Relatório 40-Ácidos e Bases

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Introdução
Ácidos e bases estão entre as substâncias mais comuns e importantes. Podemos encontrar ácido no sabor amargo do vinagre, no suco do limão, ao comer uma laranja, etc. As bases também podem ser encontradas no dia a dia, o bicabornato de sódio e o leite de magnésia são exemplos disso. Ácido pode ser definido como qualquer substância que aumenta a concentração de íon hidrônio em solução, a quantidade de íons que um ácido consegue produzir em meio aquoso determina se ele é um ácido forte, moderado ou fraco. Uma base pode ser definida como qualquer substância que aumenta a concentração de íons hidroxila em soluções aquosas. As bases também podem ser diferenciadas em fortes e fracas. Uma base é considerada forte quando sofre dissociação facilmente e é considerada fraca quando dificilmente sofre dissociação. 
Para sabermos se uma substância é ácida ou básica podemos utilizar indicadores que apresentam uma cor quando estão em um meio ácido e outra cor quando estão em meio básico. A escala de PH varia de 0 a 14, sendo 7 o meio neutro, se o PH estiver acima de 7 ele é básico, se estiver abaixo de 7 ele é ácido. Quando se quer determinar o PH de uma solução em laboratório normalmente se utiliza o indicador universal, este é colocado na substância e se compara a cor obtida com a embalagem que aparece na embalagem do indicador. Entretanto, há outros indicadores como o papel de tornassol, fenolftaleína e alaranjado de metila. 
O objetivo desse experimento de ácidos e bases, é identificar através de alguns indicadores bases e ácidos, além de verificar algumas propriedades funcionais dos ácido.
Materiais Utilizados
Tubos de Ensaio
Béquer de 250 ml
Bastão de Vidro
Pinça Metálica
Pipeta graduada
Auxiliador de pipetagem
Funil
Papel de Filtro
Erlenmeyer
Papel de Tornassol
Espátula
Reagentes
Soluções de Hidroxido de Sódio (NaOH)
Ácido Clorídrico (HCL)
Ácido Acético (CH3COOH)
Ácido Nitrico (HNO3)
Hidróxido de Amônio (NH4OH)
Ácido Sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol/L
Procedimento Experimental
Foram realizados três experimentos utilizando ácidos e bases, para melhor entendimento dos procedimentos adotados em cada um, eles foram divididos em experimento 1, experimento 2 e experimento 3.
Experimento 1- Indicador ácido base
Usou-se a tabela abaixo como guia para realizar o experimento de maneira mais organizada.
	Tubos
	Solução
	Indicador
	Coloração
	1
	NaOH
	Papel de tornassol
(azul e vermelho)
	
	
	
	
	
	2
	HNO3
	Papel de tornassol
(azul e vermelho)
	
	
	
	
	
	3
	CH3COOH
	Alaranjado de Metila
	
	4
	NH4OH
	Alaranjado de Metila
	
	5
	H2SO4
	Fenolfetaleina
	
	6
	NaOH
	Fenolfetaleina
	
(Tabela 1- Indicadores Ácido Base analisados em laboratório)
1° Etapa
Com uma caneta adequada identificou-se com números de 1 a 6 cada um dos tubos de ensaio, de acordo com a ordem da tabela 1.
2° Etapa
Com a pipeta graduada, pipetou-se 4 ml de cada uma das soluções ácidas ou básicas (cada solução foi pipetada com uma pipeta diferente, para não ocorrer a mistura de soluções) de acordo com a ordem da tabela. 
3° Etapa
Usou-se um bastão de vidro para umedecer a ponta dos papeis de tornassol com as substâncias dos tubos 1 e 2 respectivamente. Observou-se a coloração resultante e anotou-se.
4° Etapa
Com o auxílio de um conta-gotas, colocou-se três gotas dos respectivos indicadores dos tubos 3,4,5 e 6. Anotou-se os resultados.
Experimento 2- Síntese e aplicação do hidróxido de cálcio
1° Etapa
Colocou-se com o auxílio de uma espátula uma pequena quantidade de óxido de cálcio em um béquer de 100ml
2° Etapa
Acrescentou-se 40ml de água destilada. Agitou-se e filtrou-se a solução, observou-se o que ocorreu na reação do óxido de cálcio com a água e o filtrado foi deixado em cima da bancada, por ser um local arejado.
Figura 1- óxido se cálcio sendo diluído na água	Figura 2- Filtragem da substância
Experimento 3- Força dos ácidos
No terceiro experimento, foi utilizada uma tabla para facilitar a realização da experiência
	Tubo
	Solução
	Tempo de Reação
	1
	HCL
	
