relatório 6 Ácidos e Bases

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
Bacharelado em Farmácia
 Química Geral e Inorgânica
Prática Nº 6
Ácidos e Bases
Aluno: Darlan Brasileiro de Araújo
Matrícula: 375496
Professora: Maria Elenir Nobre Pinho Ribeiro
Data de realização: 13 de Maio de 2015.
Data de entrega: 27 de maio de 2015
Sumário
Fundamentação Teórica	3
Objetivos	8
Parte Experimental	8
Materiais Utilizados	8
Reagentes Utilizados	8
Metodologia	9
Resultados e Discussão	11
Considerações Finais	15
Referências	16
Fundamentação Teórica
Há um número muito grande de substâncias conhecidas. Para o estudo da química, se faz importante a reunião das substâncias em grupos com propriedades semelhantes.
Dá-se a expressão Função Química para a reunião de substâncias caracterizadas por terem certo número de propriedades comuns.
As principais funções aqui abordadas são Ácidos e Bases.
A distinção original entre ácidos e bases era feita sob parâmetros de gosto e tato: os ácidos eram azedos e as bases quebravam sabão. Uma concepção mais aprofundada das suas propriedades surgiu com Arrhenius(1884) de que um ácido é um composto que produz íons hidrogênio em água.
Entretanto, em certos casos, a teoria de Arhenius não se aplicava bem onde a solução não era aquosa e até mesmo nestas condições onde certas substancias com caráter ácido ou básico não forneciam íons H+ ou OH-, respectivamente. Como por exemplo, a amônia (NH3) não contém íons hidroxila, porém em solução aquosa ela pode produzir estes íons reagindo com a água:
Alguns anos mais tarde, em 1923, Bronsted e Lowry propuseram a ideia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+). Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius.
Dessa forma:
Um ácido de Bronsted é um doador de prótons 
Uma base de Bronsted é um receptor de prótons. 
Tais definições se aplicam na transferência do próton em qualquer solvente, não se referindo ao ambiente no qual a transferência se processa. Quando ocorre a doação de um próton em meio aquoso, H+ é imediatamente capturado e convertido no íon hidrônio (H3O+).
A transferência de prótons entre ácidos e bases ocorre em ambas as direções (daí resulta o equilíbrio ácido-base). A tendência de um solvente em aceitar ou doar prótons determina a força do soluto ácido ou básico dissolvido nele. Por exemplo, os ácidos perclórico e clorídrico são ácidos fortes em água, pois se dissociam completamente. Enquanto que, apenas 1% do acido acético (CH3COOH) sofre dissociação. 
De maneira que, a força de um acido é expressa com ao constante de acidez (ou constante de ionização ácida) relacionada com o equilíbrio para a sua dissociação :
HA H+ + A-
A basicidade de uma base também pode ser expressa com a constante de equilíbrio para a transferência de um próton: 
B + H+ BH+ 
Um aspecto importante do conceito de Bronsted-Lowry é a ideia de que o produto formado quando um ácido fornece um próton é um potencial receptor de próton e é chamado de base conjugada do ácido original, ou vice-versa. 
Assim, a medida da constante para uma reação ácido-base, K, é o produto da constante de acidez de um ácido HA e a constante de basicidade da base B:
Muitas substancias possuem caráter anfótero (comportar-se quer como levemente ácida ou levemente alcalina). A água é um exemplo, assim hidrônios e hidróxidos existem mesmo em água pura, quimicamente pura, isenta de impureza. A concentração efetiva de íons hidrônio é a base para a determinação de pH. 
O pH de uma solução é usualmente referido como "a medida da concentração hidrogeniônica da solução". 
De fato, quanto maior for a sua concentração, em desfavor da concentração de íons hidroxila, mais ácida é a solução (menor é o pH: pH <7); inversamente, quanto menor for a concentração dos íons hidrônio, em favor da concentração de íons hidroxila, mais alcalina (básica) é a solução (maior é o pH: pH > 7).
Podemos definir o caráter da solução em termos quantitativos, a 25°C, do seguinte modo:
Solução básica:[H+] < 1,0x10-7 M
Solução neutra : [H+]= 1,0 x 10-7M 
Solução acida: [H+]>1,0 x 10-7 M
Para evitar o número de expoentes negativos foi proposto um método alternativo para indicar a concentração de íons hidrônio. O pH é definido como o logaritmo negativo de [H+] :
pH= -log[H+]
Observe que [H+] e pH estão relacionadas inversamente, ou seja, quanto maior for a concentração de H+ menor o pH e vice-versa.
