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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ Acidos e bases

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL
ÁCIDOS E BASES
Aluno: Janaína do Nascimento Oliveira
Curso: Licenciatura em Física
Matrícula: 0321246
Professor (a): Nadja Ricardo
Fortaleza – CE, julho de 2013.
SUMÁRIO
1 – Fundamentação Teórica ___________________________________02
 1.1 – Solução Tampão______________________________________ 03
 1.2 – Titulação Ácido – Base_________________________________03
2 – Objetivo ________________________________________________ 04
3 – Parte Experimental _______________________________________05
 3.1 – Material Utilizado _____________________________________ 05
 3.2 – Reagentes Utilizados __________________________________ 05
 3.3 – Procedimento Experimental, Resultado e Discussão ________ 05
Medida de pH de soluções comerciais_______________________05
Uso de indicadores_______________________________________06
Determinação de ácido acético em vinagre____________________06
Preparação de uma solução tampão_________________________07
Verificação das propriedades de um tampão __________________07
4 – Pós – Laboratório _________________________________________08
5 – Considerações Finais _____________________________________09
6 – Bibliografia _____________________________________________ 10
Fundamentação Teórica 
Segundo Arrhenius, o conceito de ácido é toda substância que em solução aquosa, sofre ionização, produzindo como cátion, apenas o íon H+ .
HCN + H2O(l) -----> H+ (aq) + CN- (aq)
Na realidade, o íon H+ , quando em solução aquosa, liga-se a uma molécula de água, formando o íon H3O+ , chamado de hidrônio ou hidroxônio.
HCN + H2O(l) -----> H3O+ (aq) + CN- (aq)
Base ou hidroxido é toda substância que e em m solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando como ânion apenas o íon OH-.
NaOH + H2O(l) ------> Na+ (aq) + OH- (aq)
Dissociação da água – A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, ainda que muito baixa, como consequência da sua habilidade de sofrer uma autodissociação, que pode ser escrita como:
H2O(l) + H2O(l) ------> H3O+ (aq) + OH- (aq)
A condição de equilíbrio é dada por [H3O+] [OH-] / [H2O]2. No entanto, como a concentração de moléculas de água é essencialmente constante podemos simplificar a expressão escrevendo apenas [H+] [OH-], que é conhecida como Kw (constante de dissociação da água). O valor dessa expressão a 25 ºC é constante e equivale a 1,0 x 10-14 mol/L.
Kw = [H+] [OH-] = 1,0 x 10-14
Soluções ácidas, básicas, neutras e pH – Uma solução ácida é aquela na qual a concentração de íons hidrônio é maior do que a de íons hidróxido. Uma solução básica é aquela na qual ocorre o inverso, [OH-] excede [H+]. Uma solução neutra é aquela na qual estas duas concentrações são iguais, [OH-] = [H+]. Como na água pura temos [OH-] = [H+], então:
Kw = [OH-][H+] = [H+]2 = 1,0 x 10-14 ou [H+] = 1,0 x 10-7 = [OH-]
Podemos definir o caráter da solução em termos quantitativos, a 25 ºC, do seguinte modo:
Solução ácida: [H+] > 1,0 x 10-7 M PH < 7
Solução neutra: [H+] = 1,0 x 10-7 M PH = 7
Solução básica: [H+] < 1,0 x 10-7 M PH < 7
PH é a sigla para potencial hidrogeniônico, o pH é o log negativo de base 10 da concentração molar de íons hidrogênio H+
pH = - log [H+]
Um indicador de pH, também chamado indicador ácido - base, é um composto químico que adicionado em pequenas quantidades a uma solução, permite-se conhecer se a solução é ácida, básica ou neutra. Estes corantes são dotados de propriedades halocrômicas, que é a capacidade de mudar de coloração em função do pH do meio. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a fenolftaleína, o alaranjado de metila e o azul de bromotimol.
	Indicador
	Faixa de Viragem
	Mudança de Cor
	Indicador
	Faixa de Viragem
	Mudança de Cor
	Alaranjado de metila
	3,2 - 4,4
	Vermelho/laranja
	Vermelho de cresol
	7,0 – 8,8
	Amarelo/vermelho
	Verde de bromocresol
	3,8 – 5,4
	Amarelo/azul
	Fenolftaleína
	8,2 – 10,0
	Incolor/vermelho
	Vermelho de metila
	4,8 – 6,0
	Vermelho/amarelo
	Amarelo de alizarina
	10,1 – 12, 0
	Amarelo/vermelho
	Azul de bromotimol
	6,0 – 7,6
	Amarelo/azul
	
