Verificação experimental de certas propriedades químicas dos ácidos

1. OBJETIVOS:

Verificar experimentalmente alguns dos comportamentos químicos de ácidos.

Conhecer alguns métodos de obtenção de hidróxidos.

Compreender a interação entre um ácido e uma base.

2. INTRODUÇÃO TEÓRICA:

Ácido são todas as substâncias que podem liberar íons H+ água (solução aquosa). Por isso, a maioria desses compostos terão o H iniciando a sua fórmula.Por causa da liberação de Íons, os ácidos conduzem eletricidade.

Um hidróxido (OH) é uma função química caracterizada por um catião (português europeu) ou cátion (português brasileiro) amónia) e um anião (português europeu) (geralmente um metal, excepção feita apenas ao catião ou ânion (português brasileiro) hidroxila. Os exemplos mais conhecidos são o hidróxido de sódio (NaOH), vulgarmente conhecido como "soda cáustica", e o hidróxido de potássio (KOH), também conhecido como "potassa cáustica". Os hidróxidos são caracterizados por seu caráter básico (tingem de azul o papel de tornassol).Todos os hidróxidos de elevado grau de ionização (bases fortes) são solúveis em água, por serem fortemente iônicos. Já os demais, por seu caráter covalente, são insolúveis ou pouco solúveis em água.

Sais são compostos que provêm ou dos ácidos, pela substituição total ou parcial dos seus hidrogênios ionizáveis por cátions, ou das bases, pela substituição total ou parcial dos grupos OH- considerados como produtos de unma reação de neutralização. Será uma neutralização total quando no sal formado não restarem nem grupos OH-). Caso contrário, será parcial.(H+

Os sais provenientes de neutralização total são chamados de sais neutros (normais); os que apresentam grupos básicos (OH- que apresentam hidrogênios ácidos são chamados de sais ácidos (hidrogenossais). quando forem diluídas em (geralmente um metal, excepção feita apenas ao catião ou ânion (português brasileiro) hidroxila. Os exemplos pelos ânions dos ácidos. Segundo os exemplos, os sais podem ser nem hidrogênios ácidos) são chamados de sais básicos (hidroxissais), e os

3. MATERIAIS E REAGENTES:

Tubo com saída lateral (p/gases)

Magnésio metálico (Mg o) ;

Tubos de ensaio e estante

Cobre metálico (Cu o);

Becher de 50 ou 100 mL

Carbonato de cálcio (CaCO3) ;

Pipeta graduada de 5,0 mL Açúcar

Copinhos plásticos (de café)

Pinça de madeira

Óxido de cálcio (CaO)

Bureta de 25,00 ou 50,00 mL

Suporte e garra para bureta

Indicador azul de bromotimol

Erlenmeyer

Papel indicador universal

Tela de amianto e tripé

Indicador fenolftaleína

Bico de Bunsen

Solução 10% de ácido acético (CH3COOH ou HAc)

Solução 10% de ácido clorídrico (HCl)

Solução 10% de hidróxido de sódio (NaOH) Solução 5% de cloreto de amônio (NH4Cl) Solução 5% de cloreto férrico (FeCl3)

Solução 5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3)

Água de cal [Ca(OH)2) ou água de barita [Ba(OH)2] Ácido nítrico concentrado (HNO3)

Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4)

Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) – 0,1 mol/L

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:

I. AÇÃO DOS ÁCIDOS SOBRE METAIS REATIVOS:

Em dois tubos de ensaio colocou-se, respectivamente, 2,0 mL de solução 10% de ácido clorídrico (HCl) e 2,0 mL de solução 10% de ácido acético ( CH3COOH ou HAc)

Adicionou-se em seguida um pedaço de magnésio metálico (Mg° ) a cada um dos tubos. Foi observado e comparado as velocidades de reação nos tubos, anotando os resultados.

II. AÇÃO DOS ÁCIDOS SOBRE METAIS POUCO REATIVOS:

Ácidos não oxidantes:

Em dois tubos de ensaio foi colocado, respectivamente,