relatório de química - prática 10 - acidos e bases(final)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
CENTRO DE CIÊNCIAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
RELATÓRIO DE AULA EXPERIMENTAL 
QUÍMICA GERAL PARA ENGENHARIA 
PROFA. Cristiane Pinto Oliveira TURMA: 04A 
NOME: Nízia Stephanie de Lemos Rodrigues MATRÍCULA: 352273 
PRÁTICA: Experimento 10 - Ácidos e Bases 
 
 
1. OBJETIVOS 
 
 Pretendeu-se, através do experimento realizado, verificar o pH de soluções ácidas e básicas em 
diferentes concentrações, identificar a faixa de viragem de alguns indicadores, medir o pH de soluções 
salinas, determinar a constante de ionização de um ácido fraco, preparar uma solução tampão e verificar 
suas propriedades, além de titular um ácido com uma base escolhendo o indicador apropriado. 
2. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
 PARTE A - Medida de pH de soluções tipicamente ácidas ou básicas 
Foram separadas em tubos de ensaio amostras de 1 mL de HCl 1 mol L-1; 0,1 mol L-1 e 0,01 mol L-1. Foi-se 
verificado o pH delas com papel indicador e em seguida, adicionou-se o indicador violeta de metila. Foram 
obtidos os seguintes resultados: 
 Papel indicador Indicador 
1,00 mol L-1 pH = 0 Verde claro 
0,10 mol L-1 pH = 1 Azul 
0,01 mol L-1 pH = 3 Violeta 
 Pelo experimento realizado, o indicador violeta de metila possuiria uma faixa de viragem de 0 até 3, o 
que estaria próximo dos valores fornecidos pela literatura, em que a faixa de viragem do indicador seria de 
1,5 a 3,7. 
 Como o ácido clorídrico é um ácido forte, pode-se aplicar diretamente a fórmula pH = - log [H+]. 
Aplicando a fórmula, observa-se que o valor do pH para 0,01 M de HCl deveria ser dois e não três como 
mediu-se com o papel indicador. Dessa forma, percebe-se o papel indicador não é uma forma muito exata 
para se medir pH. Além do instrumento utilizado para medir o pH, o erro também pode ter sido causado 
pelas condições não ideias do ambiente, como a temperatura não estar a 25°C, e por falha humana ao 
observar as cores do papel indicador. 
 
 O mesmo procedimento aplicado com o HCl foi adotado para a amostra de ácido acético, separando em 
tubos de ensaio 1 mL de HOAc 1 mol L-1; 0,1 mol L-1 e 0,01 mol L-1. Verificou-se o pH delas com papel 
indicador e posteriormente adicionou-se o indicador amarelo de metila. Os resultados observados foram: 
 Papel indicador Indicador 
1,00 mol L-1 pH = 2 Amarelo queimado 
0,10 mol L-1 pH = 4 Amarelo ouro 
0,01 mol L-1 pH = 5 Amarelo claro 
 Pelo experimento realizado, o indicador amarelo de metila possuiria uma faixa de viragem de 2 até 5. 
Comparando com a literatura, o último valor não estaria correto, já que o amarelo de metila deveria ter uma 
faixa de viragem entre 2,0 e 4,0. Novamente, os problemas com o ambiente inadequado e a falta de 
exatidão de medida do papel indicador poderiam ter influenciado o resultado fora do esperado. 
 
 
 No caso do ácido acético, a fórmula do pH utilizada para o HCl não pode ser utilizada, pois ele é um 
ácido fraco e seu pH está relacionado à sua constante de dissociação e da base conjugada. Por isso os 
valores de pH diferem dos encontrados para o HCl. 
 
