1Universidade Federal do Ceará Centro de Ciências Departamento de Química Orgânica e Inorgânica Química Geral para Engenharia Relatório da Prática 10: Ácidos e Bases Aluno: Curso: Professora: Disciplina: Matrícula: Turma: Data: ............................05 2..2 Potencial hidrogeniônico........................................................08 5....................11 ...............................................................02 2.................... OBJETIVOS.........4 Solução tampão...............................3 Ácidos e bases fracos.............................. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS......................06 4.................04 2......02 2...........................................05 3...........2 SUMÁRIO 1....... CONCLUSÃO.............................6 Titulação.................................. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS E PÓS-LABORATÓRIO.............1 Teorias ácido-base.5 Sais ácidos e básicos..............................................................................................................................03 2.............02 2.........................................................05 2............ PROCEDIMENTO PRÁTICO...............................................................10 6...................................... INTRODUÇÃO TEÓRICA........................................................... básicas ou neutras. determinar a constante de ionização de um ácido fraco e verificar as propriedades de uma solução tampão .1) Teorias ácido-base O cientista sueco Svante Arrhenius foi o autor da definição mais tradicional para ácidos e bases. que estabelece os ácidos como substâncias que . OBJETIVOS ▪ Classificar soluções comerciais como ácidas. 2. entre outros. Segundo a definição dos cientistas Johannes Bronsted e T. enquanto base é uma substância capaz de receber um próton. através dessas medições de pH. ▪ Verificar a faixa de pH em que ocorre a mudança na cor de alguns indicadores. ácidos e bases estão presentes em nosso cotidiano de forma ampla e bem menos agressiva do que alguns imaginam. INTRODUÇÃO TEÓRICA Apesar de costumeiramente lembrados como substâncias químicas perigosas. mais abrangente que a primeira e também conhecida como definição protônica. M. bem como titular ácidos e bases fazendo a escolha do indicador apropriado. São componentes usuais em remédios. Lowry. enquanto as bases liberam hidroxilas. além de serem matérias-primas indispensáveis para processos industriais. ácido é uma substância capaz de ceder um próton a uma reação. 2. íons negativos OH-. ou mesmo sentimos. existem diferentes definições acerca do comportamento dessas funções químicas. . cosméticos. de que ácidos têm sabor azedo e bases têm sabor adstringente. A definição de Bronsted-Lowry não condiciona a definição de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso. como propunha a do químico sueco. alimentos. Além do que usualmente ouvimos dizer. ▪ Medir o pH de algumas soluções e.3 1.em solução aquosa liberam íons positivos de hidrogênio (H+). retornando ao ácido conjugado. Entretanto. A espécie capaz de se ligar mais fortemente ao próton é que vai determinar a força do ácido ou da base. voltando-se para os elétrons ao desenvolver sua definição. Para uma solução. mais forte é a base conjugada. e a solução apresenta caráter básico. outra forma de se calcular o pH de uma solução é sabendo-se a H3O+(aq) + OH-(aq) . 