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Universidade Federal do Pará Campus Universitário de Ananindeua Faculdade de Ciência e Tecnologia
				Daniele Cristina Sousa da Silva
RELATÓRIO N.6 ÁCIDOS E BASES
Ananindeua – PA 2018
				Daniele Cristina Sousa da Silva
RELATÓRIO N.6 ÁCIDOS E BASES
Relatório avaliativo apresentado à disciplina Química Experimental no 2º semestre do Curso Ciência e Tecnologia, da Universidade Federal do Pará.
Orientador: Prof.Alcy Favacho Ribeiro.
Ananindeua – PA 2018
				SUMÁRIO
	Introdução	4
	Objetivos	5
	Revisão de Literatura	6
	Ácidos e bases segundo Arrhenius	6
	Ácidos e bases segundo Bronsted - Lowry	7
	Ácidos e Bases segundo Lewis	8
	Eletrólitos	9
	Materiais e Métodos	10
	Materiais	10
	Métodos	11
	Comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores	11
	Identificação de ácidos e bases	11
	Determinação do teor de ácido acético no vinagre	12
	Determinação de pH de soluções diversas	12
	Resultados e Discussão	13
	Experimento 1 - Comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores.	13
	Experimento 2 - Identificação de ácidos e bases	14
	Experimento 4 - Determinação do teor de ácido acético no vinagre	19
	Experimento 5 - Determinação de pH de soluções diversas	22
	Conclusões	23
Referencias Bibliográficas	24
	Introdução
As substâncias químicas apresentam comportamentos diferenciados frente a um sistema. Isso decorre do fato de que cada substância possui características e propriedades especificas. É possível, no entanto, reuni-las em grupos em que as propriedades químicas são semelhantes. Esses grupos chamam-se funções químicas. As quatro principais funções químicas são: ácidos, bases, sais e óxidos.
As funções mais importantes da química: ácidos e bases. São os grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substâncias básicas como fosfatos, boratos, arsenatos e amônia. Em adição, vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2. A fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO2, a substância geradora de ácido mais comum na natureza. A fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético. Quando utilizamos nossos músculos em excesso sentimos dores provocados pela liberação de ácido lático.
Com tamanha frequência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e bases tenham sido estudados por tantos séculos. Os próprios termos são medievais: "Ácido" vem da palavra latina "acidus", que significa azedo. Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes passaram a ter esta denominação. "Álcali", outro termo para bases, vem da palavra arábica "alkali", que significa cinzas. Quando cinzas são dissolvidas em água, esta se torna básica, devido a presença de carbonato de potássio. A palavra "sal" já foi utilizada exclusivamente para referência ao sal marinho ou cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo.
Boyle foi um dos primeiros a evidenciar as propriedades através das quais pode - se reconhecer um ácido. Lavoisier associou as características ácidas de uma substância com a presença do elemento oxigênio na molécula do elemento. Davy demonstrou que soluções aquosas ácidas não continham em suas moléculas o oxigênio. Dentre as varias teorias desenvolvidas, destacam-se as teorias propostas por Arrhenius, Bronsted – Lowry e Lewis.
	Objetivos
	Classificar a espécie como um ácido, uma base ou nenhum dos dois no sistema proposto por: Arrhenius, Bronsted – Lowry e Lewis.
	Identificar os membros de uma par conjugado, de acordo com a definição Bronsted – Lowry.
	Conceituar indicador ácido-base.
	Identificar o comportamento de ácidos e bases na presença de indicadores.
	Comparar qualitativamente a força dos ácidos.
	Calcular o pH de uma solução aquosa:
	De um ácido ou base fortes, dados o nome ou a fórmula do soluto e sua concentração molar;
	De um ácido ou base fracos, dados o nome ou a fórmula do composto e concentração “nominal” da solução, a constante de ionização ou o grau de dissociação do ácido ou da base envolvidos;
	Estimar	qualitativamente as forças relativas de oxiácidos e da constante de ionização sucessivas de ácidos polipróticos.
