PRÁTICA_04_BRUNO_DEFINITIVO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO 
Fundação Instituída nos Termos da Lei n° 5.152, de 21/10/1966 – São Luís – MA 
CENTRO DE CIÊNCIAS SOCIAIS SÁUDE E TECNOLOGIA 
CURSO DE ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bruno Bitencortes da Silva 
PRÁTICA 4: Equilíbrio Químico Ácido – Base 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imperatriz – MA 
26/09/2019 
Bruno Bitencortes 
Kariny Pereira 
Silnéria Evangelista 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
PRATICA 4: Equilíbrio Químico – Ácido – Base 
 
 
Relatório da prática referente a 
matéria de Química Analítica 
Qualitativa do curso de 
Engenharia de Alimentos, como 
pré-requisito para obtenção da 
primeira nota. 
 
Docente: Prof. Dr. Paulo Roberto 
Silva Ribeiro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imperatriz – MA 
26/09/2019 
RESUMO 
O equilíbrio químico é de suma importância para o estudo de diversos aspectos da 
química, tais como o comportamento ácido-base, reações de oxirredução e de precipitação. A 
partir disso, o objetivo da aula prática 04 foi analisar e interpretar a constante de equilíbrio de 
dissociação de ácidos e produto iônico de água, além de reconhecer os fatores que influenciam 
no equilíbrio químico. E para melhor compreensão do assunto foi realizado procedimentos tais 
como análise da constante de equilíbrio de dissociação de ácido e produto iônico da água, por 
meio da titulação do ácido clorídrico e do ácido acético; além da analise do equilíbrio químico 
cromato/dicromato. A partir desta aula prática, tornou-se perceptível importância do equilíbrio 
ácido-base, nas inúmeras aplicações do equilíbrio ácido-base em vários aspectos da sociedade. 
1. INTRODUÇÃO 
Em uma reação em equilíbrio químico, as concentrações de todas as espécies envolvidas 
são constantes (todavia, deve-se lembrar que o equilíbrio é dinâmico, isto é, as reações direta e 
inversa ocorrem com a mesma velocidade). Em geral, o equilíbrio químico é função da 
temperatura, já que a maior parte das reações químicas ocorre liberando calor (exotérmicas) ou 
absorvendo calor (endotérmicas); para algumas reações, o equilíbrio também depende da 
pressão (FERREIRA et al 1997). 
É de se destacar, também, a importância desse tema para o estudo de outros aspectos da 
Química como comportamento ácido-base, reações de oxirredução e de precipitação. O estudo 
de equilíbrio químico é a consideração dos fatores relacionados com as alterações que podem 
sofrer um sistema em equilíbrio devido às mudanças das propriedades que o definem, 
geralmente referidas nos livros-textos como “deslocamentos do equilíbrio”. Os Parâmetros 
Curriculares Nacionais (PCN) sugerem que os alunos devem identificar as variáveis que 
perturbam o estado de equilíbrio químico e avaliar as consequências de se modificar a dinâmica 
do sistema em equilíbrio (Brasil, 2002). 
Torna-se válido ressaltar ainda o equilíbrio ácido e base nas soluções tampão habilidade 
em evitar uma mudança significativa no pH é diretamente relacionada à concentração total das 
espécies do tampão (ácidas e básicas), assim como à razão destas. A razão fundamental de uma 
solução tampão resistir a mudanças de pH resulta do fato de que íons hidroxônio ou hidroxila 
quando adicionados a este tipo de solução, reagem quantitativamente com as espécies básicas 
e ácidas presentes, originando o ácido fraco e a base fraca, respectivamente. Intuitivamente, é 
fácil constatar que quanto maior a concentração das espécies do tampão, maior será a 
quantidade de íons hidroxônio ou íons hidroxila necessários para a conversão completa dessas 
espécies a ácidos fracos e bases fracas. Ao final desta conversão, a razão entre a espécie 
predominante e a de menor quantidade do tampão torna-se elevada e a solução deixa de ser um 
tampão (PILLING 2019). 
2. OBJETIVOS 
 
Analisar e interpretar a constante de equilíbrio de dissociação de ácidos e produto iônico 
de água e reconhecer os fatores que influenciam no equilíbrio químico. 
 
