Relatório Acidez e Basicidade

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Faculdade SENAI CETIQT
Engenharia Química - Química Experimental I
Acidez e Basicidade
Ana Beatriz Freitas
Carolina Barbosa Paiva
Giovani Landim Montagna
Letícia Borges Lima
Outubro 2014.
Objetivo 
O objetivo do procedimento foi desenvolver o conhecimento sobre a acidez e a basicidade dos diferentes compostos químicos com a utilização de papel tornassol azul e vermelho, papel indicador universal, a adição de um indicador de pH na solução em análise (alaranjado de metila e fenolftaleína) e abordar o conceito de pH e pOH.
Introdução 
	Os ácidos e bases são compostos que estão presentes praticamente em todo nosso dia a dia. Os Ácidos são substâncias que em uma solução aquosa são ionizados desprendendo íons H+, já as bases são substâncias que em uma solução aquosa passam por uma dissociação iônica lançando o ânion OH- (hidroxila). Alguns alimentos têm a característica de serem ácidos, como as frutas cítricas, que em excesso podem prejudicar o bom funcionamento do sistema digestivo, causando úlceras. Nas frutas cítricas encontra-se o ácido cítrico, na maçã o ácido málico. Já os iogurtes contém o ácido lático. E também há substâncias que são produzidas pelo corpo humano de caráter ácido, como o ácido clorídrico, um componente do suco gástrico que é responsável pela digestão. Ao passo que as bases entram na rotina como componentes dos produtos de limpeza e de higiene pessoal, as mais frequentemente usadas é os produtos a base de amônia (Figura 1). O hidróxido de sódio é comumente usado na limpeza de tubulações, e bases de força mediana nos produtos de higiene corporal, pois bases muito fortes ressecam a pele. Estudar esses dois torna possível estabelecer uma escala para aferir o teor de acidez ou basicidade de uma dada substância. Esse instrumento é conhecido como escala de pH (Potencial Hidrogeniônico), uma escala logarítmica que mede o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma determinada solução, apresentando valores que variam de 0 a 14, sendo que o 7 é considerado neutro. As substâncias com valores compreendidos entre 0 (que representa a acidez máxima) e 7 são consideradas ácidas. Já as substâncias que estão entre 7 e 14 (que representa a alcalinidade máxima) são consideradas alcalinas (ou básicas). 
	
 
Figura 1: Tabela de produtos do cotidiano e seus pHs
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O pH pode ser determinado pela adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a fenolftaleína, o alaranjado de metila e o azul de bromotimol. Também são usados indicadores como o Papel Tornassol e o Papel Indicador de pH. Matematicamente o “p” equivale ao simétrico do logaritmo de base 10 da atividade dos íons a que se refere. Para os íons H+:
1.1 Papel de Tornassol: é um papel indicador imerso por uma tinta orgânica que tem sua cor alterada na presença de ácidos e bases. É usado quando se deseja determinar somente se a solução é ácida ou básica, pois este papel não prover nenhuma informação adicional. 
O papel de tornassol pode se apresentar em três cores diferentes (Figura 2): o vermelho, que mede as soluções alcalinas, o azul que mede as soluções ácidas; e o neutro que mede os dois. Foram utilizados no experimento apenas o vermelho e o azul.
Figura 2: Tipos de papel de tornassol.
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1.2 Papel Indicador Universal: são tiras de papel (Figura 3) que apresentam diferentes cores para cada pH de 0 a 14. Quando pingamos uma gota da solução no papel ocorrem diferentes reações com as substâncias presentes no papel e muda de cor conforme o pH de cada solução, há uma tabela que serve para compararmos a cor encontrada com o seu respectivo pH.
Figura 3: Papel indicador universal.
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1.3 Adição de um indicador de pH na solução em análise: os indicadores químicos são substâncias líquidas que mudam de cor no meio ácido e básico. Esses indicadores quando colocados em soluções ácidas ou alcalinas tem sua cor alterada, sendo assim muito utilizadas para indicar o caráter ácido ou alcalino de uma solução. Foram utilizadas no experimento as substâncias: fenolftaleína e alaranjado de metila. 
a) Fenolftaleína: é uma substância C20H14O4 empregado como indicador nas análises de pH. 
b) Alaranjado de Metila: é um indicador frequentemente empregado por sua distinta mudança de coloração. 
1.4 Medidor de pH (pHmetro): o pHmetro (Figura 4) é constituído basicamente por um eletrodo e um circuito potenciômetro. De todos os métodos, este é o mais operacional, em que se usa eletrodos sensíveis ao íon hidrogênio. Nesse método, o pH é determinado pela força eletromotriz produzida em um eletrodo sensível ao pH contra um eletrodo de referência, geralmente Ag/AgCl. Para a medição de pH é necessário a constituição de uma curva de calibração tipo x,y. Esse método não foi ensinado e nem utilizado em sala de aula.
Figura 4: Medidor de pH (pHmetro digital)
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Materiais e Reagentes
De acordo com o procedimento de medição de pH, utilizou-se os seguintes materiais e reagentes existentes na Tabela 1:
Tabela 1: Tabela referente aos Materiais e Reagentes utilizados.
	Materiais
	Reagentes
	Papel Indicador Universal de pH (com escala de zero a 14)
	NaOH (Hidróxido de Sódio)
	Papel de Tornassol (azul e vermelho)
	HCl (Ácido Clorídrico)
	Béquer
	NaHCO3(Bicabornato de Sódio)
	Bastão de Vidro 
	H2O (Água)
	Pipeta
	
