equilíbrio acido base

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA
CENTRO DE CIÊNCIAS SOCIAIS, SAÚDE E TECNOLOGIA - CCSST
CURSO DE ENGENHARIA DE ALIMENTOS
DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA
DOCENTE: PAULO ROBERTO DA SILVA RIBEIRO
DATA DA PRÁTICA: 19/09/19 
AMANDA ANIELLE REIS SILVA
GEORGE LUCAS DE LIMA COSTA
JULIANA DA SILVA BARROSO
YASMIM MENEZES DO NASCIMENTO
PRÁTICA 3: EQUILÍBRIO QUÍMICO: ÁCIDO - BASE
IMPERATRIZ-MA
2019
RESUMO
 A prática consiste na observação do comportamento de sistemas ácido-base ao colocar indicadores em soluções aquosas para determinar seu pH titulando-se sucessivas gotas das substâncias utilizada o decorrer da pratica em tubos. O uso de diferentes indicadores em determinar seu pH foi através da coloração de soluções após terem recebido uma quantidade de indicadores pipetados em um tubo de ensaio com as soluções contidas, as colorações definem basicamente a basicidade e a acidez de uma solução. Por vez, as propriedades anfotéricas foram observadas experimentalmente em tubos de ensaio com cloreto de alumínio e hidróxido de sódio, verificando-se a formação de precipitados.
1 OBJETIVO
Observar comportamento e perturbações de sistemas ácido-base em equilíbrio, determinar o pH de uma solução aquosa utilizando indicadores visuais de pH e verificar casos de anfoterismo em sistemas ácido-base.
2 INTRODUÇÃO
 O comportamento dos ácidos e das bases é muito importante em todas as áreas da Química e em outras áreas das ciências. Processos industriais, Laboratoriais e Biológicos Efeito do pH - O pH do meio é um parâmetro extremamente importante para muitas reações em Química Analítica. Segundo Arrhenius: Em meio aquoso, ácidos são definidos como substâncias que aumentam a [H+] e bases aumentam a [OH-]; Ácidos são substâncias que produzem íons H3O+ (H+ ), quando dissolvidos em água e bases substâncias que produzem íons OH- , ao serem dissolvidos em água (VOGEL; AFONSO, 2000).
 Já na teoria de Brønsted-Lowry temos que o ácido é doador de próton e a base receptor de próton, tendo o ácido conjugado que é uma espécie formada quando a base aceita um próton e a base conjugada é a espécie formada quando o ácido perde um próton. Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada, o H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa e o OH- é a base mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa. Os ácidos Fortes são completamente dissociados quanto os fracos são pouco dissociados. As bases fortes são completamente dissociadas e as fracas são pouco dissociadas. Ainda temo as substâncias com acidez desprezível, que são aquelas como o CH4, que contém hidrogênio, mas não demonstram qualquer comportamento ácido em água. Suas bases conjugadas são fortes, reagindo completamente, abstraindo prótons das moléculas de água para formar íons OH- (VOGEL; AFONSO, 2000).
 Substancias anfiporticas possuem ambas propriedades ácidas e básicas. Podem se comportar como ácido ou com base dependendo do meio. 
Solvente prótico: solvente que apresenta H+ reativo. Todo solvente prótico sofre auto protólise. 
Solvente aprótico: solvente que não apresenta H+ reativo. Auto protólise ou auto ionização: reação espontânea entre moléculas de uma mesma substância para formar par de íons (ATKINS, 2003).
 Indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das características físico-químicas da solução na qual estão contidos, em função de diversos fatores, tais como pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e adsorção em sólidos. Podem ser classificados de acordo com o mecanismo de mudança de cor ou os tipos de titulação nos quais são aplicados. Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas; isto significa que mudam de cor em função do pH (TERCI; ROSSI, 2002).
3 MATERIAIS
3.1 Vidrarias:
· Béquer 50mL e de 100mL
· Pipeta graduada 5 mL – (Incerteza: ± 0,1)
· Tubos de ensaio.
