar soluções. Executar filtração simples. Procedimento Experimental 1- Preparação de 30 mL de etanol 70 % v/v O álcool comum (álcool etílico, etanol, CH3CH2OH) é um líquido incolor, inflamável, de ponto de fusão – 114ºC, ponto de ebulição 78,5 ºC, higroscópico, solúvel em água e em vários solventes orgânicos. A concentração das soluções alcoólicas é expressa, também, em graus GL (Gay Lussac), que corresponde à concentração % v/v. A mistura a 70 % v/v é usada em assepsia. a) Verifique no rótulo a concentração do álcool que será utilizado para fazer a mistura 70 % v/v. b) Calcule o volume de álcool necessário para fazer a mistura 70% v/v, a partir do álcool fornecido. Utilize a fórmula da diluição para fazer o cálculo: C.V = C’.V’ c) Meça em uma proveta de 50 mL o volume de álcool e adicione água até completar o volume pretendido. d) Misture com um bastão de vidro e transfira a mistura para um frasco rotulado. Agite o frasco. Escreva a equação de dissolução do etanol líquido em água. Considerando que o etanol não sofre dissociaçãoem água, classifique esta “solução” como iônica ou molecular. UNI-BH 18 2- Preparação de 100 mL de solução 50 g/L de sulfato de cobre II, a partir do sulfato de cobre anidro impuro. O sulfato de cobre II é comercializado como sal pentahidratado (CuS04.5H20), de cor azul. O anidro (CuSO4) é um sólido branco. É usado como germicida e fungicida porque o íon Cu2+ é tóxico para organismos inferiores - daí seu uso para controlar algas em piscinas, e pulverizar árvores e frutas. a) Anote o nome, a fórmula e a pureza do reagente indicado pelo professor e que será utilizado para preparar a solução. b) Cálculo da massa do soluto puro necessária à preparação da solução. Considerando a impureza do soluto, calcule a massa de sulfato de cobre anidro e impuro (CuSO4). Esta será a massa do CuSO4 impuro que deve ser usada para preparar a solução. c) Num béquer de 100 mL, limpo e seco, meça a massa calculada. Na pesagem, tare o béquer: ligue a balança, coloque o béquer na balança e aperte tara. Use uma espátula de porcelana para a transferência. d) Adicione cerca de 50 mL de água destilada e agite com o bastão de vidro, até a dissolução completa do sal. Escreva a equação da dissolução do soluto: sulfato de cobre anidro sólido e água, produzindo solução de sulfato de cobre (CuSO4 (aq) ) . Escreva a equação de dissociação do soluto: solução de sulfato de cobre, produzindo os íons cobre (Cu2+(aq)) e sulfato (SO42-(aq) ). e) Transfira quantitativamente a solução para um balão de 100 mL. f) Usando um frasco lavador, complete o volume até o traço de referência e homogeneíze a solução. Para homogeneizar, tampe o balão, inverta-o e agite-o. Repita a operação várias vezes. g) Se a solução não estiver translúcida, filtre-a em papel de filtro para um béquer limpo e seco. h) Transfira a solução para um frasco rotulado, limpo e previamente lavado com pequenas porções da solução. Considerando que o CuSO4 dissocia-se completamente em solução aquosa, classifique a solução como iônica ou molecular. Exercícios complementares Exerc-7.1- Por que não é recomendável usar espátula de ferro na transferência do CuSO4 sólido? Exerc-7.2- Por que na preparação da solução de CuSO4 pode-se usar proveta ou balão volumétrico de 100 mL como aparelho de medida? Exerc-7.3- Calcule a concentração em % m/v da solução de sulfato de cobre preparada. Exerc-7.4- Calcule para uma solução de glicose que contém 20 g do soluto em 200 mL de solução: a) a concentração em g/L; b) a concentração em % m/v c) massa de glicose existente de 4,0 L da solução; d) o volume de solução que contém 0,50 