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Curso: Licenciatura em Química Disciplina: Química Geral I Docente: Jusciele Araújo ÁCIDOS E BASES Ednalva Sampaio Irinaldino Barbosa Joanna Thaís Washington dos Santos Petrolina – PE 2016 Sumário Introdução...................................................................................... 1 Objetivo..........................................................................................2 Materiais e Substâncias..................................................................3 Procedimento.................................................................................4 Resultados e Discussões...............................................................5 Conclusão......................................................................................6 Anexos..........................................................................................7 Referências Bibliográficas..............................................................8 Introdução Segundo Arrhenius os ácidos são substâncias que ,quando dissolvidas em água aumentam a concentração de íons H+. De forma semelhante, as bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons OH-. Esse conceito, embora útil, tem limitações porquê é restrito á soluções aquosas. Bronsted e Lowry propuseram definir ácidos e bases em termos de suas habilidades de tranferir prótons, de acordo com eles, um ácido é uma substância (molécula ou íon) que pode doar um próton para outra substância e bases são substâncias que podem receber um próton. (BROWN;2005) Lewis propôs a definição do comportamento ácido-base em termos de doação e aceitação do par de elétrons. A definição de Lewis é, talvez, a mais amplamente usada devido à sua simplicidade e larga aplicabilidade, especialmente no campo das reações orgânicas. Lewis definiu uma base como um doador de par de elétrons e ácido como um aceitador de par de elétrons. Além de todas as reações já discutidas, a definição de Lewis inclui reações nas quais não há formação de íons e nem íons hidrogênio. (AYALA;2010) Para indicar o grau de acidez ou basicidade de uma solução usa-se a escala de pH, que pode ser feita por indicadores de ácido – base ou o pHmetro (aparelho de medição de pH). Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas; isto significa que mudam de cor em função do pH. (ROSSI;2001) 2. Objetivo: Observar a reação dos indicadores ádidos e bases, relacionando com a coloração adquirida; Diferenciar as soluções ácidas-básicas; Medir o pH das soluções no phmetro; Identificar os indicadores de acidez e basicidade de acordo com a tonalidade adquirida; Observar as colorações e os valores do pH das soluções ácidas e básicas. 3. Matériais e Substâncias 3.1 Materiais - Suporte para tubo de ensaio - 14 tubos de ensaio - pHmetro - Pipeta graduada - Pera - Pincel - Pipeta de pasteur 3.2 Substâncias - HCl (0,1 molar) - NaOH - Fenolftaleína - Alaranjado de metila - Azul de Bromotimol - Tornassol azul (substituido pelo amarelo) - Tornassol vermelho - Papel Universal 4. Procedimento Usando o pincel, os tubos de ensaio foram enumerados de 1 a 7, os mesmo foram colocados dentro da estante e organizados um ao lado do outro, seguindo a numeração que foi feita em pares ( dois tubos com o número um e repetindo com os demais números utilizando assim os 14 tubos de ensaio). Com o auxílio de uma pipeta graduada colocou-se 5mL de HCl em sete tubos e NaOH nos outros sete. Nos tubos de número 1 foi adicionado 4 gotas de fenolftaleína. Nos tubos de número 2 foi adicionado 4 gotas de alaranjado de metila. Nos tubos de número 3 foi adicionado 4 gotas de azul de bromotimol. Nos tubos de número 4 foi colocado um pedacinho de papel tornassol amarelo (o tornassol azul estava em falta). Nos tubos de número 5 foi adicionado um pedacinho de tornassol vermelho. Nos tubos de número 6 foi adicionado um pedacinho de papel universal, logo após os papeis foram retirados e analisados em uma escala númerica, conhecida como escala de pH. Os tubos de número 7 foram colocados no pHmetro para medir o pH das substâncias ácida e básica. 5. Resultados e Discussões Com os experimentos foi possível relacionar o pH de ácido(HCl) e base(NaOH), com as mudanças de cor dos indicadores ácido - base que ocorreu da seguinte maneira: Nos tubos de nº1: Notou-se que fenolftaleína em meio ácido não reagiu, permanecendo incolor e em meio básico adquiriu uma cor rosa, levando a conclusão de que a fenolftaleína é um indicador de meio básico. Quando o meio está ácido (pH menor que 7), a molécula de indicador é “forçada” a manter seus hidrogênios devido o efeito do íon comum, quando o meio está básico (pH maior que 7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelo grupo OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânios do incicador que irão colorir o meio. (FERNANDES) Nos tubos de nº2: Observou-se que o alaranjado de metila em meio ácido apresentou uma coloração vermelha, já em meio básico não reagiu permanecendo com sua coloração original, indicando assim que é um indicador de meio ácido. Nos tubos de nº3 Notou-se que o azul de bromotimol em meio ácido adquiriu uma cor amarela, e em meio básico a cor azul. “O azul de bromotimol é um ácido fraco; a característica essencial, como a de todos os outros indicadores ácido-base, é que as duas espécies ácido e base tem cores diferentes.” (SOARES; 2013) Nos tubos de nº 4: Notou-se que o tornassol amarelo em meio ácido adiquiriu coloração vermelha e em meio básico ficou da cor azul. Nos tubos de nº 5: Observou-se que o tornassol vermelho em meio ácido permanece a mesma tonalidadee em meio básico houve uma reação adiquirindo uma coloração azulada. Nos tubos de nº 6: Foi observado que o papel universal em meio ácido obteve pH 3 e em meio básico obteve pH 12. Foi observado a partir da escala númerica. (figura 1) Nos tubos de nº 7: Os tubos foram colocado no pHmetro (figura 2). Verificou-se que o HCl mediu 0,83 e o NaOH mediu 12,8. Ambos em concentração de 0,1 mol / litro. 6. Conclusão Mediante os conceitos estudados de soluções ácidas e básicas e os experimentos realizados em laborátorio conclui-se que existe diversos indicadores de ácidos e bases, entre os indicadores estão substâncias como azul de bromotimol, fenolftaleína, entre outros, utilizados na aula experimental mencionada. Os indicadores ácido – base determinam o pH (potencial de hidrogênio de uma determinada substância, e esse pH determinará se a mesma é ácida ou básica. O objetivo da prática foi concluido com êxito 8. Anexos (figura 1) (figura 2) 8. Referências Bibliográficas BROWN, T, L; et al. Química: A ciência central. 9ª ed. São Paulo: Pearson 2005. AYALA, José Danilo. Definições ácidos e bases- Química Inorgânica. Minas Gerais: UFMG, 2010. ROSSI, Adriana Vitorino; TERCI, Daniela B.L. Indicadores naturais de pH: Usar papel ou solução?. São Paulo: UNICAMP, 2001. FERNANDES, Carlos. pH- Estudo de determinação do pH. Disponível em: http://www.profcupido.hpg.ig.com.br/ph_e_poh.htm . Acesso em : 28/08/2016 SOARES, Marcos César Prado. Titulação ácido – base e formação de solução tampão. São Paulo: UNICAMP, 2013.
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