Relatorio - Ácido - Base

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Universidade Estácio de Sá 
Química Geral 
Professora: Maysa Zampa 
 
 
 
 
 
 
 
Ácido - Base 
 
 
 
Alex de Oliveira 
Aline Tavares 
Bruno Freitas 
Daniele Salgado 
Felipe Frouche 
Guilherme Cardim 
Hélida Anchieta 
Nanachara Souza 
Raphael Paulucci 
 
 
 
 
 
05 de Agosto de 2013 
Macaé 
Ácido - Base 
 
2. RESUMO 
 
As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização. Uma vez 
que tanto o ácido quanto a base são consumidos e novos produtos são formados (não 
necessariamente com caráter neutro). 
 
3. INTRODUÇÃO 
 
As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização. Uma vez 
que tanto o ácido quanto a base são consumidos e novos produtos são formados (não 
necessariamente com caráter neutro). 
Utilizando-se da teoria ácido-base de Arrhenius (com íons positivos de hidrogênio e íons 
negativos de hidroxila liberados em meio aquoso), numa reação de neutralização (total ou 
parcial) há sempre formação de moléculas de água líquida – caso ocorra nas CNTP. 
As reações de neutralização ocorrem quando misturamos um ácido e uma base, de modo 
que o pH do meio é neutralizado e se produz água e um sal. 
O ácido libera no meio cátions H
+
 que se unem aos ânions OH
- 
liberados pela base e, com isso, 
formam-se as moléculas de água. O sal é formado pela união do ânion do ácido com o cátion da 
base. 
Genericamente, temos: 
HA + BOH → H2O + BA 
ÁCIDO BASE ÁGUA SAL
 
Para entender como o meio é neutralizado, pense, por exemplo, num copo contendo ácido 
nítrico, que possui pH aproximadamente igual a 2,0. Digamos que gradativamente vamos 
adicionando leite de magnésia ao ácido. O leite de magnésia é uma solução da base hidróxido de 
magnésio, que possui pH aproximado a 10,0. 
Quanto maior o pH de uma solução, mais básica ela será, e vice-versa. 
Com o tempo, o pH do ácido nítrico irá aumentar, o que quer dizer que ele está sendo 
neutralizado pelo leite de magnésia. Chegará um ponto em que o pH do meio atingirá o valor 
igual a 7,0, que é o pH da água. Dizemos, então, que o meio está neutro. 
 
Essa é uma reação de neutralização total, que pode ser expressa pela seguinte equação química: 
2 HNO3 + Mg(OH)2 → 2 H2O + Mg(NO3)2 
ÁCIDO BASE ÁGUA SAL NEUTRO
 
Uma reação de neutralização total ocorre quando a quantidade de íons H
+ 
liberados pelo 
ácido é igual à quantidade de íons OH
-
 liberados pela base. No caso do exemplo acima, 
foram liberados dois H
+
 e dois OH
-
. 
No entanto, podem ocorrer reações de neutralizações parciais, ou seja, em que a quantidade 
de íons H
+
 e OH
-
 liberados pelo ácido e pela base, respectivamente, é diferente. 
A neutralização parcial pode se dar de duas formas: 
1. Com formação de um sal com caráter ácido: 
Veja um exemplo: Enquanto cada fórmula do ácido fosfórico libera três H
+
, cada molécula da 
base hidróxido de sódio libera apenas um OH
-
. Desse modo, nem todos os hidrogênios 
ionizáveis do ácido são neutralizados pelas hidroxilas da base. O resultado é a formação de um 
sal ácido, também chamado de hidrogenossal: 
H3PO4 + NaOH → H2O + NaH2PO4 
 ÁCIDO BASE ÁGUA SAL ÁCIDO
 
2. Com formação de um sal com caráter básico: 
Aqui ocorre o contrário do caso anterior, pois a base libera mais hidroxilas do que o ácido libera 
hidrogênios ionizáveis. Desse modo, o sal produzido será um sal básico ou hidroxissal. 
Exemplo: O ácido clorídrico libera apenas um cátion H
+
, já o hidróxido de magnésio libera dois 
OH
-
. Desse modo, ficará uma hidroxila ainda sem ser neutralizada: 
HCl + Mg(OH)2 → H2O + Mg(OH)Cl 
ÁCIDO BASE ÁGUA SAL BÁSICO
 
