O documento descreve um relatório de uma aula sobre pH e equilíbrio químico. Ele inclui os objetivos da aula, teoria sobre ácidos, bases e indicadores de pH, materiais e procedimentos para experimentos envolvendo sulfato de cobre, hidróxido de sódio e ácido sulfúrico, resultados dos experimentos e discussão sobre reações exotérmicas e endotérmicas.

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Relatório - Aula no dia 14 de Setembro de 2011
1.Introdução
1.1 Objetivos:
Utilizar a balança para pesagens precisas de certas substâncias;
Estudar a dissociação de ácidos, bases e compostos neutros;
Analisar a ação de indicadores de pH nas soluções;
1.2 Teoria:
“Em 1884, Arrehnius propôs a teoria da dissociação eletrolítica, e a
autoprotólise da água,
Substâncias que davam origem ao íon
substâncias que davam origem ao
aquosas, a concentração de
, onde
eram chamadas de ácidos e
eram chamados de bases. Em soluções
é dada freqüentemente em termos de pH, sendo
é a concentração, ou mais corretamente, a atividade do íon
de Hidrogênio.
Em 1923, Bronsted e Lowry definiram ácido e base em função do íon
hidrogênio, ou próton, numa tentativa de estender a aplicabilidade do conceito ácidobase a todos os solventes protônicos. Deve-se visar que neste sistema as bases não
precisam obrigatoriamente conter o íon
. Ácidos são definidos como doadores de
prótons e bases como aceptores de prótons. Esta teoria amplia os conceitos de
ácidos e base, que passam a ser usados em todos os solventes protônicos
.
Cada ácido apresenta uma base conjugada, ou seja,
Ácido - Base conjugada
Lewis ampliou a definição de ácidos e bases, tornando-a independente da
presença de prótons e do emprego de solventes. Lewis definiu ácidos como
substâncias capazes de receber um par de elétrons.” [J.D. LEE]

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“Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas
fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos)
que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas; isto
significa que mudam de cor em função do pH.” [BACCAN, BÁNYAI]
“Existe uma variedade de maneiras de medir pH: através do sabor das
substâncias, por meio de papel pH através da cor das substâncias utilizando
colorimetria visual, utilizando sensores eletroquímicos e sensores óticos.” [METTERTOLEDO]
“Essa variedade deve-se a inúmeros fatores, dentre eles,
a alteração da
velocidade ou taxa de reações químicas pela mudança do pH da solução e a
dependência
da
solubilidade
de
muitas
substâncias
na
solução
e
sua
biodisponibilidade.” [GARCIA]
As reações químicas podem ser divididas em Exotérmicas e Endotérmicas.
As reações exotérmicas, apenas por seu nome nos induz que há uma liberação de
calor, onde a energia de Entalpia do produto (Hp) é menor que a do reagente (Hr),
sendo a reação considerada
As reações endotérmicas há absorção de calor, onde a energia de entalpia do
produto (Hr) é maior que a do reagente (Hr), permitindo assim uma sensação de
“frio”. Sua reação é do modelo
2.Materiais e reagentes
Equipamentos:
•
Balança semi-analitica;
•
Termômetro.
Reagentes:
•
Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO 4.5H2O) PA;
•
Hidróxido de sódio (NaOH) PA;

3. 3
•
Acido Sulfúrico (H2SO4) PA;
Outros:
•
Papel;
•
Pisseta com água destilada de plástico de 500 ml;
•
Espátula de alumínio
•
Folha de Tornassol Azul
•
Folha de Tornassol Vermelho
Vidraria:
•
1 Funil simples;
•
1 Balão volumétrico 50 mL;
•
2 Balões volumétricos 100 mL
•
1 Bastão de vidro;
•
3 Béqueres de 50 ml;
•
1 Pipeta graduada de 5 mL;
•
2 Vidros relógios
3.Procedimento
Parte 1
1. Forrou-se a balança semi-analitica com um pedaço de papel e uma pesou-se 3 g
sulfato de cobre pentahidratado em um vidro relógio ;
2. Transferiu-se para um béquer com um auxilio do bastão de vidro e acrescentou
uma pequena quantidade de água destilada e com o auxilio do bastão de vidro diluio;
3. Transferiu-se para um balão volumétrico de 50 ml com um auxilio do funil e
completar com água destilada;
4. Aferiu-se o balão e homogeneizou-se;
5. Transferiu-se para um outro béquer e mediu-se o pH com folha de tornassol azul
6. Mediu-se a temperatura e outra vez o pH com a folha de tornassol vermelha,
anotou-se a temperatura lida

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Parte 2
1. Forrou-se a balança semi-analitica com um pedaço de papel e uma pesou-se
5,08 g hidróxido de sódio em um vidro relógio ;
2. Transferiu-se para um béquer com um auxilio do bastão de vidro e acrescentou
uma pequena quantidade de água destilada e com o auxilio do bastão de vidro diluio;
3. Transferiu-se para um balão volumétrico de 100 ml com um de funil e completar
com água destilada;
4. Aferiu-se o balão e homogeneizou-se;
5. Transferiu-se para um outro béquer e mediu-se o pH com folha de tornassol azul
6. Mediu-se a temperatura e anotou.
Parte 3
1. Pipetou-se 5 mL de ácido sulfúrico e transferiu-se para um balão de 100 mL que
continha até metade do balão já preenchido;
2. Com o auxilio da pipeta completou o balão com água destilada até o menisco;
3. Aferiu-se o balão, como demonstrado na figura 1, e homogeneizou-se;
4. Transferiu-se para um outro béquer e mediu-se o pH com folha de tornassol azul
5. Mediu-se a temperatura e anotou.
Figura 1- Aferição do balão volumétrico
Autor: Pedro Almeida