g de glicose UNI-BH 19 P4 – SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FORTES: ACIDEZ E pH A água dissocia-se em íons H+ (hidrônio) e OH- (hidroxila): H2O(l) → H+(aq) + OH - (aq) Experimentalmente, determinou-se que, na água pura, [H+(aq)] = [OH-(aq)] = 1.10-7mol/L. Aplicando a lei do equilíbrio químico e utilizando a concentração dos íons, determina- se a constante de dissociação da água: Kw = [H+(aq)] . [OH-(aq)] = 1.10 ─14 Como as concentrações molares de H+(aq) e OH - (aq) são iguais, a água é considerada neutra, em termos de acidez/basicidade. Alguns solutos, como o sal de cozinha e o álcool, não alteram o equilíbrio de dissociação da água. Os solutos ácidos aumentam a concentração de H+(aq) e diminuem a concentração de OH-(aq) e com os solutos básicos acontece o inverso. Uma solução é classificada como ácida, básica ou neutra, de acordo com as concentrações dos íons hidrônio e hidroxila: Solução ácida [[[[H+(aq)]]]] >>>> [[[[OH-(aq)]]]] Solução neutra [[[[H+(aq)]]]] = [[[[OH-(aq)]]]] Solução básica [[[[H+(aq)]]]] <<<< [[[[OH-(aq)]]]] Experimentalmente, pode-se determinar se uma solução é ácida ou básica usando indicadores. Os indicadores são substâncias que mudam de cor, em função da acidez ou da basicidade do meio. A mudança de cor relaciona-se a mudanças na estrutura molecular do indicador. Os indicadores usados mais freqüentemente são: tornassol em meio ácido é vermelho em meio básico é azul fenolftaleína em meio ácido é incolor em meio básico é vermelha O tornassol será utilizado como tiras de papel que contém o indicador, e a fenolftaleína como solução hidro-alcoólica. Quantitativamente, a acidez e a basicidade de uma solução são expressas por meio das concentrações em mol/L de H+(aq) ou de OH-(aq). Usam-se colchetes para simbolizar a concentração em mol/L: [H+(aq)] e [OH-(aq)]. Como, para as soluções diluídas, as concentrações de H+(aq) e OH-(aq) são expressas por números pequenos e é mais cômodo representá-las utilizando uma escala logarítmica: pH = - log [[[[H+(aq)]]]] pOH = - log [[[[OH-(aq)]]]] Uma solução 0,01 mol/L de [H+(aq)] terá: pH = - log 0,01 = - log 1.10-2 = 2. Uma solução 0,001 mol/L de [OH-(aq)] terá: pOH = - log 0,001 = - log 1.10-3 = 3. Nesta nova escala tem-se que: pKw = - log Kw = - log. 1.10-14 = 14 e que pH + pOH = 14. Nesta escala, os valores de pH e de pOH variam de 0 a 14. A solução de pH = 2 terá pOH = 14 - 2 = 12. A solução de pOH = 3 terá pH = 14 - 3 = 11. A tabela a seguir mostra as relações entre as concentrações dos íons e os valores de pH e de pOH. pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 [H+(aq)] 1M 10-7 M 10-14 M Soluções ácidas neutras Soluções básicas [OH-(aq)] 10-14 M 10-7 M 1 M pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 O valor do pH pode ser medido com exatidão usando um potenciômetro (peagâmetro) ou, aproximadamente, através do papel indicador de pH. O papel indicador de pH consiste numa tira que contém indicadores que mudam de cor, dependendo do valor do pH. Umedecendo a tira com a solução e comparando as cores com as da escala de referência, pode-se determinar o valor aproximado do pH. Um ácido é classificado como forte quando, em solução aquosa, dissocia-se completamente: HA (aq) 100 % H+(aq) + A-(aq) Não existem na solução moléculas HA. Elas dissociaram-se, produzindo H+(aq) e A-(aq) . Exemplo: solução de HCl 0,01 mol/L HCl (aq) 100 % H+(aq) + Cl-(aq) antes da dissociação 0,01 0 0 após a dissociação 0 0,01 0,01 Aconcentração de íons hidroxila será: [OH -(aq)] = 1.10- 14 ÷ 0,01 = 1.10 – 12 mol/L. A concentração de moléculas HÁ será [HCl (aq)] = 0 UNI-BH 20 