Moysés Sander_33O_ Exp n 2_ Soluções salinas

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PONTÍFICIA UNIVERSIDADE CATÓLICA DO RIO DE JANEIRO 
 
 
 
 
 
 
MOYSÉS LIMA SANDER 
 
 
 
 
 
 
ESTUDO ANALÍTICO DE SOLUÇÕES SALINAS E PH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RIO DE JANEIRO-RJ 
2021 
MOYSÉS LIMA SANDER 
TURMA:33O 
MATRÍCULA:2111509 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ESTUDO ANALÍTICO DE SOLUÇÕES SALINAS E PH 
 
 
Professor: Omar Ginoble Pandoli 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Rio de Janeiro-RJ 
2021 
RESUMO 
O estudo de ácido-base a priori foi realizado para definir as propriedades químicas de 
compostos que apresentavam características particulares. Atualmente, o uso de 
ácido-base é muito difundido na atualidade. Sendo utilizado no setor agrícola para 
controle de pH do solo, na indústria alimentícia, na qual é muito útil para impedir o 
crescimento dos micróbios patológicos, processos de bebidas alcoólicas quando se 
trata de uma fermentação. Os indicadores de pH também são úteis para verificação 
de cores, isto que, como cada caráter possui sua coloração, indo de um vermelho forte 
para ácido e de roxo para básico, é possível determinar o caráter de uma planta 
apenas pela sua coloração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LISTA DE ILUSTRAÇÕES 
 
Figura 1 - Representação das definições ácido-base ............................................... 10 
Figura 2 - Cor referente ao pH .................................................................................. 12 
Figura 3 - Caderno Virtual-Lab .................................................................................. 13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LISTA DE TABELAS 
Tabela 1 - Tabela de forças relativas de pares ácido-base conjugados ...................... 9 
Tabela 2 - Nomenclatura das amostras .................................................................... 13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
1. INTRODUÇÃO ...................................................................................................... 7 
1.1. Arrhenius, Conceito Aquoso ........................................................................... 7 
1.2. Brønsted-Lowry, Teoria Protônica .................................................................. 8 
1.3. Lewis, Teoria Eletrônica ................................................................................. 9 
2. REFERENCIAL TEÓRICO ................................................................................. 11 
2.1. Acidez, basicidade e neutralidade de sais ................................................... 11 
2.1.1. Sais Neutros ............................................................................................. 11 
2.1.2. Sais ácidos ................................................................................................ 11 
2.1.3. Sais básicos .............................................................................................. 12 
2.2. Potencial Hidrogeniônico .............................................................................. 12 
2.3. Nomenclatura IUPAC dos compostos .......................................................... 13 
2.4. Análise hidrolítica entre sais ácidos e básicos ............................................. 14 
3. CONCLUSÃO ..................................................................................................... 15 
BIBLIOGRAFIA ......................................................................................................... 16 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
1. INTRODUÇÃO 
1.1. Arrhenius, Conceito Aquoso 
As teorias, ou na literatura, chamada de definição de ácido-base, foram com o 
passar do tempo sendo desenvolvidas e aprimoradas conforme uma nova teoria se 
sobrepunha a antecedente. Entretanto, a manipulação de ácidos e bases já era visto 
na Antiguidade, ácidos como o sulfúrico, clorídrico e nítrico já eram conhecidos na 
Idade Média, mesmo sem possuir a nomenclatura atual, ácidos, advém sua etimologia 
derivada do latim acer, ‘” agudo, azedo”, na qual está relacionado ao gosto ácido de 
substâncias de teor categorizadas como ácidas na atualidade. 
 As bases eram partes resultantes encontradas na queima de materiais 
orgânicos como plantas, por exemplo, sais de potássio (carbonato de potássio). 
Posteriormente, esse conceito foi redefinido em que uma base é uma substância que 
poderia neutralizar uma base. A estrutura teórica da definição de ácido-base foi 
estabelecida por Svante August Arrhenius (1859-1927), anteriormente eram hipóteses 
com base nas propriedades de ácidos, em que ácidos são formados por hidrogênio. 
 Em 1887, Arrhenius estava desenvolvendo sua teoria da dissociação 
eletrolítica e observou que a lei da ação das massas podia ser aplicada às reações 
iônicas. Concluiu com essa teoria, que um ácido, base ou sal, ao serem dissolvidos 
em água, dissociavam espontaneamente em íons positivos e negativos. Implicando 
que os ácidos são todas as substâncias que em água liberam íons H+ e a base é 
aquela que produz hidroxilas, OH-. Logo, segundo Arrhenius, ácidos seriam espécies 
que ao serem solubilizadas em água, liberam o íon H+. Conforme segue a equação 
da solubilização de uma ácido de forma genérica: 
 HX (aq) ↔ H+(aq) + X-(aq) (1) 
 
