RELATÓRIO - Ácido Base

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E 
TECNOLOGIA BAIANO - Campus GUANAMBI 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO ÁCIDO-BASE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Guanambi/Bahia 
Dezembro/2015 
 
 
 
 
 
Vinícius de Castro Santos 
Jucilane dos Santos Penera 
Tânia M. de Souza Alves 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO ÁCIDO-BASE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Guanambi/Bahia 
Dezembro/2015 
 
Relatório de aula prática apresentado 
ao Instituto Federal de Educação, 
Ciência e Tecnologia, Baiano – 
campus Guanambi, como requisito 
de avaliação parcial da disciplina de 
Química Analítica. Prof. Msc. Lincon 
A. Vilas Boas 
T
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e
Sumário 
 
 
 
1. Introdução...............................................................................................01 
 
2. Objetivos.................................................................................................05 
 
3. Material e Reagentes..............................................................................06 
 
4. Procedimento Experimental....................................................................07 
 
5. Resultado e Discurssão..........................................................................08 
 
6. Conclusão...............................................................................................12 
 
7. Referências Bibliográficas.......................................................................13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. Introdução 
Os primeiros químicos aplicavam o termo ácido a substancias que tem sabor 
azedo acentuado e as soluções em água das substancias básicas eram 
reconhecidas pelo gosto de sabão. Felizmente, hoje, existem maneiras menos 
perigosas de reconhecer ácidos e bases como, por exemplo, através da 
utilização de indicadores. (ATKINS, et al, 2006). 
Com a descoberta de um número cada vez maior de elementos, os 
químicos sentiram necessidade de organizá-los de forma a estudá-los melhor, 
chegando à tabela periódica. Logo essa necessidade também surgiu com as 
substancias, em função de suas propriedades, principalmente químicas, elas 
foram reunidas inicialmente em dois grupos: Ácidos e Bases. (SARDELLA, 
2005). 
Os químicos debatem os conceitos ácidos e bases desde longa data, 
porém uma das primeiras definições úteis foi finalmente proposta em 1884, pelo 
químico Svante Arrehenius que definiu um ácido como uma substancia contendo 
hidrogênio que produz íons hidrogênio (H+) em solução e uma base como uma 
substancia que produz íons hidróxido (OH-) em solução. O problema dessa 
definição é que se refere a um solvente particular, a água. (RUSSEL, 2006). 
Em 1923, Bronsted na Dinamarca e Lowry na Inglaterra, 
independentemente, sugeriram uma definição muito útil. A definição de 
Bronsted-Lowry é protônica. E de acordo com ele, ácido é uma espécie que 
tende a doar um próton e base é uma espécie que tende a receber um próton. 
De acordo com o ponto de vista desses dois químicos, uma reação de ácido - 
base compreende uma competição por um próton entre duas bases, percebe –
se que a definição de Bronsted-Lowry é bastante geral em muitos aspectos. 
(RUSSEL, 2006). 
Segundo Russel (2006) a definição de Bronsted-Lowry é bastante geral 
em muitos aspectos e afirma que: O HCl é um ácido em solução aquosa, de 
acordo com Arrhenius.Mas, também, é um ácido de Bronsted-Lowry em qualquer 
