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: 26/09/19 
 
 
 
AMANDA ANIELLE REIS SILVA 
MATHEUS DOS REIS BRITO 
JULIANA DA SILVA BARROSO 
YASMIM MENEZES DO NASCIMENTO 
 
 
 
PRÁTICA 4: EQUILÍBRIO QUÍMICO: ÁCIDO - BASE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IMPERATRIZ-MA 
2019 
RESUMO 
Através do princípio de Le Chatelier, foi possível explicar o equilíbrio desejado pelas 
soluções, onde o cromato e dicromato tenderam ao equilíbrio mudando sua estrutura diante de 
uma perturbação, tanto na presença de ácido quanto de base. Nesta prática a visualização desse 
princípio ficou explícita, observando as perturbações se desfazerem levando as soluções a um 
equilíbrio. 
 
1 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). 
De acordo com a definição clássica, sais são os produtos das reações entre ácidos e 
bases. Tais processos denominam-se reações de neutralização. Essa definição é correta, se 
considerarmos que quantidades equivalentes de ácidos puros e bases puras forem misturadas e 
a solução for evaporada formar-se-á uma substância cristalina, que não apresenta as 
características nem dos ácidos nem das bases. Essas substâncias foram denominadas sais pelos 
primeiros químicos. Se as equações das reações forem expressas como uma interação de 
moléculas (VOGEL; AFONSO, 2000). 
A formação do sal parece ser o resultado de um genuíno processo químico. A 
dissociação de um ácido ou uma base é um processo reversível, ao qual pode ser aplicada a lei 
da ação das massas. Assim, a constante K é denominada constante de equilíbrio de dissociação, 
quanto mais forte o ácido, maior será a dissociação, donde maior será o valor da constante de 
equilíbrio de dissociação K (VOGEL; AFONSO, 2000). 
 O equilíbrio químico é o estágio da reação química em que não existe mais a tendência 
em mudar a composição da mistura da reação, isto é, as concentrações ou pressões parciais dos 
reagentes e produtos não tendem a mudar. Quando uma reação atingiu o equilíbrio, as 
velocidades no sentido da formação de produtos e no sentido da volta aos reagentes são iguais, 
e a composição da mistura de reação é constante. Muitas reações químicas são reversíveis, 
atingindo-se um equilíbrio entre reagentes e produtos, alguns íons estão se separando, enquanto 
que outros íons estão se ligando através da reação inversa. (MOORE, 1976). 
Henri Louis Le Chatelier (1850 – 1936) estabeleceu o Princípio de Le Chatelier: Um 
princípio geral que permite prever, antes da experimentação, mudanças no equilíbrio químico. 
Baseado em estudos termodinâmicos, Le Chatelier estabeleceu que “quando uma perturbação 
exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao 
mínimo o efeito da perturbação imposta”. Como exemplos de perturbação, pode-se citar: 
mudanças da concentração de reagentes ou produtos, variação do pH e efeitos de temperatura 
e de pressão (MOORE, 1976). 
 
2 OBJETIVOS 
Analisar e interpretar a constante de equilíbrio de dissociação de ácidos e produto iônico 
da água e reconhecer fatores que influenciam no equilíbrio químico. 
 
3 MATERIAIS 
3.1 Vidrarias: 
▪ Erlenmeyers de 125 mL 
▪ Bureta de 50 mL (Incerteza: ± 0,2) 
▪ Proveta de 50 e 10 mL (Incerteza: ± 0,5) 
▪ 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: 
▪ Solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1 (Ka = 1 x 107) 
▪ 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 (K2Cr2O7) 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 
 
3.4 Equipamentos: 
▪ Fita indicadora de pH- Marchery -Nagel ref.92110 
 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Constante de equilíbrio de dissociação de ácido e produto iônico da água. 
Transferiu-se 5 mL de solução de HCl 1,0 mol L-1 para um Erlenmeyer de 125 mL, 
mediu-se o valor do pH com o papel indicador universal e adicionou-se 5 gotas de solução 
indicadora de fenolftaleína 0,5% m/v com 50 mL de água destilada. 
Em outro Erlenmeyer de 125 mL, transferiu-se 5 mL de ácido acético 0,1 mol L-1, mediu-se o 
valor do pH com o papel indicador universal e adicionou-se 5 gotas de solução indicadora de 
fenolftaleína 0,5% m/v com 50 mL de água destilada. 
Em seguida, ambientou-se a bureta e adicionou-se a solução de NaOH 0,1 mol L-1, 
consequentemente realizou-se a titulação nas soluções de HCl 1,0 mol L-1 e de ácido acético 
0,1 mol L-1 contidas nos Erlenmeyer de 125 mL até a mudança de cor da solução de incolor 
rosa. 
 
