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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
 ____
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 emtubos de ensaios diferentes 2,0 mL das soluções dos ácidos acético, bórico, sulfúrico e clorídrico e duas gotas do indicador natural. 
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Tabela 1:Comparação de cores e do pH de diferentes soluções
	
Tubo
	
Solução
	
Indicador
	
Cor observada
	Provável pH verificar na escala feita com indicador natural.
	1
	Ácido clorídrico 3M
	Repolho roxo
	Vermelho escuro
	pH=1
	2
	Ácido sulfúrico 3M
	Repolho roxo
	Vermelho claro
	pH=2
	3
	Ácido bórico 3M
	Repolho roxo
	Rosa claro
	pH≈3
	4
	Ácido acético 3M
	Repolho roxo
	Rosa escuro
	pH≈3
DISCUSSÃO
Ao verificar a volatilidade do ácido clorídrico, foi possível observar a presença de um odor característico de cloro, o que indica sua volatilidade, em sua forma mais pura o HCl é um gás conhecido como Cloreto de Hidrogênio, ele estabelece interações intermoleculares do tipo dipolo-dipolo e do tipo London, em condições naturais é encontrado em estado gasoso o que indica que suas ligações são fracas e tem facilidade em serem quebradas. Por possuir interações fracas e ter facilidade em passar para o estado gasoso, que ocorre quando há uma distorção no equilíbrio energético da solução (podendo ser evidenciado pela aparição de uma espécie de fumaça) o HCl(aq) apresenta uma alta volatilidade e um odor característico.
O H2SO4 é considerado um ácido fixo, pouco volátil, devido ao seu ponto de ebulição (340 °C). O ácido sulfúrico estabelece ligações de hidrogênio com suas outras moléculas, essas ligações são consideravelmente fortes e impedem o mesmo de passar para o estado gasoso com facilidade, por isso não é observada volatilidade ou odor no H2SO4.
O CH3COOH, possui uma alta pressão de vapor a qualquer temperatura, isso ocorre devido as suas interações intermoleculares. O ácido acético é considerado um ácido fraco, o que significa que está parcialmente dissociado na solução, e seu grau de ionização é baixo. Devido a essa dissociação parcial as moléculas não estabelecerão interações intermoleculares muito fortes com as moléculas de água, o que facilitará a evaporação desse ácido, conferindo uma alta volatilidade e o forte odor de vinagre.
O H3BO3, é um ácido fraco e não apresentou volatilidade devido as suas interações intermoleculares serem significativamente fortes, estabelecendo ligações de Hidrogênio com suas moléculas e com as moléculas de água, exigindo muita energia para que ocorra a quebra dessas ligações e passagem para o estado gasoso.
Ao testar a condutividade elétrica o ácido sulfúrico e o clorídrico apresentaram uma boa condutividade, enquanto o bórico e o acético não chegaram a conduzir. Isso ocorre devido ao grau de ionização desses ácidos, o sulfúrico e o clorídrico são ácidos fortes e ionizam muito, liberando bastante H+ no meio, esses íons conferem uma facilidade na mobilidade de cargas presentes no seu meio, o que garante a condução elétrica. Como o Bórico e o acético não possuem um grau de ionização muito alto, não liberam H+ suficiente para que ocorra a condução de eletricidade e consequentemente o funcionamento da lâmpada do sistema elétrico.
Ao adicionarmos o Indicador natural no ácido clorídrico observamos uma mudança de cor no sistema de incolor para um vermelho escuro, indicando um pH próximo a 1 (De acordo com a escala montada em sala de aula) ao adicionarmos gota a gota, o Hidróxido de sódio, observamos uma mudança de cor no sistema, que indicava um aumento no pH do sistema, ao chegar a um total de 40 gotas de hidróxido de sódio, observamos uma neutralização do sistema que adquiriu uma cor correspondente à o pH=7. Isto ocorre, pois, o número de íons H+ liberados pelo HCl no sistema se igualou ao número de OH- liberado pelo NaOH no sistema. Além da mudança de pH, temos a formação de água e do sal NaCl, que se encontra dissolvido no sistema.
Quando adicionamos um pedaço de zinco ao tubo de ensaio que estava com o ácido clorídrico (6M), observamos a formação de diversas bolhas que são causadas pela liberação de gás hidrogênio no sistema. Houve uma transferência de elétrons entre as espécies químicas e uma formação de um novo composto. O Zn perdeu dois elétrons, atuando como agente redutor, e tornando-se o cátion Zn+2. Esses elétrons perdidos pelo Zn foram absorvidos pelo íon H+, presente na solução de HCl, que atuou como agente oxidante, formando H2. Ao final da reação obtivemos Cloreto de Zinco e gás Hidrogênio. 