2. se [H3O+] < [OH-]. Já o norte-americano Gilbert N. esta base conjugada pode vir a aceitar o próton de volta. mais fraca é a base conjugada. se [H3O+] > [OH-]. Portanto.segundo a seguinte equação.p ( [H3O+][OH-] ) pH + pOH = 14 concentração de íons hidroxila presentes na solução e utilizando a relação (2). sendo definido pela seguinte relação: pH = . O pH. pH > 7. que está relacionado com a concentração de íons H+ em solução. cuja constante de equilíbrio é Kw = [H3O+][OH-]. enquanto as bases são aquelas que cedem estes pares. A definição de Lewis abrange as de Arrhenius e de Bronsted-Lowry que. o pH de uma solução varia entre 0 e 14. e a solução apresenta caráter ácido. podem receber pares eletrônicos.log [H+] + (1) A água sofre um fenômeno chamado auto-ionização.4 De acordo com o modelo. e quanto mais fraco for o ácido. continuam válidas dentro de suas próprias abrangências. O pH também nos auxilia a identificar se uma solução é ácida ou básica. chamadas de indicadores. tem influência na solubilidade de algumas espécies na solução e na velocidade de algumas reações químicas que venham a ocorrem nesse meio. denominada faixa de viragem. entretanto. Apesar de cada indicador ter sua eficiência (2) Então. numa ligação química. Lewis. um ácido doa um próton para produzir uma base conjugada. que a 25ºC é igual a 10-14: 2 H2O(l) Notemos que. estabeleceu que ácidos são substâncias que. quanto mais forte for o ácido. se [H3O+] = [OH-]. a 25ºC: . temos pH = 7. Algumas substâncias. podem ser utilizadas para determinar o pH de soluções cujo valor de pH se encontre na faixa em que o indicador muda de cor.pKw = . pH < 7. À temperatura ambiente.2) Potencial Hidrogeniônico O potencial hidrogeniônico de uma solução é uma de suas propriedades mais importantes. e a solução é dita neutra. quando se dissocia em íons H e OH. 8 – 6. 2.9 – 4.6 8. Enquanto os ácidos fortes têm praticamente 100% de suas moléculas ionizadas. A dissociação de bases fracas de Bronsted-Lowry acontece de forma análoga.3) Ácidos e bases fracos De acordo com o grau de ionização de suas moléculas.2 – 10. os ácidos podem ser classificados em fortes.8 – 7. que converte a diferença de potencial elétrico da solução para a escala de pH.2 6. quando o sistema atinge o equilíbrio.5 restrita a essa faixa. divide-se a solução em duas partes iguais. é dada por Kb = [BH+][OH-] / [BOH]. moderados ou fracos. que relaciona a quantidade de moléculas dissociadas e a quantidade de moléculas não-dissociadas.7 4.0 – 7. existem indicadores disponíveis para medidas de pH em todas as faixas de acidez e basicidade. NaOH.0 1. Kb. Tabela 01 Indicador Amarelo de metila Violeta de metila Vermelho de metila Tornassol Azul de bromotimol Fenolftaleína Amarelo de alizarina Faixa de viragem 2. BOH(aq) + H2O(l) relação: Kw = Ka ∙ Kb (3) Existe uma maneira simples de se calcular experimentalmente o grau de ionização de um ácido fraco.0 6. e sua constante de equilíbrio. ter-se-á o ácido convertido à sua base conjugada pela reação: BH+(aq) + OH-(aq) Podemos relacionar o Ka de um ácido com o Kb de sua base conjugada pela .5 – 3.1 – 12. sendo muito mais preciso que os indicadores. Ka.0 Mudança de coloração Vermelho/Amarelo Azul/Roxo Vermelho/Amarelo Vermelho/Azul Amarelo/Azul Incolor/Vermelho Amarelo/Vermelho Outro método utilizado para determinação de pH é utilizando-se de um pHmetro (potenciômetro). Titulando uma das partes com solução de uma base forte. os ácidos fracos e moderados ionizam-se segundo uma constante. A equação proposta por Bronsted-Lowry enfatiza o fato de o ácido transferir um próton para a água durante sua ionização: HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Para esta equação temos Ka = [H3O+][OH-] / [HA].0 10. Após dissolver uma amostra sólida desse ácido em água. como mostra a Tabela 01. por exemplo. Estas soluções. Já quando produzido a partir da reação entre um ácido forte e uma base fraca. apesar de não apresentarem H+ ou OH.pH ionização do ácido fraco HA. após a mistura: Ka = [H+][A-] / [HA] Ka = [H+] . por exemplo. o sal apresentará caráter básico. que é o método pelo qual se determina uma quantidade desconhecida de uma substância particular.5) Sais ácidos e básicos Alguns sais.produzido pela adição de uma base forte tenderá a reagir com o HA. a partir da medição do pH da solução final obtém-se a constante de 2. o sal terá caráter ácido.6) Titulação Um procedimento muito comum em laboratórios é a titulação.6 OH-(aq) + HA(aq) A-(aq) + H2O(l) Como o número de mols produzido de A. produzido a partir do ácido forte HCl e da base fraca NH4OH. A formação de íon H3O+ aumenta a acidez do meio. denominadas de soluções tampão. 