	Revisão da Literatura
	Ácidos e bases segundo Arrhenius
Arrhenius propôs que certas substancias neutras, quando dissolvidas em água, formavam espécies carregadas, denominadas íons. Este processo foi denominado dissociação iônica ou ionização em solução e explicava a condutividade elétrica dessas soluções. Segundo Arrhenius, os ácidos quando dissolvidos em água aumentavam a concentração de íons H+. Alguns exemplos desses ácidos próticos, são mostrados no esquema 1.1. Como característica comum, essas substâncias apresentam o átomo de hidrogênio ligado a um átomo eletronegativo, como o cloro ou o oxigênio. (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, 2005).
Por outro lado, ainda segundo Arrhenius, as bases quando dissolvidas em água aumentavam a concentração de ânions HO- (íons hidroxila). Como exemplos dessas bases, podemos destacar os hidróxidos de metais alcalinos, alcalinos terrosos e do Grupo 13, mostrados no Esquema 1.2. (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, 2005).
Esquema 1.1 Alguns próticos de uso comum em laboratório e suas dissociações segundo Arrhenius.
Fonte: (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, Ácidos e Bases em Química Orgânica, p 20, ARTMED EDITORA S.A., 2005).
Esquema 1.2 Alguns próticos de uso comum em laboratório e suas dissociações segundo Arrhenius.
Fonte: (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, Ácidos e Bases em Química 
Orgânica, p 21, ARTMED EDITORA S.A., 2005).
		Ácidos e bases segundo Bronsted - Lowry
Em 1923 Bronsted e Lowry propuseram, independentemente, um novo conceito para definir ácidos e bases. De acordo com estes autores, ácidos são espécies ( íons ou moléculas neutras ) doadoras de prótons (H+) e bases, espécies aceptoras de prótons. Os ácidos de Arrhenius e Bronsted-Lowry são idênticos, porém as bases de Bronsted-Lowry englobam todas as espécies químicas que apresentam um par de elétrons disponível para compartilhar com o próton. Essas bases podem ser espécies tanto negativas quanto neutras , não ficando restritas aos hidróxidos metálicos, como no conceito de Arrhenius. (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, 2005).
Segundo a teoria de Bronsted- Lowry, um ácido reage com uma base, levando à formação de um ácido conjugado da base e uma base conjugada do ácido. (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, 2005).
Embora o íon hidrogênio (H3O+) seja o principal ácido conjugado formado nas dissociações de ácidos próticos em água, resultado da solvatação nucleofílica do próton pela água, outros ácidos conjugados também estão presentes em solução, como H3O+ e H7O+ . (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, 2005).
A teoria de Bronsted-Lowry explica o caráter básico dos alcaloides, que são produtos naturais comuns em diversas plantas. Nos exemplos do Esquema 1.4, mostramos a transformação da morfina e da papaverina, alcaloides que se tornam solúveis em água. Ácidos carboxílicos também são facilmente transformados nos respectivos sais e algumas vezes comercializados nesta forma, como por exemplo,
o benzoato de sódio e tartarato de potássio (Esquema 1.4). (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, 2005).
Esquema 1.4 Formação de sais a partir de alcaloides e ácidos carboxílicos.
Fonte: (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, Ácidos e Bases em Química Orgânica, p 23, ARTMED EDITORA S.A., 2005).
		Ácidos e Bases segundo Lewis
Na definição de Lewis, uma
substancia é básica quando fornece um par de elétrons para formar uma ligação química e ácida quando aceita um par de elétrons em uma ligação química. As bases de Arrhenius e Bronsted-Lowry são também bases de Lewis, porém são incluídos na teoria de Lewis os ácidos não próticos, como os metais e seus derivados, conhecidos comumente como ácidos de Lewis. (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, 2005).
