UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁCENTRO DE TECNOLOGIA

DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA

ÁCIDOS E BASESRELATÓRIO DA AULA PRÁTICA

DE QUÍMICA – PRÁTICA 10

ALUNO (A): ANA PAULA COELHO SAMPAIOMATRÍCULA: 0303329CURSO: ENGENHARIA QUÍMICA (25)PROFESSOR: REGINA/LUISINHOTURMA: F (SEGUNDA-FEIRA; 14 ÀS 16 HORAS)

OBJETIVOS:

Classificar diversas soluções comerciais em ácida, básica ou neutra; Averiguar a faixa de viragem de alguns indicadores; Determinar o pH de soluções salinas; Observar as propriedades de uma solução tampão; Especificar a constante de ionização de um ácido fraco; Titular ácidos e bases escolhendo o indicador apropriado para cada

determinação.

INTRODUÇÃO TEÓRICA

ÁCIDOS

Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H+ . Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:

HCl H+ + Cl –

Alguns anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).

Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.

Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoría de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o protão, segundo esta definição, é um ácido de Lewis ( tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de eletrões), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.

Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4 - se doarem o H+ durante a reação.

Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.

Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de eletrons.

Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o ácido nítrico.

Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equílibrio químico. A maioria dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio.

HAc H+ + Ac- ( em solução aquosa )

Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.

Aspectos gerais da Força dos ácidos

Ao tratar de hidrácidos:

São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.

Ao tratar de Oxiácidos:

Considere a notação geral: HxOy. Teremos um ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1). Um ácido moderado se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x) .

BASES

Segundo Svante Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que liberta única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. As bases possuem baixas concentrações de ions H+ sendo considerado base as soluções que têm pH acima de 7. Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor azul-marinho ou violeta.

Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+)

Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par electrônico.

As bases neutralizam os ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando água e um sal:

H2SO4 + Ca(OH)2 → 2 H2O + CaSO4 (ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio)

HCl + NaOH → H2O + NaCl (ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)

Algumas bases (álcalis) conhecidas:

Soda Cáustica (NaOH) Leite de magnésia (Mg(OH)2) Cal hidratada (apagada) (Ca(OH)2) Cloro de piscina Água do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela

apresenta um pH relativamente alto, pois isso a torna básica) Banana verde Antiácidos em geral Produtos de limpeza Amônia (NH3) Sabão (todos) e detergente.

Classificação das Bases

Quanto ao número de hidroxilas

Monobases ( 1 OH– ): NaOH, KOH, NH4OH Dibases ( 2 OH– ): Mg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ba(OH)2 Tribases ( 3 OH– ): Al(OH)3, Fe(OH)3 Tetrabases ( 4 OH– ): Sn(OH)4, Pb(OH)4

Quanto ao grau de dissociação

Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidóxido de Magnésio são bases fracas.

Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.

Quanto à solubilidade em água

Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de ser uma base fraca, é solúvel.

Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral. Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas

chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.

INDICADOR DE Ph

Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução e que permite saber se essa solução é ácida ou alcalina. Normalmente, em da adição do indicador de pH, a cor da solução varia, dependo do seu pH. Os indicadores de pH, são frequentemente, ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes ions provoca uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e consequentemente, altera-lhes a cor.

Dada a subjectividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são aconselháveis para determinações precisas de pH. Um medidor de pH é frequentemente usado em aplicações onde é necessária uma rigorosa determinação do pH da solução. Os sucos de alguns vegetais e outras plantas podem funcionar como indicadores de pH, ou seja, de quão ácido ou básico é uma substância. Por exemplo, ao cozinhar uma couve vermelha até ficar macia, se adicionado o suco liberado a um ácido, tal como o vinagre, o mesmo tornar-se-á vermelho. Já em uma base, como a amônia, o suco tende a tornar-se azul ou verde. Outros vegetais como a beterraba, podem realizar o mesmo processo.

Os indicadores de pH são frequentemente usados em titulações em experiência de Química Analítica ou de Bioquímica para determinar a extensão de uma reação Química. O pH refere-se a uma medida que indica se uma solução líquida é ácida (pH < 7), neutra (pH = 7), ou básica/alcalina (pH > 7). Uma solução neutra só tem o valor de pH = 7 à 25 °C, o que implica variações do valor medido conforme a temperatura.

