Relatorio ÁCIDOS E BASES

Prévia do material em texto

ÁCIDOS E BASES
(AULA PRÁTICA Nº 8)
Prof. Mauro Celso Ribeiro
Alunos QB:
Arantsha Soledad da Silva David
VOLTA REDONDA - RJ
2015
Objetivo
Comprovar experimentalmente as propriedades dos ácidos-bases e identificar se uma solução é ácida ou básica através de indicadores e titulação.
Fundamento Teórico
Ácidos e bases são substancias inorgânicas que, desde a antiguidade, possuem o centro das atenções para discussões. Por consequência disso, alguns cientistas, como Arrhenius e Bronsted-Lowry as estudaram com o objetivo de compreendê-las e classificá-las.
A definição de Arrhenius para acido diz que a substancia contendo hidrogênio produz íons H+ em solução aquosa e para base produz íons OH- em solução aquosa. Porém há limitações, a primeira é que só serve para soluções aquosas e, a segunda ignora outras espécies além de H+ e OH-.
A definição de Bronsted-Lowry para acido diz que a espécie tende a doar um próton e para base que a espécie tende a receber um próton. Segundo ele, “quanto mais forte é um acido, mais fraca é a sua base conjugada e vice e versa”.
Alguns elementos apresentam caráter anfótero, ou seja, tem o comportamento entre acido e básico, como a água por exemplo. Dessa forma, hidrônios (H3O+) e hidróxidos (OH-) existem em água pura, quimicamente pura e isenta de impureza. A concentração real de íons hidrônio é o suporte para a determinação de pH.
O pH é a medida da concentração hidrogeniônica de uma solução. Efetivamente, quanto maior a concentração de íons hidrônios mais ácida é a solução, com pH < 7; e quanto maior for a concentração dos íons hidroxila, mais alcalina (básica) é a solução, com o pH > 7. A fim de evitar o número de expoentes negativos, foi recomendado um método opcional para indicar a concentração de íons hidrônio. Assim, o pH é definido como o logaritmo negativo da concentração de íons hidrônios, pH = -log [H+].
Materiais e Reagentes
Tubos de ensaio
Conta gotas
Pipeta volumétrica
Erlenmeyer
Bureta
Suporte para a bureta
Papel indicador universal
Fenolftaleína
Alaranjado de metila
Solução de ácido sulfúrico 0,1 M
Solução de hidróxido de sódio 0,1 M
Vinagre
Bicarbonato de sódio (sólido)
Agua destilada
Detergente
Raspas de sabão
Procedimento Experimental
Experimento II – Investigando o pH de substancias comuns
Utilizamos cinco tubos de ensaio devidamente identificados. Em cada tubo foi inserido uma determina substância, dentre elas, detergente (3mL), vinagre (3mL), agua destilada (3mL), raspas de sabão e alguns cristais de bicarbonato de sódio, sendo os dois últimos dissolvidos em agua. Logo após, medimos o pH, utilizando o papel indicador universal.
Em seguida, adicionamos em cada tubo, duas gotas de indicador fenolftaleína.
Experimento III – Reação de neutralização ácido-base
Utilizamos um tubo de ensaio contendo 2 mL de solução de acido sulfúrico e adicionamos gotas de indicador de alaranjado de metila.
Em seguida, adicionamos gota a gota de solução de hidróxido de sódio até a mudança de coloração.
Repetimos um procedimento trocando o indicador alaranjado de metila por fenolftaleína. 
Experimento IV – Titulação de uma solução de hidróxido de sódio
Transferimos para um erlenmeyer, uma alíquota de 5 mL de solução de hidróxido de sódio para um erlenmeyer e, logo após diluímos com agua destilada até cerca de 50 mL e adicionamos gotas de fenolftaleína.
Colocamos em uma bureta, solução de ácido sulfúrico concentrada, ajustando o menisco.
Titulamos a solução de hidróxido de sódio até a mudança de coloração.
Resultados e Discussão
Experimento II
	Substancia
	Fenolftaleína
	Papel indicador universal
	Vinagre
	Incolor
	3,0
	Agua destilada
	Incolor
	9,0
	Detergente
	Rosa
	12,0
	Bicabornato de sódio
	Rosa
	12,0
	Sabão em pedra
	Rosa
	4,0
	Os indicadores ácido-base são substancias que, por suas propriedades físico-químicas, apresentam a capacidade de mudar de cor na presença de uma solução ácida ou básica. A fenolftaleína (C20H14O4), usada nesse procedimento, é um indicador que em meio acido fica incolor e em meio básico apresenta coloração rosa. A seguir podemos notar a mudança de sua estrutura em meio acido e em meio básico.
Experimento III
No tubo de ensaio contendo solução de acido sulfúrico, adicionamos o indicador alaranjado de metila e a coloração apresentada foi vermelha. Após adicionarmos gota a gota a solução de hidróxido de sódio, a coloração do tubo de ensaio ficou amarela. Foram gastos 11 mL de hidróxido de sódio para neutralizar a solução.								Repetindo o procedimento, mas agora utilizando a fenolftaleína como indicador, a solução ácida não apresentou coloração, ficando incolor. Após a neutralização com o hidróxido de sódio, apresentou uma coloração rosa, sendo gastos 10 mL da solução básica.								O alaranjado de metila (C14H14N3NaO3), é um indicador de pH, ele é repetidamente escolhido para ser utilizado em titulações por causa das suas distintas colorações em meio ácido e básico, sendo vermelho em soluções acidas e amarelo em soluções básicas. 
Experimento IV
Na titulação da solução de hidróxido de sódio, foram gastos 1 mL de solução de acido sulfúrico até a mudança de cor. Segue a reação ocorrida na titulação:
H2SO4 + 2 NaOH → 2 H2O + Na2SO4
Percebemos que a proporção dos reagentes é igual ao dos produtos. Assim, podemos calcular a concentração de hidróxido de sódio nessa titulação.
Conclusão
Concluímos que as soluções ácidas liberam íons H+ e que bases dissociam-se em água liberando OH-. O pH é o parâmetro para acidez ou basicidade de uma solução, com uma escala de 0 a 14. Quanto mais próximo de zero, mais acida é a solução e, quanto mais próximo 14, mais básica. Valores iguais a sete determinam uma solução neutra.				Com a adição de indicadores, verificamos que a solução assume uma coloração que indicará se ela é acida ou básica. A solução de NaOH com fenolftaleína ficou rosa pois era básica. Enquanto que, H2SO4 com fenolftaleína ficou incolor. A interação indicador-solução não forma precipitados.
Bibliografia Consultada
Apostila de química geral e experimental da UFF.
John B Russell. Química Geral – v1. 2ª edição, Makron Books, 1994.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª edição, 2007.
UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE
CAMPUS VOLTA REDONDA
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA