Relatorio Acido Base.docx

UNIVERSIDADE SALVADOR – UNIFACS DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA CURSO DE ENGENHARIA ELÉTRICA

IDENTIFICAÇÃO DA ACIDEZ E BASICIDADE DE SOLUÇÕES

ALINE SANTOS EDUARDO BARBOSA

SALVADOR, BAHIA, BRASIL 2013

The world's largest digital library

Try Scribd FREE for 30 days to access over 125 million titles without ads or interruptions! Start Free Trial Cancel Anytime.











UNIVERSIDADE SALVADOR – UNIFACS DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA CURSO DE ENGENHARIA ELÉTRICA

IDENTIFICAÇÃO DA ACIDEZ E BASICIDADE DE SOLUÇÕES

ALINE SANTOS EDUARDO BARBOSA LAILA BINA LUCAS CALDEIRA MARCIO FLÁVIO

Relatório referente à prática de Identificação da acidez e basicidade de soluções. Curso: Engenharia Elétrica, Disciplina Química Geral, Turma MR01A, 1º semestre. Professora: Viviana Oliveira.











SUMÁRIO 1. Fundamentação Teórica ............................ .......................................... .......................... ......................... .......................... ................. .... 4 2. Objetivo ............................. ........................................... ......................... ........................... .............................. .......................... ........................ ............ 10 3. Parte Experimental .............................. .......................................... ......................... .......................... ......................... ........................ ............ 11 4. Resultados ........................... ....................................... ......................... .......................... ........................... .......................... ......................... ............. 14 5. Discussão .......................... ............................................. ............................... ......................... ......................... ......................... ....................... .......... 16 6. Conclusão ............................ ........................................ ......................... .......................... ........................... .......................... ......................... ............. 22 7. Referências ............................ ........................................ .............................. ............................... ......................... ......................... .................... ....... 23 8. Anexo ........................... ........................................ ......................... ........................ ......................... ........................... ........................... ..................... ........ 24











4

1. Fundamentação Teórica O comportamento ácido- base é conhecido de longa data. O termo “ácido” e “sal” datam da antiguidade, “álcali” da Idade Média e “base” do século XVII. Não é de se

espantar que essas substâncias tão comuns ao nosso redor, venham sendo estudadas a tanto tempo. No dia a dia é comum falarmos que uma fruta é ácida, ou utilizarmos produtos básicos, como a soda cáustica, para desentupir pias, etc. A palavra ácido vem do latim acidus, que quer dizer azedo. No início o vinagre foi uma das primeiras substâncias a serem conhecidas como ácidos, mas depois outras também foram sendo classificadas de acordo com as semelhanças encontradas. Já, os árabes tinham uma palavra, alkali , para designar as substâncias a que chamamos bases, ou alcalinas. Inicialmente, este termo foi utilizado para cinzas de algumas plantas, que eram escorregadias ao tato, mas depois foi generalizado a outras que tivessem comportamento semelhante. Para saber se uma substância é ácida ou básica foi necessário estudar o Potencial Hidrogeniônico (pH). Este consiste num índice que indica o grau de alcalinidade, acidez ou neutralidade de uma determinada solução. O conceito foi introduzido por S. P. L. Sørensen em 1909. O "p" deriva do alemão potenz , que significa poder de concentração, e o "H" é para o íon de hidrogênio (H+). Às vezes é referido do latim pondus hydrogenii . O "p" equivale ao simétrico do logaritmo de base 10 da atividade dos íons a que se refere, ou seja,

em que [H+]

representa a atividade de H+ em mol/dm 3. O pH varia de acordo com a concentração e a temperatura de cada substância.A escala de pH compreende valores valores de 0 a 14, sendo valores entre 0 e

7, são

considerados ácidos, acima de 7, considerados básicos e de pH= 7, considerados











5

íons H+ e menor a concentração de íons OH. O valor de pH pode ser obtido com o uso de indicadores. Um indicador é uma substância que varia de cor dentro de um pequeno intervalo de pH, devido ao fato de poder existir em duas ou mais formas que têm estruturas distintas e apresentam cores diferentes. Os indicadores empregam-se para medir de modo apropriado o pH das soluções, uma vez que, em geral, a zona de viragem (mudança de cor) dos indicadores é de 2 unidades de pH. Podemos citar alguns exemplos de indicadores e suas respectivas zonas de viragem a 18ºC: 

Alaranjado de Metila possui a zona de viragem entre 3,1 – 4,4.



