Ácidos e Bases

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Relatório 
 Ácidos e Bases 
 
 
 
 
Disciplina: Laboratório de Química 
 Professor: Guilherme Júnior 
 
 
Dhion Meyg da Silva Fernandes 
Acadêmico do Curso de Licenciatura em Química do 
Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia IFCE Campus – Quixadá 
Quixeramobim, 2011. 
ÁCIDOS E BASES 
 
1. INTRODUÇÃO 
Uma ação muito importante e prática na atividade científica é agrupar 
substâncias com características e propriedades o mais semelhante possível, elas 
podem ser agrupadas em classes ou grupos. No século XVIII foi criada uma 
classificação considerada fundamental, ela divide as substâncias em: orgânicas 
e inorgânicas (reino dos minerais). 
Substâncias orgânicas: são substâncias que contem carbono em sua 
estrutura. Exemplos: CH3CH2CH2OH (propanol), C4H10 (butano), C12H22O11 
(sacarose), vitaminas, proteínas, lipídios, e etc. 
Substâncias inorgânicas: são substâncias formadas pelos outros elementos 
químicos. Exemplos: H2O (água), H2SO4 (ácido sulfúrico), KOH (hidróxido de 
potássio), NaOH (hidróxido de sódio) MgCl2 (cloreto de magnésio), Fe2O3 
(óxido férrico), SO2 (dióxido de enxofre), NaOCl (hipocloreto de sódio) e etc. Há 
substâncias que são exceções como CO, NaCO3, KCN, é notável que nelas há a 
presença de carbono, mas pelo fato de eles terem exatamente todas as 
características das substâncias inorgânicas são consideradas substâncias 
inorgânicas. A quantidade dessas substâncias é muito grande, então elas foram 
subdividas em grupos de substâncias com propriedades químicas semelhantes , 
esses “subgrupos” são denominados funções inorgânicas, tais funções são: 
ácidos, bases, sais e óxidos. 
Ácidos e bases são as duas funções químicas mais importantes, elas são 
essenciais e fundamentais à vida e estão intrinsecamente ligadas aos mineral. 
Tanto os ácidos quanto as bases estão muito presentes em nosso cotidiano, 
podendo ser encontrados em alimentos, remédios, produtos de limpeza, frutas, 
baterias de automóvel, materiais para higiene pessoal, em processos industriais 
e etc. 
Na indústria, tanto ácidos quanto bases são extremamente utilizados. O 
ácido sulfúrico H2SO4 é o ácido mais utilizado na indústria onde é usado como 
oxidante, desidrataste e sulfonante. É principalmente usado na produção de 
fertilizantes agrícolas (os chamados “super fosfatos”), na produção de outros 
ácidos e compostos orgânicos, na limpeza de metais, refinamento de petróleo, 
baterias de automóveis, dentre outras utilizações. 
O hidróxido de sódio NaOH é a base mais importante para as indústrias, 
ela é utilizada na indústria petroquímica, na fabricação de materiais de limpeza 
e higiene como sabões e detergentes, na produção papel, dentre outras 
aplicações. 
Deve-se salientar que a produção de ácido sulfúrico H2SO4 e hidróxido de 
sódio NaOH de um país é um dos fatores que indicam o seu nível de atividade 
econômica. 
Os químicos mais antigos chamavam de ácidos (a palavra ácido deriva do 
latim ácidus, que significa azedo) as substâncias que tinham uma característica 
comum – sabor azedo acentuado, e denominavam como bases (também 
chamada álcali) as substâncias que em solução aquosa tinham gosto de sabão. 
Para o bem dos químicos atualmente existem outros meios menos perigosos 
para se saber se uma dada substância é um ácido ou uma base. Existem corantes 
que mudam de cor quando estão na presença dessas duas funções, esses 
corantes são denominados indicadores, eles apresentam uma cor em caráter 
ácido e outra em caráter básico, considerando sua taxa de viragem. 
 Conceito de Ácidos e Bases 
Depois de muitos debates entre os químicos na tentativa de decidirem os 
conceitos de ácidos e bases, finalmente, por volta do ano de 1884, Svante 
August Arrhenius (1859 – 1927) propôs uma definição útil: 
Ácido (ácido de Arrhenius) é um composto que contem hidrogênio e reage 
com a água para formar íons hidrogênio. 
Base (base de Arrhenius) é um composto que produz íons hidróxidos em 
água. 
Há, porém, um problema com os conceitos de Arrhenius, o químico refere-
se apenas ao solvente água em seus conceitos, então quando alguns químicos 
utilizaram como solvente a amônia líquida, foi observado que havia uma certa 
quantidade de substâncias que também tinham o mesmo padrão de 
comportamento de ácido-base, logo a definição de Arrhenius não podia ser 
utilizada. 
Em 1923 dois químicos Thomas Lowry e Johannes Brønsted trabalharam 
independentemente. Contribuíram para a Química e para o mundo em geral ao 
compreender que o processo fundamental regentes das propriedades dos 
ácidos e bases, era: a transferência de um próton (íon hidrogênio) de uma 
substância à outra. Logo as definições para ácidos e bases atualmente são as 
definições de Brønsted-Lowry, que são as seguintes: 
Um ácido é um doador de prótons. 
Uma base é um aceitador de prótons. 
 