É exatamente essa a reação que ocorre em nosso estômago quando estamos com azia e tomamos 
um antiácido. O principal componente do suco gástrico é o ácido clorídrico (HCl), alguns 
fatores como alimentação, tensão nervosa e doenças podem aumentar a quantidade de HCl no 
nosso estômago, dando aquela sensação de queimação. Para neutralizar esse meio ácido, 
antiácidos estomacais, como o leite de magnésia (Mg(OH)2), podem ser tomados sob orientação 
médica. Desse modo, o excesso de acidez do estômago será neutralizado. 
Indicadores de pH 
Com o estudo ácido-base desenvolvido por Arrhenius, se fez necessário à implementação de 
uma escala para poder medir o pH, através do conceito de concentração do íon hidrogênio na 
solução, auxiliado por uma operação matemática determinando assim em valores numéricos o 
valor do pH. 
Usando-se como ponto neutro a água pura cuja concentração é sete (nem ácida nem 
básica) para se determinar o pH usa-se a expressão matemática, em que [H+] é a 
concentração, em mol/L, de hidrogênio. 
pH= – log [H+] 
A partir do resultado obtido verifica-se se o valor é acima de 7 sendo pH básico ou 
abaixo de 7 sendo pH ácido. Sendo apenas comum essas medidas para substâncias não 
muito concentradas, pois a escala vai de 0-14, quando a solução é muito concentrada os 
valores dão abaixo de zero ou acima de 14. 
Mas para tornar mais práticos os estudos e trabalhos e a fim de facilitar a identificação 
do pH das substâncias (em decorrência de uma possível deficiência de dados para 
efetuar o calculo de pH) foram desenvolvidos diferentes indicadores ácido-base, são 
substancias que alteram sua cor original quando expostos as diferenças de pH. 
 
 
Sendo talvez o mais difundido, o indicador universal que 
é uma mistura de vários indicadores, é constituído de 
uma tabela de cores que vão do vermelho escuro (ácido) 
ao roxo (alcalino-básico), passando por todas as cores e 
valores de pH, e fitas de um papel de constituição 
especial, que quando emergido em uma substancia de pH 
desconhecido altera sua cor original para a cor que indica 
o pH, tendo um valor mais exato quando comparado à 
tabela. 
 
 
O papel tornassol é um tipo especial de papel desenvolvido 
semelhante ao que acompanha o indicador universal, mas 
não possui tabela de comparação, pois seus resultados 
possíveis são apenas dois, sendo róseo para substancia ácida 
e vermelho para substancia básica, não sendo capaz de 
indicar o valor numérico do pH da substancia. 
 
 
Existe um método mais preciso, é o chamado 
pHmetro, consiste em uma maquina especializada em 
medir o pH de substancias fornecendo valores mais 
exatos. 
Até agora usamos exemplos de indicadores feitos de 
materiais sólidos como o caso do papel tornassol e o 
pHmetro, mas também podem ser usadas substancias 
liquidas (orgânicas) para indicar se uma substancia é 
acida ou básica. 
 
 
É o caso da fenolftaleína que quando adicionada em meio alcalino (básico) se torna 
rosa carmim, ou se a substancia for de natureza ácida ou neutra ela permanece incolor a 
substancia. 
 
 
Em alguns casos podendo ser usada para fazer a neutralização da substancia, através da 
titulação adiciona-se um neutralizante (se a substancia em questão for acida adiciona-se 
uma base ou vice-versa) ate que haja o ponto de viragem (neutralização), se a substancia 
estiver rosa carmim quando neutralizada ficara incolor, ou se a substancia estiver 
incolor seu ponto de viragem se dará quando a substancia atingir o tom rosa carmim. 
Outra substancia com esta característica é o alaranjado de metila ou “metil orange” 
que quando adicionado a substancia sendo ela básica adquire a coloração amarelada, e 
se a substancia em questão for ácida será de um tom avermelhado. Também podendo 
ser utilizado para identificar a neutralização da substancia.Sendo estas as mais usuais maneiras de se medir o pH de uma substância sendo de 
maneira precisa em valores ou para determinação de fontes alcalinas ou acidas, sendo o 
medidor universal, papel tornassol, pHmetro, fenolftaleína e o alaranjado de metila 
(metil orange), os principais. 
 
