Relatório de Quimica ACIDO BASE

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1. Introdução 
As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização. Uma vez 
que tanto o ácido quanto a base são consumidos e novos produtos são formados (não 
necessariamente com caráter neutro). 
Utilizando-se da teoria ácido-base de Arrhenius (com íons positivos de hidrogênio e íons 
negativos de hidroxila liberados em meio aquoso), numa reação de neutralização (total ou 
parcial) há sempre formação de moléculas de água líquida – caso ocorra nas CNTP. 
 As reações de neutralização ocorrem quando misturamos um acido e uma base, de 
modo que o pH do meio é neutralizado e se produz água e um sal. 
O ácido libera no meio cátions H+ que se unem aos ânions OH- liberados pela base e, com 
isso, formam-se as moléculas de água. O sal é formado pela união do ânion do ácido com o 
cátion da base. 
Genericamente, temos: 
 
 HA + BOH → H2O + BA 
 
 Ácido Base Agua sal 
Para entender como o meio é neutralizado, pense, por exemplo, num copo contendo ácido 
nítrico, que possui pH aproximadamente igual a 2,0. Digamos que gradativamente vamos 
adicionando leite de magnésia ao ácido. O leite de magnésia é uma solução da base hidróxido 
de magnésio, que possui pH aproximado a 10,0. 
 Quanto maior o pH de uma solução, mais básica ela será, e vice-versa. 
Com o tempo, o pH do ácido nítrico irá aumentar, o que quer dizer que ele está 
sendo neutralizado pelo leite de magnésia. Chegará um ponto em que o pH do meio atingirá o 
valor igual a 7,0, que é o pH da água. Dizemos, então, que o meio está neutro. 
Essa é uma reação de neutralização total, que pode ser expressa pela seguinte equação 
química: 
 
 
Universidade Estácio de Sá – Campus 
Macaé 
Curso: 
Engenharias 
Disciplina: Química Geral 
 
Código: Turma: 
 
Professor (a): Andreia Delatorre Data de Realização: 
 
Nome do Aluno (a): 
Nome do Aluno (a): 
Nome do Aluno (a): 
Nome do Aluno (a): 
Nome do Aluno (a): 
Nº da matrícula: 
Nº da matrícula: 
Nº da matrícula: 
Nº da matrícula: 
Nº da matrícula: 
 
 2 HNO3 + Mg(OH)2 → 2 H2O + Mg(NO3)2 
 
 ÁCIDO BASE ÁGUA SAL NEUTRO 
 
Uma reação de neutralização total ocorre quando a quantidade de íons H+ liberados pelo ácido 
é igual à quantidade de íons OH- liberados pela base. No caso do exemplo acima, foram 
liberados dois H+ e dois OH-. 
No entanto, podem ocorrer reações de neutralizações parciais, ou seja, em que a quantidade 
de íons H+ e OH- liberados pelo ácido e pela base, respectivamente, é diferente. 
Indicadores de pH. 
Com o estudo ácido-base desenvolvido por Arrhenius, se fez necessário à implementação 
de uma escala para poder medir o pH, através do conceito de concentração do íon hidrogênio 
na solução, auxiliado por uma operação matemática determinando assim em valores 
numéricos o valor do pH. 
Usando-se como ponto neutro a água pura cuja concentração é sete (nem ácida nem básica) 
para se determinar o pH usa-se a expressão matemática, em que [H+] é a concentração, em 
mol/L, de hidrogênio. 
pH= – log H+] 
A partir do resultado obtido verifica-se se o valor é acima de 7 sendo pH básico ou abaixo de 
7 sendo pH ácido. Sendo apenas comum essas medidas para substâncias não muito 
concentradas, pois a escala vai de 0-14, quando a solução é muito concentrada os valores 
dão abaixo de zero ou acima de 14. 
Mas para tornar mais práticos os estudos e trabalhos e a fim de facilitar a identificação do 
pH das substâncias (em decorrência de uma possível deficiência de dados para efetuar 
o calculo de pH) foram desenvolvidos diferentes indicadores ácido-base, são substancias 
que alteram sua cor original quando expostos as diferenças de pH. 
 Hidrólise de sais 
As medidas de pH em uma mesma região oceânica permanecem praticamente estáveis mesmo 
com a adição de quantidades significativas de ácidos e bases. Uma explicação para esse fato é 
a presença de espécies químicas que reagem tanto com os íons H+(aq) como com íons OH-
(aq) adicionados ao sistema, de forma que o pH da água do mar praticamente não 
varia. Os vários sais dissolvidos nos oceanos contribuem para o caráter ligeiramente alcalino de 
suas águas e, por isso, o pH delas encontra-se normalmente entre 8,1 e 8,4. As águas 
oceânicas são consideradas sistemas-tampão, ou seja, tem a propriedade de manter o pH em 
sua estreita faixa de valores. 
Esses sistemas naturais permitem a existência de uma grande diversidade de organismos 
que não sobreviveriam em águas que não apresentassem bruscas variações de pH. 
Quando um sal se dissolve em água, os íons se dissociam do retículo cristalino. Alguns desses 
íons são simplesmente cercados por moléculas de água, fenômeno chamado de solvatação. 
Entretanto, há íons que, além de serem rodeados por moléculas de água, reagem com elas e 
esse processo é denominado hidrólise. 
 