 Ácidos 
Ao se dissolver em água, uma molécula de um ácido doa um próton (íon 
hidrogênio H+) a uma molécula de água H2O, formando assim um íon hidrônio 
H3O+ . 
Exemplo: HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl- (aq) 
 
Nessa reação temos um ácido forte que é o ácido clorídrico HCl, esse tipo 
de ácido sofrem ionização essencialmente completa, logo, [HCl] = [H+]. Por 
outro lado, os ácidos fracos tem um grau de ionização (α) que diz qual a 
porcentagem da concentração de um ácido fraco irá se ionizar. Então temos um 
ácido fraco no equilíbrio assim definido: 
Para a reação do ácido acético CH3COOH com água H2O, no equilibro tem-
se Ka=1,8 x 10-5. 
 
HAc (aq) H+ (aq) + Ac- (aq) 
 
Ácido forte: está completamente desprotonado em solução, ou seja todo o H de 
todas as moléculas do ácido se ionizou. 
Ácido fraco: está incompletamente desprotonado em solução, isto é, nem todas as 
moléculas do ácido tiveram o seu H sofrendo ionização. 
Ácido poliprótico: é um ácido que pode doar mais de um próton (H+) de 
cada molécula, um exemplo é o H2SO4. 
 
 Bases 
As bases são os aceitadores de prótons (H+), logo íons hidróxidos são bases 
pois aceitam prótons oriundos dos ácidos formando assim moléculas de água. 
Exemplo: OH- + HCl H2O + Cl- 
O hidróxido de sódio NaOH é uma base forte, logo todos os íons OH- serão 
protonados. Exemplo: 
NaOH(aq) + HBr(aq) → NaBr(aq) + H2O(l) 
Nessa reação uma base forte NaOH(aq) (hidróxido de sódio)reage com um 
ácido forte HBr(aq) (Ácido bromídrico ou ácido hidribromídrico), produzindo 
assim, um sal NaBr(aq) (brometo de sódio) e água H2O(l). 
Se considerarmos uma dada base fraca DOH, e sabendo que uma base fraca 
não é totalmente protonada, sua dissociação é dada pelo seguinte equilíbrio: 
DOH(aq) D+(aq) + OH-(aq) 
 
Base forte: é uma base que está completamente protonada. 
Base fraca: é uma base que esta parcialmente protonada. 
 pH 
 
A concentração de prótons (íons hidrogênio H+) em uma solução aquosa é, 
de fato, uma importante propriedade, visto que ele tem significativa influência 
perante às espécies orgânicas e inorgânicas, á velocidade de uma grande 
quantidade de reações químicas, acidez e etc., sabido que a concentração de H+ 
pode variar em uma escala grandíssima 1 mol.L-1 até 10-14 e que é de uma 
dificuldade considerável trabalhar com essas concentrações de expoente 
extremos, criou-se um sistema que consiste em encontrar o logaritmo negativo 
de [H+], tornando esses números bem mais adequados. 
 
pH = -log[H+] 
 
Quanto menor o pH de uma solução mais ácida ela é, então quanto maior 
for o pH mais básica será a solução, quandoo pH = 7 tem-se uma solução 
neutra, a escala pH vria de 0 (zero) até 14. O pH da água pura é 7. 
 
 Indicadores 
O pH de uma substância pode ser medido com o auxílio de indicadores, 
estes são sensíveis ao pH. Eles mudam de uma cor para outra de acordo com o 
pH da solução, essas cores são regidas por uma faixa de viragem. 
 