Solução básica: [H+] < 1,0 x 10-7M 
Solução neutra: [H+] = 1,0 x 10-7M
Solução acida: [H+] >1,0 x 10-7M
O pH pode ser determinado usando um medidor de pH (também conhecido como pHmetro) que consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é conhecido como eletrodo de vidro, que na verdade, é um eletrodo do tipo "íon seletivo". Outra forma de determinar o pH, indiretamente, é pelo uso em laboratório de um indicador chamado papel de tornassol (papel de filtro impregnado com tornassol). Este indicador apresenta uma ampla faixa de viragem, servindo para indicar se uma solução é nitidamente ácida (quando ele fica vermelho) ou nitidamente básica (quando ele fica azul).
Pode-se determinar também o caráter da solução através da adição de um indicador de pH na solução em análise. 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
	Alaranjado de metila
	3,2 - 4,4
	Vermelho/laranja
	Verde de bromocresol
	3,8 – 5,4
	Amarelo/azul
	Vermelho de metila	
	4,8 – 6,0
	Vermelho/amarelo
	Azul de bromotimol
	6,0 – 7,6
	Amarelo/azul
	Vermelho de cresol
	7,0 – 8,8
	Amarelo/vermelho
	Fenolftaleina	
	8,2 – 10,0
	Incolor/vermelho
	Amarelo de alizarina
	10,1 – 12, 0
	Amarelo/vermelho
		
O tipo mais importante de solução mista é denominada tampão. Soluções tampão são resistentes a variação de pH. Ou seja, uma solução em que o pH tende a permanecer o mesmo, ou pelo menos não se altera perceptivelmente após a adição de bases ou de ácidos fortes. 
Geralmente as soluções tampão são preparadas a partir de um par ácido-base conjugado. Os químicos empregam as soluções tampão para manter o pH de soluções sob níveis predeterminados relativamente constantes.
Um exemplo de tampão ácido é uma solução de ácido acético e acetato de sódio, que, da mesma maneira que o exemplo já citado anteriormente, estabelece um equilíbrio químico da seguinte maneira: 
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Quando se adiciona um ácido, os prótons se ligam aos íons CH3COO-, formando moléculas de CH3COOH; quando uma base é adicionada à solução, os íons OH- retiram o próton do ácido, formando íons CH3COO-. Desta forma, a solução sempre permanece em uma faixa de pH quase que constante, podendo variar em quantidades muito pequenas.
Já um tampão básico é uma solução aquosa de uma base fraca com o seu ácido conjugado na forma de sal. Ele estabiliza soluções no lado básico da neutralidade, ou seja, soluções com pH>7. Um exemplo de tampão básico é uma solução de amônia e de cloreto de amônio:
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
Titulação é o procedimento usado para medir a concentração da solução em questão. As titulações de neutralização são largamente empregadas para determinar as quantidades de ácidos e bases. Além disso, podem ser utilizadas para monitorar o progresso das reações que produzem ou consomem íons hidrogênio.
Objetivos
Identificar experimentalmente ácidos e bases;
Observar as propriedades do indicadores;
Preparar uma solução tampão e verificar suas propriedades;
Determinar a concentração de um ácido através de titulação ácido-base.
Parte Experimental
Materiais Utilizados
Tubos de ensaio
Pipetas VolumétricasBureta
Erlenmeyers
Béqueres
Bastões de vidro
Provetas
Papeis indicadores
Reagentes Utilizados
Amaciante
Soro Fisiológico
Limpador Instantâneo
Xampu
Detergente
HCl 0,1 mol/L
NaOH 0,1 mol/L
NaOH 0,2 mol/L
Vinagre Comercial
Alaranjado de Metila (indicador)
Azul de bromotimol (indicador)
Fenolftaleína (indicador)
Água destilada
Metodologia
Parte 1 – MEDIDA DE pH DE SOLUÇÕES COMERCIAIS
Utilizando algumas unidades do papel indicador foi-se verificado o pH de cinco soluções comerciais disponíveis no laboratório: amaciante, soro fisiológico, limpador instantâneo, detergente e xampu. As observações foram anotadas.
Parte 2 – USO DE INDICADORES
Na bancado do laboratório havia disponível as seguintes soluções: HCl 0,1 mol/L, NaOH 0,2 mol/L e vinagre comercial. Foi escolhida uma dessas substâncias e com o auxílio do papel indicador verificou-se o pH da mesma. Em seguida a mesma solução foi colocada em três tubos de ensaio, e a cada um foram adicionadas duas gotas de alaranjado de metila, azul de bromotimol e fenolftaleína, respectivamente. As colorações foram anotadas.
Parte 3 – DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGRE
Uma bureta foi preparada com solução de NaOH 0,2 mol/L. Em seguida, em uma pipeta, foi medido 5,0 mL de vinagre que foi transferido para um erlenmeyer. Um pouco de água destilada foi adicionada para que se diluísse e depois foi acrescentado 2 gotas de fenolftaleína e agitou-se.