outro solvente, mesmo quando não está presente nenhum solvente. Ele é um 
ácido simplesmente por que pode doar um próton. 
01 
Uma definição de ácido - base ainda mais abrangente foi sugerida pelo 
químico americano G.N. Lewis em 1923, no mesmo ano em que Bronsted e 
Lewis fizeram suas proposições. De acordo com Lewis ácido é, em resumo, um 
receptor de par de elétrons e base é um doador de par de elétrons. A definição 
de Lewis tem muitas aplicações devido a sua grande generalidade. Muitas 
substâncias que não satisfazem a definição de Arrhenius ou de Bronsted-Lowry 
São classificadas de maneira lógica como ácido ou base de Lewis. Para 
sistemas aquosos, todavia, os termos, ácido e base são geralmente empregados 
em qualquer dos dois contextos, de Arrhenius ou de Bronsted-Lowry. Os 
conceitos de Lewis são normalmente usados quando é adotado um ponto de 
vista mais amplo (SARDELLA, 2005). Sabendo que todo ácido provem de um 
composto molecular que, na presença de água, sofre ionização, liberando 
unicamente, na forma de cátions, o íon H+. O ânion que se forma tem carga igual 
ao número de H+ liberados de acordo com Sardella (2005): 
Volatilidade; Analisando os pontos de ebulição dos ácidos podemos 
classificá-los em: Fixos: ácidos que apresentam elevado ponto de ebulição; 
voláteis: os que apresentam baixo ponto de ebulição. 
Força; Quando dissolvemos um ácido em água, verificamos que as 
moléculas sofrem ionização. Entretanto, ao analisamos a solução resultante, 
constatamos que nem todas as moléculas encontram- se ionizadas, o que indica 
a força de um ácido é o grau de ionização. Quanto maior a força mais forte é o 
ácido. Classificam-se em: fortes: apresentam o grau de ionização superior a 
50%; moderados: apresentam o grau compreendido entre 5% e 50%; fracos: 
apresentam grau inferior a 5%. 
Sardella (2005) atribui uma classificação das bases seguindo alguns critérios: 
Número de íons hidróxidos (OH -) por fórmula 
Monobase: base que apresenta dois íons OH- na fórmula 
Dibase: que apresenta dois íons OH- na fórmula 
Tribase: que apresenta três íons OH- na formula 
02 
Volatilidade; De acordo com o ponto de ebulição, as bases podem ser: 
Fixas: apresentam elevado ponto de ebulição. Voláteis: baixo ponto de ebulição 
Solubilidade em água; Entende-se por solubilidade a propriedade que 
apresentam as substâncias de se dissolverem em outras. Assim temos: Bases 
solúveis: que se dissolvem em água; Bases insolúveis: que não se dissolvem em 
água. 
Força Conforme o grau de dissociação iônica, as bases são classificadas em: 
Fortes: apresentam o grau de dissociação elevado e próximo de 100%; Fracas: 
apresentam o grau baixo e próximo de 0% 
Escala de pH: Para saber o quanto o meio é ácido ou básico (alcalino), 
quanto maior a quantidade de H+, menor o pH e mais ácido o meio. Quanto 
menor a quantidade de H+, maior o pH e maior o caráter básico do meio. 
A escala varia de 0 a 14 sendo que: 
pH<7 meio ácido 
pH=7 meio neutro 
pH>7 meio básico 
Indicadores de pH; Segundo OHLWEILER, O. A., (1982) Indicadores são 
substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH- livres em uma 
solução, e justamente por esta propriedade são usados para indicar o pH, ou 
seja, como o próprio nome já diz, os indicadores indicam se uma solução é ácida 
ou básica. 
Solução de fenolftaleína é um indicador sintético que ao se dissolver em 
água se ioniza originando íons. Os íons liberados são H+ e OH- que estabelecem 
um equilíbrio em meio aquoso. Quando se adiciona fenolftaleína em uma solução 