Tabela I : Tabela de indicadores 
 
INDICADORES FAIXA DE VIRAGEM MUDANÇA DE COR 
Azul de tomassol 1,0 - 6,9 
Vermelho/azul 
arroxeado 
Carmim de indigo 11,4 - 13,0 Azul/amarelo 
Timolftaleína 9,4 - 10,6 Incolor/azul 
Fenolftaleína 8,2 - 10,0 Incolor/vermelho 
Amarelo de metila 2,9 - 4,0 Vermelho/amarelo 
Alaranjado de metila 3,2 - 4,4 Vermelho/laranja 
Vermelho de cressol 7,0 - 8,8 Amarelo/vermelho 
Amarelo de alizarina 10,1 - 12,0 Amarelo/vermelho 
Vermelho fenol 6,6 - 8,0 Amarelo/vermelho 
Azul timol I 1,2 - 2,8 Vermelho/amarelo 
Azul timol II 8,0 - 9,6 Amarelo/azul 
Dinitrofenol 2,6 - 4,0 Incolor/amarelo 
Hematoxilina 5,0 - 6,0 Amarelo/violeta 
Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 Amarelo/azul 
*tabela I. 
 Solução tampão 
Essas tem uma característica interessante e importante para muitas funções 
orgânicas, essa característica é a capacidade que ela tem de resistir à mudança 
de pH. Sua composição: um ácido e seu sal correspondente, ou uma base mais o 
seu sal correspondente. Se adiciona-se a uma solução tampão ácido forte em 
uma quantidade pequena o pH não vai mudar, isso é devido ao fato de os 
prótons liberados pelo ácido reagirem com o ânion presente no sal 
correspondente. Se adiciona-se à essa mesma solução tampão uma base forte, 
haverá a reação com ácido presente formando ânion mais água. É necessário 
salientar que a capacidade tamponante de uma solução tampão estoura, logo 
haverá um momento que o pH variará. Uma curiosidade bastante interessante é 
que o sangue humano é uma solução tampão. 
 
 
 Titulação 
É um processo usado para determinar o volume que uma solução ácida ou 
básica (as concentrações sendo exatamente conhecidas) necessárias para que 
ocorra a reação com um segundo volume de uma amostra de uma segunda 
solução ácida ou básica. O ponto de equivalência ou ponto final é indicado pela 
mudança de cor proveniente da mistura de um indicador na solução 
trabalhada. A faixa de viragem deve corresponder ao pH da solução no ponto 
de equivalência, logo é importantíssimo a escolha correta o seu indicador a Sr 
usado em cada tipo de solução. 
 
2. OBJETIVOS 
Medir o pH de soluções ácidas ou básicas. Preparar uma solução tampão. 
Verificar a propriedade de uma solução tampão. Determinar ácido acético em 
vinagre. 
 
3. MATERIAL E MÉTODOS 
 
3.1. Medida de pH de soluções ácidas ou básicas 
Verificou-se o pH das soluções de HCl 1M; 0,1M e 0,01M com um papel 
indicador, em seguida adicionou-se duas gotas do indicador azul timol. 
Posteriormente foi repetido o processo com soluções de ácido acético 1M; 0,1M 
e 0,01M, sendo que ao ácido acético foi adicionado um outro indicador, o 
dinitrofenol. Depois se fez semelhante com NH3, mas, se adicionando o 
indicador amarelo de alizarina. 
 
3.2. Preparação de uma solução tampão 
Mediu-se 10 ml de uma solução de ácido acético 1M o qual foi diluído com 
água destilada para um volume de 50 ml. Logo depois a mistura foi transferida 
para um erlenmeyer onde fora bem agitada para homogeneizar. Em seguida 
dividiu-se igualmente a solução em dois erlenmeyers. Adicionou-se, logo 
depois, 3 gotas do indicador apropriado para a titulação com NaOH 0,2M a 
uma das duas soluções que foram separadas igualmente. Misturou-se a solução 
titulada com a que havia sido conservada sem titular e agitou-se a mistura. 
Finalmente com o auxílio do papel indicador foi verificado o pH da solução 
tampão preparada. 
 
 
3.3. Verificação da propriedade de uma solução tampão 
A 25 ml da solução preparada em 3.2, adicionou-se 5 gotas de solução 
NaOH 0,1M, misturou-se bastante e foi medido o seu pH, com papel indicador. 
Aos outros 25 ml restantes da solução preparada em 3.2 foi adicionado 5 gotas 
de HCl 0,1M, após misturar bastante, mediu-se o pH. Posteriormente foi 
medido o pH da água destilada do laboratório, e a 25 ml desta água foram 
adicionadas 5 gotas de NaOH 0,1M e mediu-se o pH. Em outra amostra de 25 
ml desta mesma água, foram adicionadas 5 gotas de HCl 0,1M, feito isso 
verificou-se o pH. 
 
3.4. Determinação de ácido acético em vinagre 
Foi preparada uma bureta com solução de NaOH 0,2M. Com uma pipeta 
mediu-se 5 ml de vinagre que foi transferido um erlenmeyer, em seguida 
diluiu-se com um pouco de água destilada, e foi adicionado 2 gotas do 
indicador apropriado, agitou-se em seguida. Lentamente foi sendo adicionado a 
solução de NaOH 0,2M ate a mudança de coloração no indicador acontecer. 
 
