Relatório Acidos e Bases

Prévia do material em texto

Universidade Federal do Pará
Campus Universitário de Tucuruí
Faculdade de Engenharia Mecânica
Química Geral Experimental:
Ácidos e Bases
 
Alunos:
Iury
 
Klay
 Peres 
Barile
, 13133004318
Jerison
 Dias Pires , 13133004218
Luiggy Souza Tavares, 13133002318
Victor Henrique Oliveira Viana, 13133002518
Vitor César de Jesus, 13133000918
Tucuruí – Pará
2013
Constante de equilíbrio para indicadores
Indicadores ácido-base são substâncias químicas, geralmente ácidas ou bases fracas, que mudam de cor, dependendo de o meio estar ácido ou básico. Esta mudança de cor é decorrência do deslocamento do equilíbrio químico. Tomemos, por exemplo, o indicador ácido-base genérico HIn:
Se adicionarmos ao equilíbrio um ácido qualquer, haverá um aumento na concentração de íons H+, o que provoca um deslocamento para a esquerda, fazendo com que a solução se torne amarela. No entanto, se adicionarmos uma base, há uma diminuição dos íons H+ (que são captados pelo OH– da base formando água) e, portanto, o equilíbrio se desloca para a direita, tornando a solução vermelha.
Equilíbrio Iônico da Água (Kw)
A água é um eletrólito extremamente fraco, que se ioniza segundo a equação:
H2O + H2O  H3O+ + OH–
Ou simplesmente:
H2O  H+ + OH–
Como toda ionização, a da água também atinge um equilíbrio, chamado equilíbrio iônico da água. Um litro de água a 25 ºC tem massa igual a 1.000 g. Portanto, em 1 litro, temos aproximadamente 55,5 mols de água:
Destes 55,5 mols, constata-se experimentalmente que apenas 10–7 mols sofrem ionização.
A constante de ionização da água pode ser determinada pela equação:
No entanto, a 25 ºC, a quantidade de água que fica sem se ionizar assume o valor de (55,5 – 10–7) mols/L, que é praticamente o valor inicial de 55,5 mols/L. Podemos então concluir que a concentração de água ([H2O]) é praticamente constante e, portanto,
O produto iônico da água, Kw, tem valor igual a 10–14 a 25 ºC. Kw é uma constante de equilíbrio e como tal não é afetada pela variação na concentração de H+ ou OH–, mas varia com a temperatura.
– Para soluções ácidas: [H+] > [OH-]
– Para soluções básicas: [H+] < [OH-]
– Para soluções neutras (ou água pura): [H+] = [OH-]
A 25 °C podemos afirmar que:
Soluções ácidas
[H+] > 10-7 mol/L
[OH-] < 10-7 mol/L
Soluções Básicas ou alcalinas
[H+] < 10-7 mol/L
[OH-] > 10-7 mol/L
Soluções neutras
[H+] = [OH-]
13. pH e pOH
Para não se trabalhar com potências negativas, como, por exemplo,  Peter L. Sörensen propôs uma nova escala para as medidas de acidez e basicidade das soluções, utilizando logaritmo segundo as definições:
A letra p, minúscula, significa potencial; portanto:
– pH é o potencial hidrogeniônico da solução;
– pOH é o potencial hidroxiliônico da solução.
13.1. Para soluções ácidas
Principio ativo do repolho roxo
O suco de repolho roxo contém uma substância (antocianina) que atua como um indicador de pH, tipo a fenolftaleína ou o papel de tornassol dos laboratórios. Em meio ácido, a antocianina do repolho roxo se torna vermelha; em meio básico, ela se torna azul/verde e em meio muito básico ela fica amarelada.
A mudança de cor se deve à reação da antocianina com o ácido ou com a base formando íons de cores diferentes da molécula neutra roxa (um íon positivo avermelhado e um íon negativo esverdeado). A molécula de antocianina é um exemplo de substância anfótera (que reage tanto com ácidos quanto com bases).
Ao se adicionar, por exemplo, soda cáustica à solução de repolho roxo, ela se torna verde-azulada e, se for em excesso, fica amarelada. Isso se deve ao aumento do pH da solução, tornando-a básica. Em meio básico a antocianina perde alguns íons H, formando um íon negativo cuja cor (verde-azul) é diferente da cor da molécula original (roxa). A solução roxa torna-se esverdeada. Em meio muito básico mesmo, a molécula da antocianina é destruída e forma um composto amarelado.
Ao ser adicionado vinagre (de preferência do branco pra não interferir na cor do indicador) ou outro ácido à solução de repolho roxo, ela se torna vermelho-alaranjada. Isso ocorre devido à diminuição do pH da solução, fazendo com que a antocianina seja protonada (receba um íon H) em meio ácido, formando um íon positivo (íon flavílio) de cor avermelhada.
Ao ser adicionado vinagre numa mistura de repolho roxo e soda, a solução muda de cor gradativamente: de verde-azul passa lentamente a roxo (neutralização do pH básico), e, se for adicionado excesso de ácido, a solução fica ácida e, portanto, se torna vermelha.
A equação química que representa essa mudança é:
- meio ácido:
HA + H(+) --> H2A(+) (íon flavílio vermelho-alaranjado)
- meio básico:
HA + OH(-) --> H2O + A(-) (íon antocianato verde-azulado)
NOTA: HA = molécula da antocianina neutra.
Existem vários tipos de antocianinas na natureza. Elas pertencem a um grupo de substâncias conhecido como flavonóides. Os flavonóides possuem propriedades antioxidantes (a vitamina PP é um flavonóide) e muitos deles são coloridos, de cores que variam do roxo ao azul (antocianidinas e antocianinas) e do amarelo ao vermelho (antoxantinas). Entre os exemplos citados acima, todos (exceto o cravo-de-defunto) são arroxeados e possuem antocianidinas que atuam como indicadores de pH, ficando roxas em meio neutro, avermelhadas em meio ácido e verde/azul em meio básico. No caso do cravo-de-defunto, a substância indicadora é uma antoxantina que fica amarela em meio ácido, laranja em meio neutro e vermelha em meio básico.
Teoria dos indicadores
Inúmeros processos químicos, dependem diretamente do controle da concentração de íons H+ (pH) no meio reativo, este controle pode ser feito por potenciômetros.
Para processos onde esta medida não seja adequada (uma reação com reagentes tóxicos, por exemplo) substâncias químicas que forneçam indicação visual são de extrema utilidade, substâncias estas chamadas indicadores.
A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não dissociadas difere da cor dos respectivos íons. 
Cálculo do pH do indicador
	