Hidrólise de sais 
 
As medidas de pH em uma mesma região oceânica permanecem praticamente estáveis mesmo 
com a adição de quantidades significativas de ácidos e bases. Uma explicação para esse fato é a 
presença de espécies químicas que reagem tanto com os íons H
+
(aq) como com íons OH
-
(aq) 
adicionados ao sistema, de forma que o pH da água do mar praticamente não varia. 
Os vários sais dissolvidos nos oceanos contribuem para o caráter ligeiramente alcalino de suas 
águas e, por isso, o pH delas encontra-se normalmente entre 8,1 e 8,4. As águas oceânicas são 
consideradas sistemas-tampão, ou seja, tem a propriedade de manter o pH em sua estreita faixa 
de valores. 
 
Esses sistemas naturais permitem a existência de uma grande diversidade de organismos que 
não sobreviveriam em águas que não apresentassem bruscas variações de pH. 
 
Quando um sal se dissolve em água, os íons se dissociam do retículo cristalino. Alguns desses 
íons são simplesmente cercados por moléculas de água, fenômeno chamado de solvatação. 
Entretanto, há íons que, além de serem rodeados por moléculas de água, reagem com elas e esse 
processo é denominado hidrólise. 
 
A hidrólise de sais corresponde a reação entre a água e os cátions e ou ânions liberados na 
dissolução de um sal. 
 
Muitos íons são ácidos ou bases de Brönsted-Lowry e reagem com a água, cedendo ou 
recebendo prótons. Assim, é possível preparar uma solução ácida ou básica por meio da 
dissolução de um sal. 
 
Como exemplo, o carbonato de sódio (Na2CO3) é muito utilizado para produzir soluções 
alcalinas. Em solução aquosa, libera íons de sódio e íons de carbonato, que hidrolisam, 
produzindo íons OH
-
. 
 
 
Dissolução de sal derivado de ácido forte e base forte: solução neutra 
Uma solução aquosa de NaCl contém a mesma quantidade de íons Na
+ 
e íons Cl
-
, em mol, que 
também equivale à quantidade de matéria dissolvida de NaCl nessa solução. A solução 
apresenta um pH de aproximadamente 7, ou seja, é uma solução de caráter neutro. De outro 
modo, podemos dizer que, nem os cátions ou ânions tem qualquer tendência em se combinar 
com os íons provenientes da auto-ionização da água, gerando uma solução neutra. 
 
Hidrólise de sal derivado de ácido forte e base fraca ou hidrólise de um cátion: solução 
ácida 
Levando em conta um experimento em que ocorre a dissolução de cloreto de amônio em água, 
percebemos que os íons NH4
+ 
e OH
- 
associam-se e formam NH3. H2O (base fraca e solúvel), 
mas os íons H
+ 
e Cl
- 
permanecem dissociados pelo fato de o HCl ser um ácido forte. Assim, a 
solução formada apresenta H
+ 
maior do que OH
-
, o que determina o seu caráter ácido. 
 
Hidrólise de sal derivado de base forte e ácido fraco ou hidrólise de um ânion: solução 
básica 
Ao se analisar a dissociação do bicarbonato de sódio em água, percebemos que os íons HCO3 
-
 e 
H
+
 associam-se e formam o ácido fraco H2CO3, que, por ser instável, se decompõe em CO2 e 
H2O. No entanto, os íons Na
+
 e OH
-
 permanecem dissociados em solução aquosa porque o 
NaOH é base forte e solúvel. Por apresentar OH
-
 maior que H
+
, a solução terá caráter básico (pH 
> 7). 
 
 
 
Hidrólise de sal derivado de ácido fraco e base fraca ou hidrólise do cátion e do ânion 
Considerando uma solução formada por bicarbonato de amônio e água, o sal sofre dissociação 
iônica e libera íons NH4
+
e HCO3
-
. Como o NH3 . H2O e H2CO3 estão fracos, por estarem pouco 
ionizados, é possível dizer que ocorre hidrólise tanto no cátion como no ânion. 
Para decidir o caráter da solução, é necessário comparar as constantes de ionização do ácido 
(Ka) e da base (Kb). Como Kb é maior que Ka, conclui-se que a solução será básica, pois a base 
apresenta uma extensão de ionização maior que o ácido, portanto a concentração de íons 
hidroxila é maior que a de íons de hidrogênio. 
 
