PRATICA EQUILIBRIO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO
CENTRO ACADÊMICO DO AGRESTE
NÚCLEO DE TECNOLOGIA
CURSO DE ENGENHARIA DE PRODUÇÃO
 
PRÁTICA Nº 5
 EQUÍLIBRIO QUÍMICO ÁCIDO-BASE
AUTORES: BIANCA TAMAIRY FABRÍCIO,
 BRENDA FERNANDA CORDEIRO,
 MATHEUS VINÍCIUS OLIVEIRA,
 TARCILA ALMEIDA SANTANA.
TURMA: ENGENHARIA DE PRODUÇÃO 2017.2
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL 1
PROFESSOR: DR. GILSON LIMA
GRUPO: 3
CARUARU
2017
BIANCA TAMAIRY FABRÍCIO
BRENDA FERNANDA CORDEIRO
MATHEUS VINÍCIUS OLIVEIRA
TARCILA ALMEIDA SANTANA
PRÁTICA Nº 5
 EQUÍLIBRIO QUÍMICO ÁCIDO-BASE
Trabalho acadêmico apresentado como parte das exigências da disciplina de Química Geral 1 da graduação em Engenheira de Produção, turno integral da Universidade Federal de Pernambuco, Campus Agreste.
Professor: Dr. Gilson Lima.
CARUARU
2017
ÍNDICE DE FIGURAS
Figura 1 – Gráfico de equilíbrio químico	6
Figura 2 – Medição do pH das soluções	9
Figura 3 – Titulação ácido – base.	9
Figura 4 – Curva de titulação ácido – base.	11
ÍNDICE DE TABELAS
Tabela 1 – Medição do pH das soluções diluídas em água.	10
Tabela 2 – Variação de pH e temperatura conforme o valor de base adicionada.	11
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1. INTRODUÇÃO
Equilíbrio químico ocorre quando a proporção entre os reagentes e produtos de uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Quando temos o equilíbrio, a reação direta (formação dos produtos) e reversa (regeneração dos reagentes) acontecem com a mesma velocidade. Considerando assim, que temos um equilíbrio dinâmico. Para que tenhamos a condição de equilíbrio não pode ocorrer a liberação ou perda de qualquer uma das partes do sistema.
Figura 1 – Gráfico de equilíbrio químico
Fonte: Wikipédia.
No equilíbrio de ácidos e bases é importante saber o que são substâncias ácidas e substâncias básicas. O estudo do equilíbrio ácido-base possibilita, entre outras coisas, prever a força dos ácidos e bases, ou seja, a capacidade que um tem de doar próton e outro de receber. Os valores do Ka ou Kb obtidos a partir do cálculo podem contribuir para verificar se um ácido ou uma base são considerados fortes ou fracos.
De acordo com Arrhenius, substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa sofrem ionização liberando íons H+. Estes íons por sua vez reagem com a água formando o íon H3O+ também chamado de Hidrônio. Substâncias ácidas são consideradas perigosas pelo fato de terem a propriedade de destruir estruturas moleculares assim como dissolver matéria orgânica com muita facilidade dependendo da força e da concentração do ácido.
Ainda segundo Arrhenius, substâncias básicas são aquelas que em solução aquosa liberam o íon OH- chamado hidroxila. 
Substâncias básicas também são consideradas perigosas assim como os ácidos e requerem cuidados tais como o uso dos mesmos equipamentos de proteção e evitar contato com partes do corpo. Estas precauções são necessárias porque substâncias básicas também causam queimaduras graves. Ao contrário dos ácidos, as bases liberam hidroxilas OH- que são responsáveis pela redução das outras espécies químicas que estão em contato.
Por conveniência, a concentração do íon Hidrogênio é expressa sempre na forma de pH. Este termo foi introduzido por um químico dinamarquês chamado Sorensen em 1909. A letra "p" significa “potenz”, palavra do vocabulário alemão que significa potência. A sigla pH significa potencial (ou potência) hidrogeniônico e indica o teor de íons hidrônio (H3O+(aq)) livres por unidade de volume da solução. Quanto mais hidrônios houver no meio, mais ácida será a solução. Por consequência, podemos dizer que quanto mais íons OH houver no meio, mais básica ou alcalina será a solução.
