Relatório de Química Experimental Ácidos, bases, óxidos e sais

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RESUMO 
Neste relatório discutiremos sobre ácidos e bases e o como se comportam na 
presença de dois indicadores: azul de bromotimol e fenolftaleína. Apresentaremos também os 
resultados de determinação do caráter ácido-básico de algumas substâncias com a utilização 
desses indicadores, conforme experimento realizado durante a disciplina de Química 
Experimental. 
Também será abordado o comportamento de os óxidos e os sais em contato com os 
indicadores citados acima, além de apresentarmos algumas reações observadas durante o 
experimento. 
1 INTRODUÇÃO 
Os ácidos e as bases estão entre as substâncias químicas mais comuns e importantes. 
O conceito de Arrhenius de ácidos e bases, em sua versão mais moderna, define um ácido 
como qualquer substância que pode aumentar a concentração do íon hidrônio, H3O
+, em 
solução aquosa como, por exemplo, o HCl, que reage com a água de acordo com a equação 
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 → 𝐻3𝑂
+ + 𝐶𝑙 
Por outro lado, uma base é uma substância que aumenta a concentração do íon hidróxido, OH- 
em água como, por exemplo, o NaOH, que sofre dissociação: (BRADY e HUMISTON,1986) 
𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 → 𝑁𝑎
− + 𝑂𝐻 
O conceito de Arrhenius no entanto, limita a definição de ácidos e bases à soluções 
aquosas. Então em 1923, o químico dinamarquês Johannes Brønsted e o químico inglês 
Thomas Lowry propuseram, independentemente, uma nova abordagem que diz que um ácido 
é um doador de prótons, e uma base é um receptor de prótons. Essa definição ficou conhecida 
como teoria de Brønsted-Lowry de ácidos e bases. (ATKINS e JONES, 2006) 
Em qualquer equilíbrio ácido-base tanto a reação direta (para a direita) quanto a 
reação inversa (para a esquerda) envolvem transferências de prótons – do ácido para a base. 
Cada ácido tem uma base conjugada, formada pela remoção de um próton de seu ácido. 
Analogamente, cada base tem associada a ela um ácido conjugado, formado pela adição de 
um próton à base. Em muitas reações ácido-base, podemos identificar dois conjuntos de pares 
ácido-base conjugado. Como, por exemplo, na reação do ácido nitroso com a água: 
 
2 
 
Base 
conjugada 
Base 
remover H+ 
Ácido 
conjugado 
adicionar H+ 
Ácido 
conjugado 
Ácido 
adicionar H+ 
Base 
conjugada 
remover H+ 
 
 
𝐻𝑁𝑂2(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝑂2
−(𝑎𝑞) + 𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞) 
 
 
Igualmente para a reação entre NH3 e H2O, temos: 
 
𝑁𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4
+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) 
 
 
Percebemos então que a água pode se comportar como ácido ou como base, dependendo da 
reação, sendo portanto um exemplo de substância antiprófica. (BROWN e LEMAY e 
BURTEN, 2005) 
Alguns ácidos são melhores doadores de prótons que outros; algumas bases são 
melhores receptoras de prótons que outras. Se ordenarmos os ácidos em ordem de habilidades 
em doar próton, descobriremos que quanto mais facilmente uma substância doa um próton, 
menos facilmente sua base conjugada o aceita. Analogamente, quanto mais facilmente uma 
base aceita um próton, menos facilmente seu ácido conjugado o doa. Em outras palavras, 
quanto mais forte o ácido, mais fraca sua base conjugada; quanto mais forte a base, mais fraco 
é seu ácido conjugado. 
Os ácidos e bases podem ser agrupados em três categorias abrangentes com base em seus 
comportamentos em água, como mostrado a seguir: (BROWN e LEMAY e BURTEN, 2005) 
1. Os ácidos fortes transferem completamente seus prótons para a água, não deixando 
nenhuma molécula não dissociada. Suas bases conjugadas têm tendência desprezível 
em abstrair prótons em solução aquosa. 
2. Os ácidos fracos dissociam-se apenas parcialmente em solução aquosa e, 
consequentemente, existem em solução como uma mistura de moléculas de ácido e 
íons constituintes. As bases conjugadas de ácidos fracos mostram ligeira habilidade 
Ácido 
Base 
3 
 
