NEUTRALIZAÇÃO ÁCIDO-BASE

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ
ÁCIDO-BASE
Macaé, 17 de março de 2015.
1 INTRODUÇÃO
1.1 Ácido e base 
	Ácidos são substâncias que em solução aquosa liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-. Segunda a definição de Lewis, ácidos são substâncias que, numa ligação química, podem receber pares de elétrons, enquanto as bases cedem elétrons.
	Para se identificar ácidos e bases, mede-se a concentração de hidrogênio iônico a partir de uma escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial hidrogeniônico (escala de pH). Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH = 7 considerado neutro, valores menores que sete classificam a solução ácida e, os maiores que sete, como bases. A força de um ácido ou uma base está relacionado com o grau de dissociação (ou ionização)
	
1.1.1 Neutralização
	Um sal é formado em uma reação entre um ácido e uma base (reação de neutralização). Um sal neutro é formado quando um ácido forte é neutralizado com uma base forte. 
	Uma reação de neutralização total ocorre quando a quantidade de íons H+ liberados pelo ácido é igual a quantidade de íons OH- liberados pela base. Nesse caso, obtém-se um sal neutro. 
1.1.2 Hidrólise de sais
	A hidrólise salina ocorre quando dissolvemos um sal na água, reagindo e formando um ácido fraco e/ou uma base fraca. Todo sal se dissocia na água que podem reagir com os íons H+ e OH-.
	Os sais alcalinos, quando dissociados em água, apesar de se formar uma base fraca, torna a solução ácida devido aos íons H+ que ficam livres. Já os sais ácidos, quando dissociados em água, formam um ácido fraco, tornando a solução básica devido aos íons hidroxila livres.
1.2 Caracterização de pH
	A determinação do pH de soluções é uma importante caracterização na química. Existem dois métodos mais utilizados: o método colorimétrico, que apresenta valores aproximados, sendo o utilizado nas práticas químicas rotineiras; e o método instrumental, que fornece valores mais exatos. 
	O método colorimétrico utiliza de indicadores para determinar o pH de soluções aquosas. Indicadores de pH ou indicadores ácido-base são substâncias que possuem a capacidade de apresentar diferentes colorações em função do pH do meio em que se encontram, podendo ser substâncias naturais ou artificiais. 
	Os indicadores podem ser utilizados na forma de papel indicador ou na forma de solução. Os papéis indicadores mais utilizados são o tornassol e o universal (Figura 1).
Figura 1 - Papéis indicadores: (A) papel indicador universal; (B) tornassol vermelho e (C) tornassol azul.
	O indicador universal pode ser usado para determinar o pH de soluções comparando com uma escala-padrão de cores que varia o pH = 0 até pH = 14. Já o papel de tornassol é usado somente para indicar o caráter da solução, sendo que o azul indica se uma solução é ou não ácida, e o vermelho, se é ou não básica.
	A solução de fenolftaleína é capaz de modificar a coloração de soluções na presença de hidroxila, caracterizando soluções básicas pela cor roxa.
	
