relatorio EQUILIBRIO IONICO

relatorio EQUILIBRIO IONICO

AMANDA FAGUNDES DE SOUZA ASSIS

ISABELA LIMA CORDEIRO PERDIGÃO

PAULO VINÍCIUS LIMA SANTOS

SUZANE PEREIRA NOVAIS

WILLIANE NAYARA MARQUES GONÇALVES

EQUILÍBRIO IONICO – DETERMINAÇÃO DE pH

Relatório apresentado como atividade avaliativa na disciplina Físico-Química, do cursoTécnico em Química, solicitado pelaProfessoraDr. Patrícia Teresa Souza da Luz.

BELÉM

2017

  1. INTRODUÇÃO

  • Ácidos e Bases

Ácidos e bases constituem uma classe de eletrólitos espacialmente importante. Não há equilíbrios tão disseminados como os que envolvem ácidos e bases. Ácidos e Bases segundo Atkins; Jones (2012):

  1. Bronsted-Lowry:

Ácidos: são substâncias, capazes de doar um ou mais prótons (H+) uma reação química. Bases: são substâncias capazes de aceitar um ou mais prótons.

  1. Lewis:

Ácidos: é uma substância capaz de aceitar um par de elétrons em uma reação química. Base: é uma substância que possui pelo menos um par de elétrons não ligantes disponível para compartilhar com outra espécie durante uma reação química.

  1. Arrhenius:

Ácidos: são substâncias cujas soluções aquosas contenham excesso de íons H+. Bases: são substâncias cujas soluções aquosas contenham excesso de íons OH-.

  • Potencial hidrogeniônico

A sigla pH é utilizada para representar o potencial hidrogeniônico presente em uma determinada solução ou mistura. Esse potencial refere-se à quantidade (concentração molar ou molaridade) de cátions hidrônio (H+ ou H3O+) presentes no meio e indica se esse meio, ou mistura, é ácido, básico ou neutro (ATKINS; JONES, 2012).

De acordo com o estudo do equilíbrio iônico da água, além dos cátions hidrônio, temos também a presença de íons hidróxido (OH-). Assim, a avaliação do pH de um meio sempre leva em consideração a concentração de hidrônios (cátions) e a de hidróxidos (ânions).

Meio ácido: quantidade de hidrônios > (maior) que a de hidróxidos;

Meio neutro: quantidade de hidrônios = (igual) a de hidróxidos;

Meio básico: quantidade de hidrônios < (menor) que a de hidróxidos.

  • Equilíbrio Iônico

É um caso particular de equilíbrio químico em que aparecem íons. Os equilíbrios iônicos mais conhecidos são os que ocorrem com os ácidos e bases quando em presença de água, devido a ionização ou dissociação química. O equilíbrio iônico só é caracterizado quando se referem a um eletrólito fraco, pois se for considerado que 100% das moléculas do ácido ou da base, se ionizam, o equilíbrio não é estabelecido e a reação terá outro sentido. Quando adiciona-se moléculas de ácido em água, ocorre a ionização (ATKINS; JONES, 2012).

  • Indicadores ácido-base

  1. Azul de Bromotimol: é um indicador de PH que em solução ácida fica amarelo, e em solução básica fica azul. Ele atua como ácido fraco em solução. Pode ser apresentado na forma protonada e deprotonada, amarela e azul, respectivamente. É um indicador adequado para determinar ácidos e bases fracos, preferencialmente para os que teem PH próximo de 7. A faixa de PH do azul de bromotimol está entre 6 e 7,6.

  2. Fenolftaleína: é um indicador que se apresenta como um sólido em pó branco ou em solução alcoólica como um líquido incolor. É insolúvel em água, porém solúvel em etanol (álcool etílico). Sua coloração em solução ácida é incolor e em solução básica fica rosa. A faixa de PH da Fenolftaleína está entre 8,3 e 10.

  • pHmetro ou medidor de pH:

É um aparelho usado para medição de pH. Constituído basicamente por um eletrodo e um circuito potenciômetro. O aparelho é calibrado (ajustado) de acordo com os valores referenciado em cada soluções de calibração. Uma vez calibrado estará pronto para uso. A leitura do aparelho é feita em função da leitura da tensão (usualmente em milivolts) que o eletrodo gera quando submerso na amostra. A intensidade da tensão medida é convertida para uma escala de pH. O aparelho faz essa conversão, tendo como uma escala usual de 0 a 14 pH (ATKINS; JONES, 2012).

  • Escala de pH:

É uma maneira de indicar a concentração de íon de hidrogênio (H+) numa solução. Esta escala varia entre o valor mínimo 0 (acidez máxima), e o máximo 14 (acidez mínima ou basicidade máxima). A 25 °C, uma solução neutra tem um valor de pH = 7 (ATKINS; JONES, 2012).

1.1 OBJETIVO

  • Observar, por meio de experimentos o deslocamento do equilíbrio químico e a partir desses visualizar o Princípio de Le Châtelier.