3. MATERIAIS E MÉTODOS 
 
3.1. Materiais 
 
3.1.1. Reagentes 
 
 Solução de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol 𝐿−1 (𝐾𝑎 = 1 × 10
7) 
 Solução de ácido acético (𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻) 0,1 mol 𝐿
−1(𝐾𝑎 = 10 − 5) 
 Solução de cromato de potássio (𝐾2𝐶𝑟𝑂4) 0,1 mol 𝐿
−1 
 Solução de dicromato de potássio (𝐾2𝐶𝑟2𝑂4) 0,1 mol 𝐿
−1 
 Solução de nitrato de bário [𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2] 0,1 mol 𝐿
−1 
 Ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L 
 Hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol/L 
 Solução de Hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol 𝐿−1 
 Solução de fenolftaleína 0,5% m/v 
 
3.1.2. Vidrarias 
 Tubos de ensaio 
 Erlenmeyer de 125 ml 
 Bureta de 25 ml ± 0,1 ml 
 Proveta 10 ml ± 0,2 ml 
 Pipetas de 5 ml ± 0,2 ml 
 
3.1.3. Utensílios 
 Suporte universal 
 Papel toalha 
 Pipeta de pasteur 
 Pisseta de água destilada 
 
3.2. Métodos 
 
3.2.1. Constante de equilíbrio de dissociação de ácido e produto iônico da água 
 
 Titulação do ácido clorídrico/ ácido acético 
 
Transferiu-se 10 ml da solução de ácido acético 0,1 mol 𝐿−1 para um elenmeyer de 125 
ml em seguida mediu-se o pH inicial da solução (3 - 4). Logo após adicionou-se 5 gotas do 
indicador de Fenolftaleína 0,5 m/v. com o auxílio de uma bureta mediu-se 50 ml de água 
destilada e adicionou-se a solução. Após isso, ambientou-se e preencheu-se a bureta de 25 ml 
com a solução de Hidróxido de sódio 0,1 mol 𝐿−1 iniciou-se assim a titulação a mudança total 
de coloração ocorreu no volume 5 ml. 
Transferiu-se 10 ml da solução de ácido clorídrico 1,0 mol 𝐿−1 para um elenmeyer de 
125 ml em seguida mediu-se o pH inicial da solução (0 - 1). Após a medição do pH adicionou-
se 5 gotas de Fenolftaleína 0,5 % m/v. logo após, isso adicionou-se 50 ml de água destilada. 
Após o preparo da solução lavou-se e ambientou-se a bureta de 25 ml com uma solução de 
hidróxido 1,0 mol 𝐿−1 a mudança de coloração da solução ocorreu aos 5,7ml adicionados. 
 