As bases fortes comportam-se de maneira similar: em solução aquosa, elas dis sociam-se completamente: BOH (aq) 100 % B+(aq) + OH-(aq) Exemplo: solução de NaOH 0,1 mol/L NaOH (aq) 100 % Na+(aq) + OH-(aq) antes da dissociação 0,1 0 0 após a dissociação 0 0,01 0,01 A concentração de íons hidrogênio será: [H +(aq)] = 1.10- 14 ÷ 0,1 = 1.10 – 13 mol/L. A concentração de NaOH não dissociado será: [HCl (aq)] = 0 Para saber se um ácido é forte ou fraco, há necessidade de determinações experimentais. Pode-se fazer uma previsão teórica segura da força dos ácidos, mas isso requer conhecimentos de química que extrapolam os objetivos desse curso. Neste curso você será informado se o ácido ou a base é forte ou fraco. Principais ácidos e bases fortes HCl ácido clorídrico H2SO4 ácido sulfúrico HNO3 ácido nítrico NaOH hidróxido de sódio KOH hidróxido de potássio Ca(OH)2 hidróxido de cálcio Para calcular o pH de soluções de ácidos fortes é suficiente conhecer a concentração da solução em mol/L. Como o ácido dissocia-se completamente, a concentração hidrogeniônica da solução pode ser considerada igual à concen tração do ácido: [[[[H+(aq)]]]] = [[[[Ácido (aq)]]]] e o pH pode ser calculado: pH = - log [[[[Ácido (aq)]]]] Exemplo: Considere uma solução 0,001 mol/L de HCl. ∴ A solução tem: [H+(aq) ] = [ HCl (aq)]. 1- Para calcular o pH: Use: pH = - log [H+ (aq)] = -log [ HCl (aq)] = - log 0,001 = - log 1.10-3 = 3 2- Para calcular o pOH: Use [H+(aq)] . [OH-(aq)] = 1.10-14. Substitua: [1.10-3] . [OH-(aq)] = 1.10-14. Resolva e encontre [OH-(aq)] = 1.10-11. Aplique: pOH = - log [OH-(aq)] = - log [1.10-11 ] = 11. De maneira similar, a concentração de íons hidroxila das soluções de bases fortes pode ser considerada igual à concentração da base: [[[[OH - (aq)]]]] = [[[[Base (aq)]]]] e o pOH pode ser calculado: pOH = - log [[[[Base (aq)]]]] Exemplo: Considere uma solução 0,01 mol/L de NaOH. ∴ A solução tem [OH-(aq) ] = [ NaOH (aq)]. 1- Para calcular o pOH: Use: pOH = - log [OH- (aq)] = -log [ NaOH (aq)] = - log 0,01 = - log 1.10-2 = 2 2- Para calcular o pH: Use [H+(aq)] . [OH-(aq)] = 1.10-14. Substitua: [H+(aq)] . [1.10-2] = 1.10-14. Resolva e encontre [H+(aq)] = 1.10-12. Aplique: pH = - log [H+(aq)] = - log [1.10-12 ] = 12. Nesta aula você preparará soluções de NaOH e de HCl, verificará, experimentalmente, a acidez/basicidade e determinará os valores aproximados dos pH das mesmas. Exercícios de fixação O que são soluções ácidas, básicas e neutras? O que são indicadores ácido-base? Quais são as cores apresentadas pelo tornassol e pela fenolftaleína em meio ácido e básico? O que é pH e pOH? Quais são os valores de pH, [H+(aq)], e [OH-(aq)] para as soluções neutras? Quais são os valores de pH, [H+(aq)], e [OH-(aq)] para as soluções ácidas? Quais são os valores de pH, [H+(aq)], e [OH-(aq)] para as soluções básicas? Como pode ser medido o valor do pH? O que são ácidos e bases fortes? UNI-BH 21 Objetivos Determinar experimentalmente se uma solução é ácida, básica ou neutra Calcular a concentração em mol/L dos íons em soluções de ácidos e bases fortes Determinar experimentalmente o pH aproximado da solução. Calcular o pH de soluções de ácidos e bases fortes Procedimento Experimental 1- Determinação da acidez/basicidade e pH de uma solução de hidróxido de sódio a 1,0 mol/L. O NaOH é encontrado, no comércio, como pastilhas ou escamas. Dissolve-se e dissocia-se em água, produzindo soluções básicas: NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq). Por absorver umidade e CO2 do ar, durante a pesagem, não se consegue preparar soluções de NaOH com concentrações exatas. Por reagirem