2 RESULTADOS
2.1 Neutralização
	Após adicionar o papel de Tornassol, foi observado a faixa de pH de cada solução de acordo com escala de cores fornecida para o experimento. O papel de Tornassol revelou que a solução 1 (NaoH 6M) possui pH básico, a solução 2 (água destilada) possui pH neutro e a solução 3 (HCl 6M), ácido (Tabela 1). 
Tabela 1 - Resultados de medida de pH utilizando papel de Tornassol
	Solução
	Faixa de pH
	Caracterização
	 NaOH
	13 - 14
	básico
	 H2O
	6 - 7
	neutro
	 HCl
	1 - 2
	ácido
	O pH das soluções também foi identificado utilizando-se de solução de fenolftaleína 2%. Como esse indicador somente revela soluções básicas, identificou-se a basicidade da solução de NaOH, não sendo possível caracterizar as outras duas soluções (Tabela 2).
Tabela 2 - Resultados de medida de pH utilizando solução de fenolftaleína.
	Solução
	Cor
	Caracterização
	 NaOH
	roxo
	básico
	 H2O
	não reagiu
	não básico
	 HCl
	não reagiu
	não básico
	Ao misturar as três soluções em uma cápsula de porcelana, observamos a seguinte reação:
	Ocorre a formação de cloreto de sódio (sal de cozinha) devido a reação de neutralização entre ácido e base fortes. O sal não foi observado após a reação. Houve liberação de calor durante a reação.
2.2 Hidrólise
	Após adicionar os reagentes em cada tubo, foram observadas as reações acontecerem e suas características anotadas (Tabela 3).
Tabela 3 - Observação das reações de hidrólise.
	Reagente
	Aspecto
	Temperatura
	 NaCl
	dissolveu completamente
	não houve mudança
	 NH4Cl
	dissolveu parcialmente
	diminuição
	 Na2CO3
	dissolveu parcialmente
	aumento
	Ainda foi adicionado solução de fenolftaleína 2% para observar as características das soluções (Tabela 4).
Tabela 4 - Indicador de pH nas soluções.
	Solução
	Cor
	Caracterização
	 NaCl
	não reagiu
	não básico
	 NH4Cl
	não reagiu
	não básico
	 Na2CO3
	roxo
	básico
	A seguir, as equações balanceadas das reações:
Tubo A: 
Tubo B: 
Tubo C: 
3 CONCLUSÃO
	Os indicadores de pH são mecanismos rápidos e eficientes para se indicar a característica de soluções. A solução de fenolftaleína é capaz de identificar soluções básicas através da mudança de cor. Dessa forma, não é muito eficaz na identificação de soluções neutras ou ácidas por não reagir nesses pH. Já o papel de Tornassol possui uma escala de cores que variam do pH 1 ao 14, sendo capaz de identificar o pH de diferentes soluções, caracterizando essas soluções e ainda indicando qual a faixa de pH que se encontra.
	Na reação de neutralização, houve a formação de sal e água. Devido ao sal estar dissolvido na água, não foi possível observar sua formação. Já se fosse utilizado o bico de Bunsen para evaporar a água, o sal resultante poderia ser visto.
	Na hidrólise salina, ocorreu a dissolução dos sais na água, fazendo com que os íons dos sais de dissociassem, formando um ácido fraco ou base fraca. No tubo A, o NaCl provém de uma base forte e um ácido forte, que, em contato com a água, os íons se dissociam resultando em íons Na+ e Cl- livres. Nesse caso não ocorre formação de nenhum ácido fraco ou base fraca porque os dois íons ficam livres na água. Dessa forma, obtivemos uma reação com pH neutro devido a neutralização dos íons H+ e OH- livres. O indicador de pH utilizado mostrou que a solução resultante não é básica, ou seja, condiz com as reações ocorridas dentro do tubo.
	Já no tubo B, observou-se através do indicador que o pH não é básico, podendo ser ácido ou neutro. De acordo com a reação ocorrida, o íon NH4+ se associa com o íon OH-, formando uma base fraca. Já os íons Cl- e H+ ficam livres, caracterizando a solução como ácida.
	No tubo C, o indicador mostrou ser uma solução básica. Isso ocorreu devido a dissociação do Na2CO3, resultando em H2CO3 (ácido fraco) e dos íons livres Na+ e OH-, dando caráter básico para a solução.
4 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
SCHWANKE, C. Ambiente: conhecimentos e práticas. Porto Alegre: Bookman, p. 134-136, 2013.
Disponível em: <http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/acidos-e-bases-definicoes-de-arrhenius-bronsted-lowry-e-lewis.htm> Acesso em: 31 de março de 2015.
Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com/quimica/hidrolise-salina.htm> Acesso em: 31 de março de 2015.
FATIBELLO-FILHO, O.; WOLF; L. D.; ASSUMPÇÃO, M. H. M. T.; LEITE, O. L. Hidrolise de sais. Química Nova Escola. 2006.