para remover prótons da água (As bases conjugadas de ácidos fracos são bases 
fracas). 
3. As substâncias com acidez desprezível são aquelas que contém hidrogênio, mas não 
demonstram qualquer comportamento ácido em água. Suas bases conjugadas são 
fortes, reagindo completamente, abstraindo prótons das moléculas de água para 
formar íons OH-. 
Os óxidos são compostos binários (compostos por dois elementos iônicos ou 
moleculares), onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Os óxidos básicos são 
compostos iônicos onde um óxido se liga a um metal, e ao reagirem com água formam uma 
base (ou seja, são provenientes de uma base desidratada). Ao reagirem com um ácido formam 
sal e água. CaO, BaO, Na2O, K2O são exemplos de óxidos básicos Os óxidos ácidos são 
compostos moleculares onde um óxido se liga a um ametal, e ao reagirem com água formam 
um ácido (ou seja, são provenientes de um ácido desidratado). Ao reagirem com uma base, 
formam sal e água. CO2, SO3, NO2, SO2 são exemplos de óxidos ácidos. NO2, NO e CO são 
óxidos neutros e também são compostos moleculares. Esses óxidos não reagem com água, 
bases ou ácidos. (PERUZZO e CANTO, 2009) 
Os sais são obtidos a partir de uma reação de neutralização entre uma base e um 
ácido. Isto é, são compostos iônicos que contém cátion proveniente de uma base e ânion 
proveniente de um ácido. Os sais podem ser classificados em fortes, fracos e neutros. Os sais 
neutros se dão a partir da reação de um ácido forte com uma base forte, e a reação de 
neutralização é completa (reagem todos os H+ do ácido e todas as OH- da base). Os sais 
ácidos se dão a partir da reação de um ácido forte e uma base fraca, e ocorre uma reação de 
neutralização parcial do ácido (O cátion desse tipo de sal sofre hidrólise, isso é, reage com a 
água produzindo H+ ou H3O+). Os sais básicos se dão a partir da reação de um ácido fraco 
com uma base forte, e ocorre uma reação de neutralização parcial da base (O ânion desse tipo 
de sal sofre hidrólise, isto é, reage com água produzindo OH-). (RUSSEL, 1994) 
Para medir o nível de acidez e alcalinidade das soluções podemos utilizar a escala de 
pH. A sigla pH significa potencial hidrogeniônico e indica o teor de íons hidrônio (H3O
+
(aq)) 
livres por unidade de volume da solução. Quanto mais hidrônios houver no meio, mais ácida 
será a solução. Por consequência, podemos dizer que quanto mais íons OH-(aq) houver no 
meio, mais básica será a solução. (ATKINS e JONES, 2006) 
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FONTE: ATKINS e JONES, 2006, p. 574 
Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a 
propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio, indicando portanto se a solução é 
ácida, básica ou neutra. Dois exemplos desses indicadores são o azul de bromotimol e a 
fenolftaleína. O azul de brometimol reage na faixa de pH entre 6,0 a 7,6 e apresenta cor 
amarela em pH abaixo da viragem (solução ácida), cor verde em pH igual a 7,0 (solução 
neutra) e cor azul em pH acima da viragem (solução básica). A fenolftaleína reage na faixa de 
pH entre 8,2 a 10,0 e fica incolor em pH abaixo da viragem (outras funções) e apresenta cor 
rosa em pH acima da viragem (base). (FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas) 
 
2 OBJETIVOS 
Identificar as funções inorgânicas ácido, base, sal e óxido. Testar o uso de 
indicadores. 
 
3 PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
16 tubos de ensaio, 1 estante para tubos de ensaio, 7 béquer, 1 placa de petri, 1 
espátula, 1 canudo plástico, 1 óculos de proteção, 1 conta gotas, água, azul de bromotimol, 
fenolftaleína, solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1, solução de hidróxido de sódio 
(NaOH) 0,1 mol L-1, vinagre branco puro, Sabão em pó, suco de limão, leite de magnésia, 
cloreto de sódio (NaCl), cloreto de amônio (NH4Cl), carbonato de sódio (Na2CO3). 
3.2 PROCEDIMENTO 
 Parte 1: Ácidose bases 
a) Foram numerados os tubos de ensaio das estantes A e B de 1 a 6, considerando-se as 
soluções abaixo. O procedimento foi realizado para os tubos das estantes A e B; 
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1. Solução de ácido clorídrico 0,1 mol L-1 4.Sabão em pó em água 
2. Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1 5.Suco de limão 
3. Vinagre branco puro 6.Solução de leite de magnésia em água 
 
b) Foram Transferidos, com o auxílio do conta-gotas, as substâncias a serem testadas 
para os respectivos tubos de ensaio, de forma que o líquido preencheu 
aproximadamente 3 cm do tubo; 
c) Na estante A foram adicionadas 3 gotas de azul de bromotimol em cada um dos 
tubos. Foi anotada a cor e relacionada com o caráter ácido-básico. 
d) Na estante B foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína em cada um dos tubos. Foi 
anotada a cor e relacionada com o caráter ácido-básico. 
 