	2
	H2SO
	
	3
	CH3COOH
	
(Tabela 2- Força dos ácidos analisados no laboratório)
1° Etapa
Com uma caneta adequada identificou-se com números de 1 a 3 cada um dos tubos de ensaio, de acordo com a ordem da tabela 2.
2° Etapa
Colocou-se cada solução nos seus respectivos tubos
3° Etapa
Levou-se o tubo 1 para a capela e colocou-se nele um pedaço de magnésio metálico, marcou-se então, com um cronômetro o tempo de reação, até que o magnésio fosse totalmente consumido. Esta etapa foi realizada com os outros dois tubos, e os resultados foram anotados.
Resultados e Discussões
Experimento 1- Indicador ácido base
No primeiro experimento o objetivo era analisar e diferenciar bases de ácidos, seja pela mudança de cor ou ausência dela na solução. 
- Indicador: Papel de Tornassol
Utilizamos o papel de tornassol para identificar qual, entre as soluções 1 (hidróxido de sódio) e 2 (ácido nítrico), era a solução básica e qual era a solução ácida. Quando molhamos com o bastão de vidro os papéis de tornassol, um com o ácido e outro com a base, verificou-se que a base deixou o papel azulado e o ácido deixou o papel avermelhado, essa mudança de cor ocorreu devido o reagrupamento dos átomos causado pela solução testada
			 										
