O RELATÓRIO EQUILÍBRIO, ACIDO BASES, INDICADORES

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Deslocamento de Equilíbrio Químico

Equilíbrio Ácido-Base e Indicadores

QG2K2 – LABORATÓRIO

SÃO PAULO

2016

Resumo

As práticas de laboratório realizadas possibilitaram o estudo das funções inorgânicas ácido, base e sais, através da teoria de Arrhenius e da teoria de Brönsted-Lowry de ácido e bases que elucida melhor o comportamento do solvente em uma reação ácido-base e/ou até mesmo a ausência do solvente e a obtenção de uma reação onde o meio é alcalino ou acido. Baseando-se nos conceitos teóricos, onde uma solução ácida apresenta maior concentração de íons H+ e uma solução básica apresenta maior concentração de OH-, fez se necessário a utilização de alguns indicadores que são substancias que possuem a propriedade de mudar a cor em função de H+ e da OH- para verificar o potencial hidroxiliônico (pH) e o potencial hidrogênioco (pOH.), ou seja, verificar se o pH do meio é acido, básico ou neutro. As praticas de laboratório realizadas  possibilitaram o estudo do conceito de equilíbrio químico e a Lei de Le Chatelier, onde através da perturbação do meio, verificou-se  o deslocamento do equilíbrio, além do estudo das soluções tampão.

1. Introdução

Teoria de ácidos e Bases de Arrhenius

De acordo com a teoria de Arrhenius, determinadas substancias, quando dissolvidas em agua, são capazes de dar origem a íons positivos e íons negativos.

Acidos: São compostos que em solução aquosa, se ionizam produzindo como íon positivo aepnas cátions hidrogênio (H+).

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Bases: São composto que sofrem dissociação iônica, liberando como único ânion os íons OH- (hidroxila).

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A força dos ácidos foi associada com o grau de ionização dos mesmos: um ácido será mais forte quanto maior for seu grau de dissociação. É possível utilizar o mesmo raciocínio para as bases, as quais produziriam o íon hidroxila.  O próton H+ seria o responsável pelas propriedades ácidas, enquanto que o OH- seria o responsável pelas propriedades básicas. O produto da reação de um ácido com uma base foi denominado sal [MAHAN, 2014], conforme o exemplo 5.

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A teoria de Arrhenius foi muito útil, entretanto era muito limitada, os químicos descobriram posteriormente, que reações entre ácidos e bases também ocorrem em outros solventes e, até mesmo, na ausência de solvente. A teoria de Arrhenius teve de ser substituída por uma definição mais ampla [ATKINS, 2012].

Teoria de Brönsted-Lowry de ácido e bases 

Um ácido é uma espécie que contém um átomo de hidrogênio ácido que tem a tendência de perder ou doar um próton (H+) e uma base é uma espécie que possui tendência de aceitar ou adicionar um próton (H+).

O HCl é um ácido de Bronsted, pois ao ser dissolvido em agua cada molécula de cloreto de hidrogênio transfere um íon H+ para uma molécula de H2O (que nesta situação age como base). A transferência de próton de uma molécula para outro, denomina-se desprotonar.

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Ácidos e bases conjugados são os que diferem entre si por H+. Como na reação praticamente todas as moléculas de HCl doam seus prótons para H2O, o ácido clorídrico HCl é classificado como um ácido forte. Nesta reação o equilíbrio químico está tão forte na formação dos produtos, que pode ser representado apenas pela reação direta, com uma seta simples. Entretanto essa é uma reação reversível, onde o Cl- pode aceitar um próton do H3O e retornar a forma inicial de HCl (aq). Nesta situação o íon cloreto deve ser uma base e H3O um ácido. Visto que o HCl difere do Cl- somente por um próton, eles são denominados par ácido-base conjugado. Analogamente, H3O+ e H2O são um par ácido-base conjugado.

O HCN cianeto de hidrogênio transfere seus prótons para a água para formar o ácido cianídrico HCN (aq). Entretanto o HCN é classificado como um ácido fraco em agua. Todo equilíbrio químico é dinâmico, portanto os prótons trocam de posição entre as moléculas de HCN e H2O, fornecendo uma concentração baixa, porém constante de íons CN- e H3O+.

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De acordo com a teoria de Brosted-Lowry um ácido forte está completamente desprotonado em solução e um ácido fraco está parcialmente desprotonado em solução. Uma base de Brosted possui um par de elétrons livres a que o próton pode se ligar. A amônia (NH3) quando está em água o par de elétrons do átomo N aceita um próton da molécula H2O. Entretanto somente uma pequena porção de moléculas de NH convertem-se em íons NH4. Portanto a Amônia é uma base fraca [ATKINS, 2012].

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Uma base forte está completamente protonada em solução, já uma base fraca está parcialmente protonada em solução.

Equilíbrio Químico

Diz-se que uma reação reversível atinge o equilíbrio químico quando a velocidade da reação direta e a velocidade da reação inversa se igualam. Todas as reações reversíveis chegam a um equilíbrio, embora isso possa demorar um tempo [FELTRE, 1996]. A equação genérica ex [9], expressa que: a reação da esquerda para a direita, é uma reação direta (1) e da direita para a esquerda, é uma reação inversa (2).

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A velocidade a reação direta é dada por: . Essa velocidade é máxima no inicio da reação e depois diminui com o tempo, pois A e B vão sendo consumidos. Já a velocidade da reação inversa é dada por: . Onde essa velocidade é nula no início da reação e depois aumenta com o tempo à proporção que C e D vão sendo formados. Após um certo tempo as duas velocidades se igualam e atinge-se o equilíbrio químico. A partir deste instante, tanto a reação direta como a inversa continuam se processando, por isso diz-se que o equilíbrio é dinâmico. As quantidades de moléculas gastas na reação direta são refeitas na reação inversa e vice-versa, deste modo as quantidades de A, B, C, D são inalteradas, desde que não mudem as condições físicas e químicas do sistema, por este motivo o equilíbrio também é denominado estado estacionário.[pic 9][pic 10]