No caso das bases, o princípio é análogo, na qual seriam espécies que ao se 
dissociarem em água liberam o íon OH-, conforme a equação genérica representa: 
 YOH ↔ Y+(aq) + OH-(aq) (2) 
Este conceito, também é denominado como o Conceito Aquoso, pois a dissociação 
só é realizada sendo rigorosamente expresso quando a água é dada como solvente. 
Embora para soluções não aquosas apresentassem o comportamento semelhante, 
não podiam, serem explicadas por meio da teoria de Arrhenius, visto que não há íons 
de hidrogênio presente. 
8 
 
 
1.2. Brønsted-Lowry, Teoria Protônica 
Em 1923, a definição ácido-base foi novamente debatida, agora pelo físico-químico 
Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) e pelo químico Thomas Martin Lowry (1874-
1936). A definição era baseada no papel dos íons hidrogênio em um sistema ácido-
base. Segundo a teoria, ácido é um doador de prótons, esta definição foi estabelecida 
para diferenciar a teoria de Arrhenius. De acordo com Brønsted, um ácido A, se for 
parcial ou completamente separado em solução de acordo segue a equação genérica. 
 A ↔ B- + H+ (3) 
Em que, A é o composto ácido, B é a base. Desta forma, ácidos e bases foram 
definidos por Brønsted, em termos da transferência de íons de hidrogênio. 
A equação 3, retrata um equilíbrio químico entre ácido e base, esta representação 
também pode ser denominada como equilíbrio ácido e base simples. Agora, se 
misturar dois sistemas simples de ácido e um de base, resultará em um equilíbrio 
ácido e base, representado pela equação 4: 
 Ax + By ↔ Ay + Bx (4) 
Assim, Brønsted apresentou a ideia de um par ácido-base conjugado (4), como uma 
ligação recíproca de caráteres ácidos e básicos. Conforme segue as forças reativas 
de pares de ácido-base conjugados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
Tabela 1 - Tabela de forças relativas de pares ácido-base conjugados 
 
Fonte: UFJF 
 
 O equilíbrio da equação 4 é muito importante na química analítica, pois gerou as 
equações de neutralização, hidrólise, reações com indicadores. 
Esta contribuição da definição de Brønsted-Lowry foi capaz de expandir a teoria ácido-
base para qualquer solvente, como amônia líquida ou ácido sulfúrico. Como segue, 
nas equações 5 e 6: 
 NH4+ + NH2- → 2NH3 (5) 
 
 H3SO4+ + HSO4- → 2H2SO4 (6) 
1.3. Lewis, Teoria Eletrônica 
No mesmo ano da descoberta da definição de Brønsted-Lowry (1923), Gilbert Newton 
Lewis propunha uma teoria ácido-base (juntamente com a teoria protônica) de modo 
a de ampliar o conceito de ácido e base para haver uma definiçãouniversal, 
independente do ambiente químico. Lewis definiu um ácido como qualquer molécula 
10 
 
ou íon com um agrupamento incompleto de elétron em torno de um de seus átomos, 
implicando que este átomo ganhando uma propriedade de aceitar um par de elétron, 
par eletrônico, de outro átomo, sendo o átomo doador um íon ou molécula denominada 
de base de Lewis. 
Em que considerava um ácido (A) é toda espécie química capaz de receber um par 
eletrônico e a base (B) é aquela capaz de doar um par eletrônico (representado por 
“:”). Representa da forma pela equação 7. 
 A + :B = A:B (7) 
 