Azul de Bromotimol possui a zona de viragem entre 6,0 – 7,6.



Fenolftaleína possui a zona de viragem entre 8,0 – 10,0.

As teorias que buscam explicar os comportamentos dos ácidos e das bases também são antigas, entretanto o foco será nas teorias que surgiram a partir do século XX, com destaque especial na teoria de Arrhenius (1887), teoria de Brønsted-Lowry e teoria de Lewis. Por volta de 1887 o químico sueco Svante Arrhenius, como parte da sua teoria da dissociação eletrolítica, realizou inúmeras experiências com substâncias diluídas em água e observou que: 

Quando em solução aquosa, os ácidos se ionizam, isto é, dão origem a íons, produzindo como cátion H+.



Os ácidos têm saber azedo. O limão, o vinagre, o tamarindo contêm ácidos e por isso que eles são azedos.



Em solução aquosa, os ácidos conduzem eletricidade. Isso ocorre porque os ácidos se desdobram em íons.











6

fenolftaleína vermelha fica incolor em presença de um ácido. Já o papel de tornassol azul fica vermelho. 

Os ácidos reagem com as bases, formando sais e água. Essa reação se chama reação de neutralização.

Estas observações permitiram Arrhenius definir ácidos e bases da seguinte maneira: “Substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa dissociam -se em íons hidrogênios” “Substâncias básicas são aquelas que em solução aquosa dissociam-se em íons hidroxilas”

A neutralização foi descrita descr ita por Arrhenius como a combinação destes íons para formar água: H+ (aq) + OH- → H2O Esta teoria explicou um grande número de fenômenos conhecidos, além de contribuir para o estabelecimento das bases científicas da química analítica. Contudo, esta teoria possuía algumas limitações: 

É restrita a soluções aquosas. Não é possível aplicá-la em sistemas sólidos. Além disso, muitas reações orgânicas ocorrem com outros solventes diferentes da água;



Existem outros solventes diferentes da água que podem ionizar ácidos e dissociar bases;



Não permite prever o caráter ácido de espécies químicas que não possuem o hidrogênio e o caráter básico de espécies que não possuem a hidroxila.

Em 1923, de forma independente, J .N. Bronsted (Dinamarca) e J.M. Lowry (Inglaterra) sugeriram um novo conceito para ácidos e bases. Eles observaram que todos os ácidos de Arrhenius continham continham hidrogênios hidrogênios ionizáveis ionizáveis e propuseram propuseram independente independente do do solvente, solvente, que:













7

hidrogênio se dissolve em água, uma molécula de HCl (um ácido) doa um próton à H 2O (uma base que recebe um próton) para formar H3O+ (um ácido) e Cl - (uma base). O processo descrito será representado pela equação: HCl + H2O → H3O+ + Clácido1 + base2 → ácido2 + base1 Ao analisar a equação acima é nítido perceber que os prótons (H+) não aparecem explicitamente. Em seu lugar, a equação apresenta um ácido transferindo um próton para uma base formando uma base conjugada e um ácido conjugado, respectivamente. Nesta equação HCl e Cl - constituem um par ácido-base conjugado, designados como ácido1 e base1. Da mesma forma, H 2O e H3O+ representam o outro par e estão designados como base 2 e ácido2. Outro exemplo segue abaixo: HCl

+ NH3 → NH4+ + Cl-

ácido1 + base2 → ácido2 + base1 O exemplo acima pode ser analisado da mesma forma que o exemplo anterior, mas o interessante a ser notado é a ausência de qualquer solvente. Lembrando sempre que em uma reação ácido-base de Bronsted-Lowry, um ácido transforma-se em sua base conjugada pela perda de um próton, enquanto a base transforma-se em seu ácido











8

sua base conjugada, por outro lado, quanto mais forte uma base, tanto mais fraco será seu ácido conjugado. Como o conceito de Bronsted-Lowry limita a discussão a discussão do fenômeno ácido-base a reações de transferências de próton, uma nova definição para ácido-base também surgiu em 1923. Esta ,por ter muitas aplicações devido a sua generalidade, foi sugerida pelo químico americano G. N. Lewis e dizia assim: 

Ácido: é uma espécie com um orbital vazio capaz de receber um par de elétrons.



