Estudo De Ácidos e Bases Em Meio Aquoso - Química Experimental

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UnB - Universidade de Brasília 
Alunos: Paulo Henrique Alves dos Reis Matrícula:10/0118640 
 Vladimir França Nogueira Matrícula: 10/0127321 
Turma: AA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Experimental 
 
Estudo de Ácidos e Bases em meio aquoso 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Brasília 
 Gama-2011 
 
 
Resumo 
Com o seguinte experimento conseguimos determina se uma substância do 
nosso dia-a-dia é acida ou básica em meio aquoso a partir de indicadores ácido-base. 
Nesse experimento foi realizado a solução de substâncias puras do primeiro grupo e 
matérias diversos do segundo grupo da tabela periódica com dois tipos de indicadores 
ácido-base: fenolftaleína e vermelho de metila. Verificando a partir das cores de cada 
indicador se a natureza da substancia e ácida ou básica em meio aquoso. 
Introdução 
Existe uma variedade de substâncias químicas na natureza e outras que são 
produzidas pelo homem nas indústrias e laboratórios, dentre todas estas substâncias 
podemos destacar os ácidos e as bases como sendo umas das mais importantes. A 
classificação das substâncias como ácido foi inicialmente sugerida por causa do sabor 
azedo, deste modo, substâncias que apresentam sabor azedo, como várias frutas ou 
vinagre são consideradas substâncias ácidas.As bases (ou hidróxidos) são substâncias 
capazes de reverter ou neutralizar os efeitos dos ácidos. As bases são substâncias 
encontradas na banana verde, no leite de magnésia, no sabão, nas cinzas e em produtos 
de desentupir encanamentos. 
 
Svante August Arrhenius (1859-1927) foi um químico sueco que desenvolveu a 
teoria da dissociação iônica e propôs os seguintes conceitos de ácido e base: Ácidos são 
compostos que contém hidrogênio e que, ao se ionizarem em água em água, fornecem 
um único tipo de cátion, H3O+, muitas vezes representado por H+; Bases (ou 
hidróxidos) são compostos que, ao se dissociarem ionicamente em água, fornecem um 
único tipo de ânion: OH- (hidroxila).; 
Em 1923, J. N. Brönsted e T. M. Lowry propuseram uma definição mais ampla e 
genérica para ácidos e bases. A chamada definição protônica . Na qual , o ácido é uma 
substância capaz de ceder um próton , enquanto a base é uma substância capaz de 
receber um próton. No experimento , iremos identificar substancias que são ácidas ou 
básicas. Uma forma de determina isso, e por meio de indicadores ácido-base. 
 Os indicadores ácido-base são, usualmente, compostos orgânicos de elevado peso 
molecular, que se comportam em soluções aquosas como ácidos fracos (indicadores 
ácidos), ou base fracas (indicadores básicos), e mudam gradualmente de coloração 
dentro de uma faixa relativamente estreita da escala de pH, chamada de zona de 
viragem, ou zona de transição. E neste experimento utilizaremos os indicadores 
fenolftaleína e vermelho de metila , mas existem outros. A variação de coloração está na 
tabela abaixo: 
Indicador Cor da forma ácida Cor da forma básica pH de viragem 
Vermelho de metila Vermelho Amarelo 5,8 
Fenolftaleína Incolor Vermelho-púrpura 8,4 
 
 
 
Procedimentos 
No experimento foram utilizados tubos de ensaios, pipetas e dois indicadores 
ácido-base: solução de fenolftaleína 1,0 g/L em etanol e solução de sal sódico de 
vermelho-de-metila, 2,0 g/L, em etanol/ água. E materiais segundo a tabela a tabela 
abaixo: 
Grupo I (substâncias puras) Grupo II (materiais diversos) 
Carbonato de sódio, Na2CO3 Aspirina 
Bicarbonato de sódio, NaHCO3 Leite de magnésia 
Óxido de cálcio, CaO 
Ácido bórico, H3BO3 
 