A hidrólise de sais corresponde a reação entre a água e os cátions e ou ânions liberados na 
dissolução de um sal. 
Muitos íons são ácidos ou bases de Brönsted-Lowry e reagem com a água, cedendo 
ou recebendo prótons. Assim, é possível preparar uma solução ácida ou básica por meio da 
dissolução de um sal. 
Como exemplo, o carbonato de sódio (Na2CO3) é muito utilizado para produzir soluções 
alcalinas. Em solução aquosa, libera íons de sódio e íons de carbonato, que hidrolisam, 
produzindo íons OH-. 
 
2. Resultados e discussão 
 
2.1 Neutralização. 
 
 Tabela 1 – indicação do pH através do Papel de Tornassol. 
 
 
 
 
 
 
Pode-se perceber que, através da leitura de cores com o papel Tornassol, cada um dos 
reagentes apresentou uma coloração especifica, que pode ser comparada com o padrão e 
assim atribuído uma faixa de pH para cada tubo de ensaio. 
Se misturássemos os três tubos com água, ácido e base, o ácido reagiria com a base formando 
sal e água, essa reação aconteceria em meio hidrolisado, porém isso não afetará o seu 
resultado. Nesse caso, quando misturamos Hidróxido de Sódio e Ácido Cloridrico, obtemos a 
seguinte reação: 
NaOH + HCI -> NaCl + H2O 
 Tabela 2 – indicação do pH através do indicador Fenolftaleína 
 
Tubo com 
Reagente 
Coloração 
Apresentada 
 
Classificação 
 
Tubo 1 Rosa Básico 
1 
2 
Tubo com 
reagente 
 
Reagentes 
Leitura pela 
 faixa de Ph 
 
Classificação 
Tubo 1 NaOH 14 Básico 
Tubo 2 H2O 6 Ácido 
Tubo 3 HCL 0 Ácido 
 
Tubo 2 Incolor Ácido 
Tubo 3 Incolor Ácido 
 
Foi verificado que, a fenolftaleína quando entra em contato com cada solução, se porta de uma 
forma, o primeiro tubo ficou imediatamente rosa, já os outros não apresentaram variação de cor, 
as soluções continuaram incolores. 
 
2.2 Hidrólise. 
 
 Tabela 1 – indicação do pH através do Papel de Tornassol. 
 
