RELATÓRIO Nº 04.4

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UNIVERSIDADE DA INTEGRAÇÃO INTERNACIONAL DA LUSOFONIA AFRO-
BRASILEIRA 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA 
CURSO LICENCIATURA EM QUÍMICA 
 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II 
DOCENTE: Dr: ALUISIO MARQUES DA FONSECA 
DISCENTES: Adriano Lourenço Mendes 
 Jailson José Mafra 
 
 
PRÁTICA Nº 04 
 
 
RELATÓRIO: ÁCIDOS E BASES 
 
 
 
 
 
 
 
 
Auroras 
 22/05/2017 
 
ÁCIDOS E BASES 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Svante August Arrhenius, químico sueco, foi um dos primeiros a sugerir conceitos sobre 
ácidos e bases nos finais do sec. XIX. Baseado em seus experimentos com condutividade 
elétrica em meio aquoso, Arrhenius propôs que os ácidos são todos os compostos que, em 
solução aquosa, se ioniza, produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio (H
+
), 
enquanto que as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH
-
. 
Porém mais tarde os químicos descobriram que as reações entre ácidos e bases também 
ocorriam em meios não-aquosos, e até mesmo na ausência de solvente. A definição teve que 
ser descartada e substituída por uma nova mais ampla. Assim em 1923, o químico 
dinamarquês Johannes Nicolaus Bronsted propôs que um ácido é um doador de prótons e uma 
base é um receptor de prótons. A mesma definição fora proposta independentemente pelo 
químico inglês Thomas Lowry, e a teoria baseada nelas é amplamente conhecida como a 
“teoria de Bronsted-Lowry” de ácidos e bases. Na reação seguinte, o cloreto de hidrogênio 
(HCl) satifaz a definição Bronsted-Lowry de um ácido porque ele doa um próton do H
+
 para a 
água. A água satisfaz a definição de uma base porque ela aceita um próton do HCl (ATKINS, 
2002, p. 513). 
HCl(aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
Segundo Bruni (2013, p. 148), no equilíbrio, a molécula de H2O encontra-se pouco 
dissociada, o que justifica a baixa condutibilidade elétrica de água. Há
 
aproximadamente duas 
moléculas de água que se ionizam em cada 1 bilhão (10
9
) dessas moléculas, 25 °C. A 
constante desse equilíbrio é denominada constante de dissociação da água ou constante de 
autoprotólise, ou ainda produto iônico da água. 
Essa constante é representada por KW, cujo valor pode ser calculado a partir da seguinte 
expressão: KW = [H
+
][OH
-
]. Essa relação descreve tanto a água pura quanto as soluções 
aquosas. A medida que [H
+
] aumenta, [OH
-
] diminui. As soluções ácidas são as que contêm 
mais H
+
(aq) que OH
-
(aq); as soluções básicas contém mais OH
-
(aq) que H
+
(aq). A 
concentração de H
+
(aq)/ pode ser expressa em termos de pH: pH -log[H
+
] e soluções 
neutras quando [H
+
] = [OH
-
]. A 25 ºC o pH de uma solução ácida está abaixo de 7,00; pH 
de uma solução básica está acima de 7,00 e neutra quando o pH= 7,00 . A notação PX é 
também usada para representar o cologaritmo de outras grandezas pequenas, como em pOH e 
pKw. O pH de uma solução pode ser medido com medidor de pH, ou ele pode ser estimado 
usando-se indicadores ácido-base ( BROWN, 2005, p. 571) . 
Indicadores de pH: são substâncias que mudam de cor na presença de íons H
+
 e OH
- 
 livres 
em solução, e assim são usados para indicar se uma solução é ácida ou básica. Assim, basta 
mergulhar a fita do indicador universal na solução desejada e comparar as cores adquiridas 
com a escala-padrão que aparece na embalagem do indicador. 
 
 
 
 
 
 
 
Ácidos fortes são eletrólitos fortes, ionizando completamente em solução aquosa e os fracos 
são eletrólitos fracos; apenas parte das moléculas existe em solução na forma ionizada. 
Constante de ionização ácida é expressa por Ka, que é a constante de equilíbrio para a 
reação: HA(aq) H
+
(aq) + A
-
(aq) 
 Ka =
[𝐻+].[𝐴−].
[HA]
 
