Relatório de ACIDOS E BASES

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UNIVERSIDADE DE INTEGRAÇÃO INTERNACIONAL 
DA LUSOFONIA AFRO-BRASILEIRA.
INSTITUTO DE ENGENHARIA E DESENVOLVIMENTO SUSTENTAVEL
BACHAREL EM ENGENHARIA DE ENERGIAS
GARCIA BALANGANA NEVES
JOÃO NOGUEIRA CLEMENTE
LOURENÇO PASSOS JOÃO
RELATÓRIO 3: ÁCIDOS E BASES
REDENÇÃO – CE
2019
GARCIA BALANGANA NEVES
JOÃO NOGUEIRA CLEMENTE
LOURENÇO PASSOS JOÃO
RELATÓRIO 3: ÁCIDOS E BASES
Prática referente a disciplina de Laboratório de Química apresentado à Universidade de Integração Internacional Afro-Brasileira sobre Ácidos e Bases.
Professor: RITA KAROLINNY CHAVES DE LIMA
 
REDENÇÃO – CE
2019
1. INTRODUÇÃO
	Inicialmente o conceito de ácidos e bases pode ser entendido a partir de três definições diferentes segundo o livro de química central (Brow) que são: Conceito de Arrhenius, conceito de Bronsted-Lowry e por fim, o conceito de Lewis. O conceito de Arrhenius associou o comportamento ácido com a presença de íons H+ e o comportamento básico com a presença de íons OH-. Segundo Arrhenius, os ácidos são substâncias que quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons H+, como por exemplo a HCl (ácido clorídrico) ionizando-se em água para formar H+ e Cl-. De forma semelhante, as bases são substância que quando dissolvidas em água aumentam a concentração de íons OH-. O conceito de Bronsted-Lowry diz que o conceito de Arrehiuns é limitado com restrições a soluções aquosas. Segundo Brosted-Lowry as reações ácidas e bases envolvem transferências de íons H+ de uma substância para outra. Um ácido é uma substância (molécula ou íon) que pode doar um próton para outra substância. Analogamente, uma base é uma substância que pode receber um próton. Segundo o conceito de Lewis, um ácido de Bronted-Lowry pode ser considerado um receptor de par de elétrons e neste caso os ácidos de Lewis são receptores de par de elétrons e bases de Lewis são doadores de par de elétrons, observando vê-se que os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons. Consequentemente, a definição de Lewis é a definição mais geral de ácidos e bases.
Para se determinar se uma determinada solução é ácida ou não, recorre-se a uma determinada escala de pH já existente, em que os valores variam de 1-14, considerando-se uma solução ácida abaixo dos 7, uma solução neutra igual a 7 e por fim uma solução básica acima dos 7.
2. OBJETIVOS
· Identificar experimentalmente ácidos e bases;
· Observar as propriedades dos indicadores;
· Determinar a quantidade de um ácido (ou base) através de titulação ácido-base.
3. MATERIAIS E SOLUÇÕES
	3.1 MATERIAIS
· Papel indicador;
· Tubos de Ensaios;
· Bureta;
· Pipeta;
· Erlenmeyer;
	3.2 SOLUÇÕES
· Vinagre;
· Detergente;
· Água Sanitária;
· Ácido Clorídrico (HCl);
· Hidróxido de Sódio (NaOH);
· Fenolftaleína;
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1. Medidas De pH de soluções comerciais.
a) Verificar o pH das várias soluções disponíveis no laboratório usando papel indicador.
	4.1.1. Uso de indicadores:
a) Escolher uma solução entre HCl 0,1 mol/L e Vinagre encontradas na bancada para realizar os seguintes testes:
b) Colar 1 mL da solução escolhida em 3 (três) tubos de ensaio.
c) Verificar o pH desta solução utilizando o papel indicador.
d) Adicionar três (3) gotas de um tipo de indicador (indicador diferente em cada tubo) e de seguida anotar a coloração observada para esta solução.
4.2. Determinação de ácido acético em vinagre.
a) Preparar uma bureta com solução NaOH 0,1 mol/L;
b) Fazer a medição com uma pipeta dois (2) mL de vinagre e transferir para um erlenmeyer.
c) Adicionar a solução de NaOH até se observar a mudança de coloração no indicador. De seguida anotar o volume gasto a fim de se calcular a concentração de ácido acético no vinagre.
