RELATÓRIO - QUÍMICA I EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

Universidade Federal de Pernambuco – UFPE[pic 1][pic 2]

Centro Acadêmico do Agreste – CAA

Núcleo de Tecnologia

RELATÓRIO - QUÍMICA I

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

Curso: Engenharia Civil.

Professor: Rogério Ferreira da Silva.

Alunos: Almir Ribeiro

            Danilo César

            Felipe Menezes

            Perocelio Tenório

            Thássia Menezes

            Valdeni da Silva

            Weslley Gomes

Caruaru - 2014

RESUMO

Fazer uma investigação qualitativa de alguns estados de equilíbrio, dando ênfase ao efeito de perturbações externas, como o equilíbrio de ácidos e bases. Averiguar o pH de ácidos e bases fracos e fortes em concentrações diferentes. Determinar o teor de ácido numa amostra de vinagre por titulação com base.

INTRODUÇÃO

Um ácido pode ser definido como uma substância que, quando dissolvida em água, se dissocia formando íons de hidrogênio ( [pic 3] ), enquanto uma base pode ser definida em água, se dissocia formando íons de hidroxila ( [pic 4] ). 

As soluções aquosas que contém íons são chamadas eletrolíticas. Os ácidos e as bases que são completamente ionizados em solução formam eletrólitos fortes e os que são parcialmente ionizados formam eletrólitos fracos.

Os ácidos e as bases que formam eletrólitos fortes são chamados respectivamente, ácidos fortes e bases fortes, assim como os ácidos e as bases que formam eletrólitos fracos são chamados ácidos fracos e bases fracas.

O pH é uma maneira de representar a concentração hidrogeniônica, ou seja, a concentração de íons de hidrogênio - em uma solução – e é dado pelo negativo do logaritmo da concentração de íon de hidrogênio

[pic 5]

A água ao ionizar-se, produz quantidades iguais de íons hidrogênio e hidroxila, ou seja:

[pic 6]

Sabendo-se que o produto iônico da agua, a 25°C, é [pic 7] , a concentração de [pic 8] será:

[pic 9] .

Assim, a água pura, a 25°C, tem PH igual a 7. O mesmo raciocínio é feito para íon de hidróxido, obtendo [pic 10] igual a 7.

O [pic 11] é ordenado numa escala de valores que para soluções aquosas varia de 0 a 14. As soluções em que a concentração de [pic 12] é maior que a de [pic 13] são denominadas ácidas e apresentam [pic 14] , já as soluções em que a concentração de [pic 15] é menor que a de [pic 16] são denominadas básicas e apresentam [pic 17] .

Para qualquer solução aquosa é válida a correlação

[pic 18]

O [pic 19] pode ser medido experimentalmente através do uso de indicadores, de papeis indicadores ou de potenciometria.

Os indicadores são substâncias, normalmente um ácido orgânico fraco ou base fraca em solução diluída, que mudam de cor conforme a concentração hidrogeniônica, essa mudança acontece em uma faixa bem definida de [pic 20] .

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

3.1 - Materiais Utilizados:

- Béquer (100 ml)

- Proveta graduada (50 ml)

- Pipeta volumétrica

- Phmetro

- Solução de ácido clorídrico (HCl – 1M)

- Solução de hidróxido de sódio (NaOH – 1M)

- Água destilada (H20)

- Solução de hidróxido de amônia (NH4OH – 1M)

- Solução de ácido acético (CH3COOH – 1M)

- Bureta (50 ml)

- Fenolftaleína (indicador)

- Vinagre comercial

3.2 - Descrição do Procedimento:

a) Medir o pH de soluções ácidas e básicas

Em cada balão volumétrico, prepara-se 100 ml de soluções a 0,2M a partir de soluções a 1M dos ácidos e bases citados acima. Para tal, usa-se a fórmula [Ci.Vi = Cf.Vf].

Vi= 0,1 . 0,2 => Vi= 0,02 =20 ml

Assim deve-se adicionar 20 ml do composto e completar com 80 ml de água destilada. Já preparas as soluções, deve-se depositá-las em béquers para a medição do pH de cada uma.

b) Perturbando o equilíbrio de substâncias ácidas

        Coloca-se 25 ml das soluções ácidas em béquers de 100 ml e adiciona-se uma gota de fenolftaleína em cada. Coloca-se a solução no pHmetro e mede-se o pH. Adiciona-se de gota em gota o NaOH 1M e deve-se acompanhar a variação do pH. No momento que a solução ficar rosa claro verifica-se mais uma vez o pH, que apresenta nesse momento a titulação.

c) Curva de titulação ácido-base

        Mede-se 5 ml de vinagre comercial em um proveta e ao passar para o béquer, adiciona-se cerda de 50 ml de água destilada e adiciona-se duas gotas de fenolftaleína. Coloca-se no pHmetro para acompanhar a variação do pH. Com auxílio de uma bureta de 50 ml, titula-se com NaOH 0,1 M. Deve-se ter atenção com o “volume morto” que apresenta a bureta.         

 RESULTADOS E DISCURSÃO

Os resultados são apresentados em forma de tabela.

1. Medição do pH das soluções ácidas e básicas

Para melhor análise, mediu-se o pH do NaOH e do HCl a 1M. Os resultados são apresentados em forma de tabela:

Conc.\Composto	NaOH	NH4OH	HCl	CH3COOH
1M	13	-	1	-
0,2M	12,84	11,60	1,40	3,05

Tabela 1 – pH dos compostos

Percebe-se que pelos resultados obtidos nessa etapa, o ácido clorídrico (HCl) caracteriza-se como um ácido forte, pois o pH registrado está próximo à 1, sendo assim mais forte que o ácido acético que registra pH superior a 3.

O pH das bases caracterizem o hidróxido de sódio como uma base forte, já que o pH registrado é 12,84, diferentemente do hidróxido de amônia que tem um poder de dissociação dos eletrólitos mais fraco, já que seu pH está abaixo de 12.