 
Tubos 
 
Reagentes 
Indicador 
de pH 
 
Classificação 
 
Tubo A NaCL 6 Ácida 
Tubo B NH4CL 6 Ácida 
Tubo C Na2CO3 11 Basico 
 
 Tubo A (1g de NaCl): Dissolveu totalmente; Temperatura normal; Coloração neutra 
(incolor). PH= 6. 
 Tubo B (1g de NH4Cl): Dissolveu parcialmente; Temperatura resfriada; Coloração neutra 
(incolor). PH= 6. 
 Tubo C (1g de Na2CO3): Dissolveu parcialmente; Temperatura aquecida; coloração rosa. 
PH= 11. 
Calcular a concentração molar (M) do ácido, utilizando como titulado (erlenmeyer)e NaOH 1M 
como titulante (bureta). Utilizar fenolftaleína 1% como indicador. 
Transferiu-se 25 ml de NaOH 1M contido no baquer direto para a bureta, em seguida aferiu-se o 
volume da bureta. Com a pipeta de 5 ml e a pera de sucção adicionou-se 5 ml de HCl para o 
erlenmeyer. Com a pipeta automática adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína no erlenmeyer. 
Após abriu-se a torneira da bureta e pingou gota a gota de NaOH no erlenmeyer que estava em 
constante agitação, depois de depositadas 1,2 ml (gotas) da solução atingiu a cor purpura 
indicando assim meio básico. 
 
2.3 Cálculo da concentração molar 
 
 De acordo com os dados coletados na prática da titulação podemos realizar o cálculo para 
encontrar a concentração molar do HCl: 
 
 
 C1 x V1 = C2 x V2 
Onde: 
C1: concentração do NaOH; 
 V1: volume gasto na titulação (fazer a média aritmética do valor gasto na reação dos dois 
reagentes); 
C2: concentração de HCl que temos que descobrir; 
V2: Volume de HCl contido no Erlenmeyer; 
 
Temos então: 
1 x 12 = C2 x 5 
12 = 5C2 
 C2 = 12 / 5 
C2 = 2,4 mol/L 
 
2.4 Questões: 
 
A – Como é o critério de utilização de indicador? 
R: Os indicadores de ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que tem a propriedade de 
mudarem de cor em função do pH do meio. 
O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou 
uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, 
que apresenta coloração diferente. 
B – Quais os tipos de titulação ácido / base? Explique cada uma delas através de reações. 
 Titulação Ácido forte/Base forte 
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá aproximadamente em pH 7, pois o ácido 
ioniza-se praticamente na totalidade e a base sedissocia praticamente na totalidade. Quando os 
íons H3O+ e OH- reagem, formam água. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação de uma 
solução de HCl com NaOH: 
 
NaOH(aq) → Na+ (aq) + OH- (aq) (dissociação da base) 
(aq) + H3O+ (aq) ↔ 2H2O(l) (a reação de neutralização que ocorre na titulação) 
Numa titulação de uma base forte com um ácido forte ocorre o mesmo tipo de reações e o ponto 
de equivalência é o mesmo, tendo como diferença a forma da curva de titulação (em vez de ser 
crescente é decrescente). 
 Titulação Ácido fraco/Base forte 
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH superior a 7, devido à hidrólise 
do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que origina íons OH–. Ex.: Titulação do ácido acético 
com o hidróxido de sódio: 
NaCH3COO– (aq) → Na+ (aq) + CH3COO– (aq) 
Como o Na+ é uma partícula neutra do ponto de vista ácido-base (cátion de uma base forte não 
hidrolisa), apenas o CH3COO- (ânion de um ácido fraco) sofrerá hidrólise, como mostrado abaixo: 
CH3COO- (aq)+ H2O(l) → CH3COOH(aq) + OH- 
Os iões OH– aumentarão o pH da solução pois irão reagir com H3O+ pela equação: 
(aq) + H3O+ (aq) → 2H2O(l) 
O Na+ e Cl- resultante da reacção entre o ácido forte HCl (ácido clorídrico) e a base forte 
(hidróxido de sódio) são considerados íons neutros em solução, pois não sofrem hidrólise ácida 
ou básica. 
HCl(aq) + NaOH(aq) → Na+ (aq) + Cl- (aq) + H3O+ (l) 
 Titulação Base fraca/Ácido forte 
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH inferior a 7, devido à hidrólise do 
cátion resultante ser ácida. Como a base é fraca, o seu ácido conjugado será forte, que facilmente 
reagirá com a água, formando ions H3O+. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação do 
amoníaco com o ácido clorídrico. 
 Titulação Base fraca/Ácido fraco 
Este caso será exemplificado pela titulação de 100 mL de ácido acético 0.1N (Ka= 1,8 x 10-5) 
com amônia aquosa 0,1 N (Kb= 1,8 x 10-5). O pH no ponto de equivalência será dado por: 
Ex.: A curva de neutralização de 100 mL de CH3COOH 0,1 N com NH3 0,1 N A curva de 
neutralização até‚ o ponto de equivalência, é quase idêntica a do caso em que se usa hidróxido 
 