5. METODOLOGIA
	5.1 Medição de pH de soluções comerciais
	Inicialmente a aula prática na sala de laboratório começou com a determinação do pH das soluções que estavam disponíveis na sala de laboratório das quais eram: água sanitária, detergente, Veja Original e vinagre. A determinação do pH só foi possível com a ajuda de um papel indicador apropriado para tal. O processo consistia em emergir o papel indicador de pH dentro da solução durante cerca de 3-5 segundos e de seguida retirar da solução removendo o excesso de líquido e por fim comparar a cor da tira com as cores da tabela presente na caixa que por consequência indicarão se a solução era ácida ou básica. O resultado neste caso seria de acordo com a cor mais próxima da cor do indicador. Todos os resultados foram anotados na tabela 1.
	5.2 Uso de indicadores.
	No procedimento 4.2 a solução escolhida para realização de alguns testes foi o hidróxido de sódio (NaOH 0,1 mol/L). Foi preparado três tubos de ensaios devidamente secos e em cada tubo foi colocado 1 mL de hidróxido de sódio e em cada tubo verificou-se o pH utilizando o papel indicador, os procedimento para a identificação do pH foram os mesmos do ponto 4.1. Os valores obtidos do pH poderão ser vistos na tabela 2. De seguida em todos os tudo de ensaio foi adicionado duas (2) gotas de um tipo de indicador diferente, que na verdade eram: azul de brometil, amarelo de metila e fenolftaleína, suas mudanças de coloração em cada tubo, poderão ser observado na tabela 3.
	5.3 Determinação de ácido acético em vinagre.
	Para a determinação de ácido acético em vinagre, inicialmente preparou-se uma solução de NaOH 0,1 mol/L e com ajuda de uma pipeta, mediu-se 2 mL de vinagre para ser transferido em um erlenmeyer, fez-se a diluição com um pouco de água destilada e foi adicionado no mesmo erlenmeyer duas (2) gotas de fenolftaleína. Foi lentamente adicionado a solução de NaOH 0,1 mol/L até que atingir a mudança de coloração dentro do erlenmeyer. O volume gasto foi anotado e de seguida calculou-se a concentração de ácido acético no vinagre. O procedimento pode ser visto claramente na figura 1 abaixo:
FIGURA 1 - Determinação de ácido acético em vinagre
6. RESULTADO E DISCUSÕES
TABELA 1 – Resultado da medida de pH de soluções comerciais
	Solução
	pH
	Água sanitária
	6
	Detergente
	6
	Veja Original
	10
	Vinagre
	2
Fonte: Elaborada pelo grupo, 2019. 
A tabela 1 indica os resultados obtidos do procedimento 4.1. Como se pode observar, o pH de cada solução comercial não é o mesmo, até porque as soluções são totalmente diferentes. De acordo com a escala de Ph, chegou-se a conclusão que o vinagre com o pH (2), a água sanitária com o ph (6) e o detergente com o ph (6) são consideradas soluções ácidas em relação a solução Veja Original (Ph 10) que é uma solução básica.
TABELA 2 – Nível de pH de Hidróxido de sódio.
	Solução
	Tubo de ensaio
	pH
	Hidróxido de Sódio (NaOH)
	1
	13
	Hidróxido de Sódio (NaOH)
	2
	13
	Hidróxido de Sódio (NaOH)
	3
	13
Fonte: Elaborada pelo grupo, 2019.
A tabela 2 mostra os resultados do procedimento 4.2. em que se escolheu três tubos de ensaio e em cada tubo foi colocado 1 mL de NaOH a fim de se obter o pH de cada tubo. Uma vez que a quantidade de NaOH em cada tubo de ensaio é o mesmo, o valor não varia. Este valor obtido foi de 13, considerando assim o NaOH uma base forte.
TABELA 3 – Observação da Mudança de cor utilizando diferentes indicadores
	Indicador
	Tubo de ensaio
	Mudança de cor
	Azul de brometil
	1
	Azul
	Amarelo de metila
	2
	Amarelo claro
	Fenalftaleína
	3
	Vermelho
Fonte: Elaborada pelo grupo. 2019.
A tabela acima mostra a continuação do procedimento 4.2 e da tabela 2. Ao se usar diferentes indicadores em todos os tubos, foi observada uma mudança de cor, uma diferente da outra. O indicador azul de brometil apresentou uma mudança de cor azul, o indicador amarelo de metila apresentou uma mudança de cor amarelo claro e por ultimo o indicador fenolftaleína apresentou uma mudança de cor vermelha.