Indicadores e seus "pontos de viragem"

Na tabela seguinte estão representados alguns dos indicadores de pH mais comuns num laboratório. Os indicadores normalmente exibem cores intermediárias a valores de pH dentro do intervalo de mudança. Por exemplo, o vermelho de fenol tem uma cor laranja entre pH 6,6 e pH 8,0. O intervalo de mudança pode variar ligeiramente, dependendo da concentração do indicador e da temperatura a que é usado.

Indicador Cor a pH baixo

Intervalo de pH de mudança de cor

(aproximado)

Cor a pH alto

Violeta de Metilo amarelo 0.0-1.6 azul-púrpuraAzul de Tornassol vermelho 1.0-6.9 azul-

arroxeadoAzul de Timol (primeira transição)

vermelho 1.2-2.8 amarelo

Amarelo de Metilo vermelho 2.9-4.0 amareloAzul de Bromofenol amarelo 3.0-4.6 violeta

azul 3.0-5.2 vermelhoLaranja de Metilo vermelho 3.1-4.4 amareloPúrpura de Bromocresol amarelo 5.2-6.8 violetaAzul de Bromotimol amarelo 6.0-7.6 azulVermelho de Metila vermelho 4,4-6,2 amareloVermelho de Fenol amarelo 6.6-8.0 vermelhoAzul de Timol (segunda transição)

amarelo 8.0-9.6 azul

Fenolftaleína incolor 8.2-10.0 rosa-carmimTimolftaleína incolor 9.4-10.6 azulAmarelo de Alizarina R amarelo 10.1-12.0 vermelhoCarmim de Indigo azul 11.4-13.0 amarelo

CONSTANTE DE ACIDEZ

Em química , dado um ácido fraco HA , sua dissolução em água está sujeito a um equilíbrio:

HA + H2O ↔ A- + H3O+

Ou simplificadamente:

HA ↔ A- + H+

A constante de acidez ou constante de dissociação ácida , Ka, de HA/A- é definida por: Onde [AH] indica a concentração molar do ácido HA numa solução aquosa.

A constante de acidez Ka é proporcional a concentração dos ions formados. Portanto, quanto maior o valor de ka mais ionizado é o ácido, consequentemente maior a sua força.

A constante de acidez depende da temperatura.

Quando a ionização ocorrer por etapas haverá uma constante de acidez para cada etapa:

Primeira etapa: H2A + H2O ↔ HA- + H3O+

Ka1 = [HA-] . [H3O+] / [H2A]

Segunda etapa: HA- + H2O ↔ A2- + H3O+

Ka2 = [A2-] . [H3O+] / [HA-]

A acidez pode tembém ser expressa pelo pKa:

pKa = - log Ka ( cologaritmo do Ka ) Quanto menor o valor de pKa maior a acidez do ácido.

SOLUÇÃO TAMPÃO

Soluções tampão (química) são soluções que atenuam a variação dos valores de pH (ácido ou básico), mantendo-o aproximadamente constante, mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases.

As soluções tampão são geralmente formadas por um ácido fraco e um sal desse ácido, ou, então, por uma base fraca e um sal dessa base. As soluções tampão são usadas sempre que se necessita de um meio com pH aproximadamente constante. Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos em água. Em estudos ligados à medicina e à biologia é muito importante o conceito de solução tampão, pois os fluidos biológicos (animais ou vegetais) são, em geral, meios aquosos tamponados.

Um dos sistemas tampões mais importantes é o do sangue, que permite a manutenção das trocas gasosas e das proteínas (ver desnaturação). O pH do sangue é de 7,4 e o principal sistema tampão é um equilíbrio entre o ácido carbônico e o íon a ele associado, o bicarbonato. Este sistema evita variações de 0.3 unidades de pH as quais poderiam trazer graves consequências ao ser humano.

TITULAÇÃO

Neste processo faz-se reagir um ácido com uma base para que se atinja o ponto de equivalência. À medida que é adicionado o titulante ao titulado, o pH da solução (titulante+titulado) vai variar, sendo possível construir um gráfico desta variação, ao qual se dá o nome de curva de titulação. O ponto de equivalência pode variar dependendo da concentração incial do titulante e do titulado. Normalmente, para se fazer uma titulação, utiliza-se um frasco de erlenmeyer (onde são postos o titulado, água e um indicador ácido/base) e uma bureta, onde está contido o titulante.

PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS E DISCUSSÃO

DOS RESULTADOS

Parte A – Medida de pH de soluções tipicamente ácidas ou básicas

1. Em amostras de 1mL de soluções de HCl 1M; 0,1M e 0,01M; verifique o pH usando papel indicador e, adicione a seguir, duas gotas do indicador violeta de metila.

2. Repita o procedimento com soluções de ácido acético (HOAc) 1M; 0,1M e 0,01M sendo que desta vez um indicador deverá ser o amarelo de metila.

3. Idem com NH3 1M; 0,1M e 0,01M e amarelo de alizarina.

Substância pH Cor antes da reação Cor depois da reaçãoHCl 1M 0 Incolor Verde

HCl 0,1 M 1 Incolor AzulHCl 0,01M 2 Incolor Roxa (lilás)

HOAc 1M 2 IncolorAmarelo

escuro(laranja)

HOAc 0,1M 3 IncolorAmarelo médio

( amarelo laranja)HOAc 0,01M

5 Incolor Amarelo claro

NH3 1M 11 Incolor VermelhoNH3 0,1M 10 Incolor LaranjaNH3 0,01M 9 Incolor Amarelo laranja

Parte B – Constante de dissociação de um ácido fraco

1. Prepare 100mL de uma solução de ácido acético pela diluição de 5mL de vinagre para 100mL em balão volumétrico.

2. Divida a solução em duas partes iguais A e B.3. Titule uma das partes, digamos B, com NaOH 0,2M usando fenolftaleína como

indicador.4. Misture novamente A e B e determine o pH.

Discussão: Foram pegues pipetas e medidos 1mL de soluções de HCl 1M; 0,1M e 0,01M e despejados cada amostra em tubos de ensaios diferentes. Após isso foram pegues para cada tubo de ensaio um papel indicador diferente e colocado em contato com as substâncias dos tubos de ensaio. Então a cada contato verificamos a mudança de cor do papel e comparando com o papel que serve e referência para o indicador determinamos o pH de cada solução. Para verificar o pH de uma outra forma, adicionamos, então, duas gotas do indicador violeta de metila e verificamos a mudança de cor em cada tubo de ensaio obtendo assim o pH de cada substância pela tabela de viragem do indicador. Este mesmo procedimento foi repetido tanto para soluções de ácido acético (HOAc) 1M; 0,1M e 0,01M quanto para o NH3 1M;0,1M e 0,01M sendo que os indicadores utilizados para essas soluções foram, respectivamente, o amarelo de metila e o amarelo de alizarina.

Parte C – Verificação da Propriedade de uma solução tampão

1. A 25mL da solução preparada na parte B, adicione 5 gotas de solução NaOH 0,1M. Misture bem e meça o pH.

2. A outros 25mL de tampão, adicione 5 gota de HCl 0,1M. Também verifique o pH.

3. Meça o pH da água destilada do laboratório. A 25mL desta água, adicione 5 gotas de NaOH 0,1M e em outra amostra de 25mL de água, adicione 5 gotas de HCl 0,1M. Verifique o pH com ambos os casos.

Discussão: Foi pegue uma proveta e medido 100mL de uma solução já preparada anteriormente pela diluição de 5mL de vinagre para 100ml em balão volumétrico. Posteriormente depositamos em um béquer 50mL da substância da proveta dividindo assim a solução em duas partes iguais A e B de 50mL. Então pegamos NaOH 0,2M e fizemos a titulação da solução já preparada anteriormente. Essa titulação consiste em despejarmos certa quantidade de NaOH em uma bureta e fazermos a notação inicial da quantidade de NaOH e com a substância que se quer titular embaixo da torneira da bureta, abrir a torneira da mesma cuidadosamente e deixar despejar certa quantidade de NaOH, sempre movimentando o frasco da sustância que se quer titular . Logo que houver mudança da solução fechar a torneira da bureta e fazer a verificação da quantidade final de NaOH na bureta. Daí então fazer a subtração da quantidade de NaOH final pela quantidade de NaOH inicial para obter a quantidade de NaOH mínima necessária para se verificar mudança de cor na solução e assim terminar a titulação. Após todos esses procedimentos, misturamos novamente as duas metades A e B e utilizando fenolftaleína como indicador determinamos o pH da solução.

