RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL

FACULDADES OSWALDO CRUZ

RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL

Curso: Química – Licenciatura (1LX) Professor: Mary Leda Caparroz Vancetto Nome da Experiência: Equilíbrio Ácido-Base e Indicadores Data da Realização da Experiência: 20/04/2016 Nome do Aluno: Joyce Silva R.A: 1616059 Nome do Aluno: Letícia Herrerias R.A: 1615072 Nome do Aluno: Tacia Rocha R.A: 1615056

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INTRODUÇÃO E OBJETIVOS:

   Os primeiros químicos aplicavam o termo ácido a substâncias que tem sabor azedo acentuado. O vinagre, por exemplo, contém ácido acético, CH3COOH. As soluções em água das substâncias que eram chamadas de bases ou álcalis eram reconhecidas pelo gosto de sabão.
  Segundo a Teoria de Arrhenius , ácido era toda a substância que contendo hidrogénio, se dissociava em solução produzindo íons H+. Enquanto isso, as bases seriam todas as substâncias que em solução aquosa se dissociava, produzindo íons hidróxido (OH-).
  Anos depois, surge a Teoria de Bronsted-Lowry, que nos diz que os ácidos são uma espécie que cede íons H+ (prótons) e as bases são uma espécie que recebe íons H+.
  Quando se dissolve uma substância em água forma-se uma mistura homogênea que se designa por solução aquosa.  As soluções aquosas podem ser ácidas, básicas (alcalinas) ou neutras. Chamamos isso de hidrólise, ou seja, a dissolução de sais em água, onde se ioniza em H+ e OH- a fim de se ligar aos ânions e cátions correspondentes do sal.
  Para determinar se uma solução aquosa é ácida, básica  ou neutra, utilizam-se indicadores. O indicador ácido-base é uma espécie química que muda de cor conforme o meio onde se encontra, ácido ou básico. Existem diferentes indicadores ácido-base, tais como os seguintes: Fenolftaleína, Tornesol, Alaranjado de metila e o indicador universal.
  A solução alcoólica de fenolftaleína é incolor e muda de cor para rosa carmim quando é adicionada a uma solução básica. O Tornesol é um indicador que muda de cor para vermelho em soluções ácidas e azul em soluções básicas. Para além destes pode-se utilizar produtos naturais como a repolho-roxo, que nas soluções ácidas torna-se vermelho. O Alaranjado de metila, que em solução ácida torna-se vermelho e, em solução básica, alaranjado. E finalmente, o Indicador universal que muda de cor quando contacta com uma substância aquosa. Depois é só comparar a cor com uma tabela de pH para saber se determinada substância está ácida ou básica. pH – É o simbolo para uma medida físico-quimica - potencial de hidrogénio – que indica a acidez, neutralização ou alcalinidade de uma solução aquosa, uma leitura de pH abaixo de 7 indica que a solução é ácida e acima de 7, indica que a solução é básica.
  Veremos também nos experimentos a seguir, soluções tampões, mas, o que seriam elas? São soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Um tampão é constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base fraca e seu ácido conjugado. Alguns exemplos de soluções tampões são: ácido acético + acetato de sódio,  ácido bórico + borato de sódio e  ácido cítrico + citrato de sódio.
  O objetivo deste relatório é observar sistemas ácido-base em equilíbrio, investigar indicadores ácido base e avaliar o pH de soluções.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:

1. pH de soluções de sais:
   Verifica-se 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 e sulfato de alumínio.
   
2. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco:
   Coloca-se em dois tubos de ensaio, 3 mL de solução de ácido acético. O pH é medido com papel indicador universal. É verificado 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.
   
3. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca:
   Coloca-se em dois tubos de ensaio, 3 mL de solução de hidróxido de amônio e é adicionado 3 gotas de solução de indicador universal. É verificado 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.
   
4. Estudo de solução tampão:
   ◦ É misturado 5 mL de solução de ácido acético e 5 mL de solução de acetato de sódio e medido o pH com o papel indicador universal.
   ◦ A solução é dividida em dois tubos de ensaio. Numerados de I e II.
   ◦ Em dois outros tubos de ensaio (III e IV) coloca-se o mesmo volume de água destilada e se verifica o seu pH.
   ◦ Adiciona-se ao tubo I três gotas de HCl 0,1 mol/L e se verifica o pH.
   ◦ Adiciona-se ao tubo II três gotas de NaOH 0,1 mol/L e se verifica o pH.
   ◦ Adiciona-se ao tubo III três gotas de HCl 0,1 mol/L e se verifica o pH.
   ◦Adiciona-se ao tubo IV três gotas de NaOH 0,1 mol/L e se verifica o pH.
   O efeito da adição de HCl e NaOHé comparado  separadamente,  sobre água destilada e solução tampão.
   
5. Indicadores ácido-base:
   ◦  É montado uma estante com 12 tubos de ensaio. Em seis deles adiciona-se cerca de 5 mL de solução de HCl 0,1 mol/L. Nos outros seis tubos adiciona-se cerca de 5 mL de solução e NaOH 0,1 mol/L.
   ◦ Verifica-se as cores apresentadas dos indicadores Orange IV, Alaranjado de metila, Vermelho de metila, Azul de bromotimol, Fenolftaleína e Timolftleína em meio ácido e básico. 
   

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RESULTADOS E DISCUSSÃO:

a.

	Papel indicador Universal	Solução de indicador Universal	Classificação
Cloreto de amônio	pH 6	pH 6	Ácido forte e base fraca
Acetato de sódio	pH 7	pH 7	Ácido forte e base forte
Bicarbonato de sódio	pH 10	pH 9	Ácido fraco e base forte
Carbonato de sódio	pH 11	pH 11	Ácido fraco e base forte
Sulfato de alumínio	pH 3	pH 4	Ácido forte e base fraca

b. O ácido acético presente nos tubos de ensaio possuem ambos pH 3. Ao adicionarmos 3 mL de acetato de sódio em um dos tubos, o pH dele vai para 5. Em outro tubo, colocamos 3 mL de água destilada, e observamos que neste, o pH continua em 3.

c. No momento em que verificamos com a solução de indicador universal o pH  de solução de hidróxido de amônio, verificamos que este estava em 11. Em um dos tubos, adicionamos 3 mL de água destilada e observamos que seu pH continuava em 11. No outro tubo, adicionamos 3 mL de cloreto de amônio, e observamos que seu novo pH era de 9.

d. Ao misturarmos o ácido acético com o acetato de sódio, a solução possuía pH 5. Dividimos a solução em dois tubos e numeramos como tubos I e II
Em outros dois tubos de ensaio, colocamos água destilada, que possuía pH 4. Os numeramos como tubos III e IV.
Ao tubo I, adicionamos 3 gotas de solução de HCl 0,1 mol/L e o pH passou a ser 2.
Ao tubo II, adicionamos 3 gotas de solução de NaOH 0,1 mol/L e o pH passou a ser 5.
Ao tubo III, adicionamos 3 gotas de solução de HCL 0,1 mol/L e o pH passou a ser 3.
Ao tubo IV, adicionamos 3 gotas de solução de NaOH 0,1 mol/L e o pH passou a ser 10.

e.  5 mL de HCl 0,1 mol/L - ÁCIDO