RELATORIO DE QUIMICA

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RELATORIO DE QUIMICA
Diluição de ácidos bases para conferir o PH.
Materiais usados:
Béquer 40 ml;
Béquer 250 ml;
Pisseta;
Bastão de vidro;
Balança:
Proveta;
Funil;
Erlennmeyer;
Tira de Ph;
Procedimento
Primeiro procedimento
Vinagre ( CH3COOH).
Coletado em um Béquer de 40 ml, 30 ml de Vinagre ( CH3COOH), após estar feita a coleta utilizamos a tira de medir o ph, comparando com a caixa para saber o resultado final, vinagre ( CH3COOH) o resultado do PH foi 2.
Segundo procedimento
Transferimos o vinagre ( CH3COOH), que estava no béquer de 40 ml para o béquer de 250 ml,e feita a diluição com água( H2O) ate atingir 200 ml, utilizamos o bastão de vidro para fazer a mistura da reação e usamos a tira de ph para a coleta da solução, de acordo com a caixa do ph e comparando com a fita coletada o resultado foi 3.
Descartamos a reação ocorrida no erlennmeyear pelo funil.
Terceiro procedimento
Sulfato de alumínio Al2(SO4)3.
Para estar sendo feita a coleta do Sulfato de alumínio Al2(SO4)3, utilizamos a balança, para isso foi feito o procedimento de tarar parar estar coletando 2 gramas do produto. E colando o produto pesado em um béquer de 40ml, realizando a mesma solubilização com água (H2O) ocorrido anteriormente, após a homogeneização da solução, e a coleta com a tira do PH, conferimos com a caixa para saber o valor, o resultado do PH foi 3.
Quarto procedimento
Carbonato de cálcio (CaCO3).
Foi coletado na balança 1 grama de Carbonato de cálcio (CaCO3),em um béquer de 40 ml, e feito o mesmo procedimento anterior. Após a homogeneização da solução, e a coleta com a tira do PH, conferimos com a caixa para saber o valor, o resultado do PH foi 7.
Quinto procedimento
Coletamos 50 ml da solução que estava no Erlennmeyer no béquer de 250 ml, e acrescentamos mais 50 ml de sulfato de alumio Al2(SO4)3, utilizamos o bastao de vidro para a homogeneização da solução, e a tira de ph para a coleta, após realizada conferimos com a caixa para saber o valor da reação que teve o resultado do ph de 6.
Tira do Ph coletada.
Materiais usados.
Caixa do Ph.
Questões para discussão
01- Descreva a dissociação do acido acético (CH3COOH) em água (H2O).
O acido acético (CH3COOH), vinagre, e um acido de natureza orgânica, portando é um acido fraco. Dessa forma quando dissolvido em água, a maior parte do acido permanece em sua forma molecular, e so uma pequena parte se ionizqa para gerar os íons H+ e acetatos (CH3COO-). 
A equação de ionização do ácido acético é mostrada abaixo.
02- Explique o motivo do sal, sulfato de alumínio Al2(SO4)3 que é resultado da junção do acido sulfúrico H2SO4 e hidróxido de alumínio Al(OH)3, apresenta um caráter acido?
Por ser um sal o sulfato de alumino apresenta diversas caracterisitcas que os outros ácidos do grupo inorgânico também apresentam, é iônico,quando em contado com a água sofre o processo de dissociação, é solido a temperatura ambiente e apresenta sabor salgado.
Anexos
Defina as funções químicas ácido e base.
Ácido;
As substâncias que são compostos moleculares que se dissociam em íons em solução aquosa, são os ácidos. São capazes de conduzir corrente elétrica, e como exemplo podemos citar o Ácido Clorídrico, Ácido Bórico, Ácido Fórmico.Estes possuem hidrogênio que é liberado como cátion quando dissolvidos. Os elementos que formam ácidos se formam por ligações covalentes e ganham elétrons.Entre suas principais características, estão o sabor azedo, como o do limão, por exemplo. Boa condução da eletricidade, e a alteração da cor dos indicadores, que são substâncias que tem propriedade de mudar a cor para identificar caráter ácido ou básico da solução.