incolor, esta ao entrar em contato com uma base ou ácido muda de cor. Exemplo: 
se adicionarmos solução de fenolftaleína em um meio ácido ela fica incolor, pois 
o aumento da concentração de H+ desloca o equilíbrio. Por outro lado, se o meio 
for básico, a solução de fenolftaleína se torna rósea (rosa claro a rosa escuro) 
(OHLWEILER, O. A., 1982). 
03 
Alaranjado de metila, é um indicador de pH frequentemente usado em 
titulações. É frequentementeescolhido para ser usado em titulações por causa 
de sua clara mudança de coloração. Por causa de sua mudança de coloração 
na faixa de pH medianamente ácido, é normalmente usado em titulações de 
ácidos. Diferentemente de um indicador universal, o alaranjado de metila não 
tem um largo espectro de mudança de cores, mas tem um bem definido ponto 
final (VOGEL, A. I. 1991). 
Em uma solução começando a se tornar menos ácida, o alaranjado de 
metila tornar-se-á de vermelho para laranja, e caso o processo continue, para 
amarelo. Processo inverso ocorre para uma solução aumentando em acidez 
(VOGEL, A. I. 1991). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
04 
2. Objetivo 
O objetivo da aula prática foi analisar os equilíbrios de ácido base e 
determinar acidez de soluções por intermédio de indicadores ácido e base e o 
valor de pH através do potenciômetro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
05 
3. Material e Reagentes 
Material: 
 Tubos de ensaio 
 Potenciômetro (peagâmetro) 
 Béqueres de tamanhos diversos 
 Bastão de vidro 
 Reagentes: 
 Fenolftaleína 
 Alaranjado de metila 
 Ácido clorídrico – HCl 0,1 mol/L 
 Ácido sulfúrico – H2SO4 0,1 mol/L 
 Hidróxido de sódio – NaOH 0,1 mol/L 
 Bicarbonato de sódio – NaHCO3 0,5 mol/L 
 Cloreto de sódio – NaCl 0,3 mol/L 
 Ácido acético – CH3COOH 0,1 mol/L 
 Hidróxido de Potássio – KOH 0,1 mol/L 
 Substâncias e produtos comerciais diversos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
06 
4. Procedimento Experimental 
Antes de iniciar o procedimento, foi necessário tomar conhecimento dos 
perigos potenciais das substâncias utilizadas e dos cuidados que se deve ter 
durante a execução do experimento, além da verificação dos equipamentos de 
proteção individual (EPIs), de modo a reduzir a possibilidade de contaminações 
ou acidentes. 
 Parte I 
Inicialmente foi adicionado num béquer a solução de 0,1 mol/L de ácido 
clorídrico HCl, adicionando algumas gotas do indicador fenolftaleína e, observou-
se o aspecto da solução, e aferiu-se o pH da solução no potenciômetro. No 
mesmo béquer foi adicionado à solução de bicarbonato de sódio NaHCO3 à 0,5 
mol/L, observando a mudança de coloração, e mediu-se o pH da solução final. 
Em um segundo béquer, adicionou-se a solução de hidróxido de sódio 
NaOH à 0,1 mol/L e acrescentou-se o indicador de pH alaranjado de metila, após 
a anotação dos aspectos visuais da solução foi medido o pH da mesma. 
Acrescentou-se a solução de ácido sulfúrico H2SO4 à 0,1 mol/L na solução de 
hidróxido de sódio NaOH, descrevendo as observações e aferindo o pH. 
Em um terceiro béquer adicionou-se à solução de ácido acético 
CH3COOH à 0,1 mol/L e algumas gotas de fenolftaleína, e mediu-se o pH, 
anotando os aspectos da solução. No mesmo béquer adicionou-se aos poucos 
hidróxido de potássio KOH à 0,1 mol/L, até que a solução não apresentasse 
mudança de coloração, observando as reações ocorridas e medindo o pH da 
solução final. 
Parte II 
Nesta etapa, utilizaram-se substâncias do dia-a-dia, e as soluções 
preparadas inicialmente para aferir o pH. 
 
