Neutralização E Força Dos Acidos

Sumário

1 Objetivos 3

2 Introdução 4

2.1 Ácidos e Bases Svante Arrhenius 4

2.2 Titulação 4

2.3 Ácidos e Bases Bronsted-Lowry 4

2.4 Ácidos e bases fortes e fracos 6

2.5 Neutralização 6

2.6 Eletrólitos 7

3 Procedimento Experimental 8

3.1 Materiais 8

3.2 Reagentes 8

3.3 Experimento 1 8

3.4 Experimento 2 9

4 Resultados e Discussões 10

4.1 Figura: 1 HCl (Ácido forte) antes de gotejar fenolftaleína 10

4.2 Figura 2: HCl (Ácido forte) após gotejar fenolftaleína 10

4.3 Figura 3: Após gotejar NaOH (Base forte) 11

4.4 Figura 4: H3CCOOH: (Ácido fraco) antes de gotejar vermelho de metila 11

4.5 Figura 5: H3CCOOH: (Ácido fraco) após gotejar vermelho de metila 12

4.6 Figura 6: Após gotejar NaOH (Base forte) 12

4.7 Figura 7: NH4OH (Base fraca) antes de gotejar vermelho de metila 13

4.8 Figura 8: NH4OH Base fraca após gotejar vermelho de metila 13

4.9 Figura 9: Após gotejar HCl (Ácido forte) 14

4.10 Figura: 10 Nesta reação observou-se a liberação de gás CO2 devido a formação do ácido H2CO3 que é um composto instável que se decompõe em H2O e CO2. 14

4.11 Figura: 11 Observa-se a mudança de cor do papel tornassol evidenciando a formação de um ácido volátil H2SO3 15

4.12 Figura 12: Demonstração da liberação de gás hidrogênio a fim de avaliar a força dos ácidos 16

4.13 Tabela 1: Força dos Ácidos 17

5 Questionário 18

6 Conclusão 19

7 Referências Bibliográficas 20

1 Objetivos

Verificar experimentalmente a ocorrência de reações químicas de neu-tralização.

Verificar experimentalmente a força de ácidos por meio de reações de desprendimento de gás.

 

2 Introdução

2.1 Ácidos e Bases Svante Arrhenius

Um ácido é um composto capaz de fornecer íons de hidrogênio, H+ em solução aquosa. Um ácido reage com uma base.

Uma base é um composto capaz de fornecer íons hidróxidos, OH– em solução aquosa. Uma base reage com um ácido.

Os primeiros químicos aplicavam o termo ácido a substâncias que têm sabor azedo acentuado. As soluções em água das substâncias que eram cha-madas de bases ou álcalis eram reconhecidas pelo gosto de sabão.

2.2 Titulação

As reações de neutralização são conhecido como titulação ácido-base, no qual a concentração molar de um ácido em uma solução aquosa é determinada pela adição vagarosa de uma solução básica de concentra-ção conhecida na solução do ácido. As funções do ácido e da base podem ser invertidas.

2.3 Ácidos e Bases Bronsted-Lowry

O comportamento dessas reações foi inicialmente identificado nos estu-dos de soluções de ácidos bases em água que levaram às definições de Ar-rhenius de ácidos e bases.

A definição de Bronsted é mais geral porque ela inclui a possibilidade de que um íon seja um ácido (uma opção não permitida pela definição de Arrhenius). Por exemplo, um íon hidrogenocarbonato, HCO3-, uma das espécies presentes em águas naturais, pode agir como um doador de prótons e doar um próton para uma molécula de H2O

HCO3-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CO32-(aq)

O termo próton nessas definições refere-se ao íon hidrogênio, H+. Um ácido é uma espécie que contém um átomo de hidrogênio ácido, isto é, um átomo de hidrogênio que pode ser transferido na forma do núcleo, o próton, a outra espécie, que age como base. Um doador de prótons é conhecido como ácido de Bronsted e um aceitador de prótons como base de Bronsted.

Uma substância só pode agir como um ácido na presença de uma base que possa aceitar os prótons ácidos. Um ácido não cede, simplesmente, seu hidrogênio ácido, o próton é tranferido para a base. Por exemplo, HCI é um ácido de Bronsted. Esse processo é uma reação de transferência de próton, uma reação em que um próton se transfere de uma molécula para outra. E. que a molécula de HCI fica desprotonada:

HCI(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

Como, no equilíbrio, praticamente todas as moléculas de HCl doam seus prótons para a água, o HCI é classificado como um ácido forte. A reação de transferência de prótons é praticamente completa. O íon H3O+ é chamado de íon hidrônio, H+ livre não existe em água e H3O+ é uma representação indica que uma base de Bronsted (H2O) aceitou um próton.

Na teoria de Bronsted-Lowry, a força de um ácido depende de quanto ele doa prótons ao solvente.

Um ácido forte está completamente desprotonado em solução.

Um ácido fraco está parcialmente desprotonado em solução.

Uma base de Bronsted tem um par de elétrons livres a que o próton po-de se ligar. Por exemplo, o íon óxido é uma base de Bronsted. Na dissolução de CaO em água, o forte campo elétrico do pequeno íon O2-, com muita carga, retira um próton de uma molécula H2O vizinha . Ao aceitar o próton, o íon óxido fica protonado. Cada íon óxido presente aceita um próton da água e, portanto, O2- é um exemplo de uma base forte em água, uma espécie totalmente proto-nada. A seguinte reação ocorre quase completamente:

O2-(aq) + H2O(l) →2 OH-(aq) .

Uma base forte está completamente protonada em solução.

Uma base fraca está parcialmente