Base: é uma espécie que pode doar um par de elétrons.

Toda reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente coordenada. Um exemplo pode ser visto na figura abaixo: Figura 01: Ácido-base segundo Lewis.

Fonte: Blog Química dicas1

Quando um material sofre uma transformação onde há alteração de seus componentes, dizemos que ele sofreu uma transformação química (reação química).











9

No entanto vale ressaltar que nem sempre podemos afirmar que ocorreu uma reação química baseando apenas nas alterações ocorridas no sistema. Por exemplo, a mistura de água e álcool leva a um aquecimento, porém não se trata de uma reação química e sim de um fenômeno de dissolução exotérmica. Existem transformações químicas em que nada é observado sendo, às vezes, necessário dispor de técnicas mais avançadas para identificá-las. As reações podem ser classificadas em síntese, decomposição, simples troca ou dupla troca. Temos reação de simples troca quando, por um processo de oxi-redução, uma substância simples, metal ou ametal, reage com uma composta, levando a formação de uma outra substância simples e outra composta. Figura 02: Reações Químicas

Fonte: Blog Química dicas 2 Figura 03: Reatividade decrescente dos metais e ametais.











10

2. Objetivo Constatar experimentalmente as propriedades dos ácidos e bases, e identificar uma solução ácida ou básica através de indicadores.











11

3. Parte Experimental 3.1 Materiais e Reagentes Parte I – Indicadores ácido-base 

Tubos de ensaio



2 ml de solução de HCl 0,5 mol/L



2 ml de solução de HNO 3 0,5 mol/L



2 ml de solução de NaOH 0,5 mol/L



Fenolftaleína



Alaranjado de Metila



Azul de bromotimol

Parte II – Ação de ácidos fortes sobre bases, metais e carbonato 

Tubos de ensaio



2 ml de HCl 0,5 mol/L



2 ml de HNO 3 0,5 mol/L



Grãos de cobre metálico (Cu(metálico))



Grãos de zinco metálico (Zn(metálico))



Carbonato de sódio (Na 2CO3)













12

3.2 Procedimento Experimental Parte I – Indicadores ácido-base 1. Numere 09 tubos de ensaios; 2. Adicione aos tubos de ensaio 2 mL das soluções soluções de ácido clorídrico (HCl), ácido nítrico (HNO3) e hidróxido de sódio (NaOH) (todos com concetração de o,5 mol/L) de acordo com a Tabela 01; 3. Adicione 2 gotas dos indicadores ácido-base (Fenolftaleína, Alaranjado de Metila e Azul de bromotimol às soluções conforme Tabela 01; 4. Observe a coloração das soluções. TABELA 01:

Indicador Fenolftaleína

Solução HCl

HNO3

NaOH

Tubo 1

Tubo 4

Tubo 7











13

8. Agite os tubos de ensaio e observe as reações. TABELA 02:

Reagentes

Solução HCl

HNO3

(Cu(metálico))

Tubo 1

Tubo 5

(Zn(metálico))

Tubo 2

Tubo 6

Na2CO3

Tubo 3

Tubo 7

NaOH

Tubo 4

Tubo 8

Parte III – Medida do pH de soluções 1. Com um papel medidor de pH, meça o pH das soluções trabalhadas nesta prática; 2. Traga de casa materiais como vinagre, pasta de dente, sabonete de diferentes marcas e preços, café, água mineral com e sem gás, refrigerantes, leite, etc. e











14

4. Resultados Parte I – Indicadores ácido-base Cores observadas:

Solução

Indicador

HCl

HNO3

NaOH

Incolor

Incolor

Rosa


Vermelha

Alaranjado

Alaranjado

Azul de bromotimol

Amarelo

Amarelo

Azul

Fenolftaleína

TABELA 01: Indicadores ácido – base.