Durante o experimento foram adicionados 2 mL de cada substancia a um tubo de 
ensaio , de modo , que cada substância possuiu dois tubos de ensaios para os dois 
indicadores ácido-base. E logo após, foram adicionados duas gotas da solução de 
fenolftaleína a um tubo e da solução de vermelho-de-metila a outro tubo de ensaio. 
Assim , pode-se observa as seguintes reações: 
Carbonato de sódio: 
Na2CO3(Base) + H2O(Ácido) → NaOH(Base Conjugada) + NaHCO3(Ácido 
Conjugado) 
Bicarbonato de sódio: 
NaHCO3(Base) + H2O(Ácido) → NaOH(Base Conjugada) + H2CO3(Ácido 
Conjugado) 
Óxido de cálcio: 
 2CaO(Base) + 2H2O(Ácido) → 2CaOH(Base Conjugada) + 2 H2(Ácido 
Conjugado) 
Ácido bórico: 
H3BO3(Ácido) + H2O(Base) → (H3O)+(Ácido Conjugado) + (H2BO3)- (Base 
Conjugada) 
Aspirina: 
C7H6O3(Base) + 6H2O(Ácido) → C6H12O6(Base Conjugada) + CO2(Ácido 
Conjugado) 
Leite de Magnésia: 
Mg(OH)(Base) + H2O(Ácido) → MgH+(Ácido Conjugado) + 3(OH)-(Base 
Conjugada) 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Magn%C3%A9sio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido
Al(OH)3(Base) + H2O(Ácido) → Al3+(Ácido Conjugado) + 3(OH)-(Base 
Conjugada) 
 
Abaixo estão os compostos do segundo grupo e seu carater: 
Grupo II (materiais diversos) Caráter 
Sabão comum ralado Base 
Leite de magnésia Base 
Água sanitária diluída Ácido 
Aspirina Ácido 
Refrigerante (cola) Ácido 
Suco de fruta Ácido 
 
Resultados e Discussões 
A partir das reações ocorridas se obteve o seguinte quadro de resultados de cada 
substância para cada indicador ácido-base: 
Grupo I (substâncias 
puras) 
Indicador vermelho de 
metila 
Indicador fenolftaléina Caráter 
Carbonato de sódio, 
Na2CO3 
Amarelo Vermelhor-púrpura Base 
Bicarbonato de sódio, 
NaHCO3 
Vermelho Incolor Base 
Óxido de cálcio,CaO Amarelo Vermelhor-púrpura Ácido 
Ácido bórico, H3BO3 Amarelo Vermelhor-púrpura Ácido 
 
Grupo II (materiais 
diversos) 
Indicador vermelho de 
metila 
Indicador fenolftaléina Caráter 
Aspirina Vermelho Incolor Ácido 
Leite de Magnesia Amarelo Vermelhor-púrpura Base 
 
 
Conclusão 
Através dos objetivos alcançados foi possível ter um completo entendimento 
teórico e prático a respeito das propriedades químicas que regem o equilíbrio ácido-
base. Aplicamos os conhecimentos sobre as teorias de Arrhenius, Bronsted-Lowry e 
comprovamos que a teoria de Bronsted-Lowry é a mais abrangente. Aplicamos em 
prática o conhecimento sobre as medidas de pH e constatamos que o método dos 
indicadores de pH realmente são eficientes, mas não tão eficaz. Logo, podemos notar 
quais das substancias apresentadas são ácidas ou básicas em meio aquoso, comprovado 
a partir das cores dos indicadores a qual cada substância foi atribuída. 
Bibliografia 
 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001, p. 105-109, 200-202, 513558. 2. 
BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E. 
 
SARDELLA, A.; MATEUS, E.; Curso de Química, 16ªed. Ática, São Paulo, 1993 
 
Por Miguel A. Medeiros < http://www.quiprocura.net/acido_arquivos/bronsted.htm > 
 
Pela Profa. Fátima Reymão 
<http://www2.ufpa.br/quimdist/livros_2/livro_quim_inorg_experimental/5a%20aula_ed
ac_ba.pdf> 
http://www.quiprocura.net/acido_arquivos/bronsted.htm