 O procedimento foi repetido para a amostra de 1 mL de NH3 1 mol L
-1; 0,1 mol L-1 e 0,01 mol L-1, 
verificando-se o pH com papel indicador e depois adicionando o indicador amarelo de alizarina. Os 
resultados obtidos foram: 
 Papel indicador Indicador 
1,00 mol L-1 pH = 10 Vermelho 
0,10 mol L-1 pH = 10 Laranja escuro 
0,01 mol L-1 pH = 9 Laranja claro 
 Pelo experimento realizado, o indicador amarelo de alizarina possuiria uma faixa de viragem de 9 até 
10. Comparando-se com a literatura, o último valor não seria esperado, já que a faixa de viragem do 
amarelo de alizarina é entre 10,1 e 12. Outra falha observada é que o indicador mostra um pH diferente 
para as concentrações molares 1,00 e 0,10, mas o papel indicador mede o mesmo pH. Possivelmente, esses 
valores fora do esperado foram erros ocasionados pelo ambiente que não possui condições ideais e pelo fato 
do papel indicador não possuir uma exatidão na medida do pH, além de deixar margens para falhas 
humanas. 
 Assim como ocorre com o ácido acético, a amônia, por ser uma base fraca, não pode ser calculada a 
partir da fórmula pH + pOH = 14. O seu pH estará relacionado à constante de dissociação da base e ao par 
conjugado ácido-base. 
 
 PARTE B - Constante de dissociação de um ácido fraco 
 Diluiu-se 5,0 mL de vinagre com água destilada até alcançar-se um total de 100 mL. Em seguida, 
dividiu-se em duas partes iguais de 50 mL. Uma das partes foi titulada com NaOH 0,2 mol L-1, usando-se 
fenolftaleína como indicador. Por fim, misturou-se as duas partes e mediu-se o pH da solução tampão 
preparada. Obteve-se um pH igual a cinco. 
 Temos que o Ka = ([H
+]*[A-]) / ([HA]) 
 Mas no caso de uma solução tampão, como a metade da solução original foi titulada, então HA foi 
convertido em A-. Sendo assim, ao juntarem-se as duas metades, uma titulada e a outra não, o número de 
moles de A- produzido na metade titulada será igual ao número de moles de HA na metade original da 
solução. Dessa forma, tem-se que: 
 Ka = [H
+] 
 Como o pH é conhecido, então a concentração pode ser encontrada da seguinte forma: 
 pH = - log [H+] 
 [H+] = (10)-pH 
 [H+] = (10)-5 mol L-1 
 Sendo Ka = [H
+], então Ka = (10)
-5. 
 O valor da constante de dissociação para o ácido acético de acordo com a literatura seria 1,8 * 10-5, um 
valor muito próximo do que foi encontrado no experimento. Acredita-se que não se chegou ao valor 
apontado pela literatura devido às condições não ideias do ambiente e a forma como o pH foi medido com 
o papel indicador de pH, que só permite encontrar valores inteiros. 
 
 PARTE C - Verificação de propriedade de uma solução tampão 
 Separou-se duas alíquotas de 25 mL da solução tampão preparada na parte B e em uma delas 
adicionou-se 5 gotas de NaOH 0,1 mol L-1 e na outra adicionou-se 5 gotas de HCl 0,1 mol L-1. Em seguida, 
mediu-se o pH de cada alíquota e verificou-se que ambas possuíam o pH = 5. 
 
 
 Confirmou-se assim, a característica da solução tampão de ser resistente à mudança de pH causada pela 
adição de ácido ou de base, uma vez que a solução original tinha pH igual a cinco, a solução adicionada de 
ácido e a solução adicionada de base possuíam o mesmo valor de pH da solução original. 
 Posteriormente, mediu-se o pH da água destilada, que era igual a 7. Separou-se duas alíquotas de 25 
mL e repetiu-se o mesmo procedimento realizado para a solução tampão. Na alíquota de água destilada 
adicionada de ácido, o pH medido foi igual a 5. Na alíquota de água destilada adicionada de base, o pH 
medido foi igual a 10. Observou-se, deste modo, o comportamento de uma solução que não é tampão e 
verificou-se que uma solução como a água pode ter uma mudança de pH de várias unidades ao ter uma 
adição de ácido ou base. Constatando-se, portanto, essa propriedade de resistência do pH de uma solução 
tampão em contraste com as soluções normais. 
 