3.2 Utensílios: 
· Papel Toalha
· Pisseta com água destilada 
· Pipeta de Pasteur ou conta-gotas
3.3 Reagentes:
· Acetato de sódio 0,2 mol L-1
· Ácido acético 0,2 mol L-1
· Hidróxido de amônio 0,2 mol L-1
· Cloreto de amônio 0,2 mol L-1
· Ácido clorídrico 1,0 mol L-1
· Hidróxido de sódio 1,0 mol L-1
· Cloreto de amônio 0,2 mol L-1
· Cloreto de alumínio 0,5 mol L-1
· Hidróxido de sódio 1,0 mol L-1
· Hidróxido de amônio 1,0 mol L-1
· Alaranjado de metila 0,1 % (m/v)
· Verde de bromocresol 0,1 % (m/v)
· Fenolftaleína 1,0 % (m/v)
· Vermelho de metila 0,02 % (m/v)
· Azul de bromotimol 0,4 % (m/v)
3.4 Equipamentos:
· Fita indicadora de pH- Marchery -Nagel ref.92110
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1 Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de um ácido fraco
Em um tubo de ensaio, adicionaram-se de 3 mL (60 gotas) de solução de ácido acético (0,2 mol/L). Observou-se a coloração e o valor correspondente de pH, usando a fita indicadora universal de pH. Transfiriu-se metade da solução a um outro tubo de ensaio igual, limpo e seco. No tubo 1 adiciounou-se 1,5 mL (30 gotas) de água destilada e agitou-se, no tubo 2 adicionou-se sobre agitação 5 gotas de solução de acetato de sódio 0,2 mol/L por 6 vezes. Após cada adição observaram-se a cor e o pH correspondente. 
4.2 Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de uma base fraca
Em um tubo de ensaio, adicionaram-se de 3 mL (60 gotas) de solução de hidroxido de amônio(0,2 mol/L). Observou-se a coloração e o valor correspondente de pH, usando a fita indicadora universal de pH. Transfiriu-se metade da solução a um outro tubo de ensaio igual, limpo e seco. No tubo 1 adiciounou-se 1,5 mL (30 gotas) de água destilada e agitou-se, no tubo 2 adicionou-se sobre agitação 5 gotas de solução de cloreto de amônio (0,2 mol/L) por 6 vezes. Após cada adição observaram-sea cor e o pH correspondente. 
4.3 Determinação do pH das soluções com diferentes indicadores
Em 9 tubos de ensaio e colocou-se soluções e indiadores diferentes, conforme a tabela abaixo. Em seguida anotou-se cores observadas e determinou-se a faixa de pH. .
	INDICADORES
	PH
	ÁCIDO
	BASE
	Alaranjado de metila 0,1 % (m/v)
	3,1 – 4,4
	Vermelho
	Amarelo
	Verde de bromocresol 0,1 % (m/v)
	3,8 - 5,4
	Amarelo
	Azul
	Fenolftaleína 1,0 % (m/v)
	8,2 - 10
	Incolor
	Rosa
	Vermelho de metila 0,02 % (m/v)
	4,8 – 6,2
	Verleho
	Amareo
	Azul de bromotimol 0,4 % (m/v)
	6,0 - 8,0
	Amarelo
	Azul
4.4 Propriedade anfotéricas
Em três tubos de ensaio preprarou-se misturas de volumes iguais (20 gotas de cada) das soluções de cloreto de alumínio 0,5 mol/L e hidróxido de sódio 1,0 mol/L, subqunsemne agiou-se se ou houve ou não alterações. Ao primeiro tubo, adicionou-se gota a gota a solução de NaOH 1,0 mol/L; ao segundo adicionou-se gota a gota da solução de HCl 1,0 mol/L e ao terceiro tubo adicionou-se gota a gota da solução de hidróxido de amônio 1,0 mol/L, sempre agitando e obervanas alterações.
5 RESULTADOS E DISCURSSÕES
5.1 Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de um ácido fraco
Ao realizar seis adições de 5 em 5 gotas, medindo seu pH cada intervalo das adições nota-se que seu pH aumentou, tornando -se menos ácido como demonstrado na tabela abaixo.
	pH1 = pH inicial
	3
	pH2 (pH1 + 5 gotas de Acetato)
	4
	pH3 (pH2 + 5 gotas de Acetato)
	4
	pH4 (pH3 + 5 gotas de Acetato)
	4
	pH5 (pH4 + 5 gotas de Acetato)
	4
	pH6 (pH5 + 5 gotas de Acetato)
	4
	pH Final
	4
5.2 Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de uma base fraca
Ao realizar seis adições de 5 em 5 gotas, medindo seu pH cada intervalo das adições nota-se que seu pH aumentou, tornando -se menos ácido como demonstrado na tabela abaixo.
	pH1 = pH inicial
	11
	pH2 (pH1 + 5 gotas de Acetato)
	10
	pH3 (pH2 + 5 gotas de Acetato)
	10
	pH4 (pH3 + 5 gotas de Acetato)
	10
	pHzzz5 (pH4 + 5 gotas de Acetato)
	10
	pH6 (pH5 + 5 gotas de Acetato)
	10
	Ph Final
	10
5.3 Determinação do pH das soluções comdiferentes indicadores.
Os tubos foram reparados com 2 mL cada, adicionando se indicadores diferentes conforme sua cobrança. Como descrito a tabela a seguir. 