	
	
Tabela 1: Indicadores para medidas do pH
1.1 Solução Tampão 
São soluções que atenuam a variação dos valores de pH (ácido ou básico), mantendo-o aproximadamente constante, mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases.
As soluções tampão podem ser formadas por um ácido fraco e um sal formado pela reação desse ácido com uma base forte, ou, então, por uma base fraca e um sal formado pela reação dessa base com um ácido forte. As soluções tampão são usadas sempre que se necessita de um meio com pH aproximadamente constante. Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos em água.
Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. Por exemplo, o sistema tampão HCO3 –/H2CO3 é importante fisiologicamente, uma vez que controla o transporte de CO2 no sangue e o pH do mesmo
Dizemos que uma solução está tamponada quando ela ‘’resiste’’ às variações de pH. Os fluidos que existem em nosso corpo, por exemplo, são todos tamponados com o auxílio de vários ácidos, bases e sais existentes no organismo. 
Nosso sangue e tamponada para manter o pH em torno de 7,3 a 7,5 (uma variação de 0,4 no pH do sangue, para mais ou para menos, causa morte);
O suco gástrico é tamponado para manter o pH entre 1,6 e 1,8; 
As enzimas que catalisam as reações orgânicas que ocorrem em nosso organismo só funcionam em faixas muito estreitas de pH.
1.2 Titulação Ácido - Base
É um processo onde se faz reagir um ácido com uma base para que se atinja o ponto de equivalência. À medida que é adicionado o titulante ao titulado, o pH da solução (titulante + titulado) vai variar, sendo possível construir um gráfico desta variação, ao qual se dá o nome de curva de titulação. O ponto de equivalência pode variar dependendo da concentração inicial do titulante e do titulado.
Normalmente, para se fizer uma titulação, utiliza-se um frasco de erlenmeyer (onde são postos o titulado, água e um indicador ácido/base) e uma bureta, onde está contido o titulante.
Titulação Ácido forte/Base forte 
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá aproximadamente em pH 7, pois o ácido ioniza-se praticamente na totalidade e a base se dissocia praticamente na totalidade. Quando os íons H3O+ e OH- reagem, formam água. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação de uma solução de HCl com NaOH:
NaOH(aq) --→ Na+ (aq) + OH- (aq) (dissociação da base)
OH-(aq) + H3O+ (aq) ↔ 2H2O(l) (a reação de neutralização que ocorre na titulação)
Numa titulação de uma base forte com um ácido forte ocorre o mesmo tipo de reações e o ponto de equivalência é o mesmo, tendo como diferença a forma da curva de titulação (em vez de ser crescente é decrescente).
Titulação Ácido fraco/Base forte
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH superior a 7, devido à hidrólise do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que origina íons OH–. Ex.: Titulação do ácido acético com o hidróxido de sódio:
NaCH3COO– (aq) → Na+ (aq) + CH3COO– (aq)
Como o Na+ é uma partícula neutra do ponto de vista ácido - base (cátion de uma base forte não hidrolisa), apenas o CH3COO- (ânion de um ácido fraco) sofrerá hidrólise, como mostrado abaixo:
CH3COO- (aq)+ H2O(l) → CH3COOH(aq) + OH-
Os íons OH– aumentarão o pH da solução pois irão reagir com H3O+ pela equação:
OH-(aq) + H3O+ (aq) → 2H2O(l)
O Na+ e Cl- resultante da reação entre o ácido forte HCl (ácido clorídrico) e a base forte (hidróxido de sódio) são considerados íons neutros em solução, pois não sofrem hidrólise ácida ou básica.
HCl(aq) + NaOH(aq) → Na+ (aq) + Cl- (aq) + H3O+ (l)
Titulação Base fraca/Ácido forte
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH inferior a 7, devido à hidrólise do cátion resultante ser ácida.Como a base é fraca, o seu ácido conjugado será forte, que facilmente reagirá com a água, formando íons H3O+. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação do amoníaco com o ácido clorídrico:
Objetivo
O objetivo desta experiência é:
Identificar experimentalmente ácidos e bases utilizando as propriedades dos indicadores para tal definição
Observar as propriedades dos indicadores
Preparar e verificar as propriedades de uma solução tampão
 Determinar a concentração de um ácido ou base através de titulação ácido –base.
Parte Experimental
Material Utilizado.
Tubos de ensaio
Pipeta
Estante para tubos de ensaio
Bureta
Erlenmeyer
Béquer
Bastão de vidro
Suporte universal com garra
3.2 Reagentes utilizados
Detergente
Condicionador
Shampoo
Limpador
Soro Fisiológico
Vinagre
Água destilada
Papel indicador de pH
Indicador Azul de Bromotimol
Indicador Alaranjado de Metila
Indicador Fenolftaleína
Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,2M
Ácido Clorídrico (HCl) 0,1M
 Procedimento Experimental, Resultados e Discussão
Medida de pH de soluções comercias
Verificou-se o pH de 5 soluções, usadas no cotidiano, utilizando-se o papel indicador de pH. Foram observadas e anotadas as mudanças ocorridas, conforme a tabela abaixo.
	Solução
	pH
	Tabela 2: Solução e indicação do seu pH
	Detergente
	pH entre 6-7 ( levemente ácido)
	