Pela teoria de Ostwald o indicador na forma ácida não dissociada (HIn) ou básica (InOH) teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons no equilíbrio.        
 HIn H+ + In-    (Indicador ácido) 
 InOH OH- + In-  (Indicador básico) 
 
Constante de ionização do indicador:  Kin 
 
para o indicador ácido
Kin= aH+ x aIn- 
           aHIn 
a=conc x y 
onde a=atividade e y= coeficiente de atividade
Kin = [H+].[In-] . yH+.yIn- 
          [HIn]             yHIn 
para o indicador básico
Kin = [OH-].[In+] . yOH- . yIn+ 
          [InOH] . yInOH 
  
O comportamento destas moléculas pode ser resumido como:
Indicadores Ácidos: 
Possuem hidrogênio (s) ionizável (eis) na estrutura, quando o meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).
Indicadores Básicos:
Possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido (pH<7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da coloração da molécula). No entanto, a teoria iônica dos indicadores não oferece explicações sobre o mecanismo pelo qual as cores são produzidas ou deixam de existir.
Aqui a teoria cromófora oferece uma explicação única para a formação das cores: "A  coloração das substânciasdeve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas nas moléculas".  
 
Indicadores ácido - base
Deve ser observado que outro importante fator será a adição de solventes não aquosos visando a melhor visualização da viragem (a mudança de coloração da solução em análise) do indicador. Solventes como metanol, etanol e acetona produzem interessantes efeitos, por exemplo: 
  
Etanol: diminui a constante de ionização de ácidos e bases fracos, tendo como consequência o aumento da sensibilidade de indicadores  ácidos ao íon hidrogênio. Observar que este efeito é genérico para solventes orgânicos, tendo suas zonas de transição deslocadas para valores mais altos de pH (menores concentrações de íons H+). 
 
Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior concentração de íons H+). 
 