de sódio 0,1 M (0,1 N)como base; além do ponto de equivalência, a titulação consiste 
virtualmente na adição de uma solução aquosa de amônia 0,1 M (0,1 N) a uma solução 0,1 M de 
acetato de amônio. 
Como nenhuma mudança brusca de pH é observada, não se pode obter um ponto final nítido com 
indicador simples algum. Pode-se algumas vezes encontrar um indicador misto que exiba uma 
mudança de cor nítida num intervalo de pH muito pequeno. Assim, nas titulações de ácido 
acéticoamônia, pode-se usar o indicador misto de vermelho neutro com azul de metileno; mas, de 
um modo geral é melhor evitar-se o uso de indicadores nas titulações que envolvam tanto ácido 
fraco como base fraca. 
C – O que é ponto de equivalência? Dê exemplos com reação e gráficos. 
Ao utilizar o indicador ácido-base Fenolftaleína (3 gotas) no titulado (HCL), verificamos que a cor 
sofreu uma mudança brusca ao ser gotejado 9,5 ml de NaOH (titulante) para neutralizar o titulado. 
Desde modo, percebeu-se que a Fenolftaleína ficou incolor em meio ácida e púrpura. Sendo 
assim, presenciamos o ponto de equivalência, no qual o titulado reagiu completamente com 
o titulante, e que o ponto final da titulação ocorreu quando as concentrações das formas ácida, do 
indicador, foram iguais. 
O critério de utilização de indicador em geral, escolhe-se um indicador cuja faixa de transição se 
sobreponha, o mais próximo possível, ao intervalo onde se verifica a região de maior inflexão da 
curva de titulação. A inflexão da curva de titulação, próxima ao ponto de equivalência, assegura 
que o erro do indicador causado pela não coincidência do ponto final com o ponto de equivalência 
não seja muito grande. 
 
Observe a grande inclinação que o gráfico toma nas proximidades do ponto de equivalência (no 
gráfico, 50mL de NaOH), onde uma pequena quantidade de NaOH em excesso gerará um grande 
acréscimo no valor do pH , por isto, o indicador deverá apresentar um pequeno intervalo de 
viragem, cujo pT (índice de titulação) seja o mais próximo possível do ponto de equilíbrio. 
 
 
3. Conclusões: 
Ao fazer o experimento, observamos que é possível determinar a concentração molar de qualquer 
solução por meio da titulação, desde que tenha-se conhecimento exato da molaridade de uma 
outra substância, que servirá de titulante. Os objetivos propostos foram alcançados, a titulação 
ocorreu bem, ouve a mudança de cor que opera durante a variação brusca do valor de pH, típica 
de uma titulação ácido forte base forte. 
 
4. Referências bibliográficas: 
 http://www.infoescola.com/quimica/reacao-de-acido-base/, acessado em 
23/10/2017 
 
 http://www.brasilescola.com/quimica/reacoes-neutralizacao.htm, acessado em 
23/10/2017 
 
 
 http://focoemquimica.blogspot.com.br/2012/09/hidrolise-de-sais.html, acessado em 
24/10/2017; 
 
 
 
 http://fisbio.biof.ufrj.br/bmw116/Biof_Apost_4.pdf, acessado em 24/10/2017; 
 
 
 
 http://www.brasilescola.com/quimica/indicadores-ph.htm, acessado em 
24/10/2017.