Discussão: Separamos em um béquer 25mL da solução de ácido acético pela diluição de 5mL de vinagre para 100mL em balão volumétrico, preparada anteriormente. Adicionamos 5 gotas de HCl 0,1M. e colocamos o papel indicador em contato com essa substância e de acordo com a mudança de cor verificada no papel indicador determinou-se o pH da substância. A outros 25mL de solução tampão despejada em um béquer, adicionamos 5 gotas de HCl 0,1M e repetimos o processo com o papel indicador para a verificação do pH desta quantidade de solução tampão. Com o papel indicador também verificamos o pH da água destilada do laboratório. Depois separamos em dois diferentes recipientes 25mL da água destilada do laboratório e aos primeiros 25mL adicionamos 5 gotas de NaOH e aos segundos 25mL adicionamos 5 gotas de HCl 0,1M e então repetimos o processo de verificação do pH com a utilização do papel indicador.

Parte D – Medida de pH de soluções salinas

1. Com medidor de pH determine o pH das seguintes soluções salinas:

Solução pH

0,1 M NaCl 7

0,1M NaOAc 10

0,1M Na2CO3 12

0,1M NH4Cl 6

0,1M ZnCl2 6

0,1M Cu(NO3)2 5

Parte E – Determinação de ácido acético em vinagre

1. Prepare uma bureta com solução de NaOH 0,2M.2. Meça com uma pipeta 1mL de vinagre e transfira para um erlenmeyer. Dilua

com um pouco de água destilada, adicione 2 gotas do indicador apropriado e agite.

3. Adicione lentamente a solução de NaOH 0,2M até a mudança de coloração no indicador.

Discussão: Despejamos em uma bureta certa quantidade de solução de NaOH 0,2M e anotamos seu volume inicial. Então medimos som uma pipeta 1mL de vinagre e transferimos para um erlenmeyer. Diluímos a solução com um pouco de água destilada e adicionamos 2 gotas do indicador apropriado e agitamos. Então adicionamos lentamente a solução de NaOH 0,2M até a verificação da mudança de coloração no indicador. Anotamos então o volume final verificado na bureta. O indicador utilizado foi a fenolftaleína, pois sua faixa de viragem correspondia à faixa de viragem da solução.

Discussão: Foi repetido o processo já descrito inúmeras vezes nesta prática da determinação do pH pela utilização de papel indicador.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Indique a faixa de viragem dos indicadores violeta de metila, amarelo de metila e amarelo de alizarina de acordo com a parte A do relatório.

De acordo com a parte A do laboratório, a faixa de viragem do indicador violeta de metila é de 0-2. A do amarelo de metila é de 2-4 e a do amarelo de alizarina é de 8-9.

2. Justifique os valores obtidos de pH para as soluções da parte A.

Os valores de pH obtidos tanto para o HCl quanto para o HOAc em qualquer concentração molar se localizaram na faixa entre 0 e 7. Tais valores correspoderam aos valores esperados, pois ambos correspondem a substâncias de caráter ácido e neste caso a concentração de íons será bem elevada, mas como o pH = -log ( ) o valor do pH das substâncias ácidas será pequeno se localizando entre 0 e 7. Como o HCl é um ácido mais forte do que o HAc seu pH resultou em um valor menor do que o do segundo. Pelo mesmo motivo já citado, tal fato corresponde ao já esperado.

Com relação ao NH3, seu pH resultou em um valor elevado o que já era esperado, pois esta substância apresenta um caráter básico e as substâncias de caráter básico têm o valor do seu pH localizado acima do valor 7.

A justificativa para os valores de pH aumentarem, respectivamente, com o decrescimento da molaridade é a de que a molaridade representa a quantidade de mols do soluto por litro de solvente. Por isso, quanto menor a molaridade, menor a concentração de íons , consequentemente menor

ainda o logaritmo de , em contrapartida, maior o cologaritmo de que é o valor que corresponde ao pH.

3. Determine o Ka do ácido acético e compare este valor com o tabelado na literatura .

Mas pH(solução) = 5 e pH = -log( ).Logo: -log( ) = 5 e = . Como

Então:

Na literatura o Ka do ácido acético é 1,8x . Comparando este valor com o valor experimental obtém-se um erro de 44,4% o que é um valor considerável para os limites aceitáveis de erro. Tal informação permite a conclusão de que houve alguma manipulação incorreta ou algum cáculo incorreto para se chegar ao valor obtido.