3.2.2. Equilíbrio cromato/dicromato 
 
Primeiramente renomeou-se dois tubos de ensaio T1 e T2. Em seguida, no tubo T1 
adicionou-se 2 ml de cromato de potássio (𝐾2𝐶𝑟𝑂4) 0,1 mol 𝐿
−1 com auxílio de uma pipeta 
de Pasteur colocou-se 5 gotas da solução de ácido clorídrico 0,1 mol 𝐿−1 instantaneamente 
ocorreu uma mudança na coloração indo de laranja para amarelo. No tubo T2 foi adicionado 2 
ml de dicromato de potássio (𝐾2𝐶𝑟2𝑂4) 0,1 mol 𝐿
−1com auxílio de uma pipeta de Pasteur 
colocou 6 gotas de hidróxido de sódio 0,1 mol 𝐿−1 em seguida ocorreu uma mudança de 
coloração de laranja para amarelo. 
Como parte complementar renomeou-se dois tubos de ensaio como T3 e T4. Em 
seguida, no tubo T3 adicionou-se 2 ml de cromato de potássio (𝐾2𝐶𝑟𝑂4) 0,1 mol 𝐿
−1em seguida 
com auxílio de uma pipeta de Pasteur adicionou-se hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol 𝐿−1logo 
após adicionou-se algumas gotas de nitrato de bário (𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2) observou-se o feito. Após isso 
adicionou-se algumas gotas de ácido clorídrico (HCl) e observou-se os efeitos. 
No tubo T4 adicionou-se 2 ml de dicromato de potássio (𝐾2𝐶𝑟2𝑂4) em seguida 
adicionou-se algumas gotas de ácido clorídrico (HCl) ao tubo após isso, adicionou-se algumas 
gotas de (𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2) e observou-se os efeitos. Em seguida adicionou-se algumas gotas de 
hidróxido de sódio observando em seguida os efeitos causados. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
O equilíbrio ácido e base dentro das reações tem um papel fundamental tendo em vista 
concentrações de reagentes produtos. Dentro da primeira fase, foi possível observar que tal 
equilíbrio exerce um papel fundamental aoinício do experimento de titulação detínhamos 
duas soluções ácidas no qual seu constante de dissociação ácida (Ka) eram diferentes. Ácido 
acético é um exemplo pois por ser um ácido fraco sua dissociação ocorre de forma parcial não 
liberando assim uma grande quantidade de íons hidrônio (𝐻+) já o ácido clorídrico também 
utilizado neste experimento por se tratar de um ácido forte libera grandes quantidades de íons 
hidrônio em solução. 
Com base nisso, observou-se que durante o processo de titulação a coloração das 
soluções mudou de cor após a adição de hidróxido de sódio isso ocorre devido a neutralização 
da base contida na bureta. Torna-se válido salientar que durante o processo de dissociação do 
ácido forte ácido clorídrico (HCl) libera os íons 𝐻+ e 𝐶𝐿− em solução e o ácido acético se 
dissocia em íons 𝐻+ e 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− com a base forte hidróxido de sódio (NaOH) a dissociação 
resultante libera íons 𝑁𝑎+ e 𝑂𝐻−. Nessa ótica, torna-se perceptível que durante a adição da 
solução de NaOH dentro da solução ácida ocorre a um efeito de neutralização, com a adição 
de NaOH 0,1 mol 𝐿−1 na solução 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 0,1 mol 𝐿
−1 ocorre a neutralização e por 
consequência a formação de um sal básico 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 e 𝐻2𝑂 assim por conta da fenolftaleína 
a coloração torna-se rosa. O processo é o mesmo tanto para o HCl e 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 diferindo 
somente na quantidade de NaOH necessária para que ocorra a mudança de coloração. 
Logo pode-se concluir que a quantidade de NaOH necessária para que ocorra o efeito 
de neutralização em seu máximo está relacionado com o gral de dissociação do ácido uma vez 
que, um ácido fraco se dissocia parcialmente logo a quantidade de NaOH necessária para que 
ocorra a neutralização é menor em contra partida quanto maior o gral de dissociação do ácido 
maior será a quantidade necessária para que possa haver a neutralização. 
Ademais, tornou-se perceptível a importância do equilíbrio ácido base nas soluções de 
cromato de potássio (𝐾2𝐶𝑟𝑂4) e dicromato de potássio (𝐾2𝐶𝑟2𝑂4) uma vez que, que após a 
adição de uma solução ácido (HCl) na solução de 𝐾2𝐶𝑟𝑂4 ocorreu instantaneamente uma 
mudança de coloração de alaranjado para amarelo isso é uma consequência da alteração 
molecular do composto 𝐾2𝐶𝑟𝑂4 tornando–se um 𝐾2𝐶𝑟2𝑂4 . O mesmo efeito ocorre quando 
utilizando o 𝐾2𝐶𝑟2𝑂4 em meio básico (NaOH) ocorre uma mudança de coloração revertendo 
a 𝐾2𝐶𝑟𝑂4, logo a coloração passou de alaranjado para amarelo. 
Isso ocorre devido a um desequilíbrio do lado dos reagentes ou do lado dos produtos. 
Segundo Oliveira et al 2010, essa perturbação será neutralizada pelo ácido acético do tampão, 
restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar. Logo percebe se que 
durante a adição de uma solução com alta concentração de íons 𝐻+no meio ocorre o 
favorecimento da formação do composto 𝐾2𝐶𝑟2𝑂4 e consequentemente a mudança de 
coloração. O mesmo processo ocorre com a adição de uma base fraca NaOH onde ocorre o 
favorecimento de um lado da reação favorecendo assim a formação do composto. 
Em relação aos tubos T3 e T4 aplicou-se a adição de uma série de compostos no tubo 
T3 contendo 2 ml de cromato de potássio após a adição de NaOH não ocorreu mudanças 
aparentes após a adição de nitrato de bário (𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2) ocorreu a formação de corpo de fundo 
após a formação de corpo de fundo foi adicionado 8 gotas de ácido clorídrico após essa adição 
ocorreu a solubilização do corpo de fundo. No tubo T4 contendo 2 mol de 𝐾2𝐶𝑟2𝑂4 0,1 mol 
 𝐿−1 foi adicionado 8 gotas de HCl não havendo mudança de nenhuma característica da 
solução com a adição 𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2 houve a mudança aparente na solução onde formou-se um 
corpo gelatinoso em meio a solução. 
 