A tabela a seguir, tabela 4. Vai mostrar o volume gasto referente a determinação de ácido acético em vinagre.
TABELA 4- Obervação da mudança de cor
	Experimento 1
	Volume gasto
	Mudança de coloração
	1
	8,9
	Rósea normal
Fonte: Elaborada pelo grupo, 2019.
A tabela 4. Mostra o volume gasto e a mudança de cor atingida.Não foi preciso realizar outro procedimento porque em pouco volume, a mudança de cor já estava alcançada que era a róseo claro. A solução só foi obtida com a agitação permanente do erlenmeyer.
	6.1 CÁLCULOS (Concentração do ácido acético no vinagre):
Com base neste experimento, obtiveram-se os seguintes dados:
M(CH3COOH)=?
V(CH3COOH)= 2ml = 0,002 L
M(NaOH) = 8,9 mL = 0,0089
V(NaOH)= 0,1 mol/L
Sendo que M = concentração em mol/l e V= volume em L.
Para achar a concentração do ácido acético, primeiramente deve-se escrever a equação química que representa a reação entre acido acético e hidróxido de sódio. Neste caso a reação será a seguinte:
1 CH3COOH(aq) + 1 NaOH(aq) --- 1 NaC2H3O2(aq) + 1 H2O (l)
Nesta equação acima, é importante ver a proporção estequiométrica e como se pode observar,a proporção é de 1:1, ou seja, para cada mol de ácido acético, é necessário 1 mol de hidróxido de sódio.
Resolução:
A formula para esta resolução será: M1*V1 = M2* V2
Visto que a proporção estequiométrica é de 1:1 temos que: n(CH3COOH) = n(NaOH)
Sendo M = n/V -- n=M.V. Desse modo, chega-se a relação acima, que pode nesse caso ser escrita desta maneira: M(CH3COOH)*CH3COOH = M(NaOH)*V(NaOH).
Basta substituir os valores dessa formula:
M(CH3COOH)*V(CH3COOH)* = M(NaOH)*V(NaOH)
M(CH3COOH)*0,002L = 0,1 mol/L * 0,0089 L
M(CH3COOH) = (0,1 mol/L * 0,0089 L)/(0,002L)
M(CH3COOH) = 0,445 mol/L
Por tanto, a concentração inicial da solução de ácido acético titulado, era de 0,44mol/L
7. PÓS-LABORATÓRIO
	Q1. Escreva uma equação para explicar o comportamento ácido ou básico (forte ou fraco) de cada uma das substâncias em solução aquosa.
a) HCL
HCl + H2O ---- H3O+ + Cl- (Ácido forte)
b) NaOH
NaOH -- Na+(aq) + OH-(aq)
c) CH3COOH
CH3COOH + H2O ---- CH3COO- + H3O+ (Ácido fraco)
d) Na2CO3
Na2CO3 + H2O ---- Na2CHO3+ + OH-
	Q2. Qual a finalidade de um indicador numa titulação ácido-base?
Um indicador numa titulação ácido-base, serve pra indicar a mudança do pH em uma titulação.
	Q3. Justifique a escolha do indicador apropriado para a titulação do ácido acético.
Foi escolhido a fenolftaleína como indicador porque a fenolftaleína em soluções ácida fica incolor/vermelho, uma vez que tem uma faixa de viragem 8,2 – 10,0
	Q4. Calcule a concentração do ácido no vinagre.
a) Mol/L
Uma vez que já foi calculado acima, o valor da concentração do acido acético em mol/L é de 0,445 (mol/L).
b) g/L
8. CONCLUSÃO
Como conclusão, foi atingindo com êxito os maiores objetivos que era de identificar experimentalmente ácido e bases nas soluções comerciais. Aprendeu-se como utilizar corretamente o papel indicador que serve para indicar o pH de uma determinada solução. E por, como se determina a quantidade de um ácido ou base através de titulação ácido-base.
9. REFERENCIAS BILIOGRÁFICAS
1. BROWN, T. L.; JR, H. E. L.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R.. Química: a ciência central. 9.ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2002. 952 p. ISBN 85-87918-42-7
2. Titulação <https://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/titulacao-na-pratica.htm> Acessado em 25 de Novembro de 2019.
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