Experimento 1
Título: Determinação do teor de ácido acético no vinagre no experimento 1.
.
Objetivo:
Determinar o teor de ácido acético no vinagre comercial e analisar se o mesmo está ácido ou básico.
Introdução:
Com este experimento procura-se ilustrar uma das formas existentes de determinação quantitativa de um componente de uma mistura, através de sua reação com uma solução de concentração conhecida. Este é o princípio geral da técnica conhecida como titulação. A amostra, cuja concentração desconhecida é chamada titulado, e a solução de concentração conhecida é denominada titulante. Para simplificação consideraremos o vinagre como uma solução aquosa de ácido acético, desconsiderando os demais componentes presentes na mistura. utilizando uma solução de hidróxido de sódio de concentração conhecida como uma solução titulante, para titular a amostra de vinagre. As duas soluções a serem usadas, a amostra e o titulante, são incolores e o produto da reação entre as duas (o próton do ácido e o hidróxido da base) é a água que é incolor também. Assim, para acompanhar visualmente a reação, será necessário o uso de um indicador ácido-base. Há inúmeros indicadores ácido-base, em geral compostos orgânicos de caráter fracamente ácido que mudam de cor numa faixa estreita de pH. A escolha deve considerar a faixa de viragem do indicador, sendo adequada aquela cuja viragem é próxima ao ponto de equivalência da titulação.
Material utilizado no experimento 1:
Aparelhagem 
Pisseta
Pipeta volumétrica,
Erlenmeyer, 
Bureta,
Vinagre comercial, 
Fenolftaleína, 
Solução padronizada de NaOH 1N.
Reagentes 
Solução alcoólica de fenolftaleína
Água destilada
Vinagre comercial
Solução padronizada de NaOH 1N
 Procedimento Experimental:
Lavar cuidadosamente com água destilada a vidraria a ser utilizada na determinação;
Pipetar e transferir para um erlenmeyer de 250 mL, 15 mL de vinagre comercial;
Adicionar a este volume 2 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína (indicador);
Titular esta amostra com o auxílio de uma bureta contendo solução padronizada de NaOH 1N até o aparecimento de uma coloração rósea persistente.
Aquecer levemente o erlenmeyer contendo a solução observe se há mudança de coloração e complete a titulação; 
Repetir o experimento duas vezes (duplicata).
Reação química ocorrida:
CH3COOH + H20 H30 + CH300
CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O
Resultados:
Determinou-se o teor de ácido acético no vinagre comercial através dos cálculos matemáticos:
Dados
Volume de CH3C00H = 15 ml
Volume utilizado de NaOH = 12,45 ml
Fator de correção de NaOH = 0.9981
Equivalente grama do NaOH = 39,97 g
Cálculo do fator de correção no NaOH:
	Eqg = Mmolar / x
	
	Eqg = 39,97 / 1
	Nºeq = M(g) / Eqg
	
	Nºeq = 4,1367 / 39,97
	
	Nºeq = 0,1034
	M = Nº eqg * eqg 
	
	M = 0,1335*39,97
	
	M = 4,132 g 
	
	4,132g______94%
	X__________100%
	
	X = 100 * 4,132 / 94
	
	X = 4,259g
	Nb = m (g) / eqg * vb (l)
	
	Nb = 0,4016 / 204,22 * 0,002
	
	Nb = 0,9832 N
 
	Fc = Nreal / Nteórica
	
	Fc = 0,9832 / 1 M
	
	Fc = 0,9832
	média do fator de correção
	Fcm = 0,9832 + 1,013 / 2
	Fcm NaOH = 0.9981
Replica:
	Eqg = Mmolar / x
	
	Eqg = 39,97 / 1
	Nºeq = M(g) / Eqg
	
	Nºeq = 4,1367 / 39,97
	
	Nºeq = 0,1034
	M = Nº eqg * eqg 
	
	M = 0,1335*39,97
	
	M = 4,132 g 
	
	4,132g______94%
	X__________100%
	
	X = 100 * 4,132 / 94
	
	X = 4,259g
	Nb = m (g) / eqg * vb (l)
	
	Nb = 0,4139 / 204,22 * 0,002
	
	Nb = 1,013 N
	Fc = Nreal / Nteórica
	
	Fc = 1,013 / 1 M
	
	Fc = 1,013
	Calculo do teor de ácido acético no vinagre:
	M = Nb* Vb* eqg ácido
	M = 1* 0,0122 * 60
	M = 0,732 g
	MX ___________ Vb (15 mL)
	Y______________100
	Y = 0,732 * 100 / 15
	Y = 4,88 %
Discussão:
Para se chegar à quantidade em mL de hidróxido de sódio (NaOH) utilizado pra neutralizar a solução de ácido acético contida no erlenmeyer, foi sendo adicionada lentamente pequenas quantidades de hidróxido de sódio a essa solução, até que quando atingiu médio de 12,45 mL, a solução contida no erlenmeyer atingiu seu ponto de viragem e se tornou rosa apontando que a solução tinha neutralizado. 
Conclusão:
 Através dos resultados aqui apresentados, ficou evidente que o teor de ácido acético no vinagre na amostra está 4,88% ficando assim superior 0,88% no indicado pelo fabricante. 
Experimento 2
Titulo: indicador ácido-base natural
Objetivo: 
Obter um indicador ácido-base natural
Classificar substâncias como ácida ou básica através do seu nível de pH
Introdução:
A antocianina funciona como um indicador ácido-base natural utilizado para medir o teor pH nas soluções onde a coloração é alterada devido ao princípio ativo do repolho roxo que indica se a determinada substância é ácida ou básica através dos resultados obtidos após o papel tornossol ser inserido na mesma.
	