 
 
07 
5. Resultado e Discursão 
A faixa de pH na qual a cor muda é chamada faixa de transição. Enquanto 
a maioria dos indicadores tem uma única mudança de cor, o Alaranjado de 
metila, por exemplo, sofre outra transição, entre o pH 3,1 e o pH 4,4 do vermelho 
pra o amarelo (HARRIS, 2005). A tabela 1 mostra os valores da faixa de 
transição das soluções de indicadores utilizados na prática. 
 
INDICADOR FAIXA DE 
VIRAGEM 
COR EM MEIO 
ÁCIDO 
COR EM MEIO 
BÁSICO 
Fenolftaleína 8,0 – 9,6 Incolor Vermelho 
Alaranjado de 
Metila 
3,1 – 4,4 Vermelho Amarelo 
 
Parte I 
Nesta etapa da aula prática, foram utilizadas as soluções de ácido 
clorídrico HCl, hidróxido de sódio NaOH e ácido sulfúrico H2SO4, todas 
apresentavam a coloração translúcida. Ao adicionar fenolftaleína à solução de 
ácido clorídrico HCl, apresentou-se mudança de coloração de translúcido para 
esbranquiçado. Ao aferir o pH, encontrou-se o valor de 2,11. Ao adicionar o 
bicarbonato de sódio NaHCO3 à solução de ácido ocorreu a mudança de 
coloração de branco para rosa, demonstrando o aumento de pH, para 8,34, 
confirmando que a fenolftaleína, muda de coloração com viragem de pH acima 
de oito, segundo a tabela 1. 
Quando o bicarbonato de sódio é misturado com um ácido, ocorre uma 
reação de neutralização na qual libera dióxido de carbono e água. Como 
demonstra a reação: 
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2(g) 
Se fosse invertida a ordem de adição dos reagentes nesta parte do 
experimento, a reação de neutralização seria inversa ou seja o ácido 
neutralizaria a base. Ao se adicionar o indicador fenolftaleína na solução de 
bicarbonato de sódio NaHCO3 apresentaria coloração rosa intenso (meio básico) 
e ao se adicionar a mesma quantidade de ácido clorídrico HCl passaria a 
apresentar coloração incolor (meio ácido). 
Tabela 1: Propriedades dos indicadores utilizados 
08 
A solução de hidróxido de sódio NaOH à 0,1 mol/L, como dito 
anteriormente possuía coloração translucida, ao acrescentar o indicador 
alaranjado de metila, ocorreu a mudança para laranja, e o pH aferido foi de 13,03. 
Ao acrescentar à solução de ácido sulfúrico H2SO4 ocorreu a mudança para 
vermelho, e o pH aferido ficou de 1,4 confirmando os dados da Tabela 1 para 
alaranjado de metila. A reação de dissolução do hidróxido de sódio e ácido 
sulfúrico está representada em: 
2 NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) 
Se fosse invertida a ordem de adição dos reagentes nesta parte do 
experimento, a reação de neutralização seria inversa ou seja a base neutralizaria 
o ácido. Ao se adicionar o indicador alaranjado de metila na solução de ácido 
sulfúrico H2SO4 apresentaria coloração vermelha (meio ácido) e ao se adicionar 
hidróxido de sódio NaOH, passaria a apresentar coloração laranja (meio básico). 
Na solução de ácido acético CH3COOH à 0,1 mol/L, ao adicionar o 
indicador fenolftaleína, a coloração mudou-se de translúcido para branco, o pH 
aferido foi de 2,03. 
Quando adicionou hidróxido de potássio KOH à 0,1 mol/L na solução, 
ocorreu a mudança de coloração de branco para rosa púrpura, e o pH aferido foi 
de 12,26 confirmado o valor da Tabela 1, para fenolftaleína. A reação de 
dissolução do ácido acético e o hidróxido de potássio está demonstrada em: 
2 CH3COOH(aq) + KOH(aq) → CH3COOK(aq) + 2 H2O(l) 
 
Parte II 
O valor de pH das substâncias do dia-a-dia foram determinadas pelo 
potenciômetro (peagâmetro), os resultados e as propriedades de cada 
substância são apresentados na Tabela 2. 
 
 
 
09 
 
SOLUÇÕES / 
PRODUTOS 
COMERCIAIS 
 
PROPRIEDADES 
 
VALOR DE pH 
ENCONTRADO 
 
HCl – 0,1 
mol/L 
Solução aquosa, ácida e queimante 
normalmente utilizado como reagente. 
Valor de pH na literatura é 1,0. 
1,64 
Ácido 
 
NaOH – 0,1 
mol/L 
Soda cáustica, hidróxido cáustico usado na 
indústria. Valor de pH na literatura é 13,0. 
12,96 
Básico 
 
NaCl – 0,3 
mol/L 
Conhecido como sal ou sal de cozinha. 
Valor de pH na literatura é 7,0. 
7,07 
Neutro 
 
NaHCO3 – 0,5 
mol/L 
Sólido alcalino de cor branca, solúvel em 
água. Valor de pH na literatura é 12,0. 
8,44 
Básico 
 
H2SO4 
Ácido mineral forte, solúvel em água. Valor 
de pH na literatura é 1,5. 
0,50 
Ácido 
 
Café 
Bebida produzida a partir dos grãos 
torrados do fruto do cafeeiro. Valor de pH 
na literatura é 5,0. 
5,5 
Ácido 
 
Coca-ColaRefrigerante carbonado vendido no mundo 
todo. Valor de pH na literatura é 2,5. 
2,38 
Ácido 
 
Coca-Cola 
zero 
Refrigerante com sabor de noz-de-cola, 
sem adição de açúcar. Valor de pH na 
literatura é 2,8. 
 