4.2 Equilíbrio cromato/dicromato 
Pegou-se dois tubos de ensaio identificando-os como 1 e 2. No tubo 1, adicionou-se 1 
mL de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L-1 e pipetou-se 60 gotas de ácido clorídrico 
(HCl) 1,0 mol/L-1, observando gota a gota até perceber uma diferença. No tubo 2, adicionou-se 
1 mL de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1mol/L-1 e pipetou-se 60 gotas de hidróxido de 
sódio (NaOH) 1,0 mol/L-1 gota a gota até perceber uma diferença. 
No tubo 1 que já havia ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L-1 adicionou-se NaOH 1,0 mol/L-
1 gota a gota e observou-se se houve alguma mudança ou alteração. Já no tubo 2 que já havia 
hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol/L-1 adicionou-se HCl 1,0 mol/L-1 gota a gota e observou-se 
se houve alguma mudança ou alteração. 
Pegou-se outros dois tubos de ensaio identificando-os como 3 e 4. No tubo 3, adicionou-
se 1mL de K2CrO7 0,1 mol/L-1, em seguida, adicionou-se 8 gotas de HCl 1,0 mol/L-1mais 40 
gotas de nitrato de bário (Ba(NO3)2) 0,1 mol/L-1, posteriormente pipetou-se gota a gota de 
NaOH 1,0 mol/L-1 (agitando o tubo) até perceber uma diferença. 
Já no tubo 4, adicionou-se 1 mL de K2CrO4 0,1 mol/L
-1, acrescentou-se 8 gotas de NaOH 
1,0 mol/L-1 mais 40 gotas de nitrato de bário (Ba(NO3)2) 0,1 mol/L-1, posteriormente pipetou-
se gota a gota de HCl 1,0 mol/L-1 (agitando o tubo) até perceber uma diferença. 
 
5 RESULTADOS E DISCURSSÕES 
5.1 Constante de equilíbrio de dissociação de ácido e produto iônico da água. 
▪ Erlenmeyer 1: pH inicial = 0 com a titulação dessas soluções em hidróxido de sódio 0,1 
mol L-1 obtivemos os seguintes a dissociação do ácido em uma solução básica resultando 
na formação de uma reação de neutralização deixando o meio que era ácido em alcalino 
pelo rearranjo dos átomos na solução, como mostra a reação. 
HCl + NaOH NaCl + H2O 
Para atingir o ponto e viragem titulou-se um total de 53mL devido a concentração de NaoH. 
 
▪ Erlenmeyer 2: Da mesma forma, o meio aquoso e básico em que o ácido se encontra 
favoreceu a sua dissociação facilitando a neutralização da solução. 
CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O 
Para atingir o ponto e viragem titulou-se um total de 6,5 mL de NaoH a 1,0 mol/L-1. 
 
5.2 Equilíbrio cromato/dicromato 
Notou-se que o cromato e o dicromato assumiram características de coloração um do outro e 
ao trocar as soluçõesde reação retornaram a sua coloração característica inicial, como descrito 
nas tabelas abaixo. 
TUBOS 1º ADIÇÃO RESULTADOS 
1 60 gotas de HCl Alteração da cor pouca alaranjado (coloração 
característica do dicromato). 
2 60 gotas de NaoH mudança de coloração resultando em amarelo 
(cor característica do cromato). 
 
 
 
 
TUBOS 2º ADIÇÃO RESULTADOS 
1 Gota a gota de NaoH A coloração da solução voltou a original 
2 Gota a gota de HCL A coloração da solução voltou a original 
Nos tubos 3 e 4, obtivemos os seguintes resultados: 
▪ Tubo 3: 1 mL de dicromato de potássio mais 8 gotas de HCL, não reagiu após 40 gotas 
de nitrato de bário, concluindo, portanto, que não houve reação perceptível, já que não houve 
mudança na coloração. 
 
▪ Tubo 4: 1 mL de dicromato de potássio mais 8 gotas de hidróxido de sódio reagindo 
com nitrato de bário, resultou em coloração amarelada, houve turbidez e precipitação até formar 
um sal. 
Portanto, na adição de HCl 1,0 mol L-1 no tubo 3, resultou na verificação de uma cor 
mais forte do amarelo e a solução do tubo 4 que reagiu com o NaOH, houve a mudança para 
um amarelo mais forte com a presença de um precipitado branco no fundo. 
 