 Reação de Oxidação
 Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
Ao adicionarmos um pedaço de cobre ao HCl(6M) não observamos nenhuma reação instantaneamente. Isso ocorre, pois, o cobre é menos reativo que o Hidrogênio, tendo uma menor tendência de oxidar do que ele. Porém após um tempo uma leve coloração verde foi observada no tubo de ensaio em decorrência da formação do íon complexo CuCl42-(aq) resultante da reação do ácido com uma fina camada de óxido que recobria o cobre. 
O óxido de alumínio por ser um óxido anfótero ao entrar em contato com o ácido bórico adquiriu um caráter básico e atuou como um óxido básico ocasionando uma pequena elevação do pH do sistema, evidenciada pela mudança de cor do mesmo. Utilizando a escala de pH do indicador natural, uma leve mudança de pH=4 para pH=5 foi observada na reação. Como temos uma reação de um ácido com um oxido de caráter básico, deveríamos obter em seu produto um sal e água. O sal obtido, deveria ser o borato de alumínio, que pode atuar como um ácido de Lewis porque o alumínio é um átomo que apresenta três elétrons na camada de valência, os quais são atraídos para os íons Borato, BO3-3, porém devido a pouca reatividade do Al2O3, a reação não aconteceu e o AlBO3 não foi formado.
 Reação ácido + óxido básico
 1Al2O3(s) + 2H3BO3(aq) → 2AlBO3(aq) + H2O(l)
Ao reagir com o HCl, também foi observado um aumento do pH de 1 para 3, devido ao caráter anfótero do Al2O3, ele atua como uma base, aumentando o pH do sistema. Quando o óxido de alumínio reage com o HCl nós deveríamos observar a formação de um sal o AlCl3 que se encontraria solubilizado na água. O cloreto de alumínio poderia atuar como um ácido de Lewis porque o alumínio é um átomo que apresenta três elétrons na camada de valência, os quais são atraídos para os átomos de cloro (por serem mais eletronegativos). Dessa forma, o átomo de alumínio ficaria deficiente em elétrons.
 Reação ácido + óxido básico
 1Al2O3(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2O(l)
Como visto na Tabela 1, o ácido clorídrico se mostrou o ácido mais forte entre todos experimentados, ao adicionarmos o indicador natural o meio adquiriu uma coloração avermelhada, que segundo a escala montada em sala, indica que o meio possui um pH=1. Porém ao observamos o valor teórico do pH do HCl 3M, iremos ver que o mesmo deveria possui um pH=-0,44. Então o pH da solução de HCl observada no laboratório, possui uma maior concentração de íons OH- do que o esperado teoricamente, causando este pequeno aumento entre o pH teórico e o observado. A diferença no pH teórico para o prático, também pode ser advinda da falta de precisão da escala montada com o indicador natural.
Por possuir uma grande concentração de íons H+ (pH = log[H+]), o ácido clorídrico se mostra como um ácido forte que possui um grau de ionização alto liberando 10-1 íons H+.
O segundo ácido observado foi o H2SO4, que ao adicionarmos 2 gotas do indicador adquiriu uma coloração vermelha um pouco fraca. Segundo a tabela de pH montada o ácido sulfúrico possui pH=2 e uma concentração de 10-2 íons H+. Teoricamente observamos que o H2SO4 3M deveria ter um pH=-0,2 o que indica uma existência de mais íons OH- do que o esperado no meio, isso faz com que ocorra esse aumento no pH do meio.
O H3BO3, apresentou um pH próximo a 3, porém ao observamos teoricamente seu pH deveria corresponder a 2,65. Uma pequena margem de erro proveniente de uma possível maior concentração de íons OH-do que o esperado.
O ácido acético, também apresentou um pH aproximadamente igual a 3, segundo a escala montada com o indicador natural, porém teoricamente seu pH deveria ser 1,41. A diferença desses resultados deve-se a não precisão da escala montada com o indicador e a possível presença de mais íons OH- do que o esperado no meio, esses íons então concederam propriedades básicas e causaram este pequeno aumento no pH observado no laboratório.
Então podemos observar que os ácidos com menor grau de ionização serão mais fracos que ácidos que possui um grau de ionização maior na mesma concentração.
 Cálculos utilizados para achar o pH teórico.
3Mol-------------1000mL M.α--------------2mL
 x------------- 2,0mL x---------------1000mL
 
