Relatório da Prática de Ácidos e Bases

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Instituto Federal de Educação, Ciência e 
Tecnologia do Ceará 
Disciplina de Laboratório de Química 
Sétima Prática 
Ácidos e Bases 
 
 
 
 
 
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1. Introdução 
Uma definição diz que ácido é uma substância que, dissolvida em água, é 
capaz de aumentar a concentração de íons hidrogênio, H+; e que base é uma 
substância capaz de aumentar a concentração de íons hidróxido, OH-. Essa é a 
definição de Arrhenius para ácidos e bases. (KOTZ, 2009) 
O H+ tem muita influência na solubilidade de substâncias orgânicas e 
inorgânicas e na velocidade das reações químicas, e a concentração de hidrogênio 
é umas das mais importantes propriedades de soluções aquosas. A concentração de 
H+ em solução pode ser medida através do cálculo: pH = -log[H+]. 
 É possível medir a concentração de hidrogênio iônico em uma solução a 
partir de uma escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial 
hidrogeniônico, a escala de pH. Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 
considerado neutro. Os valores menores que sete classificam a solução medida 
como ácida e os maiores que sete, como alcalina ou básica. (UOL EDUCAÇÂO) 
 Para se medir o pH, usam-se substâncias indicadoras, como a 
fenolftaleína e outras. De acordo com a coloração encontrada em meio ao indicador, 
é possível classificar a solução em ácida ou básica apenas comparando a coloração 
com os valores de taxa de viragem (mudança de cor em uma faixa de pH) tabelados. 
 
Indicador 
Cor em pH 
abaixo da faixa 
de viragem 
Faixa de Viragem 
(Intervalo de pH de 
mudança de cor) 
Cor em pH 
acima da faixa 
de viragem 
Amarelo de Metila Vermelho 2,9 – 4,0 Amarelo 
Violeta de Metila Azul 1,5 – 3,7 Roxo 
Alaranjado de Metila Vermelho 3,2 – 4,4 Laranja 
Verde de Bromocresol Amarelo 3,8 – 5,4 Azul 
Vermelho de Metila Vermelho 4,8 – 6,0 Amarelo 
Azul de Bromotimol Amarelo 6,0 – 7,6 Azul 
Vermelho de Cresol Amarelo 7,0 – 8,8 Vermelho 
Fenolftaleína Incolor 8,2 – 10,0 Vermelho 
Amarelo de Alizarina Amarelo 10,1 – 12,0 Vermelho 
 
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Também são usados instrumentos como os medidores de pH por eletrodo 
indicador, que mede as diferenças de potencial elétrico produzidas pelas 
concentrações de hidrogênio e indica o resultado dentro da escala de 0 a 14. (UOL 
EDUCAÇÂO) 
Em algumas soluções, quando se adiciona uma pequena quantidade de um 
ácido ou uma base forte, há uma variação considerável no pH, a exemplo da água 
destilada. Outras soluções, no entanto, conseguem controlar essa mudança de pH, 
como é o caso do sangue humano, de pH 7,4, que consegue manter a variação de 
pH bem pequena, mesmo em meio a ácidos ou bases fortes. Fluidos como o sangue 
são chamados de tampão, já que são resistentes a variações de pH. Um tampão 
precisa de duas substâncias: um ácido que reaja com íons OH- adicionados, e uma 
base que consuma íons H3O+ adicionados, porém a base e o ácido não podem 
reagir entre si. (KOTZ, 2009) 
 
2. Objetivos 
A prática tem por objetivos classificar soluções comerciais como ácidas, 
básicas ou neutras, verificar a faixa de viragem de alguns indicadores, medir o pH de 
soluções salinas, verificar as propriedades de uma solução tampão, determinar a 
constante de ionização de um ácido fraco e titular ácidos e bases escolhendo o 
indicador apropriado para cada determinação. 
 
3. Metodologia 
Uma amostra de ácido foi dissolvida em água e metade dessa solução foi 
titulada com o NaOH. A outra metade e a solução neutralizada foram misturadas e o 
pH resultante foi 4,7. Com essa informação deve-se encontrar Ka para este ácido. 
 
3.1. Medida de pH e soluções ácidas ou básicas 
Verificou-se o pH de amostras de 1 ml de soluções de HCl 1M; 0,1M e 
0,01M, usando papel indicador e, adicionou-se em seguida, duas gotas do indicador 
violeta de metila. O procedimento foi repetido com soluções de ácido acético 
(HC2H3O2) 1M, 0,1M e 0,01M, usando-se, porém, o indicador alaranjado de metila. O 
mesmo foi procedido com NH4OH 1M, 0,1M e 0,01M, utilizando o indicador amarelo 
de alizarina. 
 
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3.2. Preparo de uma solução tampão 
Mediu-se 10 ml de uma solução de ácido acético, que foi diluída em água 
destilada para um volume de 50 ml. O volume foi transferido para um erlenmeyer, 
agitando-se a mistura para homogeneizar. Dividiu-se a solução igualmente em dois 
erlenmeyer de 25 ml cada. A um dos erlenmeyer foram adicionadas 3 gotas do 
indicador apropriado e titulou-se a solução com NaOH 0,2M. A solução titulada foi 
misturada a não titulada e foi agitada. Verificou-se o pH da solução tampão 
preparada com o auxílio do papel de pH. 
 