com os silicatos, estas soluções não devem ser guardadas em frascos de vidro. a) Coloque em 1 tubo de ensaio cerca de 3 mL da solução de NaOH a 1,0 mol/L. Escreva a equação de dissociação do NaOH(aq) produzindo seus íons. Forneça a fórmula química de todas as espécies existentes na solução. Baseando na concen tração inicial da base, escreva abaixo das fórmulas dos íons suas concentrações em mol/L. Calcule o valor do pOH e do pH da solução de NaOH, a partir de sua concentração. pOH = - log [OH-(aq)] = - log [NaOH(aq)] pH = 14 - pOH b) Mergulhe um bastão de vidro limpo e seco na solução do tubo e, com a ponta molhada do bastão, umedeça uma tira do tornassol azul. Lave e seque o bastão. Repita a operação anterior usando o tornassol vermelho. Anote a cor da parte umedecida da tira, em cada teste. tornassol azul tornassol vermelho c) Repita a operação anterior usando a tira de papel indicador de pH. Atenção: umedeça a tira com cuidado, para não haver projeção de gotas da solução. Comparando as cores da tira umedecida com as cores da escala, leia, na escala, o pH da solução. É possível avaliar algarismos que não estejam na escala (leia 1 algarismo após a virgula). d) Anote, com o número correto de algarismos significativos, o valor do pH da solução. Compare o valor do pH medido com o valor calculado. Comente a coincidência ou a não coincidência dos valores. e) Adicione 3 gotas de fenolftaleína ao tubo que contém a solução. Agite o tubo e observe. Anote a cor da solução, após a adição. Considerando os resultados obtidos, classifique a solução de hidróxido de sódio como ácida, básica ou neutra. Coloque o conteúdo dos tubos no frasco coletor de “refugo de ácidos e bases”. 2- Determinação da acidez/basicidade e do pH de uma solução de ácido clorídrico a 0,10 mol/L O cloreto de hidrogênio é um gás incolor, de cheiro acre e desagradável. Os vapores de HCl são muito irritantes para as mucosas. As soluções aquosas de HCl são denominadas de ácido clorídrico e, comercialmente, a solução concentrada é conhecida como ácido muriático. O HCl dissocia-se completamente em água produzindo solução ácida: HCl(g) + H2O(l) → H+ (aq) + Cl ─(aq). A solução concentrada libera vapores de HCl com facilidade e, por isso, não se consegue preparar, a partir dela, soluções de concentração exata. a) Repita o procedimento 2 usando a solução de HCl em vez da solução de NaOH e forneça para a solução de HCl o que foi pedido para a solução de NaOH. Escreva a equação da dissociação do HCl(aq) em água. Forneça a fórmula química de todas as espécies existentes na solução.Para os íons, escreva abaixoda fórmula a sua concentração em mol/L. Calcule o pH e o pOH da solução de HCl, a partir da sua concentração. pH = - log [H+(aq)] = - log[HCl (aq)] pOH = 14 - pH. Anote a cor da parte umedecida da tira de tornassol. tornassol azul tornassol vermelho Anote, com o número correto de significati vos, o valor do pH medido da solução. UNI-BH 22 Compare o valor do pH medido com o valor calculado. Comente a coincidência ou a não coincidência dos valores. b) Em um tubo de ensaio, adicione a 3 mL da solução de HCl pequenas porções de bicarbonato de sódio, sólido ou em solução. Agite e observe. Anote o que observou. O íon bicarbonato reage com as soluções ácidas, liberando gás carbônico: HCO3 ─(aq) + H+(aq) → CO2(g) + H2O(l). Escreva a equação para a reação entre HCl(aq) e NaHCO3(s), produzindo gás carbônico, água e NaCl(aq) Coloque o conteúdo dos tubos no frasco coletor de “refugo de ácidos e bases”. Lave todo o material e organize sua bancada. Exercícios complementares Exerc. 