	Condicionador
	pH entre 5-6 ( levemente ácido)
	
	Limpador
	pH entre 8-9 ( levemente básico)
	
	xampu
	pH entre 7-8 ( levemente básico)
	
	Soro Fisiológico
	pH entre 9-10 ( levemente básico)
	
Observou-se a importância em verificar as concentrações de pH das substancias comerciais que entram em contato direto com a pele. Uma vez que a redução (acidose) ou amento(alcalose) de íons hidrogênio reduz a eficiência de uma série de reações químicas celulares.
Verificou-se que soro fisiológico e limpador são produtos básicos, pois obtiveram os valores 9-10 e 8-9 respectivamente ao exame de pH. Outra observação foi que, xampus e detergentes são neutros, pois responderam com valor 7. Enquanto condicionadores de cabelo são ácidos, uma vez que o pH baixo ajuda a dar ao cabelo uma estrutura mais compacta, apresentaram resposta 5-6 ao exame de pH.
Uso de indicadores
Na bancada encontravam–se 3 soluções: HCL 0,1M, NaOH 0,2 M e vinagre, para realizar o experimento, apenas uma substância seria escolhida. A solução selecionada foi o Hidróxido de Sódio, NaOH, na sequência foi verificado, com o papel indicador, o pH do NaOH. 
pH do NaOH: entre 13-14 (básico)
Foi colocado, aproximadamente, 1mL de NaOH em 3 tubos de ensaios, depois adicionou-se 2 gotas de um indicador. Para cada tubo de ensaio utilizou-se um indicador diferente.
Os indicadores usados foram: fenolftaleína, azul de bromotimol e alaranjado de metila. Os resultados estão descritos na tabela abaixo:
	Solução
	Indicador
	Cor
	NaOH (Hidróxido de Sódio)
	Azul de Bromotimol
	Azul anil
	