Assim, para ser ácida, uma solução deve ter uma concentração maior de cátions H3O+ do que de OH- livres em seu meio, e o contrário ocorre com as soluções básicas.
Os valores de 0 a 14 da escala de pH podem ser medidos precisamente por meio de um equipamento chamado pHmetro (também chamado de peagâmetro). Porém, em muitos casos, são utilizados também indicadores ácido-base, ou seja, substâncias que mudam de cor de acordo com o pH da solução. Um indicador ácido-base sintético, por exemplo, é a fenolftaleína, que apresenta cor rosa quando está em contato com um meio básico, mas fica incolor se o meio é ácido.
2. OBJETIVOS
Fazer uma investigação qualitativa de alguns estados de equilíbrio, dando ênfase ao efeito de perturbações externas, como o equilíbrio de ácidos e bases;
Analisar o pH de ácidos e bases fortes e fracos em concentrações diferentes;
Determinar o teor de ácido numa amostra de vinagre por titulação com base.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 MATERIAIS
3.1.1. REAGENTES
Solução de Ácido Clorídrico (HCl - 1M);
Solução de hidróxido de sódio (NaOH - 1M);
Solução de hidróxido de amônia (NH4OH – 1M);
Solução de ácido acético (CH3COOH – 1M);
Agua destilada (H2O);
Vinagre;
Água destilada;
Indicador Ácido-base (Fenolftaleína).
3.1.2. VIDRARIAS E EQUIPAMENTOS
Béquer de 150 ml;
Pipetas volumétricas;
Pipeta graduada;
Pera de sucção;
Provetas;
PHmetro calibrado;
Bureta de 50ml.
3.2 MÉTODO UTILIZADO
a) Medindo o pH de soluções ácidas e alcalinas
A prática consiste em duas atividades, na primeira devia-se ser realizada a medição de pH de soluções ácidas e alcalinas, para que fosse realizada essa medição, devia-se preparar 100 ml de cada solução. Preparou-se uma solução de NH4OH de 0,1M, e outra de NaOH de 0,2M, a partir de uma solução de 1,0M, e com a ajuda do pHmetro mediu-se pH de cada solução. Preparou-se depois uma solução de HCL de 0,1M, e outra de CH3COOH de 0,2M, a partir de uma solução de 1,0M, e com ajuda do pHmetro mediu-se o pH de cada solução.
	
Figura 2 – Medição do pH das soluções
Fonte: Elaborada pelos autores.
b) Curva de titulação ácido-base
 Na segunda atividade, realizou-se a titulação de ácido acético contido no vinagre por NaOH. Para a realização dessa atividade, lavou-se uma pipeta volumétrica de 5ml com 1ml de vinagre, depois de desprezado esse vinagre, mediu-se 5ml de vinagre com a pipeta e transferiu-se para um béquer de 150 ml. Nesse béquer também foi adicionado 50ml de água destilada. Colocou-se o eletrodo do pHmetro a fim de acompanhar as variações de pH e adicionou-se duas gotas de fenolftaleína para assim titular com a solução de NaOH de 0,1M fatorada. Para a titulação, adicionou-se de 5 em 5ml de base e anotou-se a variação de pH de acordo com o volume adicionado, até acontecer o ponto de viragem. Após o ponto adicionou-se mais 4 vezes um volume da base, para que formasse mais 4 pares de pontos no gráfico que seria construído para a elaboração da curva de titulação.
	
Figura 3 – Titulação ácido – base.
Fonte: Elaborada pelos autores
4.RESULTADOS E DISCUSSÕES
a) Medindo pH de Soluções ácidas e alcalinas
 Foram preparadas 100 ml de solução, e medidos o pH de cada usando o pHmetro, a tabela a seguir mostra os resultados apresentados.