Nestes ácidos de Lewis, não há uma ordem absoluta para relacionar a força ácida, sendo necessário considerar a natureza química da base com o qual o ácido vai reagir. Os ácidos de Lewis incluem por exemplo, espécies químicas contendo elementos do Grupo 13, como o boro e o alumínio, que apresentam seis elétrons na camada de valência do metal e portanto podem aceitar um par de elétrons de uma espécie doadora para completar o octeto eletrônico. No exemplo mostrado no
Esquema 1.5 (Equação 1), o trifluoreto de boro reage com trimetilamina para formar um sólido estável. Nas Equações 2 e 3, o trifluoreto de boro reage com o éter etílico e sulfeto de dimetila, para formar produtos estáveis e disponíveis comercialmente. Na equação 4, é a piridina que atua como base frente ao cloreto de alumínio. (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, 2005).
Esquema 1.4 Alguns ácidos de Lewis e suas reações com espécies doadoras de elétrons.
Fonte: (COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, Ácidos e Bases em Química Orgânica, p 25, ARTMED EDITORA S.A., 2005).
		Eletrólitos
A análise inorgânica toma como norte as reações químicas executadas em soluções aquosas. Em alguns casos especiais, são utilizados outros tipos de solventes. Consequentemente, e de suma importância ter o conhecimento sobre as características das soluções aquosas. Uma solução é definida pela homogeneidade do produto obtido quando um soluto é dissolvido no solvente. As substâncias são classificadas em dois grupos de acordo com a condutividade elétrica em soluções. A primeira classe é das substâncias que conduzem corrente elétrica, estas são dissociadas resultando na formação de íons. A segunda classe é constituída pelas substâncias que quando dissolvidos em água, não apresentam condutividade elétrica, com isso não formam íons (VOGEL’S, 1990).
As substâncias que em meio aquoso possuem condutividade elétrica são denominadas de eletrólitos, e as que não possuem essa característica são não eletrólitos, um grande exemplo deste segundo caso é a sacarose. É importante salientar que eletrólitos como, cloreto de sódio, não possui características condutoras de eletricidade em outros solventes como hexano e éter. (VOGEL’S, 1990).
Um eletrólito forte é uma substância em que seu soluto está quase totalmente na forma de íons. E no eletrólito fraco forma uma solução em que quase não são formados íons. A teoria de ácido e base proposta pelo químico sueco Svante Arrhenius, por volta de 1884 define um ácido como um composto que contém hidrogênio e que na presença de água formam íons de hidrogênio, e a base como um composto que na presença de água produz hidróxidos (ATKINS, 2011).
Por fim, para que ocorra uma reação química, é impreterível que exista a conversão de uma ou mais substâncias em uma nova. Os materiais utilizados no início de uma reação são chamados de reagentes e as substâncias formadas de produtos (ATKINS, 2011).
A formação de íons através de um eletrólito acontece de maneira distinta e os processos são denominados de ionização e dissociação. A definição mais pertinente para o termo dissociação é um processo no quais compostos iônicos, quando dissolvidos em solventes polares como à água, possui seus íons se parados e solvatados. Já a ionização é processo nos quais os compostos são de caráter covalente, quando dissolvidos em solventes polares como à água, formam íons (MUELLER, 2010).
	Materiais e Métodos
	Materiais
Tubo de ensaio, estante para tubos de ensaio, Conta gotas, Papel tornassol- azul, Papel tornassol-vermelho, Espátula, Becker 100ml, Erlenmeyer, Funil de vidro, Filtro de papel, Suporte universal, Pipeta, Bureta, Placa de petri, Pêra de sucção, Coca-Cola, Suco de limão, Vinagre, Sabão líquido, Alaranjado de Metila, Azul de Bromotimol, Fenolftaleína, Fita indicadora de pH.
