Relatório Ácidos e Base

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Faculdade de Tecnologia de Piracicaba
Curso de Engenharia Civil
 
Ácidos e Bases
Adalto Maciel Spadotto
Angelo Aleandro Viana Nogueira
Felipe Antonio Aparecido Gaiz
Gilberto Paulo Camargo da Silva
Murilo Panaia
Rodolfo Danilo Gonçalves Viana
Setembro/2015
SUMÁRIO
	1 – INTRODUÇÃO	3
	2 – TEORIA ELETROLÍTICA DE ARRHENIUS	4
	3 – MATERIAIS E MÉTODOS	6
	4 – RESULTADOS E DISCUSSÕES	8
	5 – QUESTÕES DE VERIFICAÇÃO	10
	6 – CONCLUSÃO	12
	7 – REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	13
	
1 - INTRODUÇÃO
As duas funções mais importantes da química: ácidos e bases. São os grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substâncias básicas como fostatos, boratos, arsenatos e amônia. Com tamanha frequência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e bases tenham sido estudados por tantos séculos. Os próprios termos são medievais: “Ácido” vem da palavra latina “acidus”, que significa azedo. Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes passaram a ter esta denominação. “Álcali”, outro termo para bases, vem da palavra arábica “alkali”, que significa cinzas. Quando cinzas são dissolvidas em água, esta se torna básica, devido a presença de carbonato de potássio. A palavra “sal” já foi utilizada exclusivamente para referência ao sal marinho ou cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo.
Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases que levavam em conta o caráter estrutural das moléculas foi desenvolvido no final do século 19, por Svante Arrhenius, um químico sueco. Ele propôs que os ácidos eram substâncias cujos produtos de dissociação iônica em água incluiam o íon hidrogênio (H+) e bases as que produzem o íon hidróxido (OH-).
Este conceito, embora utilizado até hoje, tem sérias limitações:
1) Só pode ser empregado a soluções aquosas;
2) O íon H+, de fato, sequer existe em solução aquosa;
3) Não pode ser aplicado para outros solventes.
4) Segundo este conceito, somente são bases substâncias que possuem OH- em sua composição.
É verdade para o NaOH, mas outras substâncias, como a amônia, não são bases de acordo com o conceito de Arrhenius. Em 1923, J.N. Bronsted, em Copenhagen (Denmark) e J.M. Lowry, em Cambridge (England) independentemente sugeriram um novo conceito para ácidos e bases. Segundo eles, ácidos são substâncias capazes de doar um próton em uma reação química. E bases, compostos capazes de aceitar um próton numa reação. Este conceito ficou conhecido como “definição de Bronsted”, pois este e seus alunos foram mais ágeis na difusão da nova idéia. Esta nova definição é bem mais ampla, pois explica o caráter básico da amônia e o caráter ácido do íon amônio, por exemplo.
2 – Teoria Eletrolítica de Arrhenius
No final do século XIX, o químico sueco Svante August Arrhenius (1859-1927), verificou que determinadas soluções aquosas conduziam corrente elétrica e outras não. Por exemplo, o que acontecerá se introduzirmos dois fios condutores ligados a um gerador numa solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) ou se os introduzirmos numa solução aquosa de sacarose (C12H22O6) ?
A lâmpada acende somente quando há uma solução de NaCl e água (solução aquosa de cloreto de sódio) – figura da esquerda. Há passagem de corrente elétrica – ela é uma solução eletrolítica. No caso da solução de água com açúcar (solução aquosa de sacarose), a lâmpada continua apagada – figura da direita, indicando que o circuito não se fechou e, portanto a solução não conduz corrente elétrica – ela é uma solução não-eletrolítica.
Para justificar esse comportamento distinto das soluções, Arrhenius propôs que as moléculas das substâncias, na presença de água, se dividem em entidades menores, podendo ou não ter carga elétrica. Nas soluções eletrolíticas, essas entidades são partículas carregadas eletricamente, denominadas íons, que são responsáveis por conduzir a eletricidade. Nas soluções não-eletrolíticas, essas entidades são as próprias moléculas e, portanto, não têm carga, não conduzindo eletricidade.