O hidróxido de sódio presente na bureta foi adicionado lentamente à mistura do erlenmeyer (titulando) até que está adquirisse uma coloração característica do indicador, tomando cuidado para que essa cor não ficasse tão forte.
O volume de NaOH 0,2 mol/L gasto foi anotado.
Parte 4 – PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO
Com ajuda da proveta foram medidos 10 mL de uma solução de vinagre que foi diluída com água destilada para um volume de 50 mL , transferida para um erlenmeyer e agitado para que se homogeneizasse.
A solução foi dividida ao meio e colocado em dois erlenmeyers. A uma delas foi acrescentado 3 gotas de fenolftaleína e titulado com NaOH 0,2 mol/L já na bureta.
Em seguida, após a reação do indicador acontecer, foi misturado esta solução com a segunda metade da solução de vinagre com água destilada e agitou-se. Com um papel indicador foi medido o pH dessa solução final. Os valores foram anotados.
Parte 5 – VERIFICAÇÃO DAS PROPRIEDADES DE UM TAMPÃO
Utilizando a solução final feita na Parte 4 deste experimento, foram-se preenchidos dois tubos de ensaio com 10 mL em cada e adicionado 1,0 mL de HCl 0,1 mol/L e 1,0 mL de NaOH 0,1 mol/L, respectivamente. Com papeis indicadores registrou-se o pH de cada mistura.
Depois verificou-se o pH da água destilada com papel indicador.
Em seguida dois tubos de ensaio foram preenchidos com 10 mL de água destilada e em cada foi-se adicionado 1,0 mL de HCl 0,1 mol/L e 1,0 mL de NaOH 0,1 mol/L, respectivamente. Com papeis indicadores registrou-se o pH de cada mistura.
As verificações foram anotadas.
Resultados e Discussão.
Parte 1 – MEDIDA DE pH DE SOLUÇÕES COMERCIAIS
Faz-se de extrema importância à saúde do organismo em geral, 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.
	Foi observado que o limpador instantâneo é um produto básico, uma vez que respondeu com valor 10 ao exame de pH. E também que, xampu e soro fisiológico são bases fracas, quase neutras, pois responderam com os valores 5 e 6, respectivamente. Enquanto que, amaciante e detergente apresentaram caráter ácido, uma vez que apresentaram resposta 3 e 4, respectivamente, ao exame de pH.
 Conforme a tabela: 
	
	Amaciante
	Detergente
	Xampu
	Soro Fisiológico
	Limpador Instantâneo
	pH
	3
	4
	5
	6
	10
Parte 2 – USO DE INDICADORES
	A substância escolhida foi o ácido clorídrico (HCl 0,1 mol/L) e o teste do papel indicador constatou que se trata, realmente, de uma substância ácida por ter apresentado valor 1.
	Em seguida, as colorações observadas para a reação do HCl com os indicadores foi a seguinte:
	
	Alaranjado de Metila
	Azul de Bromotimol
	Fenolftaleína
	HCl 0,1 mol/L
	Vermelho
	Amarelo
	Turvo esbranquiçado
	
Com base na tabela das faixas de viragem dos indicadores tem-se:
	
	Faixa de Viragem
	HCl 0,1 mol/L
	Provável pH
	Alaranjado de Metila
	3,2 – 4,4 (vermelho/laranja)
	Vermelho
	Ácido
	Azul de Bromotimol
	6,0 – 7,6 (amarelo/azul)
	Amarelo
	Ácido
	Fenolftaleína
	8,2 – 10,0 (incolor/vermelho)
	Turvo esbranquiçado
	Ácido
	Dessa forma conclui-se por mais de um método a natureza da substância analisada, no caso o HCl sendo um ácido.
Parte 3 – DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGRE
	O volume de NaOH gasto foi de 12 mL, dessa maneira pode-se calcular a quantidade inicial de ácido acético (CH3COOH) que o vinagre continha.
Concentração1 x Volume 1 = Concentração 2 x Volume 2
0,2 M x 12,0 mL = Concentração 2 x 5 mL
Concentração 2 = 0,48 M de Ácido Acético
	Por fim conclui-se que a finalidade de um indicador numa titulação ácido-base, diz respeito a sinalização feita pelo mesmo quando o meio em que estiver mudar seu pH passando por uma reação de neutralização, ou seja, cada mol de um reagente reagiu com um mol do outro até que um deles fosse consumido. 
Nesse caso o indicador apropriado para a reação com o ácido acético seria um indicador básico (a fenolftaleína, por exemplo), pois dessa maneira, com o acréscimo da solução básica de NaOH, foi observado quando houve o consumo completo de ácido acético.
