Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Campo Mourão
Curso Superior de Licenciatura em Química
Alex Junior
Maykon Rodrigues
Vilson Rath
Vitor Montemezzo
EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
RELATÓRIO DE AULA EXPERIMENTAL
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Relatório sobre Equilibrio Ácido-Base
Tipologia: Provas
2011
1 / 12
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Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Campo Mourão
Curso Superior de Licenciatura em Química
Alex Junior Maykon Rodrigues Vilson Rath Vitor Montemezzo
EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
RELATÓRIO DE AULA EXPERIMENTAL
CAMPO MOURÃO
Setembro de 2011
Alex Junior
Maykon Rodrigues
Vilson Rath Vitor Montemezzo
Relatório de aula experimental apresentado à disciplina de Química Analítica do curso de Licenciatura em Química da Universidade Tecnológica Federal do Paraná como requisito parcial para aprovação nesta disciplina.
Orientadora: Prof.ª Patrícia Valderrama
molécula e, por tanto, sofrem dissociação em etapas, tendo cada etapa sua própria constante de dissociação. A condição de equilíbrio da dissociação de um ácido fraco pode ser usada para calcular as concentrações das espécies de solutos presentes em solução estes ácidos. Por meio destes cálculos pode ser mostrado que a presença de uma concentração apreciável de ânion de um ácido fraco em uma solução reprime a dissociação do ácido. Esta é uma ilustração do princípio de Le Châtelier chamada íon do efeito comum. Bases fracas se dissociam em água da mesma maneira que ácidos fracos, só que com um aumento de concentração de íons hidróxido, em vez de com aumento de íons hidrogênio (hidrônio). Uma base fraca e comum e importante é a amônia. Em suas soluções aquosas as espécies moleculares não dissociadas foram formuladas com NH3 ou como NH4OH, embora se acredite hoje que ambas são formada excessivamente simplificada. Para uma visualização melhor veja a Tabela 1 abaixo:
Indicador Intervalo de pH para a mudança de cor
Mudança de correspondente
Azul de timol 1,2 a 2,8 Vermelho para amarelo Alaranjado de metila 3,1 a 4,4 Vermelho para alaranjado
Azul de bromofenol 3,0 a 4,6 Amarelo para violeta
Verde de bromocresol 4,0 a 5,6 Amarelo para azul Vermelho de metila 4,4 a 6,2 Vermelho para amarelo
Azul de bromotimol 6,2 a 7,6 Amarelo para azul
Azul de timol 8,0 a 9,6 Amarelo para azul Fenolftaleína 8,0 a 10,0 Incolor para vermelho
Timolftaleína 9,4 a 10,6 Incolor para azul
Amarelo de alizarina 10,1 a 12,0 Amarelo para vermelho
Tabela 1: Alguns indicadores áido-base Cálculos de bases fracas se baseiam na igualdade da Lei da ação das massas e a constante de dissociação da base Kb. O pH de uma solução é definido como –log[H + ]. A escala de pH fornece uma maneira conveniente de expressar a acidez ou basicidade de uma solução que pode variar num intervalo de mais de 10^16.
OBJETIVO
Usar indicadores visuais de ácido-base e ponteciômetro para medir o pH de algumas soluções, aproveitando para fazer uma comparação com os dois processos de medidas, e por fim realizar cálculos com os valores de pH encontrados na determinação das constantes de equilíbrio Ka e Kb.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
- Numerou-se 3 tubos de ensaio e adicionou-se 1mL de forma qualitativa de solução 0,1 mol/L de ácido acético. Depois do mencionado adicionaram-se aos tubos uma gota dos seguintes indicadores ácido-base:
- Tubo 1: Alaranjado-de-metila
- Tubo 2:Azul-de-bromofenol
- Tubo 3:Verde-de-bromocresol
Após o ocorrido observou-se atentamente e anotou-se os resultados e reservou-se.
2) Repetiu-se o procedimento do item 1, usou-se uma solução de HCl 0,1 mol/L e os indicadores ácido-base:
- Tubo 1: Alaranjado-de-metila
- Tubo 2:Azul-de-bromofenol
- Tubo 3:Verde-de-bromocresol
Após o ocorrido observou-se atentamente e anotou-se os resultados e reservou-se.
- Repetiu-se o procedimento do item , usou-se uma solução de NH 3 0,1 mol/L e o indicador ácido-base:
- Tubo 1:Fenolftaleína
Após o ocorrido observou-se atentamente e anotou-se os resultados e reservou-se.
- Repetiu-se o procedimento do item 1, usou-se uma solução de NaOH 0,1 mol/ L e o seguinte indicador ácido-base:
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Depois das observações e analises, os compostos foram tabelados e discutidos para uma melhor interpretação.