Conceito ácido-base de Arrhenius
Com base na existência de íons nas soluções eletrolíticas, de acordo com a teoria da dissociação iônica, Arrhenius estabeleceu o conceito de ácido e de base:
Ácidos: substâncias que, dissolvidas em água, se ionizam, liberando, na forma decátions, exclusivamente íons H+.
Bases: substâncias que, dissolvidas em água, sofrem dissociação iônica, liberando, na forma de ânions, exclusivamente íons OH–.
3 – MATERIAIS E MÉTODOS 
Estante para tubos de ensaio
Conta gotas
Tubos de ensaio
Solução de Fenolftaleína
Alaranjado de Metila
Azul - de - Bromotimol
Papel de Tornassol azul
Papel de Tornassol vermelho
Solução a 5% de ácido clorídrico (HCl)
Solução a 5% de ácido Sulfúrico (H2SO4)
Solução a 5% de Hidróxido de Sódio (NaOH)
Solução a 5% de Hidróxido de Amônio (NH4OH)
Carbonato de Cálcio (CaCO3)
Bagueta
Procedimento Experimental
1° PARTE
Numeramos jogos de tubos de ensaio (1, 2, 3,4) para sermos mais rápidos aos efetuar as experiências.
Enchemos 1/3 dos tubos com HCl (tubo 1), H2SO4 (tubo 2), NaOH (tubo 3) 2 NH4OH (tubo 4) em todos os jogos de tubos.
Usando a bagueta, molhamos a solução do tubo 1 no Tornassol azul e no Tornassol Vermelho. O mesmo procedimento foi feito para os outros tubos.
2° PARTE
Usando o conta gotas adicionamos 2 gotas nos tubos de úmero 1 à 4 de Fenolftaleína. 
O mesmo procedimento foi realizado para adicionar o azul de bromotimol e o alaranjado de metila nos tubos
3° PARTE
Em um novo tubo de ensaio adicionamos 1/3 de NH4OH e 3 gotas de Fenolftaleína e agitamos. Após isso, adicionamos a solução de HCl até descorar o conteúdo do tubo.
4° PARTE
Em um novo tubo de ensaio adicionamos 1/3 de H2SO4, e após isso colocamos uma pequena porção de carbonato de cálcio CaCO3
4 - RESULTADOS E DISCUSSÕES
1° PARTE
	No teste 1° o tornassol vermelho não sofreu alteração, já o tornassol azul adquiriu a colocão avermelhada na solução de HCl. No teste 2° os mesmos fatores do primeiro experimento foram observados, mas a solução utilizada foi a de ácido Sulfúrico (H2SO4). No 3° teste o tornassol vermelho adquiriu uma coloração azul, e o tornassol azul permaneceu com sua coloração na solução de Hidróxido de Sódio (NaOH). No 4° teste houve as mesmas reações do teste anterior, mas, a solução utilizada foi a de Hidróxido de Amônio (NH4OH).
	Concluímos então que as bases aplicadas colorem de azul o papel de tornassol vermelho, e mantém o papel de tornassol azul com a mesma coloração. Já os ácidos aplicados colorem de vermelho o papel de tornassol azul, e mantém o papel de tornassol vermelho com a mesma coloração. 
2° PARTE
	Aplicação de Fenolftaleína. 
	Nos tubos 1 e 2 não houve alteração de coloração, já nos tubos 3 e 4 obteve-se uma coloração violeta. Neste experimento a conclusão plausível é de que quando a Fenolftaleína é adicionada a um ácido a solução fica incolor, mas quando é adicionada junto a uma base a solução recebe uma coloração, neste caso, descrita como sendo violeta.
	Aplicação do Alaranjado de Metila.
	Nos tubos 1 e 2 a solução recebeu uma coloração vermelha, já nos tubos 3 e 4 a solução ficou com uma cor alaranjada. Isso se deve ao fato de que quando o Alaranjado de Metila é adicionado a uma solução ácida a solução recebe uma cor avermelhada, mas quando é adicionada a uma solução de base a cor resultante é o laranja.
	Aplicação do Azul de Bromotimol.
	Nos tubos 1 e 2 a solução recebeu uma coloração amarelada, já nos tubos 3 e 4 a coloração que a solução adquiriu foi a azul. Isso se deve ao fato de que quando o Azul de Bromotimol é adicionado a uma solução ácida a solução fica com uma cor amarelada, e quando é adicionada a
uma solução de base a coloração fica azul.
