Relatorio de QUÍMICA GERAL PARA ENGENHARIA (Acidos e bases, Constantes de dissociação,Solução Tampão )

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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 
PROF: CRISTIANE OLIVEIRA TURMA: 2 A HORÁRIO: 08 ás10 horas
NOME: TALLYS GONÇALVES PEREIRA MATRÍCULA: 
PRÁTICA: ÁCIDOS E BASES DATA DE REALIZAÇÃO DA PRÁTICA: 01/10/14
DATA DE ENTREGA DO RELATÓRIO: 10/11/14
	1. OBJETIVOS
	Observar como potencial Hidrogeniônico (pH), se comporta á mudança de concentrações; Quantificar os valores nas quais ocorrem mudança de cores, em soluções na presença de indicadores; Determinar o pH de soluções salinas; Precisar o Ka (Constante de Ionização de um ácido fraco); Desenvolver uma solução tampão, e observar se a mesma obedece as características explicitadas na literatura; Titular ácido acético com Hidróxido de sódio, determinar a concentração do ácido e apresentar um indicador apropriado para verificar o pH da solução.
	2. RESULTADOS E DISCUSSÃO
	
PARTE A: MEDIDA DE pH DE SOLUÇÕES TIPICAMENTE ÁCIDAS OU BÁSICAS
Inicialmente foram coletadas três amostras de Ácido Clorídrico (HCl) cada uma de 1 mL, no entanto as mesmas apresentavam três concentrações distintas : 1 Mol.L-1, 0,1 Mol.L-1 e 0,01 Mol.L-1.
Feito isso foi feito uso do Violeta de Metila, indicador comumente usado para verificar viragens de pH entre 0 e 1. Na tabela abaixo estão apresentados os dados coletados com a verificação:
Tabela 01: Análise de HCl
	Concentração 
	Cor apresentada
	Valor de pH (Observado)
	1 Mol.L-1
	Verde
	0
	0,1 Mol.L-1
	Azul Escuro 
	1
	0,01 Mol.L-1
	Violeta
	2
HCl + H2O → CL- + H3O+
Como o ácido clorídrico é um acido forte, ele vai se dissociar completamente, assim a concentração de H+ inicial, é igual á final :
pH = -log[H+]
pH = -log[1] = 0
pH = -log[0,1] = 1
pH = -log[0,01] = 2
O mesmo procedimento foi repetido para o Ácido acético (HOAc), só que dessa vez o indicador utilizado foi o Amarelo de metila, especifico para viragens entre 2,8 a 4,4 aproximadamente.
Tabela 02: Análise de HOAc
	Concentração 
	Cor apresentada
	Valor de pH
	1 Mol.L-1
	Laranja 
	2
	0,1 Mol.L-1
	Amarelo 
	3
	0,01 Mol.L-1
	Amarelo claro
	5
CH3COOH + H2O→ H3O+ + CH3COO-
Nesse caso no entanto ele é um acido fraco, e por isso não é completamente dissociado, assim deve se calcular suas concentrações no estado de equilíbrio:
Ka =1,8 x 10-5
Para Concentração de 1 Mol.L-1
	
	CH3COOH
	H3O+
	CH3COO-
	Inicio
	1
	0
	0
	Variação
	- x
	X
	x
	Equilíbrio
	1 – x
	X
	x
Como Ka =1,8x10-5
Ka = (x2)/(1-x)
1,8 x 10-5 = (x2)/(1-x)
Supondo que x seja muito pequeno, o denominador tende a 1, assim não é necessário calcular equação do segundo grau, basta fazer x = 
 pH = -log[0,004242] ≅ 2
Para Concentração de 0,1 Mol.L-1
	
	CH3COOH
	H3O+
	CH3COO-
	Inicio
	0,1
	0
	0
	Variação
	- x
	X
	X
	Equilíbrio
	0,1 – x
	X
	X
Como Ka =1,8x10-5
Ka = (x2)/(0,1-x)
1,8 x 10-5 = (x2)/(0,1-x)
Supondo mais uma vez que x seja muito pequeno, o denominador tende a 0,1, assim não é necessário calcular equação do segundo grau, basta fazer x = 
 pH = -log[0,001341] ≅ 3 
Para Concentração de 0,01 Mol.L-1
	