Bases
As substâncias que apresentam o grupo hidroxila (OH)-1 ligado a metais, são as bases. Chamadas de hidróxidos, as bases são compostos iônicos que liberam ânion (OH)- em solução quando em contato com a água. Podemos citar como exemplos o hidróxido de amônio, cal hidratada,Entre suas principais características encontramos os sabores adstringentes, a boa condução da eletricidade quando em solução, a coloração avermelhada com a fenolftaleína incolor. Reagem com os ácidos e produzem sal e água.
De 3 definições de Ácidos e bases diferentes citando seu autores e com exemplos
01- Teoria acido – base de Arrhenius (1887)
O químico sueco Svante August Arrhenius realizou experimentos que testavam a condutividade elétrica em solução e verificou que determinadas substâncias sofriam ionização (reagiam com a água e formavam íons) ou dissociação iônica (íons já existentes eram separados pela ação da água) e conduziam corrente elétrica.
Ao analisar os tipos de íons que tais substâncias formavam em água, ele notou que algumas produziam o mesmo tipo de cátion, outras produziam o mesmo tipo de ânion e, por essa razão, possuíam propriedades muito parecidas, podendo ser agrupadas. Desse modo, surgiu o seu conceito de ácido e base:
Acido é toda substância que em água produz como cátion somente H+, e base é aquela que produz como ânion somente OH-.
Exemplos de ácidos de Arrhenius:
Ácido +Água→Cátion+Ânion
HCℓ(g) +H2O(ℓ) → H3O+(aq)+Cℓ-(aq)
H2SO3(g) +2H2O(ℓ) →2H3O+(aq)+SO32-(aq)
H3PO4(s) + 3 H2O(ℓ) →3 H3O+(aq) + PO43-(aq)
Exemplos de bases de Arrhenius:
Base +Água→Cátion+Ânion
NaOH →Na + +OH-
Ca(OH)2 →Ca2+ +2OH- 
Al(OH)3 →Al3+ + 3 OH-
A neutralização seria a reação entre essas duas espécies iônicas, produzindo água:
H+(aq) + OH–(aq) → H2O(ℓ)
No entanto, apesar de explicar inúmeros fenômenos e contribuir para várias linhas de pesquisa da química, essa teoria apresentava algumas limitações. Por exemplo, ela estava restrita a soluções aquosas, não considerava compostos sólidos nem outros solventes diferentes da água.
2. Teoria de Bronsted-lowry ou teoria protônica ( 1923):
Foi proposta de forma independente por G. Lewis (EUA), por T. Lowry (Inglaterra) e por J. Brønsted (Dinamarca). Mas foi Brønsted um dos que mais contribuiu para o seu desenvolvimento.
Essa teoria é chamada de teoria protônica porque se baseia na transferência de prótons, iguais ao íon H+, o núcleo do hidrogênio, mas que ao ser chamado de próton, ajuda a diferenciar da teoria de Arrhenius. Além disso, nessa teoria não há necessidade da presença de água.
Segundo esses cientistas:
Acido é toda espécie química, íon ou molécula capaz de doar um próton, enquanto a base é capaz de receber um próton.
Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Brønsted e Lowry:
NH3 +HCℓ→NH4+ +Cℓ-base ácido ácidobase
forte      forte          fraco      fraca
Observe que a amônia (NH3) é base porque ela recebe um próton (H+) do ácido clorídrico (HCℓ).
Nessa teoria, a reação de neutralização seria uma transferência de prótons entre um ácido e uma base, como a reação explica acima.
Apesar de ser uma teoria que também permitiu o estudo e desenvolvimento de várias áreas e de ser uma definição bastante utilizada e atual, ela também tinha uma limitação: não permitia prever o caráter ácido ou o caráter básico de espécies químicas sem a presença de hidrogênio.