		Métodos
		
			Experimento 1 - Comportamento de ácidos e bases em presença de 
	indicadores:
Foram enumerados os seis tubos de ensaio e organizados na estante. Adicionou-se 2mL de NaOH no tubo 1 e no tubo 2 e foi adicionado 2 gotas de Azul de Bromotimol em ambos os tubos, o resultado observado foi anotado, após isso os tubos foram lavados e adicionados a eles, 2mL de HNO3 para verificação de confirmação, foi adicionado 2 gotas de Azul de Bromotimol nos dois tubos. Dando prosseguimento ao restante do experimento:
Adicionou-se ao tubo 3, 2mL de CH3COOH e com um conta gotas acrescentou-se 2 gotas de Alaranjado de Metila.
Adicionou-se ao tubo 4, 2mL de NH4OH e com auxilio de um conta-gotas acrescentou-se 2 gotas de Alaranjado de Metila.
Adicionou-se ao tubo 5, 2mL de H2SO4 e com um conta-gotas adicionou-se 2 gotas de Fenolftaleína.
Adicionou-se ao tubo 6, 2mL de NaOH e com auxilio de um conta gotas adicionou-se 2 gotas de Fenolftaleína.
			Experimento 2 - Identificação de ácidos e bases:
Adicionou-se com uma espátula uma pequena quantidade de óxido de bário em um tudo de ensaio, acrescentou-se 4mL de água destilada, agitou-se e filtrou-se a solução e à solução filtrada adicionou-se 2 gotas de fenolftaleína e agitou-se, o resultado observado foi anotado e deu-se prosseguimento ao experimento.
Adicionou-se 2mL de água destilada em um tubo de ensaio e adicionou-se 2mL de solução de H3PO4 e agitou-se. Adicionou-se 2 gotas de alaranjado de metila.
			Experimento 4 - Determinação do teor de ácido acético no vinagre:
Lavou-se com água destilada a vidraria a ser utilizada, pipetou-se e transferiu- se para um erlenmeyer de 100mL, 10mL de vinagre comercial, adicionou-se a este volume 3 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína. Adicionou-se a bureta a solução padronizada de NaOH, adicionou-se 19mL de NaOH até a mudança de cor.
Pela segunda vez o experimento foi realizado e adicionou-se 18,5mL de solução de NaOH.
Na terceira vez o experimento realizado e adicionou-se 18,7mL de NaOH.
			Experimento 5 - Determinação de pH de solução diversas:
No quinto experimento adicionou-se Coca-Cola a uma placa de petri, mergulhou-se a ponta da fita indicadora de pH na amostra e comparou-se as cores da fita indicadora de pH com a tabela de cores padrão.
Adicionou-se suco de limão a uma placa de petri, mergulhou-se a ponta da fita indicadora de pH na amostra e comparou-se as cores da fita indicadora de pH com a tabela de cores padrão.
Adicionou-se sabão líquido a uma placa de petri, mergulhou-se a ponta da fita indicadora de pH na amostra e comparou-se as cores da fita indicadora de pH com a tabela de cores padrão.
Adicionou-se vinagre a uma placa de petri, mergulhou-se a ponta da fita indicadora de pH na amostra e comparou-se as cores da fita indicadora de pH com a tabela de cores padrão.
	Resultados e Discussão
	Experimento 1- Comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores.
Como resultado do método usado, notou-se que no tubo de ensaio 1 contendo NaOH o papel tornassol azul usado como indicador reagiu permanecendo com a mesma coloração o que denota-se que a solução de NaOH é uma base. Para a segunda verificação, agora com o papel tornassol vermelho denotou-se que o papel tornassol vermelho adquiriu coloração azul, concluído assim que a solução NaOH é definitivamente uma base.
No tubo de ensaio 2, contendo HNO3 o papel tornassol azul reagiu adquirindo coloração vermelha o que denotou-se que a solução HNO3 é um ácido, para a segunda verificação, agora com o papel tornassol vermelho denotou-se que a coloração do papel continuou a mesma, concluindo assim que a solução HNO3 é um ácido.