 Parte 2: Óxidos e sais 
1ª Etapa: Óxido básico 
a) Foi colocada uma ponta da espátula de óxido de cálcio na placa petri e adicionado 
água; 
b) Foram pingadas 4 gotas de fenolftaleína e imediatamente foi observado. Em seguida 
foi escrita a equação da reação entre o óxido de cálcio e a água. 
 
2ª Etapa: Óxido ácido 
a) Foi colocado cerca de 10 mL de água destilada num tubo de ensaio; 
b) Foram adicionadas 4 gotas de azul de bromotimol. Com o auxílio de um canudinho 
de plástico e uso de óculos de proteção, foi soprado dentro da solução. 
c) Foi gotejada a solução de NaOH 1,0M até a viragem do indicador. 
 
3ª Etapa: Hidrólise de sais 
a) Foi colocado uma ponta de espátula de cada um dos sais indicados abaixo nos seus 
respectivos tubos de ensaio e, em seguida, foram adicionados cerca de 10 ml de água a 
cada um deles: 
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No tubo A: NaCl 
No tubo B: NH4Cl 
No tubo C: Na2CO3 
 
b) Por fim, foi verificado por meio de um indicador (azul de bromotimol) se as 
soluções eram ácidas, básicas ou neutras. 
 
4 RESULTADOS E DISCUSÕES 
Na primeira parte do processo, após transferir as soluções para o tubo de ensaio, 
adicionou-se em seguida uma quantidade de Fenoftaleína em uma fileira. 
Observou-se que as soluções no tubo adquiriram colorações rosas e incolor de acordo 
com o Ph ácido, base, respectivamente. O resultado é mostrado abaixo: 
 Tubo 1 incolor -HCl 
 Tubo 2 rosa -NaOH 
 Tubo 3 incolor -Vinagre 
 Tubo 4 rosa -Sabão em pó 
 Tubo 5 incolor -Suco de limão 
 Tubo 6 rosa -Leite de Magnésio 
 
Com isso, foi possível concluir quais foram as soluções ácidas e as básicas. 
 
Ácidos Base 
Tubo 1: HCl Tubo 2: NaOH 
Tubo 3: Vinagre Tubo 4: Sabão em pó 
Tubo 5: Suco de Limão Tubo 6: Leite de Magnésio 
 
Na próxima etapa, adicionou-se Azul de Bromotimol para medir o Ph das soluções de 
acordo com a mudança da coloração que irá variar do amarelo até o azul sendo assim, Ph 
ácido e básico, respectivamente. 
 
 Tubo 1 amarelo -HCl 
 Tubo 2 azul -NaOH 
 Tubo 3 amarelo -Vinagre 
 Tubo 4 azul -Sabão em pó 
 Tubo 5 amarelo -Suco de limão 
 Tubo 6 azul -Leite de Magnésio 
 
 
 
 
 
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Ácidos Base 
Tubo 1: HCl Tubo 2: NaOH 
Tubo 3: Vinagre Tubo 4: Sabão em pó 
Tubo 5: Suco de Limão Tubo6: Leite de Magnésio 
 
 Óxidos e Sais 
Utilizou-se um filtro de papel com uma pequena quantidade de CaO. Assim, 
adicionou-se água e um pouco de fenolftaleína. Observando, assim, a coloração rosa. Dessa 
maneira, podemos concluir que CaO é um óxido pois: 
CaO + H2O => Ca(OH)2 
Óxido básico reagindo com água forma uma base. 
Adicionou-se 10 mL de água destilada na proveta. Transferiu-se para um tubo de 
ensaio (2óxido). Adquiriu-se coloração verde com a gota de Bromotimol. Ao soprar no 
líquido utilizando um canudo, a solução adquiriu-se uma coloração amarela pois: 
H2O + CO2 => H2CO3 
Assim, formando um óxido ácido. 
Ao adicionar 5 gotas de Hidróxido de Sódio (NaCl) a solução passa a ter a coloração 
azul devido a mudança de Ph. 
2 NaOH + H2Co3 => Na2Co3 + 2 H2O 
 