7.1- Calcule para a solução de NaOH 1,0 mol/L. a) concentração em g/L; b) concentração em % m/v; c) a massa de NaOH em 20,0 mL da solução; d) o volume de solução que contém 0,20 g de NaOH Exerc. 7.2- Para uma solução 0,10 mol/L de HCl calcule: a) a concentração em g/L b) a concentração em % p/v c) a massa de ácido existente em 500 mL da solução d) o volume de solução que contém 7,30 g do ácido. Exerc. 7.3- Calcule [H+(aq)], [OH-(aq)], pH e pOH das seguintes soluções: a) HNO3 0,0010 mol/L b) KOH 1,0.10-4mol/L Exerc. 7.4- Calcule a concentração em mol/L de uma solução de HCl que apresenta pH = 5,0. Exerc. 7.5- Calcule a concentração em mol/L de uma solução de NaOH que apresenta pH = 12. Exerc. 7.6- Complete o quadro. Os dados referem-se a soluções de ácidos ou bases fortes (monopróticos) e as concentrações são em mol/L. [[[[Soluto]]]] [[[[H+(aq)]]]] [[[[OH- (aq)]]]] pH pOH 0,10 1,0 0,010 0,0010 3,0 1.10-3 2,2 2.10-5 2.10-5 3.10-4 4,5 10,6 UNI-BH 23 P5 – SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS Os ácidos e as bases fracos são aqueles que, em água, não se dissociam completamente. Este equilíbrio é descrito, quantitativamente, pela constante de dissociação do ácido (Ka) ou da base (Kb). Para o ácido acético: CH3CO2H(aq) CH3CO2 - (aq) + H+(aq) [CH3CO2-(aq) ] [H+(aq)] [CH3CO2H(aq)] Para a amônia: NH4OH(aq) NH4 + (aq) + OH- (aq) [NH4+(aq) ] [OH-(aq)] [NH4OH(aq)] As constantes de dissociação dos ácidos e bases são determinadas experimentalmente e encontradas em manuais e handbooks de química. As constantes podem, também, ser expressas em linguagem logarítmica: pKa = - log Ka e pKb = - log Kb Constantes de dissociação de alguns ácidos e bases CH3CO2H Ka = 1,8.10-5 pKa = 4,8 HCN Ka = 5,0.10-10 pKa = 9,3 HCO2H Ka = 4,0.10-4 pKa = 3,4 NH4OH Kb = 1,8.10-5 pKb = 4,8 CH3NH2 Kb = 4,0.10-4 pKb = 3,4 CH3CH2NH2 Kb = 5,0.10-4 pKb = 3,3 Quanto menor for o valor de Ka (maior o valor de pKa) mais fraco será o ácido. Quanto menor for o valor de Kb (maior o valor de pKb) mais fraca será a base. Para calcular [H+(aq)] ou [OH-(aq)] destas soluções, e posteriormente o pH ou pOH, é necessário utilizar, além da concentração da solução, o valor da constante de dissociação do ácido ou da base. Cálculo do pH de uma solução de ácido fraco Utilizando a expressão de Ka e considerando que [CH3CO2-(aq)] = [H+(aq)] deduz-se a fórmula que permite calcular a concentração de íons hidrogênio para a solução de ácido acético: [H+ (aq)] = Ka . [CH3CO2H(aq)] Para um ácido fraco qualquer: [H+ (aq)] = Ka . [Ácido] Como a dissociação ocorre em pequeno grau, [CH3CO2H(aq)] pode ser considerada igual à concentração inicial do ácido. Uma solução 0,10 mol/L de ácido acético terá: [H+(aq)] = 1,8.10-5 x 0,10 = 1 ,8 x 10 ─ 6 = 1,3 x 10-3 mol/L Pode-se, então, calcular o pH: pH = - log 1,3.10 ─ 3 = 3 – log 1,3 = 3 - 0,11 = 2,89 = 2,9 Pode-se, também, calcular o pH usando: pH = ½ pKa – ½ log [CH3CO2H(aq)] Para a solução de 0,10 mol/L de ácido acético: pH = ½ (-log 1,8 .10-5 ) – ½ ( log 0,10 ) pH = ½ . 4,76 + ½ .1,0 = 2,9 A partir dos dados conclui-se que uma solução de ácido acético 0,10 mol/L terá: [H+(aq)] = 1,3. 10 –3 mol/L [OH - (aq)] = 1,0 . 10 –14 ÷ 1,3 . 10 –3 = 7,7 . 10 – 12 mol/L [CH3CO2– (aq)] = 1,3. 