Quanto maior valor Ka, mais forte o ácido. A concentração de um ácido fraco e seu 
valor de Ka pode ser usado para calcular o pH de uma solução. 
As bases fortes comuns são os hidróxidos iônicos de metais alcalinos e dos metais alcalinos 
terrosos mais pesados. Os cátions das bases fortes têm acidez desprezível. As bases fracas 
incluem NH3, aminas e ânions de ácidos fracos. A extensão na qual uma base fraca reage com 
Tabela 1 - Exemplo de indicadores utilizados no laboratório de química 
INDICADOR FAIXA DE VIRAGEM MUDANÇA DE COR 
Alaranjado de metila 3,2 - 4,4 vermelho/laranja 
Verde de bromocresol 3,8 - 5,4 amarelo/azul 
Vermelho de metila 4,8 - 6,0 vermelho/amarelo 
Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 amarelo/azul 
Vermelho de cresol 7,0 - 8,8 amarelo/vermelho 
Fenolftaleína 8,2 - 10,0 incolor/vermelho 
Amarelo de alizarina 10,1 - 12,0 amarelo/vermelho 
água para gerar o ácido conjugado correspondente e OH
- 
é medida pela constante de 
dissociação básica, Kb. Essa é a constante para a reação: 
 B(aq) + H2O(l) HB
+ 
(aq) + OH
- 
(aq), onde B é base. 
 Kb =
[𝐵𝐻+].[𝑂𝐻−].
[B]
 
A relação entre a força de um ácido e a força de sua base conjugada é expressa 
quantitativamente pela equação Ka x Kb = Kw, onde Ka e Kb são as constantes de dissociação 
para os pares ácido-base conjugados. O valor de KW, assim como o de todas as constantes de 
equilíbrio, varia com temperatura (BROWN, 2005, p. 572, 590). 
Os valores de [𝐻+] e [𝑂𝐻−] das soluções aquosas variam normalmente em uma extensa faixa 
de números com expoentes negativos. O vinagre, a água e o sangue, por exemplo, têm [𝐻+] 
de aproximadamente 1,0 x 10
-3
 mol.L
-1
, 1,0 x 10
-7
 mol.L
-1
 e 4,0 x 10
-8
 mol.L
-1
, 
respectivamente, para evitar esses valores negativos, o químico dinamarquês Soren Sorensen 
propôs a a transformação desses valores em uma escala mais fácil de ser trabalhadoa por meio 
de logaritmos: a escala de pH. A letra p, minúsculo, vem de potencial (ou potência), e a letra 
H, maiúscula, quer dizer hidrogeniônico (ou concentração de H
+
). O pH de uma solução é 
definida como: pH= -log[𝐻+] →[𝐻+] = 10-pH , em mol.L-1 
De forma semelhante, define-se o pOH (potencial hidroxiliônico) como: 
 pOH= -log[𝑂𝐻−] →[𝑂𝐻−] = 10-pOH , em mol.L-1 
A determinação experimental da concentração de uma solução pode ser por meio de um 
procedimento denominado titulação, o qual envolve a adição de uma solução de concentração 
conhecida- titulante- a uma solução de concentração desconhecida- o titulado. O titulado é 
colocado em um frasco (erlenmeyer) com algumas gotas de um indicador ácido-base e o 
titulante é colocado em uma bureta, assim o gotejamento deve ocorrer até o ponto de 
equivalência, situação em que a quantidade de íons de OH
- 
( ou H
+
), em mol adicionado como 
titulante, iguala-se á quantidade de íons H
+ 
(OH
-
), presente na solução inicial. O ponto de 
equivalência ocorre quando a quantidade adicionada de titulante, em mol, é igual á 
determinada pela proporção estequiométrica para reação com o titulado. Esse ponto é 
indicado pelo momento de mudança de cor de um indicador, conhecido por ponto de viragem 
do indicador (BRUNI, 2013, p.151, 153, 154). 
2. OBJETIVOS 
 
 Identificar experimentalmente ácidos e bases através do uso dos indicadores; 
 Observar as propriedades dos indicadores; 
 Determinar a quantidade de um ácido (ou base) através de titulação ácido-base. 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1.MATERIAS: 
 
 Papel de indicador; 
 Seringa, 
 3 tubos de ensaio; 
 Pipeta volumetrica; 
 Pipeta graduada; 
 Buretade 50 mL; 
 2 erlenmeyers de 125 mL; 
 Pisseta com água destilada 
 Bastão de plastico; 
 Suporte metálico com agarrador para bureta. 
 