3.3. Verificação da propriedade de uma solução tampão 
Da solução preparada no procedimento 3.2 retirou-se 25 ml e adicionou-
se 5 gotas de solução NaOH 0,1M, misturou-se bem e foi medido o pH. Aos outros 
25 ml do tampão adicionou-se 5 gotas de HCl 0,1M, e também foi verificado o pH. 
Em seguida mediu-se o pH da água destilada no laboratório. A 25 ml desta água 
foram adicionadas 5 gotas de NaOH 0,1M, e em outra amostra de 25 ml da água 
foram adicionadas 5 gotas de HCl 0,1M. Verificou-se o pH nos dois casos. 
 
3.4. Determinação de ácido acético em vinagre 
Uma bureta foi preparada com solução de NaOH 0,2M. Com uma pipeta 
mediu-se 5 ml de vinagre, transferindo-os depois para um erlenmeyer. Dilui-se o 
vinagre com um pouco de água destilada, adicionou-se 2 gotas do indicador 
apropriado e agitou-se. Lentamente adicionou-se a solução de NaOH 0,2M até a 
mudança de cor no indicador. Anotou-se o volume de NaOH 0,2M gasto. 
 
4. Resultados e Discussões 
A constante de ionização (Ka) encontrada para o ácido que obteve, após 
uma diluição, o pH 4,7 foi encontrada a partir do seguinte cálculo: 
4,7 = Ka = -logKa = 10-4,7 = 1,99 x 10-5 
Para os procedimentos a seguir foram utilizados os seguintes indicadores 
mostrados na tabela 1, que apresenta a cor assumida por cada indicador em meio 
ácido ou alcalino e a faixa de viragem destes. 
 
 
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Tabela 1. Indicadores de pH utilizados na prática. 
Indicador 
Cor em pH 
abaixo da faixa 
de viragem 
Faixa de Viragem 
Cor em pH acima 
da faixa de 
viragem 
Violeta de Metila Azul 1,5 – 3,7 Roxo 
Alranjado de Metila Vermelho 3,2 – 4,4 Laranja 
Fenolftaleína Incolor 8,2 – 10,0 Vermelho 
Amarelo de Alizarina Amarelo 10,1 – 12,0 Vermelho 
 
No procedimento 3.1 foram adicionadas soluções de HCl 1M; 0,1M e 
0,01M a tubos de ensaio, e verificou-se o pH dessas soluções usando papel 
indicador. O pH dessas soluções também foi verificado pelo cálculo: pH = [-log H+], 
que apresentou os mesmos resultados (-log 1=0; -log 0,1=1; -log 0,01=2). Em 
seguida adicionou-se duas gotas do indicador violeta de metila, e observou-se as 
cores que cada solução apresentou. Estes resultados estão expostos na tabela 2. 
 
Tabela 2. Resultados do pH e das cores apresentadas nas soluções de HCl. 
Solução de HCl 1M 0,1M 0,01M 
pH 0 1 2 
Cores das soluções 
com o indicador 
violeta de metila 
Azul Azul Lilás 
Com a verificação do pH das soluções de HCl, conclui-se que estas 
caracterizam-se como soluções ácidas, pois possuem pH menor que 7. 
 
O procedimento anterior foi repetido com soluções de ácido acético 1M; 
0,1M e 0,01M, usando o indicador alaranjado de metila. Os resultados estão 
expostos na tabela 3. 
 
 
 
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Tabela 3. Resultados do pH e das cores apresentadas nas soluções de 
ácido acético. 
Solução de Ácido 
Acético 
1M 0,1M 0,01M 
pH 2 3 4 
Cores das soluções 
com o indicador 
alaranjado de metila 
Vermelho 
Vermelho 
alaranjado 
Laranja 
Conclui-se, através do valor do pH menor que 7, que o ácido acéticotambém caracteriza-se como uma solução ácida. 
 
 O procedimento também foi utilizado com soluções de NH4OH, usando o 
indicador amarelo de alizarina. Na tabela 4 podem ser vistos os resultados. 
 
Tabela 4. Resultados do pH e das cores apresentadas nas soluções de 
NH4OH. 
Solução de NH4OH 1M 0,1M 0,01M 
pH 11 10 9 
Cores das soluções 
com o indicador 
amarelo de alizarina 
Vermelho 
alaranjado 
Laranja Amarelo 
Pelos resultados apresentados, esta solução é básica, já que possui pH 
maior que 7. 
No procedimento 3.2 foi preparada uma solução tampão simples, 
adicionando quantidades molares semelhantes de ácido acético (CH3COOH), diluído 
na forma de vinagre, e acetato de sódio (CH3COONa), que se obteve por meio de 
uma titulação ácido fraco/base forte com o NaOH 0,2M. Essa solução tem a 
capacidade de neutralizar tanto ácidos quanto bases a ela adicionadas. O acetato de 
sódio, o qual é um eletrólito forte, dissocia-se completamente em água: 
 