Figura 3- Indicador: Papel de Tornassol
-Indicador: Alaranjado de Metila
Ao utilizar o indicador alaranjado de metila, foi observada mais uma distinção de tons entre bases e ácidos. Ao entrar em contanto com a solução do ácido acético, o indicador provocou uma mudança quase instantânea de coloração, colorindo a transparência do ácido em um forte tom avermelhado, indicando que a solução era ácida. Quando o indicador foi misturado no outro tubo de ensaio, que continha o hidróxido de amônio, o processo foi semelhante, mas a cor admitida pela solução foi de um tom laranja, indicando que a solução era uma base. Desse modo, percebemos que a rápida mudança de coloração é um dos motivos que torna o alaranjado de metila um dos indicadores mais utilizados para determinar o PH dos compostos.
-Indicador: Fenolftaleína
Na terceira comparação, foram utilizados o ácido cúprico e novamente o hidróxido de sódio. O indicador escolhido foi a fenolftaleína. Quando se adicionou esse indicador a base (hidróxido de sódio), ela configurou-se em um tom violeta, porém, na solução ácida (ácido cúprico) que era incolor, a mudança de coloração não ocorreu. Isto é, a mudança não foi identificada por conta de a solução também ser incolor. A mudança causada pela fenolftaleína ocorre por conta da ionização de H+ e OH- em meio aquoso, causando uma mudança no equilíbrio da concentração desses íons na solução.
Figura 4- Coloração final das substâncias após a mistura com os respectivos indicadores
Desse modo, a tabela 1 preenchida da seguinte forma:
	Tubos
	Solução
	Indicador
	Coloração
	1
	NaOH
	Papel de tornassol
(azul e vermelho)
	Azul
	2
	HNO3
	Papel de tornassol
(azul e vermelho)
	Vermelho
	3
	CH3COOH
	Alaranjado de Metila
	Vermelho
	4
	NH4OH
	Alaranjado de Metila
	Alaranjado
	5
	H2SO4
	Fenolfetaleina
	Incolor
	6
	NaOH
	Fenolfetaleina
	Violeta
(Tabela 1 com os resultados)
Experimento 2- Síntese e aplicação do hidróxido de cálcio
A segunda experiência, envolveu óxido e base, e teve como finalidade a preparação do hidróxido de cálcio a partir de óxido de cálcio e água dada pela seguinte equação:
2CaO + H2O	 	 CaO + Ca(OH)2
Ao misturar os compostos, pôde-se identificar o hidróxido de cálcio dentro da solução aquosa como precipitado, vide que em condições ambientes ele apresenta-se em forma sólida de coloração branca. Além disso, a identificação tornou-se possível pelo fato de o Ca(OH)2 ser pouco solúvel em água, pois é uma base forte. 
Ao filtrar essa solução, notou-se a solidificação da base, por conta de que o hidróxido de cálcio na presença de dióxido de carbono, presente na atmosfera, forma o carbonatode cálcio através da seguinte equação: Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O
Figura 5- Carbonato de cálcio
É graças a essa capacidade de formar o carbonato de cálcio que o “Cal hidratado”, como é chamado o hidróxido de sódio na construção civil, é utilizado na estabilização de solos, na preparação de concreto, em tintas, argamassas e em asfaltamento. 
O óxido de cálcio é chamado de “Cal virgem”, por conta de ser a forma obtida do calcário e o reagente para a formação do Cal hidratado, como demonstrado na experiência. 
Experimento 3- Força dos ácidos
Na terceira experiência, o objetivo era diferenciar os ácidos através da sua força. Os ácidos escolhidos foram o ácido clorídrico, o ácido sulfúrico e o ácido acético.
Para determinar qual ácido era mais forte, usamos o magnésio metálico, que têm uma alta capacidade de solubilizar-se em ácidos. Quando o magnésio reage com o ácido, ele forma um sal e gás hidrogênio, devido à oxidação que o magnésio sofre, provocando a perda de 2 elétrons que se ligaram ao cátion H+ estabilizando-o. Com isso, através do tempo que o ácido leva para consumir todo o magnésio metálico é possível definir qual dos ácidos analisados é o mais forte e o mais fraco. 
No primeiro tubo colocou-se as 3ml de HCl e levou-o para a capela. Após a introdução do magnésio na solução, a reação começou de forma espontânea e instantânea, porém demorou mais que o normal par consumir o metal por completo, cerca de 3min. Ao verificar-se o tubo de ensaio, foi-se detectada a presença de gotas de água destilada que ao misturarem-se com o ácido, causaram lentidão na reação. Nos padrões normais analisados em laboratório, o ácido clorídrico é um ácido considerado forte pela grande capacidade de ionização em água. Outro motivo encontrado para explicar a anormalidade da reação é que a humidade do ar mais as gotas de água destilada ionizaram boa parte do composto, fazendo com que a concentração de HCl tornasse desproporcional ao magnésio depositado no tubo de ensaio.