	CH3COOH
	H3O+
	CH3COO-
	Inicio
	0,01
	0
	0
	Variação
	- x
	X
	X
	Equilíbrio
	0,01 – x
	X
	X
Como Ka =1,8x10-5
Ka = (x2)/( 0,01-x)
1,8 x 10-5 = (x2)/( 0,01-x)
Supondo que x seja muito pequeno, o denominador tende a 0,01, assim não é necessário calcular equação do segundo grau, basta fazer x = 
 pH = -log[0,0004242] ≅ 4
Em um terceiro experimento, a substancia analisada foi a amônia (NH3), que por sua vez requer o Amarelo de alizarina como indicador por ter faixa de viragem entre 10,1 e 12,0, aproximadamente.
Tabela 02: Análise de NH3
	Concentração 
	Cor apresentada
	Valor de pH
	1 Mol.L-1
	Vermelho claro 
	11
	0,1 Mol.L-1
	Laranja
	10
	0,01 Mol.L-1
	Amarelo claro
	9
NH3 + H2O →  NH4+ + OH -
Como amônia é uma base fraca, a mesma não se dissocia completamente, assim é necessário calcular as concentrações no equilíbrio :
Para Concentração de 1 Mol.L-1
	
	NH3
	NH4+
	OH -
	Inicio
	1
	0
	0
	Variação
	- x
	X
	x
	Equilíbrio
	1 – x
	X
	x
Como Kb =1,8x10-5
Kb = (x2)/(1-x)
= (x2)/(1-x)
Nesse caso, como foi dada uma base, deve se calcular inicialmente se pOH, em seguida relacionar com o pH:
pOH = -log[0,004242] ≅ 2, Como pH + pOH = 14, pH ≅ 12
Para Concentração de 0,1 Mol.L-1
	
	NH3
	NH4+
	OH -
	Inicio
	1
	0
	0
	Variação
	- x
	X
	X
	Equilíbrio
	1 – x
	X
	X
Como Kb =1,8x10-5
Kb = (x2)/( 0,1 -x)
= (x2)/( 0,1 -x)
pOH = -log[0,001341] ≅ 3, Como pH + pOH = 14, pH ≅ 11
Para Concentração de 0,01 Mol.L-1
	