	Pipetador
	
	Tubo de Ensaio 
	
	Estante
	
	Alaranjado de Metila
	
	Fenolftaleína
	
Procedimento Experimental
Nessa aula foram dados os seguintes passos para cada solução,as quais estão dispostas em ordem crescente de pH:
Solução de HCl (Ácido Clorídrico)
Preparou- se a solução no bécher;
Distribuiu-se a solução em dois tubos de ensaio, com 1ml em cada tubo;
No tubo de ensaio 1, colocou- se a fita medidora de pH;
Depois de encostada na solução, foi colocada perto da tabela de cores em que é avaliado sua escala de acidez/basicidade;
Foi determinado seu pH por via da escala de cores de 0 a 14, seu resultado foi 2, o que significa que se trata de uma solução com caráter ácido;
No mesmo tubo de ensaio foi mergulhado o papel de tornassol azul e logo retirado, sua cor ficou rosa, o que confirma seu caráter ácido. O papel de tornassol vermelho, quando mergulhado no mesmo tubo de ensaio, permaneceu na sua coloração normal;
No Tubo de ensaio 1 foi pingado uma gota de alaranjado de metila, que de coloração laranja se tornou vermelho bem intenso em contato com a solução;
No tubo de ensaio 2 foi pingado uma gota de fenolftaleína, de coloração incolor permaneceu incolor em contato com a solução.
De acordo com seu pH, pode-se fazer outras avaliações.
Medir-se-á aqui o seu pOH, que nada mais é do que o potencial hidroxiliônico, o qual expressa a bacisidade em termos da concentração de [OH-] presente na solução.
Por molaridade, entende-se o valor da concentração de alguma substância (em mols) numa solução, considerando apenas o volume do solvente. Usando a propriedade dos logaritmos usados na conta de pH, descobre-se o valor da concentração de H+ e OH- contida nessa primeira solução:
pH = -log [H+]
2= -log [H+]
[H+] = 10^-2 mol/L
pOH = -log [OH-]
12 = -log [OH-]
[OH-] = 10^-12 mol/L
Solução deNaHCO3 (Bicarbonato de Sódio)
Preparou- se a solução no bécher;
Distribuiu-se a solução em dois tubos de ensaio, com 1ml em cada tubo;
No tubo de ensaio 1, colocou- se a fita medidora de pH;
Depois de encostada na solução, foi colocada perto da tabela de cores em que é avaliada sua escala de acidez/basicidade;
Foi determinado seu pH por via da escala de cores de 0 a 14, seu resultado foi 8, o que significa que se trata de uma solução com caráter básico;
No mesmo tubo de ensaio foi mergulhado o papel de tornassol vermelho e logo retirado, sua cor ficou azul, o que confirmaseu caráter alcalino;
No Tubo de ensaio 1 foi pingado uma gota de alaranjado de metila, que permaneceu laranja;
No tubo de ensaio 2 foi pingado uma gota de fenolftaleína, de coloração incolor se transformou em uma coloração rósea em contato com a solução.
Medindo o seu pOH:
Calculando a concentração de íons H+ e OH-, tem-se:
pH = -log [H+]
8 = -log [H+]
[H+] = 10^-8 mol/L
pOH = -log [OH-]
6 = -log [OH-]
[OH-] = 10^-6 mol/L
Solução de NaOH (Hidróxido de Sódio)
Preparou- se a solução no bécher; 
Distribuiu-se a solução em dois tubos de ensaio, com 1ml em cada tubo;
No tubo de ensaio 1, colocou- se a fita medidora de pH;
Depois de encostada na solução, foi colocada perto da tabela de cores em que é avaliado sua escala de acidez/basicidade;
Foi determinado seu pH por via da escala de cores de 0 a 14, seu resultado foi 14, o que significa que se trata de uma solução com caráter alcalino;
No mesmo tubo de ensaio foi mergulhado o papel de tornassol azul e logo retirado, sua cor permaneceu azul, o que confirma seu caráter básico. O papel de tornassol vermelho, quando mergulhado no mesmo tubo de ensaio, ficou azul;
No Tubo de ensaio 1 foi pingado uma gota de alaranjado de metila, que de coloração laranja permaneceu laranja em contato com a solução;
No tubo de ensaio 2 foi pingado uma gota de fenolftaleína, de coloração incolor se transformou em rosa bem intenso em contato com a solução.
Calculando o seu pOH, tem-se:
 