No tubo que continha o ácido sulfúrico foi-se aplicado o mesmo método anterior, o magnésio foi consumido de forma imediata, mas dessa vez obedecendo a velocidade esperada para a reação. O H2SO4 é um ácido forte, porém, ele ioniza menos de seus íons em solução aquosa. O consumo do Mg(S) foi por volta dos 1min e 30s, confirmando o tempo esperado para a reação.
No terceiro tubo, com o ácido acético, o mais fraco dos três ácidos analisados, o processo foi o mesmo, porém demorando cerca de 2min e 30s. Nota-se que o consumo do magnésio metálico no HCl foi 120% mais demorado que no ácido acético. Em comparação com o ácido sulfúrico esse percentual aumenta para 200% no tempo de reação. Todavia, ressalta-se que esse evento inesperado ocorreu por conta da possível desproporcionalidade entre a massa ionizável restante do HCl em relação ao Mg(S). Toda essa comparação pode ser melhor vista na Tabela 3– Força dos ácidos analisados em laboratório, apresentada abaixo:
	Tabela – Força dos ácidos analisados em laboratório
	Ácidos 
	Tempo obtido
	Força teórica
	Grau de ionização
	H2SO4
	1min e 30s
	Forte
	61%
	CH3COOH
	2min e 30s
	Fraco
	3%
	HCl*
	3min 
	Forte
	92,5%
Tabela 3– Força dos ácidos analisados em laboratório
*O HCl foi colocado por último na ordem por conta do tempo obtido em laboratório. Em condições normais para essa análise, o HCl seria o ácido mais forte.
Questionário sobre a verificação experimental
Caracterizar o comportamento dos ácidos e das bases na presença dos indicadores utilizados na experiência.
O hidróxido de sódio (NAOH) deixou o papel de tornassol azul;
Ácido nítrico (HNO3) deixou o papel de tornassol vermelho;
Ácido etanoico (CH3COOH) com o alaranjado de metila ficou vermelho;
Hidróxido de amônio (NH4OH) com alaranjado de metila ficou alaranjado;
O ácido sulfúrico (H2SO4) com fenolftaleína permaneceu transparente;
O hidróxido de sódio (NAOH) com fenolftaleína ficou violeta.
Por que usa-se o magnésio na experiência sobre a força dos ácidos?
R= Porque o magnésio oxida na presença de ácidos, formando um sal e gás hidrogênio, e desse modo, através do tempo que o ácido leva para consumir o magnésio metálico, é possível definir a força dos ácidos analisados. 
Por que não se deve manipular o sódio metálico ou o potássio metálico diretamente com as mãos?
R= Porque pode – se ocorrer em contato com a umidade da mão a reação do alcalino terroso e acontecer corrosão, irritação ou queimadura.
Escrever as equações das reações entre os ácidos da experiência com hidróxido de potássio e com hidróxido de cálcio. Que tipo de reação ocorreu entre elas?
A reação que ocorreu foi a reação de neutralização que é toda reação entre um ácido e uma base, onde o produto sera um sal mais molécula de agua.
KOH + HCl KCl + H2O - acido cloridrico
2 KOH + H2SO4 K2SO4 + 2 H2O acido sulfurico
CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O acido acetico
KOH + HNO3			KNO3 + H2O acido nitrico
Escrever as equações dos ácidos da experiência com magnésio metálico.
Mg(s) + 2 HCl(aq) 		H2(g) + MgCl2(aq) 
Mg(s) + H2SO4(aq) 		 H2(g) + MgSO4(aq)
 2 Mg(s) + 2 CH3COOH(aq) 	 H2(g) + 2 Mg(CH3COO)(aq)
Conclusão
Desse modo, através desses experimentos conseguimos relacionar os conceitos de ácidos e bases, que aprendemos em sala de aula, com os experimentos realizados no laboratório. Observamos que através de simples experimentos podemos determinar a força de ácidos, a acidez ou basicidade de substâncias além de reações de óxidos e água produzindo bases e que esses conhecimentos são essenciais ao fazer experimentos envolvendo substâncias ácidas e básicas.
Referências
BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E.. Química Geral. 2. ed. Vol. 1 Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1983. 405 p. Tradução: Cristina Maria Pereira dos Santos.
BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E.. Química Geral. 2. ed. Vol. 2 Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1983. 405 p. Tradução: Cristina Maria Pereira dos Santos.
SANTOS, Cesar Mauricio G. dos. “Hidróxido de Cálcio”; Química - A Essência da Vida!. Disponível em: <http://cesarmauriciosantos.blogspot.com.br/2008/11/hidrxido-de-clcio.html> Acesso em: 21 de setembro de 2017, às 23:23.
SOUZA, Líria Alves de. “Ácidos.”; Mundo Educação. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/acidos.htm> Acesso em: 21 de setembro de 2017, às 21:27.
SOUZA, Líria Alves de. “Papel tornassol”; Mundo Educação. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/papel-tornassol.htm>. Acesso em: 21 de setembro de 2017, às 20:41.
SOUZA, Líria Alves de. "Indicadores de pH"; Brasil Escola. Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/indicadores-ph.htm>. Acesso em 21 de setembro de 2017, às 23:10.