3.2. REAGENTES OU SUBSTÂNCIAS: 
 
 Vinagre; 
 Veja orginal; 
 Detergente; 
 Água destilada; 
 NaOH 0,1 mol/L; 
 HCl 0,1 mol/L; 
 Indicadores: amarelo de metila, azul de bromotimol e fenolftaleína; 
 
3.3.MÉTODOS 
Parte 1 
Usou-se papel indicador para verificar o pH das seguintes soluções comerciais: 
vinagre, veja original e água destilada, e numa tabela anotou-se resultado de cada 
solução analisada. 
Parte 2 
Foi escolhido entre as soluções encontradas na bancada, a solução de NaOH 0,1 mol/L 
e fez-se os seguintes testes: 
Primeiramente enumerou os tubos ensaio de 1 a 3, seguida colocou-se em cada um dos 
três tubos 1 mL, desta solução escolhida e foi verificado o seu pH usando o papel 
indicador e registrou-se o resultado observado. Depois em cada um dos três tubos 
foram colocados duas gotas de um indicador ( um indicador diferente em cada tubo) e 
numa tabela anoutou-se a mudança de coloração observada. 
Parte 3 
Foi preparado uma bureta com a solução de NaOH 0,1m/L. Com auxilio de uma 
pipeta graduada e seringa foi transferido 5mL de vinagre para um erlenmeyer e no 
outro erlenmeyer repetiu-se o mesmo procedimento, assim enumerou os de 1 e 2 
respectivamente. Em seguida adicionou-se 50 mL de água destilada e 2 duas gotas de 
fenolftaleína em cada erlenmeyer. Realizou-se uma titulação adicionando 
gradualmente a solução de NaOH da bureta à solução de vinagre contido no 
erlenmeyer 1, agitando-se continuamente com movimentos circulares. Continuaram-se 
as adições de base gota a gota, tomando-se o cuidado na detecção do ponto final até 
que a solução rosa apareceu. Anotou-se o volume gasto. Repetiu-se os mesmos 
procedimentos no erlenmeyer 2. Achou-se a média da 1ª e 2ª titulação e calculou-se a 
concentração do ácido acético no vinagre. 
4. RESULTADOS E DESCUSSÕES 
 
Parte 1- Medição de pH das soluções comercias 
 
A seguinte tabela resume os resultados obtidos na medição de pH das soluções 
comercias através de papel indicador. 
 
 
 
Tabela 2- pH das soluções comercias 
 
SOLUÇÃO CORMERCIAL pH de SOLUÇÃO 
Vinagre 3 
Veja Original 9 
Detergente 7 
Água Sanitária 12 
 
De acordo com a teoria, pH menor que 7 a substância é ácida, igual a 7 a substância é 
neutro e quando maior que 7 a substância é base. Assim concluímos que a solução de 
vinagro é acida porque tem o pH menor que 7, a solução de detergente é neutra porque 
tem o pH igual a 7 e já a solução de veja original e de água sanitária são bases porque 
têm pH maiores que 7. 
 
 
Parte 2- Uso de diferentes indicadores para determinar o pH de NaOH 0,1 M 
 
 
Segunda a teoria, em solução básica, indicador azul de bromotimol fica azul, amarelo de 
metila fica amarelo e fenolftaleína fica rósea. Logo concluímos as mudanças observadas 
conforme a tabela em cima está de acordo com a teoria. 
Tabela 3- 
Solução: Hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
Indicador: Azul de 
bromotimol 
 
 
Vermelho de metila 
 
Fenolftaleína 
Mudança de cor 
observada 
 
Azul 
 
Amarelado 
 
 Rósea 
pH aproximado: 14  12  < 14 
Parte 3- Determinação de concentração de ácido acético em vinagra 
Eis equação da reação ocorrida entre de potássio e hidróxido de sódio. A reação ocorre na 
proporção de 1:1: 
CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O 
 
Tabela 4- Resultado de Titulações 
 
Volume de NaOH gasto na titulação 
1ª Titulação 23 mL 
2ª Titulação 23,5 mL 
 
 
Calculando média, assim fica: 
𝑉𝑚 =
23 + 23,5
2
= 23,25𝑚𝑙 
 
 
 
 Cálculos: 
M CH3COOH . V CH3COOH = MNaOH . VNaOH 
m1 . V1 = m1 . V2 
m1 . 5 ml = 0,1 M . 23,25ml 
m1 = 0,47M 
De acordo com calculos feitos a concentração do ácido acetico é de 0,47 M 
 
5. CONCLUSÃO 
Conclui-se que por além de usar o medidor do pH para medir pH de substância ou solução, 
pode se também determinar o pH através de vários meios como papel indicador ou 
indicadores líquidos (como fenolftaleína, azul de bromotimol, amarelo de metila e entre 
outros), para conhecer o pH e também reconhecer se uma substância ou solução é acida ou 
básica e não só, os indicadores também são importantes na determinação de concentração de 
uma substância através do processo de titulação. 
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce Edward. Química: a ciência 
central. 9. ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005. 
BRUNI, Aline Thais, Ser protagonista: química. 2. ed. São Paulo: Edições SM, 2013.