Mol na solução. (M) Nº de H+.
 
α =Grau de ionização pH= -log[H+]
M= Mol na solução
CONCLUSÃO
Todos os objetivos foram concluídos com êxito, podendo observar a volatilidade dos ácidos que foi maior naqueles que possuíam interações mais fracas, a sua capacidade de condutividade elétrica, que foi maior nos ácidos mais fortes que tinham uma maior concentração de íons em seu meio. Além da observação de um óxido anfótero perante ácidos, também pudemos observar o pH de todas as substâncias e suas mudanças perante o acréscimo de uma base. 
Os ácidos são substâncias de extrema importância no nosso dia a dia, sendo responsáveis pela purificação de diversas substâncias (H2SO4 por exemplo é utilizado na purificação da cocaína), utilizados na confecção de materiais de limpeza que atuam em pedras, inox, alumínio, vidros e etc... Os ácidos também são encontrados no próprio corpo humano (HCl) e é um importante componente do suco gástrico, que atua no nosso processo de digestão.
 
REFERÊNCIAS 
https://www.cdc.gov/niosh/docs/2003-154/pdfs/7908.pdf
https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/0095852263900552
https://chemistry.stackexchange.com/questions/34686/why-does-concentrated-hcl-fume
https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/hydrochloric_acid#section=Top
http://www.npi.gov.au/resource/acetic-acid-ethanoic-acid
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculos-envolvendo-ph-solucoes.htm 
WEAST, R. C. Handbook of Chemistry and Physics. 57. ed. Ohio: CRC Press, 1976.
 RUSSEL, J. B. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. - Tradução e revisão técnica: Marcia Guekezian.
HOLLUM, J, R.; BRADY, J. ; RUSSELL, J. W. Química - A Matéria e Suas Transformações. 3. ed. Rio de Janeiro: Ltc, 2002.
FONSECA, M. R. M. Completamente Química: Físico-química. São Paulo: Ftd S.a, 2001.
ANEXOS
Ácido Clorídrico- HCl
Toxicologia
Ingestão: Dor intensa devido à queimadura na boca, faringe e abdômen. Incidência de vômito e diarreia escura.
Inalação: Tosse, sufocação, cefaleia e tontura.
Contato com a Pele: Queimadura e dor forte e constante.
Contato com os Olhos: Dor, lacrimejamento e edema da conjuntiva.
Propriedades físico-químicas 
Aspecto: Líquido, coloração de incolor a ligeiramente amarelo
Odor: Pungente, penetrante e irritante
pH: 2 (solução de 0,2% de HCl em peso)
Ponto de Fusão: 15,3 ºC (solução a 45% de HCl em peso)
Ponto de Ebulição: 110,0 ºC (solução a 30% de HCl em peso)
Ácido Sulfurico-H2SO4
Toxicologia 
Ingestão: Severos danos ao aparelho digestivo.
Inalação: Tosse, espirro, sangramento nasal.
Contato com a Pele: Pode causar queimaduras
Contato com os olhos: Catarata, Glaucoma, lesões permanentes.
Propriedades físico-químicas 
Estado físico: Líquido.