No tubo de ensaio 3, contendo a solução CH3COOH, adicionadas 2 gotas
do indicador alaranjado de metila à solução, a reação tornou a coloração da solução avermelhada denotando-se que solução CH3COOH é um ácido.
No tubo de ensaio 4, contendo a solução de NH4OH denotou-se que adicionadas as 2 gotas de alaranjado de metila, houve reação adquirindo coloração amarelada, concluindo assim que a solução NH4OH é uma base.
No tubo de ensaio 5, contendo a solução H2SO4, denotou-se que adicionadas as duas gotas do indicador fenolftaleína, a solução reagiu não apresentando mudança em sua coloração, indicando que a solução H2SO4 é um ácido.
No tubo de ensaio 6, contendo a solução NaOH, denotou-se que adicionadas as duas gotas do indicador fenolftaleína, a solução reagiu adquirindo coloração de rosa intenso, indicando assim que a solução NaOH é uma base.
Os resultados citados a cima, são mostrados na Figura 2.1, com os tubos de ensaio enumerados.
Figura 2.1 Os tubos de ensaio enumerados de 1 a 6 com as respectivas soluções e as colorações oriundas das reações.
Fonte: (Autor)
		Experimento 2 - Identificação de ácidos e bases
Ao adicionar as gotas de fenolftaleína à água destilada observou-se que o sistema permaneceu incolor, o que indica que o meio era neutro. Ao acrescentar o óxido de bário à solução a coloração mudou e passou a ser rosa, ou seja, o meio se tornou básico. Isto ocorre, pois o óxido de bário tem caráter básico e em meio aquoso forma um base, o hidróxido de bário, por sua vez libera íons OH- causando o aumento do pH da solução.
Na reação do óxido de bário com a água há a liberação de uma grande quantidade de calor:
BaO + H2O = Ca(OH)2 + calor ou BaO + H2O = Ba(OH)2 H↑ A Figura 2.2, mostra o resultado da reação.
Figura 2.2 Solução de óxido de bário e água destilada sendo filtrada, abaixo a solução filtrada acrescentada de fenolftaleína.
Fonte: (Autor)
Para a segunda parte do experimento, foi observado que ao adicionar as 2 gotas de alaranjado de metila, a coloração da solução (H3PO4) avermelhou indicando que a solução é ácida, o resultado é mostrado na Figura 2.3
A equação da reação entre ácido fosfórico e água destilada:
			H3PO4 + 3 H2O = 3 H3O + PO4
Figura 2.3 O resultado da reação, indicando que a solução é ácida.
Fonte: (Autor)
		Experimento 4 - Determinação do teor de ácido acético no vinagre
Na titulação de ácido fraco com base forte e na titulação de base fraca com ácido forte é muito importante a escolha do indicador a ser usado, para minimizar o erro de titulação.
O vinagre contém ácido acético como seu principal constituinte ácido.
A determinação da concentração deste ácido é feita por titulação com solução de NaOH.
O processo de titulação é descrito pela reação:
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
Contudo foram realizadas três titulações com uma solução padrão de base forte NaOH, mostradas nas Figuras 3.1, 3.2, 3.3. Representados abaixo na Tabela 1.2 os valores utilizados de volume do NaOH por experimento.
Calculou-se a concentração de NaOH consumido na titulação após a diluição e, utilizando a estequiometria, encontramos o Teor de Acidez do Ácido Acético igual a 4,13%. Logo, o teor do ácido acético na amostra de vinagre encontra-se dentro das especificações expressos no rotulo do produto analisado indicando 4%, estando assim na faixa de consumo apropriada de acordo a legislação Brasileira que estabelece 4% como teor mínimo de ácido acético em vinagre comercial.