 PARTE D - Medida de pH de soluções salinas 
 Com um instrumento conhecido como pHmetro, ou medidor de pH, fez-se as seguintes medidas: 
Solução pH Caráter 
NaCl 0,1 mol L-1 6,58 Neutro 
NaOAc 0,1 mol L-1 8,57 Básico 
Na2CO3 0,1 mol L
-1 11,39 Básico 
NH4Cl 0,1 mol L
-1 5,74 Ácido 
ZnCl2 0,1 mol L
-1 4,45 Ácido 
Cu(NO3)2 0,1 mol L
-1 3,27 Ácido 
 Pode-se classificar se um sal é ácido, básico ou neutro observando o pH e se os íons do sal são 
provenientes de um ácido e de uma base fortes ou fracos. 
 
a) Para o NaCl: 
Na+(aq)+ H2O(l)  NaOH(aq) + H+(aq) 
 Clˉ(aq) + H2O(l)  HCl(aq) + OHˉ(aq) 
 
 Como pode-se observar, NaOH e HCl são, respectivamente, uma base e um ácido fortes, logo eles 
tenderiam a formar um sal neutro, já que o seu ácido conjugado e sua base conjugada seriam fracos, o que 
pode ser verificado com o medidor de pH que dá um valor muito próximo de 7, que seria neutro. 
 
b) Para NaOAc: 
 Na+(aq) + H2O(l)  NaOH(aq) + H+(aq) 
ˉOAc(aq) + H2O(l)  HOAc(aq) + OHˉ(aq) 
 
 O Na+ é um cátion de metal do Grupo 1, logo, ele não influenciará no pH, pois os cátions de metais dos 
Grupos 1 e 2 são ácidos de Lewis tão fracos que os íons hidratados não agem como ácidos. Já na outra 
equação percebe-se que o íon acetato reage com água formando ácido acético e hidroxila. Sendo o ácido 
acético um ácido fraco, ele produzirá uma base conjugada forte. Sendo assim, o sal NaOAc será formado 
por um cátion neutro e um ânion básico se caracterizando por ser um sal básico, como pode ser verificado 
pelo valor obtido a partir do medidor de pH. 
 
c) Para Na2CO3: 
Na+(aq) + H2O(l)  NaOH(aq) + H+(aq) 
 CO3
2ˉ(aq) + H2O(l)  HCO3ˉ(aq) + OHˉ(aq) 
 
 
 
 
 Como já falado, o íon Na+ não influenciará no pH. Dessa forma, analisa-se apenas a equação do 
carbonato, o qual reagirá com água para formar hidrogenocarbonato, um outro íon com caráter de ácido 
fraco, espera-se então que o carbonato possua um caráter básico. Ou seja, o sal será formado por um cátion 
neutro e um ânion básico, sendo, portanto um sal básico, como pode ser verificado pelo valor obtido a 
partir do medidor de pH. 
 
d) Para NH4Cl: 
NH4
+
(aq) + H2O(l)  NH3(aq) + H3O+(aq) 
 Clˉ(aq) + H2O(l)  HCl(aq) + OHˉ(aq) 
 
 O íon amônio, na primeira equação, reage com água formando amônia e hidrônio. Como a amônia é 
uma base fraca, espera-se que seu ácido conjugado, o íon amônio, seja forte. Já o Clˉ espera-se que não 
tenha efeito significativo sobre o pH, pois vem de um ácido forte e é uma base muito fraca. Sendo assim, o 
sal terá caráter ácido, já que ele será formado por um ácido conjugado forte e uma base conjugada fraca, 
como pode ser verificado pelo valor obtido a partir do medidor de pH. 
 
e) Para ZnCl2: 
Zn²+(aq) + 2 H2O(l)  Zn(OH)2(aq) + 2H+(aq) 
Clˉ(aq) + H2O(l)  HCl(aq) + OHˉ(aq) 
 