3. Teoria acido-base de Lewis ou teoria eletrônica (1923):
G. Lewis (EUA) propôs essa teoria juntamente à teoria protônica. Ela foi proposta a fim de eliminar todas as limitações mencionadas, podendo se aplicar a qualquer espécie química, sem exceção.
Ela é também denominada de teoria eletrônica porque envolve a transferência de pares de elétrons.
Segundo Lewis:
Acido é toda espécie química, íon ou molécula que aceita receber um par de elétrons, enquanto a base é capaz de oferecer um par de elétrons.
O par eletrônico é representado por “:”. De maneira geral, a reação de neutralização pode ser dada por:
A + :B = A:B
O composto A:B recebe nomes diversos, tais como: aduto, sal, complexo, complexo ácido-base, complexo doador-aceitador etc.
Observe que a amônia é base porque ela fornece o par de elétrons, e o trifluoreto de boro é o ácido de Lewis porque ele recebe o par de elétrons. O composto formado por meio do compartilhamento de elétrons é neutro, por isso, essa é uma reação de neutralização.Discorra sobre a escala de pH.
A escala de pH é uma maneira de indicar a concentração de íon de hidrogênio (H+) numa solução. Esta escala varia entre o valor mínimo 0 (acidez máxima), e o máximo 14 (acidez mínima ou basicidade máxima). A 25 °C, uma solução neutra tem um valor de pH = 7.
A letra “p”, da sigla pH, vem do alemão potenz, que significa poder de concentração.  Já o “h” vem do íon de hidrogênio (H+). Matematicamente o “p” equivale ao simétrico do logaritmo (cologaritmo) de base 10 da atividade dos íons a que se refere. Para íons H+:
Sobre o texto DE SVANTE ARRHENIUS AO PEAGÂMETRO DIGITAL:
100 ANOS DE MEDIDA DE ACIDEZ (está no portal )
A-Faça um a revisão histórica de Arrhenius 
Svante August Arrhenius nasceu em 19 de fevereiro de 1859 na Suécia. Foi um importante químico, físico e matemático.
Arrhenius estudou na Cathedral School de Upsala, após sua família se transferir da cidade de Vik. Iniciou na universidade aos 17 anos. Mais tarde estudou na Universidade de Estocolmo.
Ensinou física na Escola Técnica Superior da Universidade de Estocolmo. Em 1904, dirigiu o Intituto Nobel de Química e Física até 1927.
Durante seu doutorado na Universidade de Upsala, estudou as propriedades condutoras das dissoluções eletrolíticas. Segundo sua tese de doutorado, as substâncias que sofrem dissolução eletrolítica quando dissolvidas se dissociam formando íons. O grau de dissociação aumenta com o grau de siluição da solução, apenas para os eletrólitos fracos.
Lord Kelvin contestou muito seus trabalhos, mas foi apoiado por Jacobus Van´t Hoff e Wilhelm Ostwald. Mais tarde, sua teoria foi aceita, uma das bases da físico-química e da eletroquímica. Foi nomeado reitor do Real Intituto de Tecnologia de Estocolmo em 1896.
Em 1903, recebeu o Prêmio Nobel de Química por seu extraordinário serviço prestado à tecnologia e à química. Desenvolveu outros trabalhos na área de físico-uímica como a velocidade das reações químicas e alguns trabalhos sobre imunização e astronomia.
Foi membro estrangeiro da Royal Society em 1909. Durante uma visita aos Estados Unidos, foi condecorado com a primeira medalha Willard Gibbs em 1911. Em 1914, recebeu a medalha Faraday. Morreu em Estocolmo, no dia 02 de outubro de 1927.
B- Importância da Constante de equilíbrio para o cálculo de PH
A temperatura precisa ser especificada porque ela altera a quantidade de íons no meio. Se aumentarmos a temperatura, por exemplo, a energia das partículas também aumentará. Por isso, elas se movimentarão mais rápido, o que resultará em um maior número de choques entre elas e, portanto, em uma maior quantidade de íons produzidos.