- Na amostra 1, onde havia 0,1 mol/L de ácido acético, foram obtidos os seguintes resultados:
Indicadores Mudança de cor obtida nas reações com o ácido acético
Ácido ou Base
Alaranjado-de-metila Vermelho alaranjado Ácido Azul de bromofenol Amarelo Urina Ácido Verde de bromocresol Amarelo Urina Ácido
Resultados obtidos conforme a imagen abaixo
Imagem 1 – Indicadores com ácido acético
De acordo com as 3 amostras, observa-se que todas elas identificaram como caráter acido (de acordo com a tabela). Como não se tem um valor exato para achar seu pH, pode-se dizer que a amostra tem um pH aproximadamente entre 3,1 e 6,2.
- Seguidamente onde havia a amostra 2 que continha 0,1mol/L de HCL (tubo 2), foram obtidos os seguintes resultados:
Resultados obtidos conforme a imagen abaixo:
Imagem 2 – Indicadores com HCl
De acordo com as 3 amostras, observa-se que todas elas identificaram como caráter acido (baseado na tabela 1). Essa conclusão é claro, é baseada na tabela. Como seu pH é indefinido nessa analise, pode-se dizer que entre as cores apresentadas pelos indicadores (Vermelho para Verde de Bromocresol, Amarelo para Azul de bromofenol e Alaranjado de metila) mostra um pH tem um valor aproximado de 3,1 e 6,2.
- Seguidamente no tubo 3 onde havia uma solução de 0,1mol/L de NH 3 foi encontrado o seguinte resultado:
Indicador Mudança de cor na reação com NH (^3)
Ácido ou Base
Fenolftaleína Rosa Base
Resultados obtidos conforme a imagen abaixo:
Imagem 3 – Indicadores com NH (^3)
A analise do tubo 3 e o estudo da tabela da fenolftaleína indica que o composto é uma base. Seu valor exato de pH é indefinido já que a tabelo mostra que o resultado deveria ser vermelho e portanto não rosa/roxo. Como apresentou uma cor e não era incolor, a única alternativa é dizer que era uma base.
Fenolftaleína Azul Base
Os resultados também podem ser vistos através da imagem abaixo:
Imagem 5 – Indicadores com Acetato de Sódio O composto acetado de sódio foi analisado e comparado com a tabela. Seus resultados e comparações indicam que o acetato de sódio é uma base. Para Azul de Bromotimol o resultado deu uma coloração azul. Já para Fenolftaleína o resultados foi vermelho. Na tabela tudo indica que além do composto ser básico ele apresente um pH entre 6,2 à 8,0 (não é superior a 8 pois de acordo com a tabela, superior a 8 seria uma cor entre vermelho a laranja).
- Após a adição de cada indicador na solução de 0,1mol/L NH 4 Cl (tubo 6), observaram- se as seguintes colorações para cada tubo:
Indicadores Mudança de cor obtida na reação com NH 4 Cl
Ácido ou Base
Azul-de-bromofenol Azul escuro Ácido Verde-de-bromocresol Verde esmeralda Ácido Vermelho-de-metila Vermelho Base Azul-de-bromotimol Amarela urina Base
Os resultados também podem ser vistos de acordo com a imagem abaixo:
Imagem 6 – Indicadores com NH 4 Cl De acordo com as 4 amostras, observa-se que todas elas identificaram como caráter acido (baseado na tabela 1). Essa foi baseada na tabela. Como seu pH é indefinido nessa analise e só é possível dizer valores aproximados nesse experimento, podemos dizer que seu pH varia entre 3,0 e 6,2 (considerando as cores resultantes de azul de bromofenol, verde de bromocresol, vermelho de metila e azul de bromotimol).
- Observou-se os seguintes resultados listados na Tabela 2, sobre o valor do pH de cada solução:
Tabela 2 – pH de algumas soluções Solução (0,1 Mol/L) pH (medidor de pH) HCl 0, NH 4 OH 10, NaOH 13, NH 4 Cl 6, CH3COONa 7, CH 3 COOH 2,
Com esses resultados identificou-se com exatidão o pH de algumas soluções, isso demonstrou quão útil foi o medidor de pH, já que com os indicadores verificou-se quais eram ácidos ou bases, mas não o valor do pH. Através da tabela 2 notou-se que os pHs tem resultados distintos, portanto vale dar ênfase em alguns, tais como o HCl e o HOAc mesmo com concentrações iguais o pH de cada um foi diferente, quanto menos o pH mais ácido se torna o ácido e quanto maior a o pH mais básico se torna, como foi o exemplo da NH 4 OH e NaOH. Pode-se obter mais resultados ainda para comprovar as diferenças dos valores de pH, bem como equações de equilíbrio, como é descrito abaixo de algumas soluções;
Para a solução de CH 3 COONa
- CH 3 COONa (^) (Aq) + H 2 O (^) (l)0 0 1 F0 0 1 F0 0 1 F = Na+ (Aq) + CH 3 COO-(Aq)
- CH 3 COO-(Aq) + H 2 O(l) = CH 3 COOH (^) (Aq) + HO -