Tabela 1.2 Valores utilizados de volume do NaOH por experimento
	Experimentos
	Volume do NaOH (ml)
	1
	19,0
	2
	18,5
	3
	18,7
Fonte: (Autor)
Figura 3.1 1ª Titulação feita com 19,0 ml de NaOH
Fonte: (Autor)
Figura 3.2 2ª Titulação feita com 18,5 ml de NaOH
Fonte: (Autor)
Figura 3.3 3ª Titulação feita com 18,7 ml de NaOH
Fonte: (Autor)
		Experimento 5 - Determinação pH de soluções diversas
Após mergulhar a ponta da fita indicadora de pH em cada uma das amostras, foram feitas comparações das cores oriundas da reação com as cores padrão, informações que estão contidas na Tabela 1.3 e as soluções representadas na Figura 3.4.
Tabela 1.3 Definição das soluções e indicação de pH
	Solução
	Definição
	pH
	Coca - cola
	Ácido
	pH 4
	Suco de laranja
	Ácido
	pH 4
	Sabão
	Base
	pH 7
	Vinagre
	Ácido
	pH 3
Fonte: (Autor)
Figura 3.4 Soluções para medição de pH
Fonte: (Autor)
Através da medição de pH é possível determinar se a solução é ácida ou básica, no experimento acima denota-se que quanto menor o índice do pH mais ácida a solução é quanto maior o índice de pH mais básica é a solução como resultado obtivemos que a Coca-cola, suco de laranja e vinagre são soluções ácidas enquanto o sabão é uma solução básica.
	Conclusões
Nesta prática o objetivo foi alcançado com grande êxito, pois foi possível determinar a acidez e a basicidade de soluções através de indicadores ácido base e do medidor de pH . E trouxe também ciência de vários indicadores que antes não eram conhecidos ainda. Além do que foi uma prática muito produtiva que além de soluções que são manuseadas no laboratório, utilizamos ainda produtos comerciais que estão presente em nosso cotidiano.
Conclui-se que, soluções ácidas liberam íons H+ e que bases dissociam-se em água liberando OH- . O pH é o parâmetro para acidez ou basicidade da solução. Esse valor varia da 0 a 14. Quanto mais próximo de 0, mais acida é a solução. Quanto mais próximo do 14, mais básica é a solução. Valores iguais a 7 determinam uma solução neutra. Condicionadores são substancias ácidas pois apresentaram pH= 5. Shampoos e detergentes são neutros (pH=7). Desinfetantes e águas sanitárias são básicas (pH>7).
Verificou-se também que, com a adição de indicadores, a solução assumirá uma coloração que indicará se é acida ou básica, dependendo do pH. A solução de NaOH com fenolftaleína ficou rosa pois era básica. Enquanto que, HCl com fenolftaleína ficou branca-translúcida. A interação indicador-solução não forma precipitados, conseguiu através dos indicadores ácido-base, utilizados nesse experimento, verificar o caráter das soluções.
	Referencias Bibliográficas
COSTA, FERREIRA, VASCONCELLOS & ESTEVES, Ácidos e Bases em Química Orgânica, p 20 - 25, ARTMED EDITORA S.A., 2005.
ATKINS, P; JONES, L. Princípios de Química Questionando A Vida Moderna E O Meio Ambiente. Porto Alegre, Bookman, Ed. 5, 2011.
MUELLER, H; SOUZA, D. Química Analítica Qualitativa Clássica: Resumo de Eletrólitos fortes e fracos; Reações características dos cátios. Blumenau, Edifurb, p. 29, 77, 2010.
RUSSEL; JOHN B. Química Geral. São Paulo, Makron Books, vol. 1, 1994. SOUZA, L.A. Reações Químicas. Disponível em
<http://www.mundoeducacao.com/quimica/reacoes-quimicas.htm>. Acesso em 12 de novembro de 2017.
VOGEL’S; SVEHLA, G. Qualitative Inorganic Analysis: Reactions of the 
cations. London and New York, longman, p. 209, 215, 264 e 293, 1990.