C-Importância do íon Hidrogênio nos sistemas Biológicos 
A unidade de medida da concentração dos íons hidrogênio nos líquidos do organismo é denominada pH. A redução do pH é denominada acidose, enquanto o seu aumento é chamado de alcalose. Ambos, acidose e alcalose, são consequências de alterações da concentração do íon hidrogênio no organismo. A ocorrência de acidose ou de alcalose reduz a eficiência de uma série de reações químicas celulares, das quais depende a função dos órgãos e sistemas. 
O metabolismo intracelular exige uma faixa estreita da concentração de íon hidrogênio (pH), para que os processos enzimáticos e bioquímicos possam ocorrer eficiente e apropriadamente. 
Os ácidos e as bases afetam o comportamento químico da água; alterações na concentração de ácidos ou bases, em consequência, interferem nas reações químicas que ocorrem nas soluções do organismo, nas quais a água é o solvente universal. 
Os íons hidrogênio são partículas extremamente móveis; as alterações da sua concentração afetam a distribuição celular de outros íons, como sódio, potássio e cloretos e modificam a atividade das proteinas, em especial das enzimas. 
Diversas atividades fisiológicas são afetadas pela concentração dos íons hidrogênio. Variações do pH podem produzir alterações significativas no funcionamento do organismo, tais como: 
Aumento da resistência vascular pulmonar; 
Redução da resistência vascular sistêmica; 
Alterações da atividade elétrica do miocárdio; 
Alterações da contratilidade do miocárdio; 
Alterações da atividade elétrica do sistema nervoso central; 
Alterações da afinidade da hemoglobina pelo oxigênio; 
Modificação da resposta a certos agentes químicos, endógenos e exógenos, como por exemplo, hormônios e drogas vasoativas. 
Desvios importantes do pH, especialmente se ocorrem em curtos intervalos, são mal tolerados e podem ameaçar a vida. Os pacientes que permanecem em acidose severa e prolongada, geralmente morrem em estado de coma; os pacientes que permanecem em alcalose severa e prolongada, geralmente morrem por convulsões ou lesões neurológicas irreversíveis. 
A concentração do hidrogênio livre no organismo depende da ação de substâncias que disputam o hidrogênio entre sí. Essas substâncias são as que cedem hidrogênio e as que captam o hidrogênio. As substâncias que podem ceder hidrogênio em uma solução, são chamadas de ácidos, enquanto as substâncias que podem captar o hidrogênio nas soluções, são as bases. A concentração final do hidrogênio livre nos líquidos orgânicos, resulta do equilíbrio entre aqueles dois grupos de substâncias, ácidos e bases. 
Na presença de oxigênio (metabolismo aeróbico), o principal produto final do metabolismo celular é o ácido carbônico, prontamente eliminado nos pulmões, durante os processos de ventilação pulmonar. Na ausência ou na insuficiência de oxigênio (metabolismo anaeróbico) os principais produtos finais do metabolismo são ácidos não voláteis, principalmente o ácido lático, cuja eliminação é mais lenta e requer metabolização adicional no fígado para excreção pelos rins. 
D- Explique como funciona o phmetro 
O pHmetro ou medidor de pH é um aparelho usado para medição de pH. Constituído basicamente por um eletrodo e um circuito potenciômetro. O aparelho é calibrado (ajustado) de acordo com os valores referenciado em cada soluções de calibração. Para que se conclua o ajuste é então calibrado em dois ou mais pontos. Normalmente utiliza-se tampões de pH 7,000 e 4,005. Uma vez calibrado estará pronto para uso. A leitura do aparelho é feita em função da leitura da tensão (usualmente em milivolts) que o eletrodo gera quando submerso na amostra. A intensidade da tensão medida é convertida para uma escala de pH. O aparelho faz essa conversão, tendo como uma escala usual de 0 a 14 pH. Seu uso é comum em qualquer setor da ciência que trabalhe com soluções aquosas. É utilizado na agricultura, tratamento e purificação da água, fabricação de papel, indústria petroquímica, na produção e desenvolvimento de medicamentos, fabricação de alimentos, entre outros.