Forma: Líquido viscoso (pode solidificar abaixo de 11 ºC).
Cor: Incolor.
Odor: Odor característico.
pH: Ácido.
Temperaturas específicas:
Ponto de ebulição: 290 ºC (dados de literatura).
Ponto de fusão: 10 ºC (dados de literatura).
Ácido Bórico-H3BO3
Toxicologia 
irritação da pele: Não disponível
irritação ocular: Não disponível
Sensibilização respiratória: Irritação
Sensibilização a pele: Irritação
Propriedades físico-químicas
Aspecto: sólido, pó cristalino, fino, branco
Odor: inodoro
Ponto de fusão: 185ºC
Ponto de ebulição: Não disponível
Ácido Acético- CH3COOH
Toxicologia 
Inalação: Irritante para o sistema respiratório. Risco de formação de edema pulmonar.
Contato com pele: Extremamente irritante para a pele. Provoca queimaduras severas, dermatites e mucosas. 
Contato com olhos: Extremamente irritante para os olhos. Causa queimaduras, lacrimejamento e conjuntivite.
Ingestão: Pode provocar um efeito corrosivo sobre o trato digestivo.
Propriedades físico-químicas 
Estado físico: Líquido
Cor: Incolor
Odor: Penetrante de vinagre
pH: 2,37 (sol. 6%)
Ponto de fusão:16,7°C
Ponto de ebulição:117,9 °C
Hidróxido de Sódio-NaOH
Toxicologia
Inalação: Pode ser perigoso se for inalado. O material é extremamente destrutivo para os tecidos das membranas mucosas e do trato respiratório superior.
Ingestão: Pode ser perigoso se for engolido. Provoca queimaduras.
Pele: Pode ser perigoso se for absorto pela pele. Causa queimaduras na pele.
Olhos: Causa queimaduras nos olhos.
Propriedades físico-químicas 
Aspecto Estado físico: granulado
Cor: branco
Odor dados não disponíveis
Limiar olfativo dados não disponíveis
pH 13,0 - 14
Ponto de fusão/ponto de congelação: Ponto/intervalo de fusão: 318 °C
Ponto de ebulição inicial/intervalo de ebulição:1.390 °C
Oxido de Aluminio-Al2O3
 
Toxicologia
Inalação: Pode ser perigoso se for inalado. Pode causar uma irritação do aparelho respiratório.
Pele: Pode ser perigoso se for absorto pela pele. Pode causar uma irritação da pele.
Olhos: Pode causar uma irritação dos olhos.
Ingestão: Pode ser perigoso se for engolido.
Propriedades físico-químicas
Estado físico: sólido
pH 9,4 - 10,1 a 20 °C
Ponto de fusão: 2.038 °C
Ponto de ebulição: 2.980 °C
Questionário
1-Na atividade 2, qual é o sistema que conduz de maneira mais efetiva a corrente elétrica? Justifique.
R= O sistema que melhor conduziu a corrente elétrica foi o HCl(aq). Isto ocorre, pois, o grau de ionização do HCl é bastante alto (92%) o que ocasiona uma maior concentração de íons no sistema, que por consequência facilitam a mobilidade das cargas e ajudam na condução de eletricidade.
2-Na atividade 3, compare a cor do sistema com as da tabela padrão de pH dos corantes naturais.
R=(Discussão)

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