 
Constantes de hidrólise (Kh) 
A constante de hidrólise corresponde a constante de equilíbrio para as reações de hidrólise que 
podem envolver cátions, ânions ou ambos. 
 
Hidrólise de cátion derivado de base fraca 
A extensão da hidrólise de um cátion depende da força da base formada. Isso porque quanto 
mais fraca a base for, menos ela se dissocia e portanto, é mais favorecida a reação direta quando 
corresponde à reação inversa do equilíbrio de hidrólise. 
 
Hidrólise de ânion derivado de ácido fraco 
Diferentemente da hidrólise de cátion derivado de base fraca, a hidrólise de ânion derivado de 
ácido fraco depende da força do ácido formado, ou seja, quanto menor for a força do ácido 
formado, maior será a extensão da hidrólise do ãnion. 
 
Hidrólise de cátion e ânion 
A extensão da hidrólise do cátion e do ânion depende tanto da força da base quanto do ácido 
formados. é possível verificar, nesse caso, que quanto mais fracos forem o ácido e a base 
formados, maior será a constante de hidrólise. 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
4.1 – Materiais e Reagentes 
 
Os seguintes materiais, disponíveis no laboratório de Química da Faculdade Estácio de Sá, 
foram utilizados neste experimento: 
 
 Pipeta graduada – 10 mL 
 Pipeta graduada – 5 mL 
 Pipeta graduada – 5 mL 
 Estande de metal para tubo de ensaio 
 Tubos de ensaio – 15 mL 
 Repipetador de 3 vias de borracha 
 Papel Tornassol 
 Micropipeta - 1000 µL 
 Ponteira para micropipeta de 1000 µL 
 Espátula metálica 
 Papeis de filtro 
 Vidro de Relógio 
 Becker – 50 mL 
 
Os seguintes reagentes, disponíveis no laboratório de Química da Faculdade Estácio de Sá, 
foram utilizados neste experimento: 
 
 Água de torneira (H2O) 
 Solução de Ácido Clorídrico – 6M (HCl) 
 Solução de Hidróxido de Sódio – 6M (NaOH) 
 Solução de Fenolftaleína 2% (C2H14O4) 
 Carbonato de Sódio Anidro P.A. (Na2CO3) 
 Cloreto de Amônio P.A. (NH4Cl) 
 Cloreto de Sódio Cristalizado P.A. (NaCl) 
 
 
O seguinte equipamento, disponíveis no laboratório de Química da Faculdade Estácio de 
Sá, foram utilizados neste experimento: 
 
 Balança Semi-Analítica – GEHAKA – max.: 3.100g 
Min.: 0,02g 
 
 
 
4.2 – Procedimento: 
 
4.2.1 - Neutralização 
- Colocou-se 3 tubos de ensaio separados e enumerados: 
 Tubo 1 – 5 mL de solução de NaOH 6M; 
Tubo 2 – 5 mL de H2O; 
 Tubo 3 – 5 mL de solução de HCl 6M; 
 
- Foi adicionado a cada tubo um pedaço de papel de Tornassol. O resultado foi observado e 
anotado. 
- Em seguida foi adicionado 3 gotas de solução indicadora. As cores foram observadas e 
comentadas. 
 
 
 
4.2.2 - Hidrólise 
- Colocar 10Ml de água em 3 tubos de ensaio e identifica-los 
- Adicionar a cada um deles: 
 Tubo A – 1g de NaCl 
Tubo B – 1g de NH4Cl 
 Tubo C – 1g de Na2CO3 
 
- Em seguida verificar por meio de um indicador se as soluções são ácidas, básicas ou 
neutras. Comentar as reações, principalmente com teor de temperatura e aspecto físico. 
 
 
 
5. RESULTADO E DISCUSÃO 
 
 
Tubo Reagente 
Leitura pela 
 faixa de pH 
Classificação 
Tubo 1 NaOH 14 Básico 
Tubo 2 H2O 3 Ácido 
Tubo 3 HCl 1 Ácido 
Tabela 1 – indicação do pH através do Papel de Tornassol 
 
Pode-se perceber que, através da leitura de cores com o papel Tornassol, cada um dos 
reagentes apresentou uma coloração especifica, que pode ser comparada com o padão e 
assim atribuído uma faixa de pH para cadatubo de ensaio. 
 