CH3COONa(s) 
água CH3COO
-
(aq) + Na
+
(aq) 
7 
 
 Foram usados 16 ml de NaOH na titulação. A solução titulada foi 
misturada com a não titulada e obteve-se um pH 4. 
No procedimento 3.3 foram retirados 25 ml da solução tampão preparada 
no procedimento anterior, e adicionou-se 5 gotas de solução NaOH 0,1M. Quando 
se adiciona uma base ao sistema tampão, os íons OH- serão neutralizados pelo 
ácido do tampão: 
CH3COO(aq) + OH
-
(aq) CH3COO
-
(aq) + H2O(l) 
Aos outros 25 ml foram adicionadas 5 gotas de HCl 0,1M. Quando se 
adiciona um ácido, os íons H+ vão ser consumidos pela base conjugada do tampão, 
CH3COO-, segundo a equação: 
CH3COO
-
(aq) + H
+
(aq) CH3COOH(aq) 
 
 O procedimento foi repetido, utilizando-se desta vez água destilada. 
Adicionou-se 5 gotas de solução NaOH 0,1M a 25 ml de água destilada. Também 
foram adicionadas 5 gotas de HCl 0,1M a outros 25 ml desta água. As alterações de 
pH das soluções citadas podem ser vistas na tabela 5. 
 
Tabela 5. Dados obtidos para a verificação das propriedades da solução 
tampão. 
Soluções pH verificado 
Solução Tampão 
4 (solução ácida) 
25 ml de solução tampão + 5 gotas de 
NaOH 0,1M 
4 (solução ácida) 
25 ml de solução tampão + 5 gotas de 
HCl 0,1M 
4 (solução ácida) 
Água Destilada 
7 (solução neutra) 
25 ml de água destilada + 5 gotas de 
NaOH 0,1M 
11 (solução básica) 
8 
 
25 ml de água destilada + 5 gotas de 
HCl 0,1M 
3 (solução ácida) 
Com esses resultados pôde-se comprovar a eficácia da solução tampão, 
observando-se as alterações do pH das soluções controladas por ela, em 
comparação com o pH assumido pela água em meio às mesmas soluções. 
No procedimento 3.4 foram diluídos 5 ml de ácido acético com água 
destilada em um erlenmeyer. A esta solução foram adicionadas 2 gotas do indicador 
fenolftaleína, agitando-se em seguida. Lentamente adicionou-se a solução de NaOH 
0,2M a esta até a mudança de coloração no indicador, que aconteceu depois de 
serem colocados 28 ml de NaOH 0,2M. A partir disso foi possível calcular a 
concentração de ácido acético no vinagre, através da equação que relaciona a 
concentração e volume do ácido acético com a concentração e volume de NaOH 
usado no procedimento. A equação é a seguinte: 
C1 x V1 = C2 x V2 
CCH3COOH x VCH3COOH = CNaOH x VNaOH 
CCH3COOH x 5 ml = 0,2M x 28 ml 
CCH3COOH = 1,12 mol/L 
A concentração de ácido acético presente no vinagre era de 1,12M. 
 
5. Conclusões 
A prática permitiu classificar as soluções de HCl e ácido acético como 
ácidas, as soluções de Na4OH e NaOH como básicas e a água destilada como 
neutra a partir da medição de pH com o papel indicador. No entanto não foi 
verificado o pH de soluções salinas. Foi verificada a faixa de viragem de alguns 
indicadores através de uma tabela com esses valores. Também verificou-se a 
propriedade de uma solução tampão, notando-se que esta controla o pH, pois 
mesmo com a adição de uma substância ácida ou básica este tem uma pequena 
variação. Foi determinada a constante de um ácido fraco que obteve Ka = 1,99 x 10-
5. Foram utilizados os indicadores de pH violeta de metila, que possui faixa de 
viragem entre 1,5-3,7, para as soluções de HCl; alaranjado de metila, que possui 
faixa de viragem entre 3,2-4,4, para as soluções de ácido acético; amarelo de 
alizarina, que possui faixa de viragem entre 10,1-12,0, para as soluções de NH4OH, 
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cada um deles apropriados a uma determinação, de acordo com a sua faixa de 
viragem, para titular ácidos e bases. 
 
6. Referências Bibliográficas 
KOTZ, John C.; TREICHEL JUNIOR, Paul M. Química Geral e Reações Químicas. 
Vol. 2, 5 ed., São Paulo: Cengage Learning, 2009. p. 87. 
 
UOL EDUCAÇÃO. Ácidos e bases: Definições de Arrhenius, Bronsted-Lowry e 
Lewis. Disponível em: <http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/acidos-e-
bases-definicoes-de-arrhenius-bronsted-lowry-e-lewis.htm>. Acesso em: 21 maio 
2016, 22:34. 
 
SOARES, Daiane; LIMA, Aline; ANGÉLICA, Ana; MAIA, Arquimedes; ROCHA, Assis; 
CARLOS, João; MARQUES, Joélia; CAVALCANTE, Reinaldo; AGUIAR, Suzana. 
Laboratório de Química Teoria e Experimental. IFCE, Campus Quixadá.