2,68 
Ácido 
 
Achocolatado 
Alimento no qual há a presença de 
chocolate Valor de pH na literatura é 8,0 
6,48 
Ácido 
 
Vinagre 
Composto bastante utilizado no preparo de 
alimentos. Valor de pH na literatura é 2,4. 
2,37 
Ácido 
 
Etanol 
Substância orgânica obtida da 
fermentação de açúcares...etc. Valor de pH 
na literatura é 7,0. 
7,2 
Neutro 
 
Solução de 
Amônia 
Líquido incolor de odor forte, muito usado 
em ciclos de compressão (refrigeração), 
como fertilizantes e também componente 
de vários produtos de limpeza. Valor de pH 
na literatura é 14,0. 
 
12,15 
Básico 
Tabela 2: Soluções e produtos comerciais com seus respectivos valores de pH 
encontrados. 
10 
 
 
Leite de 
Magnésia 
Mistura heterogênea de hidróxido de 
magnésio, possui ação laxante devido à 
reação dela com o ácido clorídrico do suco 
gástrico, Em doses moderadas, serve 
também para ação antiácida, devido às 
suas propriedades alcalinas. Valor de pH 
na literatura é 10,5. 
 
 
9,82 
Básico 
 
Amostra de 
Urina 
Um subproduto líquido do corpo, secretada 
pelos rins. Valor de pH na literatura é de 
5,5 a 7,0. 
 
5,55 
Ácido 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
6. Conclusão 
Conclui-se que é possível a medição do pH de soluções utilizando tanto 
indicadores, substâncias que mudam de cor conforme a concentração de íons 
de hidrogênio presentes, como o potenciômetro que permite a leitura do pH 
direto no aparelho. 
Na primeira parte do experimento, pôde se observar que ao se adicionar 
o indicador fenolftaleína a solução de ácido clorídrico HCl, a solução apresenta 
coloração incolor, mas ao se adicionar o bicarbonato de sódio NaHCO3, passa a 
apresentar mudança de coloração de incolor para rosa, demonstrando o 
aumento de pH por meio das propriedades desse indicador. Ao final presentou 
pH de 2,11 (ácida). 
Na solução de hidróxido de sódio NaOH, que apresentava coloração 
translúcida, ao se adicionar o indicador alaranjado de metila, a solução passou 
apresentar coloração laranja, e a partir do momento que é adicionado ácido 
sulfúrico H2SO4, deixando a solução mais ácida, passa a apresentar coloração 
vermelha demonstrando as propriedades desse indicador. Ao final apresentou 
pH de 1,4 (ácida). 
Na solução de ácido acético CH3COOH com o indicador fenolftaleína 
também só ocorreu a mudança de coloração após ser adicionado hidróxido de 
potássio KOH que por ser base, houve uma reação de neutralização, e a solução 
passou a apresentar coloração rosa púrpura. Ao final apresentou pH de 12,26 
(básica). 
Na última parte do experimento se obteve os valores de pH das soluções 
e produtos comerciais diversos, através da medição por meio do potenciômetro. 
 
 
 
 
 
 
12 
8. Referências Bibliográficas 
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. São Paulo: Editora Mestre Jou, 
1991. 
ATKINS, P. JONES, L. Princípios de Química, pag. 87, 3ª edição. Porto Alegre: 
Bookman, 2006. 
RUSSEL, J. B. Química Geral, pag. 551, 2ª edição. São Paulo: Pearson Makron 
Books, 2006. 
SARDELLA, A. Curso Complemento de Química, 3ª edição. São Paulo. Editora 
Parma LTDA, 2005. 
OHLWEILER, O. A., Química analítica quantitativa, 3a ed., Livros Técnicos e 
Científicos Editora S.A., Rio de Janeiro, 1982, vol. 1 e vol. 2. 
HARRIS, DANIEL C., Análise Química Quantitativa, 6ª. Edição, LTC-Livros 
Técnicos e Científicos Editora S.A., Rio de. Janeiro-RJ, 2005. 
PROPRIEDADES DE SUBSTÂNCIAS DO DIA A DIA, aberto em: Wikipédia a 
enciclopédia livre. Disponível em <http://pt.wikipedia.org> Acesso em: 04 Dez. 
2015. 
FOGAÇA, JENNIFER ROCHA V., Conceito de pH e pOH. Disponível em: 
<http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/conceito-ph-poh.htm> Acesso 
em: 05 Dez. 2015. 
 
 
 
 
 
 
 
13