 3° PARTE
	Ao adicionarmos a solução de ácido clorídrico (HCl) no tubo que continha a solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) junto com as 3 gotas de Fenolftaleína, a solução final obtida era incolor devido ao fato de que o ácido descora a solução de uma base corada pela Fenolftaleína. A equação obtida foi:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
4° PARTE
	Ao adicionarmos a solução de ácido Sulfúrico (H2SO4) uma pequena quantidade de Carbonato de Cálcio (CaCO3) ocorre uma efervescência causando a salinificação. A equação obtida foi:
H2SO4+ CaCO3 → CaSO₄+CO₂+H₂O
TABELA
	INDICADOR
	COLORAÇÃO DO MEIO
	
	ÁCIDO
	BASE
	TORNASSOL AZUL
	VERMELHO
	AZUL
	TORNASSOL VERMELHO
	VERMELHO
	AZUL
	FENOLFTALEÍNA
	INCOLOR
	VIOLETA
	ALARANJADO DE METILA
	VERMELHO
	ALARANJADO
	AZUL DE BROMOTIMOL
	AMARELO
	AZUL
5 – QUESTÕES DE VERIFICAÇÃO
1) Suponha que você tenha um líquido incolor e inodoro. Cite seis processos para provar, experimentalmente, que esse líquido é ácido. (Um desses processos não deve utilizar nenhum indicador).
Os ácidos possuem um sabor azedo; mantém incolor uma solução de fenolftaleína; não alteram a cor do papel de tornassol vermelho; tornam amarelo o azul-de-bromotimol; colorem de vermelho uma solução de metilorange; e tornam vermelho o papel de tornassol azul.
2) Descreva cinco processos pelos quais se pode demonstrar, experimentalmente, a natureza alcalina (básica) de uma substância.
As bases possuem um sabor adstringente; colorem de rosa uma solução de fenolftaleína; tornam azul o papel de tornassol vermelho e também o papel do indicador universal; mantém alaranjada uma solução de metilorange; e mantém azul o papel de tornassol azul.
3) Qual a definição de indicador ácido-base?
Os indicadores ácido-base são substâncias cujas cores podem sofrer alterações quando colocadas em meio ácido ou em meio alcalino (básico).
4) Quais os indicadores ácido-base que você conhece?
Fenolftaleína, metilorange, azul-de-bromotimol, papel de tornassol azul, papel de tornassol vermelho e papel indicador universal.
5) Como se pode conhecer um ácido pela fórmula?
Pelo motivo dos ácidos serem doadores prótons, podemos identificá-lo como um ácido através do seu potencial hidrogenado.
6) Por que a sacarose, C12H2O11, tendo 2 átomos de hidrogênios por molécula, não apresenta caráter ácido?
A sacarose é um composto orgânico. O qual é molecular. Logo, não se dissocia na água e assim não libera íon H+ em solução aquosa.
6 - CONCLUSÃO
A partir dos experimentos realizados nesta prática, pôde-se concluir que tanto os ácidos quanto as bases possuem características próprias que os permitem diferenciar quando colocados em contato com determinados indicadores como o papel de tornassol azul, o papel de tornassol vermelho. Tais fatores como colorir ou manter a cor da solução já é manipulado pela população para descobrir o ph (potencial hidrogeniônico ou potencial hdrogênio iônico) de determinada solução, este por sua vez é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A escala do pH pode variar de 0 até 14, sendo que quanto menor o índice do pH de uma substância, mais ácida esta substância será, e quanto maior for o índice essa substância será uma base.
O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução e pode ser obtido com o uso de indicadores. Os indicadores possuem a propriedade de mudar de cor conforme o caráter da substância se for ácido ou básico.
7 – REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química. Volume Único. Editora Moderna, 129, 133,137 e 138 p. 2001.
Mundo Educação. Química Inorgânica. Propriedades e classificação dos ácidos. Disponível em: <http://w.mundoeducacao.com.br/quimica/propriedades-classificacao-dos-acidos.htm >. Acesso em 25 de setembro de 2015.
ATKINS, JONES. Princípios de Química. 5° Edição. Editora Bookman.
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