4. Resultados e discussão 
No procedimento experimental 3.1, obtivemos os seguintes resultados: 
Tabela II : Amostras de 1 ml de soluções de HCl. 
CONCENTRAÇÃO PH 
COR DA 
SOLUÇÃO 
COR AO ADICIONAR 
AZUL TIMOL 
HCl 1M 1 Incolor Violeta 
HCl 0,1M 1 Incolor Violeta vermelho 
HCl 0,01M 2 Incolor vermelho 
 
Tabela III : Amostras de 1 ml de soluções de CH3COOH 
 
CONCENTRAÇÃO PH 
COR DA 
SOLUÇÃO 
COR AO ADICIONAR 
DINITROFENOL 
CH3COOH 1M 2 Incolor Incolor 
CH3COOH 0,1M 3 Incolor Incolor 
CH3COOH 0,01M 4 Incolor Incolor 
 
Ao ser adicionado o indicador dinitrofenol ao ácido acético, manteve 
constante a cor desse ácido. 
 
Tabela IV : Amostras de 1 ml de soluções de NH3 
 
CONCENTRAÇÃO PH 
COR DA 
SOLUÇÃO 
COR AO ADICIONAR 
AMARELO DE 
ALIZARINA 
NH3 1M 9 Incolor Vermelho 
NH3 0,1M 8,5 Incolor Laranja 
NH3 0,01M 9 Incolor Amarelo 
 
No procedimento 3.2 foram gastos 25,4 ml de NaOH para virar os 25,0 ml 
da solução, usando o fenolftaleína como indicador apropriado. O pH da 
mistura entre a solução titulada e a solução que havia sido conservada (sem ter 
sido titulada) foi igual a 5. Foi obtida a solução tampão. 
Quanto ao procedimento 3.3, os resultados foram: mesmo após adicionar 5 
gotas de solução de NaOH 0,1 M à solução obtida em 3.2, onde foi bastante 
agitada, o pH continuou constante = 5 (o pH não se alterou pelo fato de ser uma 
solução tampão). Logo quando se adicionou 5 gotas de HCl 0,1 M o pH medido 
também não foi diferente de 5. O pH medido de 25 ml de água destilada do 
laboratório foi igual a 5, quando mediu-se novamente o seu pH após ter sido 
adicionado 5 gotas de NaOH 0,1 M aos 25 ml desta água foi igual a 7. Em outra 
quantidade de 25 ml de água destilada do laboratório com pH = 5 não houve 
variação de pH, uma vez que ao se adicionar 5 gotas de HCl 0,1 M o pH medido 
continuou constante = 5. 
22,2 ml de NaOH 0,2 M foram gastos no quanto procedimento experimental 
para titular uma solução 5 ml de vinagre pouco diluída, o indicador utilizado 
foi o fenolftaleína (esse indicador é o mais apropriado). 
 
HAc + NaOH Na+ + Ac- + H2O 
 
0,2 mol ----------- 1000 ml 
 NaOH X ----------- 22,2 ml 
 X = 4,44 x 10-3 mol.L-1 de NaOH 
 
 
 
 
 4,44 x 10-3 mol --------- 5 ml 
HAc Y --------- 1000 ml 
 Y = 0,888 M 
 
 
Todos os procedimentos foram bem executados e trazendo consigo 
resultados o mais o coerente possível, considerando o excelente empenho dos 
alunos, o auxílio e supervisão, notável mente coerente e de boa qualidade por 
professor, como um expoente para os “produtos”colhidos como frutos desta 
prática. Apenas o fato de que os papeis indicadores de pH estavam um pouco 
falhos, prejudicando assim as medidas de pH que são de extrema 
importância,fez um ponto ser trabalhado para que em novas práticas isso não 
mais venha a ocorrer. Vale salientar que esta pequena falha não é de prudência 
dos alunos ou professor. 
 
5. CONCLUSÃO 
Na realização dessa atividade da prática, os objetivos pré-estabelecido 
foram todos satisfeitos, uma vez que foi possível medir o pH de soluções 
ácidas, básicas e até tampão. Foi, de fato, preparada uma solução tampão, a 
qual foi verificada e constatada sua propriedade. E, finalmente, foi determinado 
o ácido acético em vinagre. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 ATKINS, Peter. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 FELTRE, Ricardo. Química Geral. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004. 
 LIMA, Aline, et al, tec. Daiana Soares, Laboratório de Química, Teoria e 
Experimental. 
 RUSSELL, John B. Química Geral: Volume 2. 2. ed. São Paulo: Pearson 
Makron Books, 1994.