 
Tubo com reagente 
Coloração 
apresentada 
Classificação 
Tubo 1 Rosa Básico 
Tubo 2 Incolor Ácido 
Tubo 3 Incolor Ácido 
Tabela 2 – indicação do pH através do indicador Fenolftaleína 
 
Foi verificado que, a fenolftaleína quando entra em contato com cada solução, se porta 
de uma forma, o primeiro tubo ficou imediatamente rosa, já os outros não apresentaram 
variação de cor, as soluções continuaram incolores. 
 
Tubo Reagente 
Coloração 
apresentada 
Classificação 
Tubo A NaCl 5 Ácido 
Tubo B NH4Cl 5 Ácido 
Tubo C Na2CO3 12 Básico 
Tabela 1 – indicação do pH através do Papel de Tornassol 
 
Pode-se perceber que mesmo em reações de neutralização, não são todas as misturas de 
ácido e base que formam sais neutros, pois quando as soluções salinas foram testadas 
com papel tornassol, cada uma apresentou uma faixa de pH específica. 
 
 
6. CONCLUSÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÁLGUÉM PODE FAZER A CONCLUSÃO? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. QUESTIONÁRIO 
 
* Qual reação apresentada se misturarmos os 3 tubos em uma capsula de 
porcelana? Qual seria a reação? O que aconteceria se avaporássemos o obtido em 
um tripé com o bico de Bunsen? 
 
Se misturássemos os três tubos com água, ácido e base, o ácido reagiria com a base 
formando sal e água, essa reação aconteceria em meio hidrolisado, porém isso não 
afetará o seu resultado. 
Nesse caso, quando misturamos Hidróxido de Sódio e Ácido Cloridrico, obtemos a 
seguinte reação: NaOH + HCl  NaCl + H2O 
Se evaporássemos essa solução, a água evaporaria e ficaríamos somente com o sal, que 
nesse caso é o cloreto de sódio. 
 
* Quais as reações de Hidrólise obtidas? Houve mudança de temperatura e o 
aspecto físico? 
 
Hidrólise do Cloreto de Sódio – como provém de um ácido forte e de uma base forte a 
tendência de pH da hidrolise do NaCl é que seja neutra, conforme podemos observar 
na reação abaixo: 
NaCl + H2O
 ↔ NaOH + HCl 
Estequiometricamente, essa reação é neutra, pois tanto ácido como base são fortes. 
porém como a nossa água era de torneira e não teve pH acertado para 7, ela poderia 
estar um pouco ácida, o que mascarou a hidrólise do sal. 
 
Hidrólise do Cloreto de Amônia – como provém de um ácido forte e uma base fraca, é 
natural que o sal formado tenha caráter ácido quando hidrolisado, como podemos 
comprovar na reação abaixo: 
NH4
 Cl + H2O
 ↔ H+Cl- + NH4
+ OH- 
NH4
++ H2O↔ H3O
+ + NH3 
O íon cloreto (Cl
–
) não se hidrolisa, porque é uma base extremamente fraca (HCl ácido muito forte). 
O íon amônio, sofre hidrólise, pois é um ácido forte, sendo capaz de ceder próton para a água 
(NH3 base fraca). Portanto é formado uma solução ácida devido a presença do H3O
+ . 
 
Hidrólise do Carbonato de Sódio – provém de um ácido fraco e de uma base forte, 
portanto é natural que o sal formado tenha caráter básico quando hidrolisado, como 
podemos observar na reação: 
Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH 
HCO3
- + H2O ↔ CO2 + OH
- 
Somente o íon HCO3
- se hidrolisa pois ele provém de um ácido fraco, formando uma solução 
básica em presença de água. 
 
 
8. FONTES BIBLIOGRÁFICAS 
 
 http://www.infoescola.com/quimica/reacao-de-acido-base/, acessado em 
01/09/2013; 
 
 http://www.brasilescola.com/quimica/reacoes-neutralizacao.htm, acessado em 
01/09/2013; 
 
 http://focoemquimica.blogspot.com.br/2012/09/hidrolise-de-sais.html, acessado 
em 01/09/2013; 
 
 
 http://fisbio.biof.ufrj.br/bmw116/Biof_Apost_4.pdf, acessado em 01/09/2013; 
 
 
 http://www.brasilescola.com/quimica/indicadores-ph.htm, acessado em 
01/09/2013;