A concentração de íons H+ e OH- é obtida por:
pH = -log [H+]
14 = -log [H+]
[H+] = 10^-14 mol/L
pOH = -log [OH-]
0 = -log [OH-]
[OH-] = 0 mol/L
A tabela a seguir está organizada para melhor entendimento dos valores encontrados:
Tabela 2: Soluções e seus respectivos valores 
	Solução
	pH
	pOH
	[H+]
	[OH-]
	HCl
	2
	12
	10^-2
	10^-12
	NaHCO3
	8
	6
	10^-8
	10^-6
	NaOH
	14
	0
	10^-14
	0
5. Resultados e Discussões
A experiência levou-se em conta quatro diferentes formas de medir o valor do pH. São elas: papel de tornassol, papel indicador universal, adição de um indicador de pH na solução em análise e medidor de pH (pHmetro). Para facilitar a compreensão dos resultados, é necessário entender como um todo cada acontecimento e cada reação química de tal.
5.1 Hidróxido de Sódio
A experiência com a solução de Hidróxido de sódio se trata dos dois primeiros tubos de ensaio da estante (Figura 4). No indicador universal de pH , as cores assimilaram que seu pH correspondia a 14, de caráter básico. Esse número refere-se à concentração relativa de íons de hidrogênio numa solução, indicando acidez ou alcalinidade da mesma, sendo calculado como logaritmo negativo de base 10 da concentração de íons de hidrogênio em mols por litro. O valor de pH = 7 indica solução neutra, o pH > 7 indica solução básica, e pH < 7 indica solução ácida. A veracidade deste teste foi logo confirmada pela transformação de cores do papel de tornassol vermelho, que ficou azul. Isso por que este papel só muda de cor em soluções básicas. No tubo de ensaio que continha a solução de 1 ml, foi pingado o indicador alaranjado de metila teve a alteração de cor laranja para a cor amarelo-alaranjado. Já no segundo tubo de ensaio que continha a solução que foi pingado o indicador fenolftaleína, apresentou a alteração de cor transparente para um rosa intenso. A alteração de cor correspondente à fenolftaleína ocorre, pois quando dissolvida em água, se ioniza originando íons que estabelecem um equilíbrio químico e se transforma em uma solução incolor. Quando entra em contato com uma base ou ácido muda de cor, pois o aumento ou diminuição de íons H+ desloca o equilíbrio da reação. O alaranjado de metila é um material que muda sua cor quando mudanças do pH ocorrem. A alteração de cor correspondente ao alaranjado de metila tem explicação semelhante à da fenolftaleína.
5.2 Ácido Clorídrico
A experiência com a solução de ácido clorídrico se trata do segundo par de tubos de ensaio da estante (Figura 4). No indicador universal de pH, as 4 cores do papel assimilaram que seu pH correspondia a 2, o que revela seu caráter ácido. Também foi confirmado pelo papel de tornassol azul, que em contato com a solução ficou rosa. Já o papel de tornassol vermelho permaneceu nesta cor. Isso ocorre, pois o papel de tornassol azul só tem sua coloração alterada em contato com soluções ácidas. Com o papel de tornassol, é possível verificar sua acidez ou basicidade graças a sua praticidade. Sua alteração de cor é devida à tintura que o papel poroso recebe provindo de liquens. O papel tornassol azul, em contato com uma solução ácida, muda da cor azul para a vermelha, o papel tornassol vermelho, em contato com uma base, se torna azul. O papel neutro, em contato com ácidos, torna-se vermelho; em contato com bases, torna-se azul. Isso ocorre porque os íons reagem mudando o arranjo dos átomos presentes no indicador. A solução de 1 ml a qual foi pingada o indicador alaranjado de metila teve a alteração de cor laranja para a cor vermelho intenso, o que significa que a solução tem acidez elevada. Já no tubo de ensaio que continha a solução que foi pingado o indicador fenolftaleína, não apresentou a alteração de cor. 
