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ÁCIDOS Relatório Pronto

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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia
 Campus Salvador 
 Integrado em Química 
 
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 09
Ácidos
João Victor Grizorte Neville
03/2019
Salvador-Bahia
APRESENTAÇÃO
 
Este relatório descreve as atividades desenvolvidas por João Victor Grizorte Neville, aluno do curso Integrado de Química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia, no âmbito da parte experimental da disciplina Química, durante a 4o Unidade/2019.
Serão descritos os objetivos, a parte experimental, os resultados, os cálculos, a discussão e as conclusões referentes ao experimento intitulado "Ácidos”.
Salvador, 27 de Março de 2019
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INTRODUÇÃO TEÓRICA
Um dos processos mais importantes da química e da biologia são as reações ácido-base. 
Existem várias definições para ácidos, das quais a mais simples é a definição formulada por Svant August Arrhenius, século XIX. De acordo com está teoria, os ácidos são substâncias que se ionizam em solução aquosa, liberando íons H+ no meio.
Bronsted e Lowry, em 1923, ampliam a definição de Arrhenius, ao dizer que o ácido é uma substância que se comporta como um doador de prótons. Assim, está definição generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius e, todas as substâncias que se obedecem está definição, são denominadas ácidos de Bronsted-Lowry.
Alguns anos depois o americano Gilbert Newton Lewis, formulou uma definição que englobaria todos os casos, segundo ele, um acido é uma substância susceptível de captar um par de elétrons. Apesar dessa definição possuir uma enorme importância devido a sua generalidade, quando tratamos de um ácido ou base, utilizamos a definição de Bronsted-Lowry, deixando o termo “ácido de Lewis” para substâncias específicas que podem aceitar um par de elétrons, mas que não contem átomos de hidrogênio ionizáveis.
Uma reação de neutralização é caracterizada pela reação química entre um ácido e uma base (partícula capaz de dissociar-se, liberando no mínimo um ânion hidroxila OH-), resultando como produtos um sal e água.
A ionização é a produção aquosa de íons a partir de uma ligação química de natureza covalente, ou seja, de um compartilhamento de elétrons.
A dissociação é a liberação de íons a partir de uma ligação química de natureza iônica, ou seja, de uma doação e recepção de elétrons.
O pH é a sigla usada para o potencial (ou potência) hidrogeniônico, porque se refere à concentração de [H+] em uma solução. Assim, o pH serve para nos indicar se uma solução é ácida, neutra ou básica.
A escala de pH varia entre 0 e 14 na temperatura de 25ºC. Se o valor do pH for igual a 7 (pH da água), o meio da solução (ou do líquido) será neutro. Mas se o pH for menor que 7, será ácido, e se for maior que 7, básico. em laboratórios, para determinar o pH de soluções de um modo não tão preciso, utilizam-se indicadores ácido-base. Esses são substâncias naturais ou sintéticas que mudam de cor na presença de soluções ácidas e básicas e em diferentes faixas de pH. Entre os indicadores sintéticos mais usados está a fenolftaleína, que é incolor em meio ácido e bem rosa em meio básico; o papel de tornassol, que fica vermelho na presença de ácidos e azul na presença de bases; e o indicador universal, que apresenta cores diferentes para cada valor de pH, sendo bastante preciso. Entre os indicadores naturais, temos as soluções extraídas de muitos vegetais, tais como das folhas de repolho roxo, beterraba, uvas, jabuticabas, amoras, bem como em folhas vermelhas e flores de pétalas coloridas.
 Os óxidos básicos são óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos; Na2O - óxido de sódio/ CaO - óxido de cálcio (cal viva) / BaO - óxido de bário (barita)/ CuO - óxido de cobre (II) (óxido cúprico) / Cu2O - óxido de cobre (I) (óxido cuproso/cuprita) / FeO - óxido de ferro (II) (óxido ferroso).
Os óxidos anfotéricos são óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador se aproxima, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador se aproxima dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular.
Existem ácidos que possuem o elemento oxigênio em sua composição, como por exemplo, o ácido nítrico (HNO3) e o ácido sulfúrico (H2SO4), substâncias muito utilizadas na indústria química. Esses ácidos são chamados de oxiácidos.
Hidrácidos são ácidos que não possuem o elemento oxigênio em sua composição. Podemos citar o ácido clorídrico (HCl), presente em nosso estômago, e o gás sulfídrico (H2S), um gás tóxico produzido em determinadas reações químicas.
OBJETIVOS
OBJETIVO GERAL: Avaliar algumas propriedades químicas e físicas de diferentes ácidos orgânicos e inorgânicos 
OBJETIVOS ESPECÍFICOS:
Verificar a volatilidade de diferentes ácidos orgânicos e inorgânicos.
Caracterizar ácidos e os produtos de suas reações por meio do uso de indicadores ácido-base naturais.
Testar a capacidade de condutividade elétrica de soluções aquosas de diferentes ácidos.
Verificar a ocorrência de reação entre metais e ácidos não oxidantes 
MATERIAIS:
REAGENTES
Ácido acético 
Ácido Bórico
Ácido clorídrico
Ácido sulfúrico
Hidróxido de Sódio 
Zinco
Cobre
Oxido de alumínio 
VIDRARIAS
Béquer 
Tubo de Ensaio
Vidro de relógio 
Bastão de Vidro
Proveta
EQUIPAMENTOS
Sistema elétrico 
Capela
DIVERSOS
Conta-gotas 
Estante para tubos de ensaios.
PROCEDIMENTOS
 PROCEDIMENTO 1: Ácidos fixos e voláteis 
Verificou-se a volatilidade dos ácidos: clorídrico, sulfúrico, acético e bórico. 
 PROCEDIMENTO 2: Condutividade elétrica 
Colocou-se 5mL de solução de ácido clorídrico 3M e testou-se a condutividade elétrica da solução, com um sistema elétrico acoplado com uma lâmpada.
Repetiu-se o procedimento com as soluções de ácido sulfúrico, bórico e acético.
 PROCEDIMENTO 3: Reação entre um ácido e uma base
Colocou-se 2,0 mL de HCl (aq) 3M num tubo de ensaio e adicionou 3 gotas do indicador natural de repolho roxo.
Adicionou-se gota a gota o NaOH (aq) 3M até notar observar a neutralização do meio.
 PROCEDIMENTO 4: Reação de ácido não oxidante com metais
Colocou-se em um tubo de ensaio 3,0mL de HCl (aq) 6M e adicionou um pouco de zinco. Repetiu-se o procedimento, trocando o zinco pelo cobre.
 PROCEDIMENTO 5: Reação de ácidos com oxido de alumínio 
Pegou-se dois tubos de ensaio. Ao primeiro adicionou-se 3,0mL de H3BO3(aq) e 2 gotas do indicador natural de repolho roxo, e ao segundo adicionou-se 3,0 mL de HCl(aq) 6M e 2 gotas do indicador natural de repolho roxo.
Adicionou-se, em ambos os tubos uma ponta de espátula de óxido de alumínio.
 PROCEDIMENTO 6: Força dos ácidos 
Adicionou-se em