RELATORIO de Ácidos e Bases

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FACULDADE METROPOLITANA DA GRANDE FORTALEZA
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL
GABRIEL ANGEL DE SOUSA ESCOUBOUE
RAYANNE DE PAULA RIBEIRO
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 4
Laboratório de Química - Ácidos e bases
FORTALEZA
2018
GABRIEL ANGEL DE SOUSA ESCOUBOUE
RAYANNE DE PAULA RIBEIRO
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 4
Laboratório de Química - Ácidos e bases
Relatório apresentado a disciplina de Química Geral e Experimental I, do curso de Engenharia Civil da Faculdade Metropolitana da Grande Fortaleza – FAMETRO – como complemento da nota de AP2, sob orientação do prof. º Jefferson Pereira Ribeiro – Doutor.
FORTALEZA
2018
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO	4
MATERIAIS E MÉTODOS 	4
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 	4
Parte 1 	4
Experimento 1	4
Resultados 1	5
Experimento 2	5
Resultados 2	5
Experimento 3	6
Resultados 3	6
Parte 2 	7
 Experimento 	7
Resultados 	7
Parte 3 	7
Experimento 	7
Resultados 	8
CONCLUSÃO 	8
REFERÊNCIAS 	9
INTRODUÇÃO
Este relatório foi feito a partir da quarta aula prática de Química Geral e Experimental I, realizada no laboratório de química da FAMETRO – Faculdade Metropolitana da Grande Fortaleza, onde realizamos alguns experimentos com substâncias que serão descritas no decorrer deste relatório. 
Nessa prática caracterizamos o pH de soluções ácidas e básicas em diferentes concentrações, determinando a constante de ionização de um ácido fraco, preparamos uma solução tampão e analisamos suas propriedades e por fim titulamos um ácido com uma base a partir de um indicador apropriado. (RIBEIRO, 2018)
MATERIAIS E MÉTODOS
Foi utilizado como substâncias para teste de pH o HCl (Ácido clorídrico), CH3COOH (Ácido acético), sendo esses dois primeiros ácidos corrosivos, e o NaOH (Hidróxido de sódio) uma base corrosiva. Utilizamos também papeis indicadores e compostos indicadores, este ultimo especificado na figura 1 abaixo o que foi usado. Fizemos uso desses três indicadores, em três substâncias e concentrações diferentes.
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
	Durante a aula prática foi realizado um experimento em três Partes com subdivisões, abordando algumas maneiras de medir o pH.
Parte 1 
Experimento 1
Realizamos a medida de pH de soluções tipicamente ácidas ou básicas através de amostras de 1,0 mL de soluções de HCl 1 mol L-1, HCl 0,1 mol L-1 e HCl 0,01 mol L-1, em seguida colocamos as respectivas concentrações em amostras de 1,0 mL cada, em tubos de ensaio, respectivamente. Adicionamos os papeis indicadores para obtermos o pH de cada concentração.
Resultados 1
Com a adição dos papeis indicadores a cada concentração de HCl em amostras de 1,0 mL de cada, obtemos o pH = 0 para HCl 1 moL1, pH = 1 para HCl 0,1 mol L-1 e pH = 7 para HCl 0,01 mol L-1. 
Conforme mostra a Figura 1 logo abaixo, a partir dela podemos identificar a faixa de viragem do indicador usado, que no caso foi duas gotas do indicador violeta de metila e foi possível identificar da esquerda para a direita ainda na figura 1 que a faixa da viragem foi: ciano, azul, roxo.
Experimento 2
Realizamos novamente a medida do pH agora com soluções de ácido acético em amostras de 1,0 mL de soluções de HOAc 1 mol L-1, HOAc 0,1 mol L-1, HOAc 0,01 mol L-1, em seguida colocamos as respectivas concentrações em amostras de 1,0 mL cada, em tubos de ensaio, respectivamente. Adicionamos os papeis indicadores para obtermos o pH de cada concentração.
Resultados 2
Após a adição dos papeis indicadores a cada concentração de HOAc em amostras de 1,0 mL de cada, obtemos o pH = 2 para HOAc 1 moL 1, pH = 3 para HOAc 0,1 mol L-1 e pH = 7 para HOAc 0,01 mol L-1. 