Ácido em contato com uma base, forma um sal. Tal reação é conhecida como 
neutralização. 
Hidrólise de Sais 
NaOH + HCl => NaCl + H2O 
Base Forte - Neutro 
NH3 + HCl => NH4Cl 
Base fraca - Ácido forte 
NaOH + H2CO3 => Na2CO3 + H2O 
Base Forte - Ácido fraco 
Colocou-se NaCl, NH4Cl e Na2CO3, respectivamente em diferentes tubos de ensaio. 
Adicionou-se água e Azul de Bromotimol. Com isso, observou-se que: 
Solução Coloração 
NaCl Verde 
NH4Cl Amarelo 
Na2CO3 Azul 
 
Pode-se concluir que são neutro, ácido e básico, respectivamente. 
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5 CONCLUSÃO 
Conseguimos observar o comportamento dos indicadores em contato com as 
soluções, e foi possível classificar ácidos e bases. Os resultados encontrados bateram com as 
informações encontradas na literatura para compostos ácidos e básicos. 
Da mesma forma, conseguimos através das observações e conhecimentos prévios, 
aqui apontados determinar as equações das reações de um óxido básico, óxido ácido e da 
hidrólise de um sal. Alguns desses resultados também puderam ser comprovados através da 
literatura adotada. 
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 3ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
BROWN, Theodeore L.; LEMAY, H. Eugene, BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência 
central. 9ed. São Paulo: Pearson, 2005. 
BRADY, James E; HUMISTON, Gerard E. Química Geral, Vol 1. 2ed. Rio de Janeiro: LTC, 
1986. 
PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite do. Química na abordagem do 
cotidiano. 5ed. São Paulo: Moderna, 2009. v. 1 e 2. 
RUSSEL, John Blair. Química Geral. 2ed. São Paulo: Makron Books, 1994 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Indicadores ácido-base. Mundo Educação. Disponível 
em https://www http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm>. 
Acesso em 28 de janeiro de 2018. 
 
 
 
 
 
 
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7 ANEXOS 
6. Atividades de Verificação 
1) Apresente os resultados da Parte 1 do experimento, sob a forma de uma tabela, 
classificando cada uma das soluções como ácida ou básica. 
2) Discorra sobre a escala de pH, indicando quais valores pode assumir. 
3) O que são indicadores? Dê exemplos. 
4) Discorra sobre o caráter ácido, básico e neutro de óxidos e sais, dando exemplos. 
Q1) 
Soluções Estante A 
(azul de bromotimol) 
Estante B 
(fenolftaleína) 
Ácido clorídrico Ácido - amarelo Outras funções - incolor 
Hidróxido de sódio Base -azul Base - vermelho 
Vinagre branco Ácido Amarelo Outras funções - incolor 
Sabão em pó em água Base -azul Base - vermelho 
Suco de limão Ácido - amarelo Outras funções - incolor 
Leite de magnésia em água Base - azul Base - vermelho 
 
Q2) Para medir a acidez ou a basicidade de uma solução, usamos uma escala denominada 
escala de pH, que varia de zero(soluções muitos ácidas) até 14 (soluções muito básicas). O 
valor pH= 7 indica uma solução neutra (nem ácida nem básica). 
Q3) Indicadores são substâncias que mudam de cor em valores bem definidos de pH. A 
mudança de cor é chamada, usualmente, de viragem do indicador. Exemplos de indicadores : 
azul de bromotimol , fenolftaleína e alaranjado de metila. 
Q4) Ácido é todo composto que, dissolvido em água, origina H+ como único cátion (o ânion 
varia de ácido para ácido). Exemplo: HF, HCl , HCN 
Base é todo composto que ,dissolvido e água , origina OH- como único ânion (o câtion varia 
de base para base). As bases de arrhenius são compostos iônicos formados por um câtion de 
elemento metálico ligado ionicamente ao íon OH-. Exemplo [Na+] [OH-] NaOH 
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Assim, para Arrhenius, o ion H+ é responsável pelo sabor azedo dos ácidos e por sua ação 
sobre os indicadores. Da mesma forma, o íon OH- é responsável pelo sabor adstringente das 
bases, por sua ação sobre indicadores e pelo ataque à pele, tornando-a escorregadia. 
Óxidos é todo composto químico formado pelo oxigênio e um outro elemento que não seja o 
flúor. Exemplo: NO (monóxido de mononitrogênio ) ,CO (monóxido de monocarbono). 
Sal é um composto iônico que contém cátion proveniente de uma base e ânion proveniente de 
um ácido. Exemplo: NaCl (cloreto de sódio) , KNO2 (nitrito de potássio)