	SOLUÇÕES
	TUBOS
	INDICADOR
	COLORAÇÃO
	PH
	ÁCIDO ACÉTICO
	1
	Alaranjado de metila
	Vermelho 
	Ácido
	ÁCIDO ACÉTICO
	2
	Verde de bromocresol
	Amarelo 
	Ácido
	ÁCIDO CLORÍDRICO
	3
	Alaranjado de metila
	Vermelho
	Ácido
	ÁCIDO CLORÍDRICO
	4
	Verde de bromocresol
	Amarelo
	Ácido
	HIDRÓXIDO DE SÓDIO
	5
	Fenolftaleína
	Rosa
	Base
	HIDRÓXIDO DE SÓDIO
	6
	Fenolftaleína
	Rosa
	Base
	CLORETO DE AMÔNIO
	7
	Verde de bromocresol
	Azul
	Base
	CLORETO DE AMÔNIO
	8
	Vermelho de metila
	Amarelo
	Base
	CLORETO DE AMÔNIO
	9
	Azul de bromotimol
	Amarelo
	Ácido
5.4 Propriedade anfotéricas
Notou-se a formação de um precipitado em ambas as reações, houve lurbidez nos 3 tubos;
· Tubo 1 – Não houve alteração
· Tubo 2 – Diminuiu a turvação
· Tubo 3 – Continuou turvo põem mis solúvel que o tubo 1, houve aumento da solubilidade.
6 CONCLUSÃO 
Foram observados de forma clara e nítida os comportamentos e perturbações de muitos sistemas ácido-base, o pH de todas as substancias foram determinadas e verificou-se a identificação de um meio de uma substancia através dos indicadores além de observar o anfoterismo do Alumínio na última parte do experimento.
 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, P. Físico-química: fundamentos. 3ª. Edição. Rio de Janeiro. LTC Editora, 2003.
TERCI, D. B. L.; ROSSI, A. V. Indicadores naturais de ph: usar papel ou solução? Química Nova, 25, n. 4, p. 684-688, 2002.
VOGEL, A. I.; AFONSO, J. C. Análise química quantitativa. Grupo Gen-LTC, 2000. 8521625790.
 ANEXOS:
I. IMAGENS
Figura 1. Soluções usadas na prática
Figura 2 Soluções com adição de indicadores
Figura 3. propriedades anfotéricas
II. EXERCÍCIOS
1º) Explique e exemplifique o efeito do íon comum em sistemas envolvendo o equilíbrio ácido-base.
O efeito do íon comum é o deslocamento que ocorre no equilíbrio químico de uma reação reversível, quando se adiciona um íon já existente (íon comum) no comum. Segundo o princípio de Le Chatelier, qualquer perturbação causada num sistema em equilíbrio como a adição de um íon comum, favorece o sentido que irá compensar a modificação imposta.
2º) Calcule o pH das seguintes soluções:
 a) HBr 1,0 x 10-3 mol/L 
pH = -log[H+]
pH = -log[1x10-3]
pH = 3x1 = 3
b) HNO3 2,0 x 10-9 mol/L
pH = -log[H+]
pH = -log[2x10-9]
pH = 6,996 7,0
c) KOH 3,0 x 10-3 mol/L 
pOH = -log[OH-]
pOH = -log[3x10-3]
pOH = 2,52
pH = 14 – 2,52 = 11,48
 
d) NaOH 4,0 x 10-9 mol/L 
pOH = -log[OH-]
pOH = -log[4x10-9]
pOH = 7,0
pH = 14 – 7 = 7,00
3º) O que são substancias anfotéricas?
Uma substância anfotérica é uma substância que se pode comportar como ácido, mas também como base, dependendo do meio.
4º) Determine a concentração de todas as espécies presentes em uma solução obtida a partir da dissolução de 2,0 gramas de vitamina C em 100 mL de água. 
Dados: PM ácido ascórbico = 176,13 g/mol).
[H3O + ] = 3,003 x 10-3 = [HA- ] ;
[H2A] = 0,1136 M ; 
[A2- ] = 1,62 x 10-12 M ;
[OH- ] = 3,33 x 10-12 M.