De acordo com a Figura 3 logo a seguir, podemos identificar a faixa de viragem do indicador usado, que no caso foi duas gotas do indicador amarelo de metila e foi possível identificar a faixa da viragem respectivamente: vermelho, laranja, amarelo.
Experimento 3
Neste experimento realizamos a medida do pH agora com soluções Hidróxido de sódio, que é uma base corretiva, em amostras de 1,0 mL de soluções de NaOH 1 mol L-1, NaOH 0,1 mol L-1, em seguida colocamos as respectivas concentrações em amostras de 1,0 mL cada, em tubos de ensaio, respectivamente. Adicionamos os papeis indicadores para obtermos o pH de cada concentração.
Resultados 3
Após a adição dos papeis indicadores a cada concentração de NaOH em amostras de 1,0 mL de cada, obtemos o pH = 14 para HOAc 1 moL 1, pH = 12 para HOAc 0,1 mol L-1.
Como mostra a Figura 4 abaixo, identificamos a faixa de viragem do indicador usado, que no caso foi duas gotas do indicador fenolftaleína e foi possível identificar a faixa da viragem respectivamente: incolor e vermelho.
Parte 2 
Experimento
Nessa segunda parte, analisamos a constante de dissolução de um ácido fraco. Preparamos 100 mL de uma solução de ácido acético pela diluição de 5,0 mL de vinagre e completamos para 100 mL com água destilada em uma proveta. Dividimos a solução em duas partes iguais: parte A e parte B, como mostra a Figura 5 abaixo. Logo após titulamos a parte A, com NaOH 0,2 mol L-1, usando fenolftaleína como indicador. E depois misturamos as duas partes e determinamos seu pH.
Resultados
Ao começarmos a titulação da solução, notamos uma leve diferença na coloração da parte A, porém não suficiente para permanecer. Essa mudança só foi percebida quando titulamos 7,8 mL da solução e a parte A ficou completamente rosada e com cor consistente. Após isso misturamos as soluções A e B. Em seguida, medimos seu pH através do papel indicador e chegamos aproximadamente ao valor de pH = 4.
Parte 3 
Experimento
Agora preparamos para medir pH de soluções salinas com o medidor de pH. As soluções a serem determinadas são: NaCl 0,1 mol L-1, NaOAc 0,1 mol L-1, Na2CO3 0,1 mol L-1, NH4Cl 0,1 mol L-1, ZnCl2 0,1 mol L-1.
Resultados
Os resultados obtidos através da medição do pH como o aparelho estão descritos na Tabela 1 a seguir.
CONCLUSÃO
Visto os experimentos, viu-se duas formas de como identificamos os valores de pH e pOH, a primeira foi com a utilização dos indicadores químicos onde o fator de viragem é o principal fator para a escolha desse produtos, pois quanto mais a curva de titulação se afastar da perpendicularidade ao redor do ponto de equivalência, mais gradual será a mudança de cor do indicador. Nesse caso, mesmo que se use o indicador adequado, aparece um erro indeterminado devido à dificuldade em se decidir quando exatamente a viragem ocorre. O pH ou pOH do ponto final não precisa coincidir com o pH, pOH do ponto de equivalência quando se escolhe um indicador, a escolha ou não de um determinado indicador, ou a necessidade de se fazer ou não correções para o uso deste indicador, depende obviamente da exatidão.
O segundo método de mediação de pH foi o uso do pHmetro que é formado por um eletrodo, que é uma espécie de sensor, conectado a um potenciômetro, que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. No momento em que este eletrodo é submerso na amostra que vai ser analisada, como o NaCl, por exemplo, ele produz milivolts que são transformados para a escala de pH, que será o número mostrado no display. Para a utilização correta desse aparelho é necessário que o ambiente utilizado seja estável visto que no experimento pratico devido a variações constantes de temperatura, o valor do pH mudava de forma constante em seus valores decimais, impossibilitando precisão na coleta de valores.
	
REFERÊNCIAS
RIBEIRO, Jefferson Pereira. Manual de Práticas 4: ácidos e bases. Fortaleza, 2018.