 Para preparar 0,1M de NH4OH a partir de uma solução de 1M, foi necessário usar a fórmula de diluição:
Para descobrir os valores dos volumes dos ácidos e das bases que deveriam ser usados junto com H2O.
	Para obter 0,1M de 1M:
	Para obter 0,2M de 1M:
	
	
	Assim deve-se adicionar 90ml de água destilada.
	Assim deve-se adicionar 80ml de água destilada.
Tabela 1 – Medição do pH das soluções diluídas em água.
	SOLUÇÃO
	CONCENT.
	pH
	CONCENT.
	pH
	TEMP.
	NH4OH
	0,1M
	11,20
	0,2M
	11,44
	25,1°C
	NaOH
	0,1M
	12,74
	0,2M
	12,88
	25,1°C
	HCl
	0,1M
	1,17
	0,2M
	0,84
	25,1°C
	CH3COOH
	0,1M
	2,51
	0,2M
	2,72
	25,1°C
Fonte: Elaborada pelos autores.
Entre as soluções de NH4OH e NaOH houve diferença nos valores de pH, a solução de NaOH apresentou o pH maior, pois essa solução é uma base forte, sendo mais básica que a de NH4OH.
 Entre as soluções de HCl e CH3COOH também houve diferença nosvalores de pH, a solução de ácido acético (CH3COOH) apresentou um pH maior do que a solução de HCl, pois a solução de ácido clorídrico é um ácido muito forte, por isso seu pH é menor em relação ao ácido acético.
b) Curva de titulação ácido-base
 Seguindo os métodos, realizou-se a titulação ácido-base pedida e assim medido o pH e a temperatura da solução a cada volume do NaOH fatorado adicionado.
Tabela 2 – Variação de pH e temperatura conforme o valor de base adicionada.
	VOLUME DE NAOH ADICIONADO
	pH DA SOLUÇÃO
	TEMPERATURA DA SOLUÇÃO
	0ml
	2,85
	25,1°C
	5ml
	3,53
	25,1°C
	10ml
	4,50
	25,1°C
	15ml
	7,80
	25,1°C
	20ml
	9,20
	25,1°C
	25ml
	11,07
	25,1°C
	30ml
	11,56
	25,1°C
	35ml
	12,00
	25,1°C
	37,5ml
	12,14
	25,1°C
	40ml
	12,31
	25,1°C
Fonte: Elaborada pelos autores.
Figura 4 – Curva de titulação ácido – base.
Fonte: Elaborada pelos autores.
OBS: O ponto P é o ponto de viragem, ou seja, onde a solução se tornou básica.
O gráfico ilustra o aumento o pH conforme foi adicionada a base NaOH na solução de ácido acético, ou seja, mostra que quanto mais OH- é adicionado, mais básica a solução se torna, formando assim a curva de titulação ácido-base.
5. QUESTIONÁRIO
1) Quais as reações químicas envolvidas nos experimentos?
As reações químicas envolvidas nos experimentos são reações de ácido-base e reações de neutralizações.
2) Escreva as constantes de equilíbrio das reações.
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l)
Kc= [CH3COONa] * [H2O]
[CH3COONa] * [NaOH]
HCl(aq) + C20H14O4(aq) → C20H7Cl(aq) + 4H2O(l)
Kc= [C20H7Cl] * [H2O]4
[HCl] * [C20H14O4]
CH3COOH(aq) + C20H14O4(aq) → C20H4CH3CO(aq) + 5H2O(l)
Kc=[C20H4CH3CO] * [H2O]5
[CH3COOH] * [C20H14O4]
NH4OH(aq) + C20H14O4(aq) → NH4C20H4(aq) + 5H2O(l)
Kc= [NH4C20H4] * [H2O]5
[NH4OH] * [C20H14O4]
NaOH(aq) + C20H14O4(aq) → NaC20H4(aq) + 5H2O(l)
Kc= [NaC20H4] * [H2O]5
[NaOH] * [C20H14O4]
3) Sua amostra de vinagre está dentro da lei ou não?