 
 
O composto A:B pode apresentar diversos categorias de nomes, dependendo das 
circunstâncias: sal, complexo ácido-base, aduto e complexo doador-aceitador. Uma 
representação de neutralização utilizando Lewis é representado como: 
 BF3 + :NH3 = H3N:BF3 (8) 
 
A figura 1 representa a configuração esquematizada das definições de ácido-base 
conforme seus criadores. 
Figura 1 - Representação das definições ácido-base 
 
Fonte: QNESC 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
2. REFERENCIAL TEÓRICO 
O referencial teórico será abordado seguindo as posteriores, subdivisões: Acidez, 
basicidade e neutralidade de sais, Potencial hidrogeniônico das amostras, 
Nomenclatura IUPAC dos compostos e Análise hidrolítica entre sais ácidos e básicos. 
 
2.1. Acidez, basicidade e neutralidade de sais 
A obtenção de sais é gerada através do processo de uma reação de neutralização. 
No qual consiste na síntese de uma base e um ácido, produzindo o sal e água. 
2.1.1. Sais Neutros 
Para sais neutros é formado quando o ácido forte, por exemplo, (HCl, HNO3, HClO4, 
HSO4) e são neutralizados por uma base forte, como, (LiOH, NaOH, KOH, CsOH). 
Isso ocorre devido à força do ácido ou da base relacionada com o grau de dissociação 
(ou ionização). No caso de sais neutros, tanto os ácidos quanto as bases se dissociam 
completamente, processo de ionização é completa. 
O nitrato de potássio (KNO3) é um sal neutro, possuindo um caráter neutro, ou seja, 
seu pH=7, e seu ácido e sua base que o originalizam se dissociam completamente, 
conforme a equação 8: 
 HNO3(aq) + KOH (aq) → KNO3(aq) + H2O(l) (9) 
 
2.1.2. Sais ácidos 
Sais ácidos diferenciam dos sais neutros, visto que que a reação é pela síntese de um 
ácido forte, por exemplo, (HCl, HNO3, HClO4) e uma base fraca, tal como (NH3, 
C6H5NH2, anilina). Quando as bases fracas são adicionadas em água, ocorre o 
processo de hidrólise (consiste na quebra da molécula da água pelas cargas iônicas) 
do cátion desses sais, em que é oriundo de uma base fraca gerando H3O+(aq), tornando 
assim uma solução ácida (pH<7), pois a concentração de H3O+(aq) é maior que a 
concentração de OH-. 
O sal cloreto de amônio (NH4Cl) é um sal ácido, tendo um caráter ácido, pH=5,74, 
como é um sal ácido seus reagentes são regidos por uma base fraca e uma ácido 
forte, conforme ilustração a equação 9: 
 NH4OH (aq) + HCl(aq) ↔ NH4Cl(aq) + H2O(l) (10) 
12 
 
 
2.1.3. Sais básicos 
São sais formados pela síntese de uma base forte, tal como, (NaOH, LiOH, KOH) com 
um ácido fraco, por exemplo, (CH3COOH, HF, HCN), essa categoria de sal terá um 
caráter básico, quando uma base forte se mistura com um ácido fraco, produz íons 
hidroxilas (OH-), tornando o pH>7, implicando em uma solução básica. 
O sal, ortofosfato de trisódio (Na3PO4) é um sal básico, de caráter básico, tendo um 
pH=12,08, como é um sal básico terá o reagente sendo uma síntese de uma base 
forte e um ácido fraco, como segue a equação 10: 
 Na2HPO4 + NaOH ↔ Na3PO4 + H2O (11) 
 
2.2. Potencial Hidrogeniônico 
O potencial hidrogeniônico ou conhecido unicamente como pH é responsável por 
mensurar o caráter de uma solução aquosa, determinado pela concentração de íons 
hidrônio. Os indicadores de pH, como o papel de tornassol é muito útil para uma 
determinação rápida do caráter de uma solução aquosa, quando inserido na solução 
o papel muda de cor para a coloração do respectivo pH da solução. A figura 3 irá 
indicar a faixa de pH. 
Figura 2 - Cor referente ao pH 
 