5.3 Bicarbonato de Sódio
A experiência com a solução de Bicarbonato de sódio se trata dos dois últimos tubos de ensaio da estante (Figura 5). No indicador universal de pH, as 4 cores do papel assimilaram que seu pH correspondia a 8, o que revela seu caráter alcalino (básico). O indicador universal é uma mistura de vários indicadores, com uma tabela de cores demonstrativas que vão do vermelho escuro (ácido) ao roxo (alcalino-básico), passando por todas as cores e valores de pH, e fitas de um papel de constituição especial, que quando emergido em uma substância de pH desconhecido altera sua cor original para a cor que indica o pH, tendo um valor mais exato quando comparado à tabela (Figura 6) . Também foi confirmado pelo papel de tornassol vermelho, que em contato com a solução ficou azul. No tubo de ensaio em que foi pingado o indicador alaranjado de metila não teve alteração em sua coloração. Já no tubo de ensaio que continha a solução que foi pingado o indicador fenolftaleína, apresentou a alteração de cor transparente para um rosa claro.
Figura 5: Resultados dos testes feitos no laboratório.
Figura 6: Tabela de cores comparativas do medidor universal de pH.
http://mlb-s2-p.mlstatic.com/50-fitas-medidoras-de-ph-merck-importadas-da-alemanha-10994-MLB20037753223_012014-O.jpg
Figura 7: Fita e tabela do medidor universal de pH.
http://www.alunosonline.com.br/upload/conteudo/images/indicador-universal.jpg
O QUE SE DETERMINA, QUANDO SE MEDE O VALOR DO pH? 
As moléculas da água, como todas as outras, possuem cargas neutras. No caso da água, representa-se quimicamente por H2O, o que mostra que cada molécula é constituída por um átomo de oxigênio (O) a que se ligam dois átomos de hidrogênio (H). Mesmo na água quimicamente purificada (sem adição de nenhuma outra substância), estas reagem entre si espontaneamente para produzirem íons, que são espécies químicas que possuem carga elétrica. Em consequência, formam-se, em quantidades iguais: íons hidrogênio, com carga positiva, H+, e íons hidroxila, com carga negativa, HO-, os quais podem reagir entre si e originar, moléculas de água, até se estabelecer um equilíbrio entre as reações. Isto pode ser representado pela seguinte equação química:
Equação 1:	H2O (l) + H2O (l) H+ (aq) + HO- (aq)
A dupla seta mostra que se trata de uma reação reversível. Há substâncias que, em solução aquosa, não reagem com o meio e não interferem no equilíbrio representado na Equação 1. Mas existem outras que reagem, em maior ou menor extensão, como os ácidos e as bases, levando a uma alteração da quantidade dos íons H+ e HO- do meio. Os ácidos produzem um aumento da quantidade de íons de Hidrogênio em relação à de hidroxilas, enquanto as bases geram um predomínio destes em relação á íons hidrogênio.A relação entre as quantidades de uns e de outros íons em presença determina o valor do pH do meio em que se encontram. 