Segundo a regulamentação do governo Federal diz que deve haver pelo menos 4 gramas de ácido acético por 100 ml de vinagre, então o seu pH deve estar na faixa de 2 a 3. A amostra de vinagre usada na titulação está de acordo com a lei, pois seu pH está entre esta norma.
4) O intervalo de pH para a viragem da fenolftaleína é de 8,0 e 9,8. Este indicador é adequado para esta reação? Por quê?
Sim. Pois inicialmente o indicador fenolftaleína fica incolor no vinagre, porque está em meio ácido. A titulação do ácido acético é realizada com NaOH, um hidróxido alcalino, quando a quantidade de íons H+ fornecidos pelo ácido acético e a quantidade de íons OH- fornecidos pelo NaOH se igualar, atingindo o ponto de equivalência (ou ponto de viragem), a solução muda de cor, para o rosa.
5) E se em vez da fenolftaleína usássemos como indicador o azul de bromotimol, que vira na faixa de 6,0 a 7,6? Este indicador também seria adequado para esta reação? Por quê? 
Não, porque como a faixa de viragem do azul de bromotimol é anterior ao pH 7,0, não se poderia ter um resultado real, pois a viragem iria ocorrer antes que a substância fosse totalmente neutralizada, o que levaria a um erro na titulação. 
6) “Uma gota a mais de hidróxido de sódio tornará a solução consideravelmente básica”. Que peculiaridade têm as curvas de titulação para tornar verdadeira essa afirmação?
Nas curvas de titulação o pH varia aos poucos com a adição do hidróxido de sódio, mas ao chegar próximo ao ponto de equivalência a curva muda totalmente de direção, ou seja, a adição de concentração permanece constante porém o pH varia bastante. A partir disso pode-se ter a seguinte conclusão, apenas uma gota adicionada altera o valor do pH consideravelmente, passando do meio ácido para o básico muito rápido.
6. CONCLUSÃO
Nesta pratica foi possível um conhecimento maior sobre as medidas de pH, e o conteúdo teórico a respeito das propriedades químicas que reagem o equilíbrio ácido-base, que foi visto na teoria durantes as aulas. Observou-se também, que para identificar se as substancias são ácidas ou básicas, podem ser utilizados alguns indicadores, que mostram variação na coloração como por exemplo a fenoftaleína, que foi o indicador utilizado neste experimento devido à taxa de viragem. A mudança de cor foi de incolor a rosa.
Por fim, concluiu-se que os indicadores são importantes em titulações quando fez-se a determinação da quantidade de CH3COOH no vinagre. Foi necessário 37,5ml de NaOH para que a solução mudasse de cor.
7. REFERÊNCIAS
Apostila de Quimica Geral, Profº Dr. Gilson Lima
BRAD Y, James E. Química: a matéria e suas transformações. 2ª edição. Rio de Janeiro: LTC,2009.
ATKINS, P. W. , Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente – Tradução por Ricardo Bicca de Alencastro – 3ª ed. – Porto Alegre: Bookman, 2006.
RUSSEL, J. B. Quimica Geral. Tradução de Márcia Guekezian. 2ªEdição . São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. Vol. 2.
Wikipédia, Equilibrio Quimico, disponível na internet em: < https://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico >. Acessado em 19. Nov. 2017
FOGAÇA, J., Equilíbrio químico. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/equilibrio-quimico-.htm > Acessado em: 19 Nov. 2017
NOTAS DO GRUPO
	INTEGRANTES
	NOTA 1
	NOTA 2
	NOTA 3
	NOTA 4
	Bianca Tamairy Fabrício
	10,0
	10,0
	10,0
	10,0
	Brenda Fernanda Cordeiro
	10,0
	10,0
	10,0
	10,0
	Matheus Vinícius Oliveira
	10,0
	10,0
	10,0
	10,0
	Tarcila Almeida Santana
	10,0
	10,0
	10,0
	10,0
	Média Final:
	10,0
	10,0
	10,0
	10,0