	NH3
	NH4+
	OH -
	Inicio
	0,01
	0
	0
	Variação
	- x
	X
	X
	Equilíbrio
	0,01 – x
	X
	X
Como Kb =1,8x10-5
Kb = (x2)/( 0,01 -x)
= (x2)/( 0,01 -x)
pOH = -log[0,0004242] ≅ 4, Como pH + pOH = 14, pH ≅ 10
Todas as observações coletadas, evidenciaram a relação direta entre concentração de H+ na solução e o pH da mesma.
pH = -log[H+]
PARTE B: CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO
Uma solução de ácido acético foi preparada, pela diluição de vinagre em água em uma proveta (5 mL para 100 mL), em seguida, a mesma foi dividida em duas partes, e uma delas foi titulada com Hidróxido de sódio (NaOH) á uma concentração de 0,2 Mol.L-1.Durante a titulação, o indicador utilizado foi a Fenolftaleína, feito isso, o passo seguinte foi misturar as duas partes da solução anteriormente preparada(A titulada com NaOH e a não titulada), e foi o pH dessa junção que foi observado, tendo ele valor 5. Na equação química, o NaOH, não é incluído, porque nessa reação ele age apenas como “Observador”, não afetando a mesma.
HOAc(aq) + OH-(aq) → OAc-(aq) + H2O(l)
Quando a hidroxila reage com o ácido acético, ela passa a retirar íons H+, formando agua e um ânion OAc-, assim, no numerador do calculo da Constante de dissociação, só aparece a concentração de H+:
Ka = 
Ka = ([H+]*[ OAc-])/([ HOAc])
No entanto, essa formula ainda pode ser reduzida, pois as concentrações de OAc- e HOAc, nessa situação são iguais, assim:
Ka = [H+]
Não se sabe inicialmente a concentração de H+, contudo o pH da mistura é conhecido e ele é igual á 5,assim, pela inversa do logaritmo:
pH = - log[H+]
5 = - log[H+]
[H+] = 0,00001 (Esse valor foi obtido utilizando a função “Antilog”)
Ka = 1 x 10-5
Assim, é possível perceber que o valor obtido é próximo do que esta explicitado na literatura, 1,8x10-5.
PARTE C: VERIFICAÇÃO DA PROPRIEDADE DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO
Durante a titulação da parte B, um sal foi formado, a junção desse sal com seu respectivo ácido fraco, formou a conhecida Solução Tampão, em seguida foram adicionadas 5 gotas de uma solução de NaOH á 0,1 Mol.L-1,( caráter básico) á 25 mL dessa solução tampão, e a outros 25 mL foram adicionadas também 5 gotas, mas dessa vez foi o HCl (caráter ácido) com a mesma concentração, 0,1 Mol.L-1.
Durante a realização desse procedimento, foram medidos três valores de pH á titulo de comparação :
Tabela 04: Valores de pH e sua relação com a Solução Tampão.
	Situação
	pH
	Solução Tampão
	4,74
	Solução Tampão adicionada de NaOH
	4,88
	Solução Tampão adicionada de HCl
	4,69
Por fim, em duas amostras de agua destilada , se repetiu o procedimento anterior adicionando NaOH á uma, e HCl na outra, obtendo os seguintes resultados: 
Tabela 05: Valores de pH e sua relação com a água destilada.
	Situação
	pH
	Água destilada
	6,38
	Água destilada adicionada de NaOH
	10,88
	Água destilada adicionada de HCl
	2,61
Com esses resultados, é possível inferir que a solução preparada na parte B, realmente atua como uma solução tampão, devido a sua capacidade de “conservar” o valor do pH. Um pontoimportante a se destacar é que a solução tampão não é totalmente imune a variação de pH, no entanto, os valores obtidos com a adição da base e do ácido, são razoavelmente pequenos, ao ponto de se poder afirmar que o pH, quase não foi afetado.
Já, com a água destilada, ficou bem clara, a sua incapacidade de agir como um tampão, visto que o valor de pH da mesma foi dramaticamente afetado com a adição de base e acido respectivamente. Vale ressaltar ainda, que o pH da água observado, não foi exatamente 7, porque a mesma estava em contato com a atmosfera, e por conseguinte com os gases dissolvidos nela, isso pode ter contribuído para essa discrepância com o valor ilustrado na literatura.
PARTE D: MEDIDA DE pH DE SOLUÇÕES SALINAS
Com algumas amostras de seis sais distintos dissolvidos em água e um potenciômetro devidamente calibrado, verificou se as seguintes leituras de pH :
Tabela 06: Valores de pH de Soluções salinas.
	Solução
	pH
	NaCl (0,1 Mol.L-1)
	6,29
	NaOAc (0,1 Mol.L-1)
	8,72
	Na2CO3 (0,1 Mol.L-1)
	11,32
	NH4Cl (0,1 Mol.L-1)
	5,47
	ZnCl2 (0,1 Mol.L-1)
	4,98
	Cu(NO3)2 (0,1 Mol.L-1)
	3,87
Esses valores podem ser melhor compreendidos, quando se relaciona a eles os conceitos de Dissociação e Ionização:
Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius:
Quando uma substância dissolve-se em água, vai-se dividindo em partículas cada vez menores. Em alguns casos, essa divisão para nas moléculas e a solução não conduz a corrente elétrica. Em outros casos, a divisão vai além de moléculas; estas se dividem em partículas ainda menores, com carga elétrica, denominadas íons.
Ionização:
Como o próprio nome diz, é o ato de transformar átomos de carga neutra em seus respectivos íons. A energia necessária para transformar um átomo em íon varia de elemento para elemento. Essa transformação se dá devido ao elétron receber energia o suficiente para se libertar da nuvem eletrônica pertencente ao átomo.
Tomando essas definições, é possível entender os fenômenos que ocorrem quando, por exemplo, algumas substancias são dissolvidas em água, e a partir dai compreender seu Potencial Hidrogeniônico (pH).
NaCℓ (s) → Na⁺ (aq) + Cℓ⁻ (aq)
A água é uma substância formada por moléculas polares, o polo negativo esta situado no átomo de oxigênio e o polo positivo está nos átomos de hidrogênio. A solução iônica é obtida da interação entre H2O e NaCl. E como o cloreto de sódio é uma união entre um acido e uma base forte, o sal resultante acaba adquirindo caráter neutro, no entanto seu pH não é exatamente 7, isso se deve ao fato que durante a realização da pratica, as substancias estavam em contato com a atmosfera, e por conseguinte com os gases presentes nela. A interação com o Dióxido de Carbono (CO2) aumentou a presença de íons H+, deslocando assim o valor do pH para valores menores que 7, como observado 6,29, valor característico de ácidos.
NaOAc → Na+ + OAc-
OAc- + H2O→ HOAc + OH-
A dissociação do acetato de sódio produz o ânion OAc-, que ao interagir com a água produz íons de OH-, o que eleva o pH do meio, configurando assim um sal básico, como foi evidenciado com o valor coletado, 8,72.
Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + OH- + Na+
O Carbonato de sódio dissolvido em agua também produz moléculas de OH-, tornando o mesmo um sal básico, como foi indicado pelo seu valor de pH observado, 11,32.
NH4Cl → NH4+ + Cl- 
 NH4+ → NH3 + H+
Para determinar como se comporta o sal Cloreto de amónio, é necessário perceber que o mesmo apresenta duas dissociações consecutivas. Inicialmente origina o amónio, e em seguida, o mesmo 
também se dissocia gerando assim íons de H+, o que diminui o pH do meio, contribuindo para caracterizar tal sal como ácido, comprovando o valor observado 5,47.
ZnCl2 + H2O → Zn (OH)2 + HCl
Zn + H2O + H+
Sais como Cu(NO3)2 e ZnCl2 apresentam em sua composição os elementos de transição Cobre (Cu) e Zinco (Zn) , e uma das características desse tipo de elemento é que os mesmos quando dissolvidos em água, produzem íons de H+, o que configura os mesmos como sais ácidos, como bem mostraram os valores de pH coletados : 3,87 e 4,98 respectivamente.
PARTE E: DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGRE
Em uma bureta, foi preparada uma solução, de 0,2 Mol.L-1 de NaOH ; Em uma pipeta 1 ml de vinagre foi diluído em água, e em seguida foi adicionado o indicador apropriado. Por fim uniu se as duas substancias, e como era sabido o volume do NaOH,25 mL :
ConcentraçãoAcido*VolumeAcido = ConcentraçãoBase*VolumeBase
ConcentraçãoAcido = (0,2 * 0,025)/0,001
ConcentraçãoAcido= 5 Mol.L-1
NaOH + HC2H3O2 → NaC2H3O2 + H2O
Como a reação observada produz um sal (NaC2H3O2), e este quando diluído em agua produzira íons OH-, assim, o meio adquire caráter básico, dai a necessidade de um indicador sensível a mudanças cor 
para valores de pH entre 8,2 e 9,8, como é a Fenolftaleína.
	4. CONCLUSÕES
	