Material Utilizado:
Aparelhagem 
Béquer de 250 mL;
Fator de pH
Bureta de 50mL;
Erlenmeyer de 100mL;
Pipeta volumétrica de 25mL;
Tubo de ensaio.
Pera
Reagentes
Água oxigenada;
Vinagre comercial;
Sabonete de bebê comercial;
Sabonete íntimo comercial;
Extrato de própolis comercial;
Água sanitária comercial;
Amônia;
Água mineral comercial;
Refrigerante sabor uva;
Refrigerante sabor cola;
Refrigerante sabor laranja;
Cerveja;
Solução Padrão de Hidróxido de Sódio (NaOH) 1N;
Solução Padrão de Ácido Sulfúrico H2SO4 1N;
Leite de Magnésia Comercial.
.
Procedimento Experimental:
Inicialmente, lavou-se toda a vidraria com água destilada. Para a obtenção do indicador natural (antocianina) o repolho roxo foi recortado e adicionado em um béquer de 250 mL que foi preenchido com 150 mL de água destilada e levado á capela para ferver a uma temperatura aproximadamente entre 100º e 150º durante um tempo de 30 min. 
Após o procedimento acima retirou-se da solução uma amostra de 50 mL que foi adicionada em um béquer de mesmo tamanho da amostra, posteriormente foi retirado 1 mL da amostra e 4 mL da substância selecionada com auxílio de uma pipeta volumétrica e pêra que foram transferidos para 2 tubos de ensaio diferentes de 10 mL e inseridos em um terceiro tubo de ensaio (10 mL) para reagirem entre si, logo após com o fator de pH faz-se a leitura do nível de pH para saber se a solução é acida ou básica de acordo com a sua coloração. E o mesmo processo foi feito para as outras substâncias.
ESCALA DE PH.
	Matriz
	Coloração após a adição do indicador
	Faixa de pH estimada
	1 m Agua oxigenada 
	Transparente
	6 – 7
	1 m Vinagre comercial
	Vermelho ferrugem
	3
	1 m Leite de magnésio
	Verde claro
	10
	1 m Sabonete de bebe
	Roxo claro
	6 – 7
	1 m Sabonete intimo
	Rosa
	5
	1 m Extrato de própolis
	Amarelo (caramelo)
	4
	1 m Agua sanitária 
	Transparente
	9 – 10
	1 m AmôniaVerde
	11
	1 m Agua mineral 
	Transparente
	6
	1 m Fanta uva
	Não altera a cor
	4 – 5
	1 m Coca – cola
	Não altera a cor
	4 – 5
	1 m Cerveja 
	Não altera a cor 
	4 – 5
	Fanta laranja
	Não altera a cor
	4 – 5
Discussão: 
Os indicadores são substâncias que quando entram em contato com um ácido apresentam uma determinada coloração e com uma base apresentam outra coloração. Dessa forma, cada indicador apresenta uma mudança de cor característica. Além dos indicadores padrões, existem diversos indicadores naturais. O líquido extraído do repolho roxo é um indicador natural de ácidos e bases de acordo com sua coloração.
Obs. O indicador do repolho roxo fica azulado em bases fracas e fica azul escuro com bicarbonato de sódio (NaHCO3). 
Obs2. A coloração pode não mudar dependendo da substância analisada por conta da sua pigmentação forte.
Conclusão:
A prática foi realizada com sucesso. Conseguimos fazer a escala de pH corretamente e comparar os resultados dos materiais de uso cotidiano com os do laboratório.
Referências Bibliográficas dos experimentos:
http://www.profpc.com.br/equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico.htm#11._Indicadores_Ácido-Base
http://www.ufpa.br/quimicanalitica/sindicador.htm
Anexos:
Produtos testados 
 
Fator de pH Vinagre antes da titulação Vinagre após