5. CONCLUSÃO 
 
 Logo, pode relatar que os objetivos colocados foram atingidos, com isso torna-se 
perceptível as inúmeras aplicações do equilíbrio ácido base. Durante o experimento foi 
perceptível o as alterações que podem ser acarretadas pela mudança de pH no meio estudado 
essa importante característica permite que possam ser feitos experimentos com a titulação de 
ácidos levando em consideração o gral de dissociação do mesmo ademais é perceptível em 
meios específicos com pH´s específicos podem ocorrer eventos como formação de corpo de 
fundo ou de outros tipos de alterações. Nesta linha, é possível entender ainda mais a 
importância do equilíbrio ácido base ao nosso redor. 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
BRASIL. Secretaria de Educação Média e Tecnológica, Ministério da Educação e Cultura, 
Parâmetros Curriculares Nacionais - Ensino Médio: Ciências da Natureza, Matemática e suas 
tecnologias. v. 3. Brasília: MEC; Semtec, 1999. 
 
FERREIRA, Luiz Henrique; HARTWIG, Dácio H.; FILHO, Romeu C. Rocha. Algumas 
Esperiências Simples Envolvendo o Princípio de Le Chatelier. Quimica Nova. 5 ed. 28 - 31. 
1997. 
 
OLIVEIRA I, M, F; SILVA, M, J, F S; TÓFANI, S, F, B; Equilíbrio Ácido - Base Solução 
Tampão; Curso de Licenciatura em Química, Modalidade a Distância, UFMG, 2010; 
 
PILLING, S; Determinação da capacidade tamponante de soluções tampões, UNIVAP, 
Acessado em: https://www1.univap.br/spilling/FQE2/FQE2_EXP8_Tampao.pdf, Data: 
16/09/2019. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
APÊNDICE 
Exercícios 
1. Considerando as reações abaixo calcule utilizando os valores de pH e a constante de 
dissociação de cada ácido a concentração no equilíbrio de cada espécie envolvida na 
dissociação dos ácidos. 
 