	Fenolftaleína
	Rosa – Pink
	
	Alaranjado de Metila
	Alaranjado
Tabela 3: Solução e cor através do indicador
Os testes permitiram observar quais cores o meio básico é capaz de adquirir quando reage com certos indicadores. Ao entrar em contato com o Azul de bromotimol, a solução ficou azul, comprovando sua caráter básico, pois Azul de bromotimol em meio básico, continua azul. Ao reagir com o Alaranjado de metila, a solução ficou laranja, mais uma vez comprovando que o indicador reagiu em meio básico. E o rosa obtido pela reação com a Fenolftaleína comprova que a solução era básica.
Determinação de ácido acético em vinagre
Foi preparada uma bureta com solução de NaOH 0,2M. Com uma pipeta mediu-se 5 mL de vinagre que foi transferido para um erlenmeyer, no qual essa solução foi um pouco diluída em água destilada e colocada 2 gotas de fenolftaleína que é um indicador ácido-base.
Adicionou-se lentamente a solução de NaOH 0,2 M até ocorre a mudança de coloração. Anotou-se o volume de NaOH 0,2 M utilizado e calculou-se a concentração de ácido acético no vinagre.
Verificou-se um volume gasto de 11,5mL de Hidróxido de Sódio. A partir da Lei da Diluição, pode-se encontrar a concentração inicial de ácido acético (CH3 COOH) contida no vinagre. 
Concentração1 x Volume = Concentração 2 x Volume 2
0,2M x 11,5mL = Concentração 2 x 5mL
Concentração 2 = 0,46M 
Preparação de uma solução tampão
Foram medidos 10 mL de uma solução de vinagre em uma proveta, depois diluída com água destilada até atingir o volume de 50 mL, em seguida, a solução foi transferida para um erlenmeyer e agitada para homogeneizar. A solução foi dividida igualmente, 25 mL, em dois erlenmeyer.
 Em um dos erlenmeyer, foi adicionada 3 gotas de fenolftaleína e titulado com NaOH 0,2 M. Ao receber o volume de 7,5 mL, a solução mudou de cor (ficou rosa). 
A solução titulada foi misturada com a não titulada, voltou a ficar transparente, e foi agitada.
Foi observado que a solução continha um componente ácido (ácido acético) e um básico (acetato de sódio, a base conjugada do ácido acético), característica de soluções tampão, que têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. O pH da solução foi verificado com o uso do papel indicador. 
O valor obtido foi pH = 4.
Verificação das propriedades de um tampão
Nesse experimento verificou-se as propriedades da solução tampão, de não alterar o pH, com a adição de pequenas quantidades de acido ou base. Foram preparados quatro tubos de ensaio, dois com 10 mL de solução tampão, preparada no experimento anterior, nos outros dois adicionou-se água destilada.
 Primeiramente, 10 mL da solução tampão foram misturados com 1 mL de HCL 0.1M, obtendo-se pH = 5. Outros 10 mL da solução tampão foram misturados com 1 mL de NaOH 0.1M, obtendo-se pH = 5. 
 O pH da água utilizada foi verificado, obtendo-se pH = 7, depois 10mL de água destilada foram misturadas com 1 mL de HCL 0.1M, obtendo-se pH = 1. Por último, mais 10 mL de água destilada foram misturadas com 1 mL de NaOH 0.1M, obtendo-se pH = 11. 
Com os procedimentos do experimento foram confirmadas as propriedades da solução tampão. Mesmo com solução acida presente ou básica, o pH não mudou.
 As variações de pH em cada tubo de ensaio foram coletadas, conforme a tabela.
	