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4. Resultado e discussões
4.1 Resultados:
Parte 1, parte 2 e Parte 3:
Dados necessários para os cálculos:
Massa Molar do Ácido Sulfúrico (MM)
98,07 g/mol
Massa Molar do Sulfato de Cobre (MM)
159,62 g/mol
Massa Molar do Hidróxido de Sódio (MM)
40 g/mol
Densidade do Ácido sulfúrico (d)
1,84x10³ g/L
Cálculo da concentração do hidróxido de sódio (NaOH) para preparar uma
solução de 100 mL :
C=msoluto/MM x V(L)
(1)
C= (5,08g)/40g/mol x 0,1L
C= 1,27 mol/L
Cálculo da concentração necessária do Sulfato de Cobre
pentahidratado (CuSO4.5H20) para preparar uma solução de 50mL:
C=msoluto/MM x V(L)
(2)
C=3g/159,62g/mol x 0,05L
C= 0,37 mol/L
Cálculo da concentração necessária do ácido sulfúrico (H2SO4) para preparar
uma solução de 100mL:
d= msoluto /V(L)
1,84x10³ g/L=msoluto/0,005L
Msoluto=9,2g
(3)

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C=msoluto/MM x V(L)
(4)
C=(9,2g)/98,07g/mol x 0,005L
C= 18,77 mol/L
Temperaturas obtidas das soluções formadas:
Solução de ácido Sulfúrico
32C˚
Solução de hidróxido de Sódio
31C˚
Solução de Sulfato de Cobre
28C˚
(CuSO4.5H2O)
pH obtidos das soluções formadas:
Solução de ácido Sulfúrico
Folha de Tornassol Azul ficou Vermelha
Solução de hidróxido de Sódio
Folha de Tornassol Vermelho ficou Azul
Solução de sulfato de Cobre
Folha de Tornassol Vermelho ficou
(CuSO4.5H2O)
Vermelha;
Folha de Tornassol Azul ficou vermelha.
4.2 Discussões:
Ao preparar a solução de ácido sulfúrico (H 2SO4), observou-se um aumento sutil
da temperatura, pois ao dissolver o ácido sulfúrico em água ocorreu uma liberação
de energia, devido a sua ionização, caracterizando uma reação exotérmica:
H2SO4(aq)+ H2O(l)
→ H3O+(aq)+ SO4- (aq)
Ao preparar a solução de hidróxido de sódio (NaOH), observou-se o aumento da
temperatura, pois ao dissolver o hidróxido de sódio em água ocorreu, por ser uma

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reação espontânea, liberação de energia, devido a sua dissociação, caracterizando
uma reação exotérmica:
NaOH (aq)
→ Na+(aq) + OH-(aq)
Na observação do pH da solução de sulfato de cobre (CuSO 4.5H2O),onde o pH
deveria ser teoricamente neutro, pois na reação de formação do sal reagem uma
ácido com um oxido básico :
H2SO4(aq) + CuO(aq) +4 H2O(l)
→ CuSO4.5H2O(s),
A folha de tornassol azul ficou vermelho, assim concluímos que a solução é
ligeiramente ácida, por termos um ácido forte reagindo.
4.3 Analise de erro
Poder ter ocorrido uma pequena perda de massa quando transferimos as
substâncias do vidro relógio para o béquer na realização do preparo da solução de
sulfato de cobre e da solução de hidróxido de sódio.
Ou no preparo da solução de acido sulfúrico pode ter ocorrido perda (ou
ganho) de massa devido à leitura errada do menisco .
Assim pode ocorre à formação de uma solução com concentração diferente
da calculada inicialmente , porém não sabemos qual é a porcentagem de erro já que
não houver padronização das soluções.
5. Conclusão
Em síntese aprendemos umas das técnicas da medição do pH , verificando-o
em diferentes tipos de soluções, e também verificamos a principal característica das
reações endotérmica e exotérmica, que seria a temperatura .
6.Bibliografia
•
Baccan, N.; Andrade, J. C.; Godinho, O. E. S.; Barone, J. S.; Química
Analítica Quantitativa Elementar, 2a ed., Ed. Unicamp: Campinas, 979.
•
1.
Bányai, E. Em Indicators; Bishop, E., ed.; Pergamon Press: Oxford, 1972, p.

8. 8
•
Garcia JM. Los Colirios. Revista Mexicana de Oftalmologia, 2002.
•
Mettler-Toledo, Guide to pH measurement: The theory and practice of
laboratory pH applications.
•
Lee, J.D. Química Inorgânica, 3ª edição, 1980. Ed. Edgad Blücher Ltda.