Equilíbrio Ácido Base

Resumo

No laboratório foram realizadas cinco experiências de equilíbrio de ácido-base usando indicadores. Na primeira experiência realizada foi usado o papel indicador universal e solução de indicador universal para verificar o pH de sais que são cloreto de amônio, acetato de sódio, bicarbonato de sódio, carbonato de sódio e sulfato de alumínio. Depois foi verificado o pH do acido acético misturado com água destilada e também com acetato de sódio. No terceiro experimento foi verificado o pH de hidróxido de amônio com água destilada e também com cloreto de amônio. Em seguida foi medido o pH de acido acético com acetato de sódio e foram separados adicionando água destilada, e depois verificado o pH com a adição de HCl e NaOH. Por ultimo foi determinado as cores de HCl e NaOH com os indicadores Orange IV, alaranjado e vermelho de metila, azul de bromotimol, fenolftaleína e timolftaleina.

1. Introdução e Objetivos

Equilíbrio ácido-base significa a regulação do pH, onde pode ocorrer variações de concentração sobre o equilíbrio. Para ser medido esse pH são utilizados indicadores universais.

Os indicadores universais são utilizados para medir o pH das soluções ou misturas, são tiras de papeis formado pela mistura de todos os indicadores de pH, onde mudam de coloração de acordo com o pH e verificados em uma tabela. Os indicadores mais comuns sem ser misturados são Orange IV, alaranjado de metila, vermelho de metila, azul de bromotimol, fenolftaleína e timolftaleína que contém a capacidade de mudar a coloração da solução de acordo com seu pH.

No nosso cotidiano utilizamos produtos de características básicas e ácidas, como exemplo a coca-cola que é muito acida (pH 2.5) pois contem uma grande quantidade de hidrogênio, já o leite é uma solução básica (pH entre 6.0 e 6.9) pois contem uma quantidade menor de hidrogênio.

Solução tampão para manter de forma constante o pH de algumas substancias mesmo em pequenas quantidades. Essas soluções são formadas através da mistura de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal.

As equações de dissociação de ácido fraco e da base fraca são:

CH3COOH + H2O → H3O + CH3COO

CH3COOH + NaHCO3 → CH3COONa + H2O + CO2

NH4OH + H2O → H3O + NH4O

NH4OH + NH4Cl → NH4HCl + H2O + H2

Tabela referente á experiência de numero 5:

Indicadores	5ml de ácido clorídrico	5ml de Hidróxido de sódio
	coloração	pH	coloração	pH
Alaranjado de Metila	vermelho	Até 3	laranja	De 3 á 5
Azul de bromotimol	Laranja	De 3 á 5	azul	Acima de 7
Vermelho de metila	Vermelho claro	Até 4	amarelo	Acima de 6
fenolftaleína	incolor	Até 8	Rosa escuro	Acima de 10
timolftaleína	incolor	Até 9	Azul marinho	Acima de 10
Orange IV	Vermelho vinho	Até 1	laranja	De 1 á 3

O objetivo das experiências foi indicar equilíbrios ácidos- base usando indicadores de pH, verificar os efeitos da variação de concentração sobre a posição do equilíbrio, investigar indicadores ácido- base, ilustrar o fenômeno de hidrólise de sais e avaliar o pH de soluções.

        

2. Procedimento experimental

Materiais utilizados: papel indicador universal, solução de indicador universal, tubos de ensaio, estante para tubo de ensaio, pêra e pipeta graduada.

Reagentes utilizados: cloreto de amônio, acetato de sódio, bicarbonato de sódio, carbonato de sódio, sulfato de alumínio, ácido acético, água destilada, hidróxido de amônio, ácido clorídrico, hidróxido de sódio, orange IV, alaranjado de metila, vermelho de metila, azul de bromotimol, fenolftaleína e timolftaleína.

2.a. pH de solução de sais

       Verificar com o papel indicador universal e solução de indicador universal o pH de soluções dos seguintes sais: cloreto de amônio, acetato de sódio, bicarbonato de sódio, carbonato de sódio e sulfato de alumínio.

2.b. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco

Colocar, em 2 tubos de ensaio, 3 mL de solução de ácido acético. Medir o pH com papel indicador universal. Verificar o que ocorre com o pH adicionando a um dos tubos 3 mL de água destilada e a outro tubo 3 mL de solução de acetato de sódio.

2.c. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação em base fraca

       Colocar, em 2 tubos de ensaio, 3 mL de solução de hidróxido de amônio e adicionar 3 gotas de solução de indicador universal. Anotar o valor do pH. Verificar o que ocorre adicionando a um dos tubos 3 mL de água destilada e a outro tubo 3 mL de solução de cloreto de amônio.

2.d. Estudo de solução tampão

1. Misturar 5 mL de solução de ácido acético e 5 mL de solução de acetato de sódio e medir o pH com papel indicador universal.
2. Dividir essa solução em dois tubos de ensaio. Numerar os tubos I e II.
3. Em dois outros tubos de ensaio (III e IV) colocar o mesmo volume de água destilada. Verificar o pH da água destilada.
4. Adicionar ao tubo I três gotas de HCl 0,1 mol/L, verificar o pH.
5. Adicionar ao tubo II três gotas de NaOH 0,1 mol/L, verificar o pH.
6. Adicionar ao tubo III três gotas de HCl 0,1 mol/L, verificar o pH.
7. Adicionar ao tubo IV três gotas de NaOH 0,1 mol/L, verificar o pH.

Comparar o efeito da adição de HCl e NaOH, separadamente, sobre água destilada e solução tampão.

2.e.Indicadores ácido-base

1. Montar uma estante com 12 tubos de ensaio. Em seis tubos adicionar cerca de 5 mL de solução de HCl 0,1 mol/L. Nos outros seis tubos adicionar cerca de 5 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L.
2. Verificar as cores apresentadas dos indicadores orange IV, alaranjado de metila, vermelho de metila, azul de bromotimol, fenolftaleína e timolftaleína em meio ácido e básico.
3. Construir uma tabela de cores dos indicadores em cada meio estudado.

3. Resultados e Discussão

2. Apresentar na forma de tabela, os resultados de pH medidos nas soluções do item a. Por que algumas soluções apresentam caráter ácido ou básico?

Para cada solução foi encontrado pH diferentes, os valores estão relacionados na tabela a seguir.

Soluções	pH Papel indicador universal.	pH Solução de indicador universal.
Cloreto de amônio	6	Verde
Acetato de sódio	7	Verde mais claro
Bicarbonato de sódio	10	Verde Escuro
Carbonato de sódio	12	Roxo
Sulfato de alumínio	3	Laranja