	HCl
	NaOH
	Tabela 4: Verificação das propriedades da solução tampão
	Solução Tampão
	pH = 5
	pH = 5
	
	Água Destilada
	pH = 1
	pH =11
	
.
Pós - laboaratório.
 Escreva uma equação para explicar o comportamento ácido ou básico (forte ou fraco) de cada uma das seguintes substâncias em solução aquosa.
HCl(l) + H2O (aq) ---- > H3O+ (aq) + Cl- (aq)
HCl é um ácido forte pois se dissocia completamente.
NaOH(l) + H2O(aq) ---- > Na+(aq) + OH – (aq)
Sendo NaOH notadamente uma substancia básica. 
CH3COOH(l) + H2O(aq) -----> H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
CH3COOH é um ácido fraco, possui 4 hidrogênios numa molécula mas dissocia apenas um H+. 
Na2CO3 (s) + H2O (l) -----> 2 Na(aq) + CO2(g) + OH- (aq) 
Na2CO3 (l) é um sal de caráter básico pois, deriva de uma base forte
Calcule a concentração do ácido no vinagre em:
Mol/L e g/L
MM CH3COOH -4 + 32 + 24 = 60
m = MM. M. V
m = 60 x 0.01 x 0.2
m = 0,12mol/l
0.12g está em 5 mL de ácido acético. E em 1 L ?
0.12------5 mL
x ---------- 1000mL
x = 24g de acido acético
1 mol de ácido acético ----------- 60g de ácido acético
y ------------------ 24g de acido acético
y = 0.4mol/l é a concentração de acido acético no vinagre
Considerações finais
Nesta prática, pudemos identificar experimentalmente ácidos e bases, observar as propriedades dos indicadores e de uma solução tampão e determinar a quantidade de um ácido através de titulação ácido-base. O conceito mais usado para explicar as reações entre ácidos e bases neste relatório foi o de Arrhenius, que convencionou que ácido é toda substância que, em meio aquoso, libera H+; e base é toda substância que, em meio aquoso, libera OH-.
Os experimentos permitiram observar que, para identificar se as substâncias são ácidas ou básicas pode-se utilizar o papel indicador de pH, que o verifica através da comparação das cores do papel com as tabeladas. Com papel de pH verificamosque o condicionador é ácido, o soro fisiológico e o limpador instantâneo são básicos e o xampu é neutro. 
Verificou-se também que, com a adição de indicadores (nos experimentos foram utilizados a fenoftaleína, o azul de bromotimol e o alaranjado de metila), a solução assumirá uma coloração que indicará se é acida ou básica, dependendo do pH. A solução de NaOH com fenolftaleína ficou rosa pois era básica. Enquanto que, HCl com fenolftaleína ficou branca-translucida. A interação indicador-solução não forma precipitados.
Observou-se, através da preparação de uma solução tampão, que é possível determinar a concentração molar de qualquer substância por meio da titulação. O volume de NaOH gasto para titular a solução de 50ml de vinagre e água foi de 11,5mL. A partir da Lei da Diluição pode-se concluir que a concentração inicial de ácido acético no vinagre é de 0,46 M .
Uma solução tampão foi preparada e suas propriedades de manter a faixa de pH constante, mesmo com a adição de quantidades pequenas de ácidos e bases foi comprovada .
Ácido clorídrico possui pH=1 em água destilada. Quando juntamente com a solução tampão apresentou 2<pH>3. Foi, então, comprovada a eficiência de um tampão como minimizador da variação de acidez ou basicidade.
Bibliografia
ALVES, Líria. Tipos de reações químicas. Brasil Escola. Disponível em;
< http://www.brasilescola.com/quimica/tipos-reacoes-quimicas.htm >
Acesso em: 08/07/2013 às 21:32
RENDELUCCI, Fábio. Reações Químicas- Tipos. UOL Educação. Disponível em:
< http://educacao.uol.com.br/quimica/ult1707u21.jhtm >
Acesso em: 09/07/2013 às 22:11
WIKIPÉDIA, A ENCICLOPÉDIA LIVRE. Reações Químicas. Disponível em:
< http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica >
Acesso em: 09/07/2013 às 22:45

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