Num litro de água, a 25 ºC existem 0.0000001 mols de H+ e igual número de mols de HO- (ver Equação 1). Ou seja, neste caso, as concentrações de H+ e de HO- na solução são de 0.0000001 moles por litro. Numa solução ácida, a concentração de H+ é maior do que este valor, sendo menor a de HO-. Numa solução alcalina ou básica ocorre o inverso. No entanto, o produto do número de moles H+ pelo de HO- por litro da solução aquosa permanece constante. Assim, uma solução contendo 0.0001 mols de H+ por litro será ácida e conterá 0.0000000001 mols de íons de HO-, enquanto uma solução contendo 0,0001 mols de HO- por litro conterá 0.0000000001 mols de H+ e será alcalina. 
O pH demonstra a quantidade de matéria representada pelos íons H+ existente em cada litro da solução.
O pH é o simétrico do logaritmo da atividade hidrogeniônica na solução. Em consequência, os valores de pH correspondentes às concentrações dos íons H+ no meio aquoso dão lugar a números inteiros, situados numa escala entre 0 e 14. Em termos práticos, nos casos das concentrações serem frações decimais da unidade, pode-se considerar como valor aproximado do pH o número de casas decimais do número de moles de H+ por litro da solução. Assim demonstra a tabela 3:
Tabela 3: Relação entre mols do íon H+ e se pH.
	Mols de H+ por litro de solução
	pH
	0.0000000001
	10
	0.00000001
	8
	0.0000001
	7
	0.000001
	6
	0.01
	2
	1
	0
 Pode-se notar que uma solução com pH 6 é 10 vezes mais ácida do que uma solução com pH 7 (neutra) e 100 vezes mais ácida do que uma solução alcalina com pH 8.
Como exemplo de aplicação da fórmula de pH citada na introdução, pode-se considerar a seguinte hipótese:
(UFMG 2010)
A 10,0 mL de uma solução aquosa 0,100 mol/L de ácido clorídrico, HCl (aq), adicionou-se água pura, em quantidade suficiente para se obterem 100,0 mL de solução diluída. Considerando-se essas informações, é CORRETO afirmar que o pH da solução resultante é:
a)1
b)2
c)6
d)10
Quando aplica-se a fórmula, entende-se que:
 10ml.0,1M = Mfinal.100ml
 M = 0,01M = 10^2
 log pH = 2 
6. Conclusão
A partir da presente aula prática sobre acidez e basicidade, pode-se concluir através das observações dos experimentos realizados, que é de extrema importância o aprendizado sobre as diversas formas de se medir o pH, pois ele é um índice fundamental nas propriedades físico-química de uma substância líquida, que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução.
7. Referências
http://www.explicatorium.com/Escala-de-pH.php. Acesso em: 16 out. 2014.
http://www.prolab.com.br/produtos/acessorios-para-laboratorio/papel-de-tornassol. Acesso em: 16out. 2014.
http://www.prezi.com/k-bq4n3-zn_q/indicadores-colorimetricos/. Acesso em: 16 out.2014.
http://www.wikipedia.org/wiki/alaranjado_de_metila. Acesso em: 16 out.2014.
http://www.cimm.com.br/portal/verbedes/exibir/314-fenolftaleina. Acesso em: 16 out. 2014. 
http://www.wikipedia.org/wiki/fenolftaleina. Acesso em: 16 out. 2014.
http://www.quimlab.com.br/produtos/comomedirPH.html. Acesso em: 16 out. 2014.
http://www.mundoeducacao.com/quimica/papel-tornassol.htm. Acesso em: 17 out. 2014.
http://www.mundoeducacao.com/quimica/indicadores-ph.htm. Acesso em: 17 out. 2014.
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAA0UkAB/ph-indicadores. Acesso em: 17 out. 2014.
http://www.infoescola.com/quimica/indicadores-de-ph/. Acesso em: 17 out. 2014.
http://www.programaaguaazul.rn.gov.br/indicadores_02.php. Acesso em: 17 out. 2014.
http://pt.wikipedia.org/wiki/PHmetro. Acesso em: 17 out. 2014.
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