Na parte A, Foi possível perceber também, que algumas leituras de pH apresentaram valores fora dos limites teóricos que o indicador pode quantificar, além de valores diferentes dos obtidos teoricamente com o calculo das concentrações de H+. Isso pode ter sido ocasionado por uma má interpretação das nuances das cores e sua comparação com o padrão.
Na segunda parte da prática, a precisão do valor não foi muito alta, no entanto o valor de Ka encontrado experimentalmente realmente foi próximo, o que evidencia que as condições da realização da pratica podem ter sido decisivas na determinação final do valor, tais como arredondamentos e etc.
Na terceira parte, foi produzido um tampão como era previsto, o mesmo agiu na adição de base e acido respectivamente como um regulador de pH, o que porém não aconteceu com a água já que com uma simples observação dos valores de pH coletados ficou nítido, o quanto as características do meio foram alteradas, durante a prática.
Na seção relacionada, aos pH’s de soluções salinas, a montagem estequiométrica das reações, foi fundamental para se compreender os motivos pelas quais o meio foi alterado, visto que, em alguns casos, a diluição da mesma em agua produzia íons de H+, como foi o caso por exemplo do ZnCl2, o que tornou o meio acido, e em outros casos liberou OH-, como ocorreu com o Na2CO3, instalando caráter básico. Desse modo os valores de pH comprovaram as reações teóricas.
Por fim, a determinação da concentração de Ácido acético em vinagre, foi possível graças a titulação e sua fórmula, pois durante a prática os valores de concentração da base, e os volumes de ambos já haviam sido coletados, por essa reação, o sal obtido, e sua possível reação com a água (Alcalinização da mesma) o indicador apropriado foi a Fenolftaleína, mediante á sua faixa de viragem padrão estabelecida para valores entre 8,2 e 9,8(Essencialmente básicos).