Parte II – Ação de ácidos fortes sobre bases, metais e carbonato Reações observadas:











15

Parte III – Medida do pH de soluções Valores de pH encontrados:

Soluções

Medida do ph

Resultado

Sabão em pó

10 -- 12

Base

Maisena

7

Neutro

5 -- 6

Ácido

Café

5

Ácido

Pasta de dente

8

Base

Vinagre

2 – 3

Ácido

gua com gás

Tabela 03: Medida do pH de soluções

Figura 2: Papel indicador ácido-base.











16

5. Discussão Parte I – Indicadores ácido-base Para começar a discussão a respeito dos indicadores vale a pena entender a resposta para a seguinte pergunta que se faz pertinente: Por que quando se muda o indicador, se muda a coloração? Um indicador ácido-base, também chamado indicador de pH, é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução e que permite saber se essa solução é ácida ou alcalina. Estes indicadores são frequentemente ácidos ou bases fracas. Por isso, quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligamse aos íons H + ou OH-. Segundo a teoria cromófora, a ligação a estes ions provoca uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e consequentemente, altera-lhes a cor.













17

Solução

Indicador

HCl

HNO3

NaOH

Incolor

Incolor

Rosa


Vermelha

Alaranjado

Alaranjado

Azul de bromotimol

Amarelo

Amarelo

Azul

Fenolftaleína

TABELA 01: Indicadores ácido – base.

Analisando a fenolftaleína tanto o HCl quanto o HNO 3 permaneceram incolor na presença da mesma, pois a fenolftaleína possui como característica comportamental o











18

Parte II – Ação de ácidos fortes sobre bases, metais e carbonato Reações observadas:

Reagentes (Cu(metálico))

Solução HCl Não houve reação.

HNO3 Efervescência e mudança de cor para azul. Efervescência e

(Zn(metálico))

Borbulhou e dissolveu.

“desaparecimento” do











19

No terceiro tubo, há uma reação de dupla troca. A efervescência ocorre devido a liberação de gás carbônico, produto da reação. Na2CO3(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) +H2O(aq) + CO2(g) No quarto tubo, há uma reação de neutralização. Quando a reação envolve um ácido e uma base, haverá a formação de sal e água. Como os produtos da reação são água e sal, com a adição da fenolftaleína, a cor permaneceu a mesma. HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(aq)











20

Parte III – Medida do pH de soluções Esta parte da prática consistiu em observar o pH de algumas substâncias e a partir do seu comportamento, neste caso a coloração obtida, definir se seu caráter é ácido, básico ou neutro. Foi utilizado como material o papel medidor de pH. Valores de pH encontrados:

Soluções

Medida do pH

Resultado

Sabão em pó

10 – 12

Base











21

Café: (PH:5, ácido). O café no papel indicador ácido base ganhou uma cor amarelada, que por sua vez indica que é uma solução ácida. A acidez do café é por conta da grande quantidade de ácidos orgânicos na sua composição. Pasta de dente: (PH:8, base). A pasta de dente no papel indicador ácido base ganhou uma cor marrom escuro que configura uma base. Vinagre: (PH:2-3, ácido). O vinagre por sua vez obteve uma cor rosada no papel indicador ácido base. O vinagre é composto de ácido acético por isso ele tem uma característica tão acida com um ph tão básico, a sua produção tem haver com a sua













22

6. Conclusão Através da análise dos resultados foi possível ver a ação dos indicadores na











23

7. Referências RUSSEL, John B. Química Geral. 2ª ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994.











24

8. Anexos Parte I – Indicadores ácido-base











25

Parte II – Ação de ácidos fortes sobre bases, metais e carbonato











26

Parte III – Medida do pH de soluções

Relatorio Acido Base.docx

Recommend Documents