Fonte: UFPR 
 
 Os valores variam de uma escala de 0 a 14, sendo considerado ácido, pH<7, neutro 
para pH=7, e básico para um pH>7. O instrumento que mensura o pH é o pHmetro. 
Foram feitas análises a respeito de mensurar o caráter de alguns compostos como: 
NaCH3COO, HCl, NaOH, NH3, NaCN, KNO3, H2SO4, NH4Cl, H2SO3, NaHCO3, 
Na3PO4, CH3COOH e HCN. O pH de cada substância, segue conforme a ilustração 2: 
13 
 
Figura 3 - Caderno Virtual-Lab 
 
Fonte: Autoria própria 
 
O cianeto de hidrogênio (HCN) possui um pH=5,10. 
O pH do ácido sulfúrico (H2SO4) é igual a 1,01, pois o próprio foi diluído em 20 ml de 
água e a amônia (NH4) é 11,11, sendo também diluído em 15 ml de água. 
 
A ordem crescente de pH das treze composto é representado: H2SO4<HCl<H2SO3< 
CH3COOH<HCN<NH4Cl<KNO3<NaHCO3<NaCH3COO<NaCN<NH3<Na3PO4<NaOH
. 
2.3. Nomenclatura IUPAC dos compostos 
Com o passar do tempo as descobertas de novos compostos químicos foram sendo 
apresentados, tanto compostos orgânicos quanto inorgânicos, atualmente o número 
de compostos inorgânicos encontrados é de 200 mil, devido o alto número de 
composto faz-se necessário classificar e nomear cada composto para uma análise 
mais aprofundada e não havendo dúvidas de qual composto está sendo estudado. Os 
compostos a serem nomeados serão das análises feitas de pH. Conforme segue a 
nomenclatura na tabela 2: 
Tabela 2 - Nomenclatura das amostras 
Amostra pH Nomenclatura 
14 
 
H2SO4 1,01 Ácido sulfúrico 
HCl 1,07 Ácido clorídrico 
H2SO3 1,51 Ácido sulforoso 
CH3COOH 2,88 Ácido acético 
HCN 5,10 Cianeto de hidrogênio 
NH4Cl 5,74 Cloreto de amônio 
KNO3 7,00 Nitrato de potássio 
NaHCO3 
8,17 
Hidrogenocarbonato de 
sódio ou Bicarbonato de 
sódio 
NaCH3COO 8,80 Acetato de sódio 
NaCN 11,00 Cianeto de sódio 
NH3 11,11 Amônia 
Na3PO4 12,08 Ortofosfato de trisódio 
NaOH 12,92 Hidróxido de sódio 
Fonte: Autoria própria 
 
2.4. Análise hidrolítica entre sais ácidos e básicos 
O processo de hidrólise ocorre quando há a presença de sais ácidos ou básicos, visto 
que, quando um sal é dissolvido em água pura ocorre um acumulado de íons hidrônio 
ou hidróxido, tornando a solução ácida ou básica, respectivamente. 
A priori, a hidrólise é uma reação ácido-base, esse conceito de hidrólise foi 
apresentado primeiramente pela teoria de Brönsted- Lowry. 
A reação de hidrolise do cloreto de amônio (NH4Cl), na qual é um sal ácido, é 
representada: 
 NH4Cl(aq) + H2O(l) ↔ HCl(aq) + NH4OH(l) (12) 
A reação de hidrólise do acetato de sódio (NaCH3OO), um sal básico, é representada: 
 NaCH3COO (aq) + H2O(aq) ↔ NaCH3COOH + OH- (13) 
 
 
 
 
 
15 
 
3. CONCLUSÃO 
A análise realizada foi para especificar as propriedades e características individuais 
de compostos químicos, sendo esses: ácidos, bases e sais. Os experimentos foram 
todos utilizando o pHmetro do Virtual-Lab e seguindo os protocolos estabelecidos para 
a titulação de todos os compostos. Sendo essas características o pH da substância e 
as sínteses que formam a própria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
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