10 –3 mol/L [CH3CO2H(aq)] = 0,10 − 0,0013 = 0, 0987 = 0,10 mol/L Note que na solução de um ácido fraco existem moléculas do ácido na solução, o que não acontece com as soluções de ácidos fortes. Ka = = 1,8.10 -5 Kb = = 1,8.10 -5 UNI-BH 24 Calculo do pH de uma solução de base fraca Para calcular o pH de uma solução de base fraca, a partir da sua concentração, calcula-se primeiro o pOH e, posteriormente, o pH. Para uma base fraca, [OH - (aq)] = Kb . [Base] Para a amônia: [OH - (aq)] = Kb . [NH4 OH(aq)] Como a dissociação ocorre em pequeno grau, [NH4OH(aq)] pode ser considerada igual à concentração inicial da base. Uma solução 0,010 mol/L de amônia terá: [OH - (aq)] = 1,8.10-5 x 0,010 = 18 x 10-8 = 4,2.10-4 mol/L Calcula-se o pOH: pOH = - log 4,2.10-4 = 4 – log 4,2 = 4 - 0,6 = 3,4 Pode-se, também, calcular o pOH usando: pOH = ½ pKb – ½ log [[NH4 OH(aq)] ] pOH = ½ (-log 1,8 .10-5 ) – ½ ( log 0,010 ) pOH = ½ (4,76) + ½ (2,0) = 3,4 A partir do pOH, calcula-se o pH: pH = 14,0 – 3,4 = 10,6 Nesta aula você medirá o pH de solução de ácido acético e de amônia. A partir desses dados experimentais, serão calculados Ka, Kb e os respectivos pKa e pKb. A atividade experimental é extremamente simplesmas as atividades teóricas foram programadas para facilitar o entendimento dos conceitos de ácidos e bases fracos, constantes de acidez e basicidade, cálculos de pH e desenvolverão suas habilidades de trabalhar com fórmulas e executar cálculos matemáticos. EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO O que são ácidos fracos? O que são bases fracas? O que é Ka e Kb? Qual é a relação entre o valor de Ka e a acidez de um ácido? Qual é a relação entre o valor de Kb e a basicidade de uma base? Onde podem ser encontrados os valores de Ka e Kb? Quais são as espécies químicas que existem em uma solução de ácido acético? Quais são os dados necessários para se calcular o pH de uma solução de um ácido fraco? Objetivos Determinar o pH aproximado de soluções. Calcular a constante de ionização e o pH de ácidos e bases fracos. Determinar experimentalmente o pH de soluções UNI-BH 25 Procedimento Experimental 1- Medida do pH de ácidos fracos e determinação da constante de acidez a) Coloque cerca de 3 mL de solução de ácido acético 0,10 mol/L em um tubo de ensaio. b) Usando um bastão de vidro e o papel indicador determine o pH da solução. É possível avaliar algarismos que não estejam na escala. Leia 1 algarismo após a virgula Anote o valor do pH. Calcule pOH e as concentrações de H+(aq) e OH ─(aq). pH pOH [H+(aq)] [OH - (aq)] Escreva a equação de dissociação do CH3 CO2H(aq) produzindo seus íons. Baseando nos valores obtidos através do pH, escreva a concentração em mol/L de cada espécie, debaixo das fórmulas. [CH3CO2H (aq)] [CH3CO2─ (aq)] [H+(aq)] Escreva a expressão do Ka para o ácido acético, e calcule o seu valor usando as concentrações das espécies em solução, calculadas anteriormente Ka = Calcule o valor de pKa pKa = Compare os valores encontrados com os valores da introdução e comente a coincidência ou a não coincidência dos resultados 2- Cálculo do pH de um ácido fraco a partir de sua concentração Calcule [H+(aq)] e o pH da solução a partir de sua concentração. Consulte a introdução desta aula prática. Use o valor de Ka da tabela da introdução. Compare o valor do pH medido com o valor calculado. Justifique a concordância ou a discordânciados valores. Lave, enxugue e seque o bastão. 3- Medida do pH de bases fracas e determinação da constante de basicidade c) Repita todo o procedimento anterior usando a solução de NH4OH 0,10 mol/L. Repita os cálculos e os procedimentos teóricos, usando a solução dae NH4OH 0,10 mol/L. pH pOH [H+(aq)] [OH- (aq)] Equação de dissociação do NH4OH(aq) Concentração das espécies NH4OH (aq) NH4+ (aq) OH- (aq) Cálculo de Kb Kb = Cálculo de pKb Comparação de Kb e pKb com os valores da introdução e comentários. 