  1. MATERIAIS E MÉTODOS

    1. VIDRARIAS

  • Tubos de ensaio (10)

  • Becker (3)

  • Pipeta Pasteur

    1. REAGENTES

  • NaOH (Hidróxido de sódio)

  • H2SO4 (Ácido Sulfúrico)

  • Fenolftaleína

  • Azul de Bromotimol

2.3 EQUIPAMENTOS

  • Peagâmetro

2.4OUTROS

  • Estante

  1. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

PROCEDIMENTO I

Inicialmente, numerou-se quatro tubos de ensaio, em cada tubo colocou-se uma quantidade de 3mL. No tubo 01, colocou-se a solução de NaOH, no tubo 02 colocou-se a solução de H2SO4, no tubo 03 solução de NaOH e no tubo 04 a solução de H2SO4. Após esse primeiro processo, adicionaram-se duas gotas do indicador Azul de Bromotimol nas soluções dos tubos 01 e 02, observaram-se e anotaram-se os resultados. Respectivamente, repetiram-se o processo nos tubos 03 e 04 com o outro indicador fenolftaleína, onde adicionaram-se duas gotas nessas soluções. Observaram-se e anotaram-se os resultados.

Continuando o procedimento 01 com outras substâncias, numeraram-se 10 tubos de ensaio, nos tubos 01 e 02 colocou-se amoníaco, nos tubos 03 e 04 colocou-se água sanitária, nos tubos 05 e 06 sabão, nos tubos 07 e 08 água mineral e nos tubos 09 e 10 colocou-se vinagre. Como foram adicionados uma mesma substância em dois tubos iguais, em cada um dos tubos adicionaram-se duas gotas de indicadores diferentes, como: fenolftaleína e azul de bromotimol. Observaram-se as mudanças da coloração e anotaram-se os resultados de cada substância.

Com a ajuda de peagâmetro, calculou-se o pH das soluções de água destilada, água da torneira, água mineral e do refrigerante. Observou-se a variação do pH e da temperatura e anotaram-se os resultados.

PROCEDIMENTO II

Primeiramente, enumeraram-se cinco tubos, onde adicionaram-se a solução de NaOH, contendo 1ml, 2ml, 3ml, 4ml e 5ml, respectivamente. Na segunda parte do procedimento, enumerou-se de 01 até 05 novamente e adicionaram-se a solução de HCl, contendo 5ml, 4ml, 3ml, 2ml e 1ml, respectivamente. Adicionaram-se duas gotas de azul de bromotimol nos tubos que continham a solução de NaOH. Despejou-se o HCl nos tubos de ensaio que continham o NaOH. Observaram-se as mudanças e anotaram-se os resultados obtidos.

  1. RESULTADOS

No procedimento 01, obteve-se os seguintes resultados:

Tubos

Solução

Indicador

Coloração

pH

1

NaOH (0,1 M)

Azul de bromotimol

Azul intenso

Acima de 7,6

2

H2SO4 (0,1 M)

Azul de bromotimol

Laranja

Abaixo de 6,6

3

NaOH (0,1 M)

Fenolftaleína

Rosa

Acima de 8,0

4

H2SO4 (0,1 M)

Fenolftaleína

Incolor

Abaixo de 8,0

Tabela : Resultados do procedimento nº 01.

Nota-se com os resultados experimentais obtidos no procedimento 01, apresentado na Tabela 1, que quando pingou-se 2 gotas dos respectivos indicadores ácido-base utilizados, fenolftaleína e azul de bromotimol, as soluções mudaram de coloração em cada uma das soluções.

Além disso, a Tabela 1 apresenta para cada indicador ácido-base os valores de pH no momento da mudança de cor, indicando que a substância é ácida ou básica de acordo com a coloração que a substância adquiri quando entra em contato com o indicador ácido-base.

Através da literatura, observa-se de acordo com a Tabela 2 abaixo, a coloração dos indicadores.

Indicador

Cor neutra

Cor ácido

Cor base

Fenolftaleína

Incolor

Incolor

Rosa

Alaranjado de metila

Laranja

Vermelho

Amarelo

Azul de bromotimol

Laranja

Amarelo

Azul

Verde de bromocresol

Verde

Amarelo

Vermelho

Tabela : Coloração dos respectivos indicadores ácido-base.

Conforme a Tabela 2, as cores variaram conforme o indicador e a substância, podendo demonstrar no procedimento experimental que a substância pode ser neutra, ácida ou básica.

Além dessa parte inicial do procedimento 01, com o auxílio novamente dos indicadores ácido-base, fenolftaleína e azul de bromotimol, nas substâncias: amoníaco, água sanitária, sabão, água mineral, vinagre e refrigerante; observou-se os resultados obtidos, que encontra-se na Tabela 3, classificando-os como substâncias ácidas ou básicas.

Substância

Coloração transferida aos indicadores

Classificação

Fenolftaleína

Azul de bromotimol

Amoníaco

Rosa

Azul

Básico

Água sanitária

Rosa

Azul

Básico

Sabão

Incolor

Amarelo

Ácido

Água mineral

Incolor

Amarelo

Ácido

Vinagre

Incolor

Laranja

Ácido

Refrigerante

-

-

-

Tabela : Resultados obtidos com os indicadores ácido-base, e as classificações das substâncias.