4. Classifique os sais estudados na parte D como ácido, básico ou neutro e justifique os valores encontrados. Explique inclusive através de equações químicas.

Classificação dos sais em ácido, básico ou neutro: -NaCl = sal básico , cujo valor obtido do pH foi de 9 o que não corresponde ao valor

esperado já que este sal é proveniente da hidrólise tanto de um ácido quanto de uma base fortes o que seria para resultar em pH de valor 7. Mas, o valor 9 pode ter sido obtido, pois provavelmente a água da solução salina tinha caráter básico.

-NaOAc = sal básico, cujo valor obtido de pH foi de 8, pois é produto de um ácido médio e uma base forte.

- Na2CO3 = sal básico, cujo pH obtido foi de 12, pois é produto de um ácido muito fraco e uma base forte.

- NH4Cl = sal neutro, cujo pH obtido foi 7, pois é proveniente da hidrólise de ácido e base fortes.

- ZnCl2 = sal neutro, mesmo ph e justificativa para o ácido acima.Cu(NO3)2 = sal ácido, cujo pH obtido foi 5, pois resulta de uma hidrólise de ácido forte e base

fraca.

5. Explique a escolha do indicador na parte E.

Como o pH do ponto de equivalência já era previsto que seria 8, pois tal valor foi encontrado na parte D do experimento, sabe-se que o indicador a ser escolhido deveria ser um indicador com ponto de viragem dentro de uma faixa de pH que contivesse o valor de pH no ponto de equivalência. No caso, como a fenolftaleína tem seu ponto de viragem entre 8,0 e 10, ela foi o indicador escolhido.

6. Determine a concentração molar do ácido acético no vinagre.

M = n/ VSOLUÇÃO(L) .: M = (d*V/Massa molar)/ VSOLUÇÃO(L) .: M = [(1,05g/cm³ * 5) / 60,05 g/mol] / 0,1 .: M = 0,87 mol/L

7. Explique os resultados obtidos na parte C.

A parte C do experimento comprovou a existência e a atuação das soluções denominadas solução tampão. Uma solução tampão é aquela que resiste a mudança de pH causada pela adição de ácido ou base. Nesta parte foi possível a verificação de que nem toda substância é solução tampão como se pode verificar com a água destilada que ao ser colocada em meio ácido diminui o seu pH enquanto que se for colocada em meio básico aumenta o pH. No caso da solução de ácido acético isto não aconteceu. Tanto em meio ácido quanto em meio básico o pH da substância permaneceu constante caracterizando então a substância tampão que no caso foi a substância de ácido acético diluído.

CONCLUSÃO

As soluções podem ser classificadas de acordo com o caráter ácido ou básico que

apresentam. Mesmo sendo classificadas de acordo com seu caráter ácido ou básico elas ainda sofrem

subclassificações visto que nem todas as soluções ácidas apresentam as mesmas características bem

como nem todas as soluções básicas. Por tal motivo foi-se estabelecida uma escala chamada de escala

de pH.

O termo pH significa potencial hidrogeniônico e é definido como: pH = - log[H+]. Nesta

escala as substâncias neutras têm seu valor de pH igual a 7 enquanto que as substâncias ácidas têm pH

menor do que 7 e as substâncias básicas têm seu valor de pH superior a 7. Na prática realizada foi

possível a classificação de várias substâncias de acordo com sua acidez, basicidade ou neutralidade de

acordo com a determinação de seus pH’s. Os valores de pH nesta prática foram determinados de várias

maneiras, mas principalmente pela mudança de coloração das substâncias indicadoras.

Foi também possível a identificação de sais ácidos, básicos ou neutros apenas pelo pH das

soluções salinas que estes sais formam na presença de água. Além disso, por meio de um

procedimento pouco complexo foi possível o cálculo do Ka dos ácidos fracos e também foi possível a

titulação e a previsão de qual indicador utilizar na titulação ácido-base.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

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Química. 6°. ed., Ed. Guanabara, 1990.

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REIS, Martha. Completamente Química: Ciências, Tecnologia e Sociedade.

Físico-Química. Ed. FTD, São Paulo, 2001.

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SIMÕES, Teresa Sobrinho, et al., Técnicas Laboratoriais de Química - Bloco II, Porto Editora, Porto. 2003.