4- Cálculo do pH de uma base fraca a partir de sua concentração Calcule [OH - (aq)] e o pH da solução a partir de sua concentração. Cálculo do pH a partir da concentração, usando o Kb da tabela da introdução. Comparação do pH medido com o calculado e justificativa. Coloque o conteúdo dos tubos no frasco coletor de “refugos ácidos e bases”. UNI-BH 26 Exercícios complementares Exerc. 8. 1- Para uma solução 2.10-3 mol/L de HCN a) escreva a equação de dissociação do ácido b) calcule [H+(aq)] e o pH Exerc. 8. 2- Para uma solução 0,0025 de CH3NH2 a) escreva a equação de dissociação da base (consulte a dissociação da amônia) b) calcule [OH- (aq)], o pOH e o pH. Exerc. 8. 3- Numa solução 1,0 mol/L, o ácido fórmico (HCO2H) está 1,0 % dissociado. Calcule: a) [H+(aq)] e o pH da solução b) a constante de dissociação do ácido (Ka). P6 – SOLUÇÕES DE SAIS E SOLUÇÃO TAMPÃO As soluções aquosas de sais podem ser ácidas, básicas ou neutras, dependendo da composição do sal. Teoricamente, um sal pode resultar da reação de um ácido e uma base: ÁCIDO + BASE →→→→ SAL + H2O HCl + NaOH → NaCl + H2O H2SO4 + 2NH4OH → (NH4)2SO4 + 2H2O Os sais são eletrólitos fortes, ou seja, toda a quantidade que estiver dissolvida na água, encontra-se totalmente dissociada. NaCl (aq) → Na+(aq) + Cl −(aq) Na2SO4 (aq) → 2Na+(aq) + SO42-(aq) NH4Cl(aq) → NH4+(aq) + Cl −(aq) Se o cátion e o ânion, provenientes da dissociação do sal, não reagirem com a água, a solução será neutra. Se o cátion ou o ânion reagir coma água, a solução será ácida ou básica, dependendo do sal. a) Os sais que, teoricamente, são derivados de ácidos fortes e bases fortes produzem soluções neutras. NaCl(aq) + H2O(l) → Na+(aq) + Cl-(aq) Os íons Na+(aq) e Cl-(aq) não sofrem hidrólise. b) Os sais, teoricamente derivados de ácidos fortes e bases fracas produzem soluções ácidas, devido à hidrólise do cátion: NH4Cl(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + Cl-(aq) Hidrólise: NH4+(aq) + H2O(l) → NH4OH(aq) + H+(aq) c) Os sais teoricamente derivados de bases fortes e ácidos fracos produzem soluções básicas, devido à hidrólise do ânion: CH3CO2Na(aq) → CH3CO2─(aq) + Na+(aq) Hidrólise: CH3CO2 ─ (aq) + H2O (1) → CH3CO2H(aq) + OH ─ (aq) As reações bioquímicas são sensíveis à variação do pH do meio. Os fluidos dos seres vivos têm a capacidade de manter seu pH através de um mecanismo denominado “tamponamento”. Isto é conseguido pela presença simultânea de substâncias com propriedades ácidas e substâncias com propriedades básicas. Através de reações químicas, o tamponamento impede que as concentrações de H+(aq) e OH–(aq) sofram grandes variações. O sangue humano é tamponado por uma série de sistemas, incluindo: H2PO4− (aq) → HPO42−(aq) + H+(aq) pKa = 7,20 CO2(aq) → H2O(aq) + HCO32−(aq) + H+(aq) pKa = 6,38 UNI-BH 27 No laboratório ou numa indústria, pode ser necessário manter o pH de um sistema constante, para ocorrer ou evitar que ocorra uma determinada reação. Isso pode ser conseguido utilizando uma solução tampão Tampão ácido As soluções tampões, que mantém o pH ácido são constituídas por um ácido fraco em mistura com um sal derivado deste ácido e de uma base forte: CH3CO2H (ácido fraco) e CH3CO2Na (sal básico, derivado de NaOH) Tampão básico As soluções tampões, que mantém o pH básico são constituídas por uma base fraca em mistura com um sal derivado desta base e de um ácido forte: NH4OH (base fraca) e NH4Cl (sal ácido, derivado de HCl) Para fazer uma solução tampão é necessário conhecer o pH que se deseja manter constante. Solução tampão para manter o pH = 5,0 1) Escolhe-se um ácido que tenha pKa próximo de 5 (ka ≅ 1.10-5). Por exemplo o ácido acético. CH3CO2H (aq) → CH3CO2 −(aq) + H+(aq) Ka = 2.10-5 pKa = 4,75 2) A solução
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