Nota-se que não utilizou-se os indicadores fenolftaleína e azul de bromotimol no refrigerante porque durante esse procedimento experimental foi utilizado um refrigerante que possuía coloração escura, não podendo então ser utilizado tais indicadores, pois a mudança de coloração não seria perceptível, entretanto, utilizou-se o peagâmetro para a medição do pH do refrigerante.

Posteriormente, mediu-se com o auxílio do peagâmetro, o pH das soluções: água destilada, água da torneira, água mineral e refrigerante, observando os resultados obtidos, que encontram-se na Tabela 4.

Substância

pH

Classificação

Temperatura

Água destilada

7,32

Neutro

25 ºC

Água da torneira

6,69

Ligeiramente ácido

25,8 ºC

Água mineral

5,03

Ácido

24,6 ºC

Refrigerante

2,65 - 2,64

Ácido

24,8 ºC

Tabela : Resultados obtidos do pH das substâncias e suas classificações e temperaturas.

Como observado encontrou-se diversas variações de pH entre as substâncias, demonstrando de acordo com a escala de pH a classificação de cada uma das substâncias que foi analisada.

No procedimento 02, primeiramente foi observado a mudança de coloração quando colocou-se duas gotas de azul de bromotimol nos tubos de ensaio que continham as soluções de Hidróxido de Sódio (NaOH), mudança do incolor para o azul.

Em seguida foi despejado o Ácido Clorídrico (HCl) nos tubos de ensaio que continham o Hidróxido de Sódio (NaOH), com isso observou-se novamente as mudanças de colorações. A Tabela 5 apresenta os resultados do procedimento 02:

Nº do tubo

1

2

3

4

5

HCl

5 (mL)

4 (mL)

3 (mL)

2 (mL)

1 (mL)

NaOH

1 (mL)

2 (mL)

3 (mL)

4 (mL)

5 (mL)

Coloração

Azul

Azul

Verde

Laranja

Laranja

Tabela : Resultados obtidos no procedimento 2.

As mudanças de cor observadas indica o caráter ácido ou básico de cada substância, para o indicador azul de bromotimol quando a substância apresenta a coloração azul (que é o que ocorreu nos tubos 1 e 2) indica que ela é básica, e quando apresenta a coloração amarelo ou laranja (que é o que ocorreu nos tubos 4 e 5) indica que a substância seja ácida.

Entretanto, o tubo de ensaio 3 apresentou a coloração verde, de acordo com a coloração na escala de pH, a substância adquiriu caráter neutro quando as substâncias foram misturadas, ou seja, os 3 mL de NaOH foram neutralizados pelos 3 mL de HCl – as quantidades se neutralizaram por possuírem as mesmas quantidades.

A reação que ocorre entre o HCl e o NaOH:

HCl→H+ + Cl-

NaOH→Na+ + OH-

A dissociação das moléculas de HCl e NaOH produzem ânions (Cl- e OH-) e cátions (H+ e Na+). A junção entre os íons acima vai originar:

H+ Cl- + Na+ OH- → NaCl + H2O

A reação do ácido com a base tem uma estequiometria de 1:1, ou seja, cada mol de HCl reage com um mol de NaOH.

Nesta reação ocorre uma reação de neutralização que é uma mistura entre um ácido e uma base originando como produto um sal, neste caso como produtos da reação de neutralização obteve-se: NaCl + H2O, sal e água, respectivamente.

  1. CONCLUSÕES

O objetivo da prática descrita, consiste em classificar o pH das soluções em ácido, base ou neutra. Diante disso observou-se que nesse procedimento os tubos 1 e 3, no qual foram adicionados NaOH, a identificação do pH foi possível através dos indicadores azul de bromotimol e fenolftaleína, repetindo-se o procedimento nos tubos 2 e 4, porém com H2SO4 como solução, verificando as variações no pH de ácido a básico.

A seguir utilizou-se novamente o azul de bromotimol e a fenolftaleína como indicadores, porém com cinco substâncias diferentes (amônia, água sanitária, sabão, água mineral e vinagre), apresentando a amônia e a água sanitária como meio básico o restante das substâncias, observou-se um meio ácido. O peagâmetro, aparelho que mede o pH, identificou o refrigerante como meio ácido.

Assim conclui-se que para a utilização de qualquer substância, faz-se necessário a identificação do pH, pois pode ser perigoso sem a devida classificação do pH.

O pH também pode variar dependendo da sua temperatura e concentração, o que pode-se perceber no procedimento 2, no qual 5 tubos de ensaios com diferentes volumes, exceto o tubo 3, em que foi adicionado a mesma proporção de NaOH e HCl, observando uma coloração verde referente ao pH neutro, diferentemente do tubo 1 e 2 com adição de proporções de ácido maiores, obtendo a coloração azul referente ao meio ácido, e os tubos 4 e 5 com maiores quantidades de NaOH, apresentando uma coloração rosa, ou seja, ele deslocou-se mais para o meio básico.

  1. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 5. ed., 2012.

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