6 CONCLUSÃO 
Através dos resultados, vimos que a solução frente a uma perturbação procura seu 
equilíbrio se adaptando ao meio. Sendo assim, a solução de cromato de potássio hora se comporta 
como dicromato de potássio na presença de ácido clorídrico, assim como o dicromato também 
se apresentava como cromato em presença de ácido acético. Assim, o princípio de Le Chatelier 
e o equilíbrio foram comprovados, visto que as soluções de cromato e dicromato reagiram com 
HCl 0,1 mol L-1 e NaOH mol L-1 respectivamente apresentam características uma da outra. E 
estas soluções com ácidos e bases fortes adicionadas os reagentes contrários a elas (ácido-base, 
base-ácido), voltam a sua forma original. 
 
 
REFERÊNCIAS 
VOGEL, A. I.; AFONSO, J. C. Análise química quantitativa. Grupo Gen-LTC, 2000. 
8521625790. 
MOORE, Walter J. traduzido por JORDAN, Tvo. Físico-química. Edgard Blucher: São Paulo, 
1976. 4° edição. 
 
 
 
 
 
APÊNDICE: 
I. IMAGENS 
 
Figura 1. Soluções resultante da titulação 
 
Figura 2 e 3. Reações de cromato e dicromato 
 
II. EXERCÍCIOS 
1º) 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 = 1,00 .:. [H+] = 10-1 mol/L 
pHCHCOOOH = 3,00 .:. [H+] = 10-3 mol/L 
Kw = [H+] [OH+] 
10-14 = [10-1] [Cl-] 
[Cl-] = 1 x 10-13 mol/L 
10-14 = [10-3] [CH3COO
-] 
[CH3COO-] = 1 x 10-11mol/L 
 
pH= pKa + log[A-]/[HA] 
1 = -7 - log[10- —13] 
[HCl] 
[HCl] = 1 x 10-23 mol/L 
 
3 = 5 + log[10- —13] 
[CH3COOH] 
[CH3COOH] = 1 x 10-9 mol/L 
 
 
2º) 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? 
Quando se adiciona ácido o pH tende a baixar de acordo com a quantidade de ácido 
adicionado, e o equilíbrio é perturbado, devido ao acréscimo de reagente e o deslocamento do 
sentido dos produtos. Quando se adiciona base o pH tende a subir de acordo com a quantidade 
de base adicionada, e o equilíbrio também é abalado. 
 
3º) O que acontece quando adicionamos HCl à solução de K2CrO4? E quando 
adicionamos NaOH em? 
Quando adicionamos HCl na solução de K2CrO4 a solução passa a ter coloração amarela forte, 
quando adicionamos NaOH ele passe a ter uma coloração amarelo fraco. 
 
4º) Explique os fenômenos observados nas soluções de K2CrO4 e K2Cr2O7 quando 
foram adicionando o ácido e a base. 
Isso se explica pelo princípio de Le Chatelier, que diz “Se um sitema em equilíbrio é 
perturbado por uma variação de temperatura, pressão ou concentração de seus componentes, 
o sistema reagirá de forma contrária à perturbação, tentando ameniza-la o máximo possível”. 
Dessa forma mudando a coloração de amarelo claro para amarelo forte e vice e verso. 
 
5º) Explique detalhadamente o que acontece quando adicionamos Ba (NO3)2. E o que 
acontece quando adicionamos HCl nesta mesma solução? 
A adição de HCl à solução amarela de CrO4
2- favorece a formação de K2Cr2O7. Ao 
adicionarmos o ácido à solução com precipitado, nota-se que o precipitado foi desaparecendo 
aos poucos. Quando o Ba(NO3)2 às soluções de K2CrO4 e de K2Cr2O7, é perceptível, em ambas, 
há formação de precipitado. Isso acontece porque, mesmo na solução com maior quantidade 
de Cr2O7
2-, ainda assim há a presença de CrO4
2-, devido ao equilíbrio químico estabelecido 
entre essas duas espécies. A prova disso está no fato de que, ao adicionarmos o Ba(NO3)2 à 
solução de Cr2O7
2-, ainda assim percebemos a formação do precipitado. Note que, antes de 
adicionarmos o Ba (NO3)2, adicionamos HCl, de forma a produzir a maior quantidade de Cr2O-
72 possível. A adição de NaOH, posterior à adição de Ba (NO3)2, favorece a formação de CrO4
2-
, e por isso mais precipitado de BaCrO4 é formado. 
 
6º) Descreva e explique as reações envolvidas no experimento do K2CrO4 e K2Cr2O7. 
 
2CrO42- + H+ <-> Cr2O72- + H2O 
Esse fato se deve ao deslocamento do equilíbrio do sentido inverso uma vez que os íons OH- 
da base 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+. 
 
Cr2O72- + 2OH- <-> 2CrO42- + H2O 
Essa refere-se ao oposto da primeira reação