Parte 4 – PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO
	À primeira parte desta etapa foi adicionado 12 mL de NaOH 0,2 mol/L no primeiro erlenmeyer a ser titulado. Em seguida, depois de adicionado a segunda parte da solução (não titulada) à primeira e medido seu pH com o papel indicador teve-se o valor 4, indicando solução ácida.
	A equação da reação que ocorreu no primeiro erlenmeyer demonstra que o ácido acético é um ácido fraco, pois o mesmo apesar de te 4 hidrogênios apenas faz a dissociação de 1.
	CH3COOH(l) + H2O(l) CH3COO-(aq) + H+(aq)
	A equação a seguir demonstra o que aconteceu na preparação da solução tampão:
	CH3COOH(aq) + NaOH(aq) CH3COONa(aq) + H2O(l)
	A formação do sal acetato de sódio (CH3COONa) demonstra que a reação entre o ácido e a base deram origem a uma solução tampão, onde o íon acetato (CH3COO-) funcionará como um “ralo” para quando houver adição de uma outra substância, sendo ela ácida ou básica, os íons ácidos (H3O+) ou básicos (OH-) se juntarem com o íon acetato formando mais ácido acético e água, o que consequentemente não causará mudanças notáveis no pH geral da solução.
Parte 5 – VERIFICAÇÃO DAS PROPRIEDADES DE UM TAMPÃO
	Com a solução tampão preparada na etapa anterior, foram realizados testes que comprovassem sua eficácia.
	1 – Foi adicionado 1 mL de HCl 0,1 mol/L a 10 mL da solução tampão e verificado seu pH. O valor 4 mostrado pelo papel indicador comprova que mesmo após a inserção de uma quantidade de ácido a solução, não houve nenhuma alteração em sua natureza (pois o pH da mesma já era de 4), constatando-se assim a eficácia do tampão para ácidos.
	2 - Foi adicionado 1 mL de NaOH 0,1 mol/L a 10 mL da solução tampão e verificado seu pH. O valor 5 mostrado pelo papel indicador comprova que mesmo após a inserção de uma quantidade de base a solução, houve apenas uma pequena elevação em sua natureza, constatando-se assim a eficácia do tampão também para bases.
	Em seguida para fins demonstrativos, foi-se medido o pH da água destilada, que respondeu com valor 7, comprovando a neutralidade da mesma. Depois foram realizados os items 1 e 2 desta etapa utilizando dessa vez 10 mL de água destilada ao invés da solução tampão.
Cada mistura foi verificada com papeis indicadores o que resultou no valores: 3 para água com HCL e 11 para água com NaOH. Isso demonstrou que a água não tem propriedadestamponantes, pois permite grande alteração na natureza da solução se adicionada de ácidos ou bases.
Considerações Finais
Conclui-se que, soluções ácidas liberam íons H+ e que bases dissociam-se em água liberando OH-. O pH é o parâmetro que mede a acidez ou basicidade da solução. Esse valor varia da 0 a 14. Quanto mais próximo de 0, mais acida é a solução. Quanto mais próximo 14, mais básica é a solução. Valores iguais a 7 determinam uma solução neutra. Isso pôde ser comprovar que os produtos vendidos a população têm características ácidas ou básicas determinadas para cumpram o que propõem sem apresentar risco a saúde dos usuários.
E também que os indicadores de pH são substâncias de extrema importância par a constatação imediata da natureza de certas amostras. No caso o HCl mostrou suas características ácidas ao reagir com os indicadores, que as revelaram por meio de alterações em suas colorações.
Em seguida, demonstrou-se por meio da titulação e sua equação, a concentração de ácido acético presente em 5 mL de vinagre, que após a adição de 12 Ml de NaOH revelou-se 0,48 M.
Depois, na preparação e comprovação da eficácia de uma solução tampão, viu-se que esta solução pode ser utilizada em meios que se necessita trabalhar com equilíbrios de pH sem que haja interferência nos mesmos, o que acarretaria a falha em experimentos, logo a solução tamponante faz com que esses meios se tornem resistentes a acidental ou não inclusão de outras substâncias de pHs muito diferentes. No caso, mesmo após introdução de soluções ácidos e básicas no tampão, não aconteceu grande diferença em seu pH, ao contrário da água mostrou ser bem mais vulnerável a essas interferências.
Referências
Manual de Laboratório, Química Geral e Inorgânica, Fortaleza: UFC, 2015.
ATKINS, P; JONES. L. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 5ª edição. Bookman, 2012.
Rocha V. Fogaça, Jennifer. Titulação Ácido-Base. <http://www.mundoeducacao.com/quimica/titulacao-acido-base.htm>.