 Na primeira equação, como Zn(OH)2 é uma base fraca, espera-se que seu ácido conjugado, Zn²
+, seja 
forte. Já no caso do Clˉ, como falado anteriormente, é uma base tão fraca que tem pouca influência sobre o 
pH. Consequentemente, como o ZnCl2 será formado por um cátion ácido e um ânion neutro, espera-se que 
ele seja um sal ácido, como pode ser verificado pelo valor obtido a partir do medidor de pH. 
 
f) Para Cu(NO3)2: 
 Cu²+(aq) + 2 H2O(l)  Cu(OH)2(aq) + 2H+(aq) 
 NO3ˉ(aq) + H2O(l)  HNO3(aq) + OHˉ(aq) 
 
 Para a primeira equação, o íon Cu²+ é um cátion de metal com carga elevada e pequeno volume, tendo, 
assim, um caráter ácido. Já na segunda equação, o ácido nítrico é um ácido bastante forte, sendo assim 
espera-se que sua base conjugada, o íon nitrato, seja tão fraca a ponto de não ter influência sobre o pH. Por 
tanto, o sal será formado por um cátion ácido e um ânion neutro, caracterizando-se como um sal ácido, 
como pode ser verificado pelo valor obtido a partir do medidor de pH. 
 
 PARTE E - Determinação de ácido acético em vinagre 
 Foi preparada uma bureta com NaOH 0,2 mol L-1. Em seguida, preparou-se uma solução de 1 mL de 
vinagre diluído em água destilada e adicionou-se 2 gotas do indicador. 
Após esse procedimento, foi feita a titulação do vinagre com o hidróxido de sódio, sendo gastos 2,5 mL de 
NaOH 0,2 mol L-1 para que a cor do indicador mudasse. 
 Observou-se a equação do hidróxido de sódio com o vinagre, conforme abaixo: 
 NaOH(aq) + HOAc(aq)  NaOAc(aq) + H2O(l) 
 E percebeu-se que a relação entre o número de mols consumidos de NaOH e de HOAc é de 1 para 1 
(1:1), dessa forma, ao se encontrar o número de mols de NaOH consumidos, pode-se encontrar o número de 
mols de ácido acético e sua concentração molar. 
 
 
 
 
 Sendo assim: 
 M = nº de mols / Volume 
 n = M * V 
 n = (0,2 mol/L) * (2,5 * 10-3 L) = 5*10-4 mols de HOAc 
 
 Para encontrar a concentração molar de ácido acético em 1 mL (10-3 L) de vinagre, temos que: 
 M = nº de mols / Volume 
 M = (5*10-4) / (10-3) = 0,5 M 
 
 Como a faixa de viragem do indicador deve corresponder ao pH da solução no ponto de equivalência, 
ou seja, o indicador mais adequado seria aquele próximo do pH quando o número de mols de ácido acético 
e de hidróxido de sódio forem iguais, então: 
 pH = - log [H+] 
 pH = - log (0,5) = 0,30 
 Sendo assim, o indicador apropriado seria o violeta de metila que possui uma faixa de viragem entre 
1,5 e 3,7, sendo a mais próxima do pH no ponto de equivalência. 
 
 
3. CONCLUSÕES 
 
Desta forma, pode-se perceber que o papel indicador não é uma forma de medir pH tão confiável de 
acordo com o objetivo destinado ao pH, pois é um instrumento que não apresenta exatidão. Podendo-se 
classificar o pHmetro como sendo a forma mais confiável de se medir o pH, por ser um instrumento que 
mede o valor exato. 
Percebe-se também a eficácia da solução tampão em resistir à mudança de pH e sua importância para 
as áreas biológica e química, além do grande valor do conhecimento da concentração e do pH das 
substâncias para os mais diversos usos, em especial para a área industrial, pois a todo momento nós 
lidamos, inclusive para consumo, com diversas soluções no nosso cotidiano e a aplicação desse tipo de 
conhecimento é essencial para manter a nossa saúde, o bom funcionamento de máquinas, dentre outros 
usos.