 
PHHCl = 1,0  [H+] = 10-1 mol/L PHCH3COOH = 3,0  [H+] = 10-3 mol/L 
pH + pOH = 14 
1 + pOH = 14 
pOH = 13 
pOH = -log [Cl-] 
13 = -log [Cl-] 
[Cl-] = 10-13 mol/L 
pH = pKa + log [A-] / [HA] 
1 = -7 + log [10-13] / [HCl] 
[HCl] = 1x10-21 mol/L 
 
2. O que acontece com o pH e com o equilíbrio químico quando adicionamos um ácido 
forte à água cujo pH inicial é 7? E quando se adiciona uma base forte? 
Oque ocorre durante a adição de um ácido forte em água primeiramente ocorrera uma liberação 
de calor mediante que os ácidos fortes tendem a se dissociar totalmente liberando assim uma 
grande quantidade de íons H+ dentro da solução. Por consequência o pH do meio se tornará 
mais ácido devido a liberação de íons H+ no meio. Quando é adicionado uma base forte ocorre 
pH + pOH = 14 
3 + pOH = 14 
pOH = 11 
 pOH = -log [CH3COOH
-] 
11 = -log [CH3COOH
-] 
[Cl-] = 10-11 mol/L 
 pH = pKa + log [A-]/[HA] 
3 = 5 + log [10-11]/ [CH3COOH
-] 
[CH3COOH
-] = 1x10-9 mol/L 
 
a liberação de íons OH em meio por se tratar de uma base forte a sua dissociação também ocorre 
na sua totalidade liberando uma grande quantidade destes íons no meio. 
3. O que acontece quando adicionamos HCl à solução de K2CrO4? E quando adicionamos 
NaOH em ? 
Quando é adicionado uma solução de ácido forte no K2CrO4 ele interage formando uma 
solução de coloração amarela com isso pode-se afirmar que quando ocorre esta adição o 
K2Cr2O4 interagem com HCl formando assim o K2Cr2O7. Quando adicionado uma solução 
básica no K2Cr2O7 ocorre o processo inverso com a solução mudando de K2Cr2O7 para 
K2CrO7. 
4. Explique os fenômenos observados nas soluções de K2CrO4 e K2Cr2O7 quando foram 
adicionado o ácido e a base. 
Dentro do experimento de equilíbrio ácido e base feito com K2Cr2O4 e K2Cr22O7 pode-se 
perceber a existência do princípio de Le Chatelier onde quando adicionado uma solução de 
ácido clorídrico na solução de K2Cr2O7 há um favorecimento do lado dos reagentes forçando 
assim o sistema a produzir mais K2Cr22O4. Na adição de K2Cr22O7 ocorre um favorecimento 
dos reagentescom o aumento da concentração básica no meio a reação é forçada a produzir 
mais K2Cr2O4. 
5. Explique detalhadamente o que acontece quando adicionamos Ba(NO3)2. E o que 
acontece quando adicionamos HCl nesta mesma solução? 
O que ocorreu durante a adição de Ba(NO3)2 foi ineficiência da solução em solubilizar o 
mesmo uma vez que, quando adicionado HCl ocorre a formação de K2Cr22O4 e com a adição 
de NaOH ocorre a formação de K2Cr2O7. Com a adição de Ba(NO3)2 em ambas as soluções 
ocorre a formação de um precipitado logo pode-se salientar que uma não reação com algum dos 
compostos em solução gerou o precipitado. Com a adição de NaOH e HCl nas soluções ocorreu 
o retorno do equilíbrio de ambas as soluções. 
6. Descreva e explique as reações envolvidas no experimento do K2CrO4 e K2Cr2O7. 
2CrO4
2- + H+ <-> Cr2O7
2- + H2O 
Essa reação ocorre devido o deslocamento do equilíbrio do sentido inverso uma vez que os íons 
OH- da solução básica consumiram os íons H+ e na tentativa de reduzir tal ação, o sistema 
respondeu consumindo Cr2O7
-2 e H2O e originando CrO4
2- e H+. 
Cr2O7
2- + 2OH- <-> 2CrO4
2- + H2O 
Nesse segundo caso o aumento na concentração de íons OH- na solução força a reação a 
produzir mais cromato, isso ocorre segundo o princípio de Le Chatelier.