2. pois reagirá com a água. No caso do tampão ácido hipotético HA / A-. que varia de acordo com as concentrações inicias do .log Ka = pH Ka = 10 . A reação que acontece é a seguinte. confirmando o caráter ácido do sal NH4Cl. numa reação denominada hidrólise. podem ter caráter ácido ou básico. Como exemplo. tem-se o sal NH4Cl.e o OH. em que os íons Clcomportam-se como íons espectadores: NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq) 2. são formadas por ácidos fracos e suas bases conjugadas ou por bases fracas e seus ácidos conjugados em concentração aproximadamente iguais. dependendo dos ácidos e bases que os originaram. Quando oriundo da reação entre uma base forte e um ácido fraco.4) Solução Tampão Algumas soluções apresentam certa resistência à mudança de pH pela adição de ácidos ou bases fortes. mediante a adição de um reativo-padrão que reage com ela em proporção definida e conhecida. teremos.em suas estruturas. para gerar a base forte conjugada do ácido fraco mais íons hidrônio. (4) Então. No caso da titulação ácido-base faz-se reagir um ácido com uma base até o alcance do ponto de equivalência. sem que haja mudança significativa no pH da solução.por esta reação será igual ao número de mols de HA na outra metade da amostra. o íon H+ produzido pela adição de um ácido forte tenderá a reagir com o íon A. 01M pH da solução 0 1 2 Coloração da solução Verde Azul Roxo 2. 0.1M 0. Seguem os resultados: Tabela 04 Concentração de NH3 1M 0.1M 0. 2. sendo que desta vez o indicador utilizado foi o amarelo de metila.01M pH da solução 11 10 9 Coloração da solução Vermelho Laranja Amarelo alaranjado PARTE B – Constante de dissociação de um ácido fraco 1. e é indicado pela viragem do indicador escolhido. 3. Durante a adição do titulante (substância conhecida) ao titulado (substância desconhecida). Preparou-se 100mL de uma solução de ácido acético pela diluição de 5mL de vinagre para 100mL em balão volumétrico. ocorre mudança de pH da solução. utilizando amarelo de alizarina como indicador. adicionou-se duas gotas do indicador violeta de metila. Repetiu-se o procedimento com soluções de ácido acético (CH3COOH) 1M.01M. Os resultados são mostrados na Tabela 03: Tabela 03 Concentração de HOAc 1M 0.01M pH da solução 2 3 4 Coloração da solução Laranja Vermelho Amarelo claro 3.01M. A representação gráfica que mostra essa variação é chamada curva de titulação. verificou-se o pH usando papel indicador e.7 titulante e do titulado. HCl 0.1M e 0. Dividiu-se a solução em duas partes iguais A e B . em seguida. O mesmo procedimento foi realizado com NH3. Em amostras de 1mL de soluções de HCl 1M.1M e HCl 0. Os resultados são mostrados a seguir: Tabela 02 Concentração de HCl 1M 0.1M 0. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL PARTE A – Medida de pH de soluções tipicamente ácidas ou básicas 1. A 25mL desta água.2M até a mudança de coloração no indicador. com NaOH 0.8 3. Preparou-se uma bureta com solução de NaOH 0. digamos B. 3.9mL do titulante.2M. A 25mL da solução tampão preparada na Parte B. PARTE D – Medida de pH de soluções salinas 1. adicionou-se 5 gotas de HCl 0. adicionou-se 5 gotas de NaOH 0.5mL do titulante NaOH e obteve-se pH =10 para a solução final. . 2. Adicionou-se. 3. Mediu-se. Gastou-se 4.1M. 1mL de vinagre e transferiu-se para um erlenmeyer. adicionou-se 5 gotas de solução de NaOH 0.1M. Também verificou-se o pH. Em outra amostra de 25mL. Com medidor de pH. lentamente. obtendo pH = 5.1M. Gastou-se 2. determinou-se o pH das seguintes soluções salinas: Tabela 05 Solução (0. obtendo pH = 5. Diluiuse com um pouco de água destilada. obtendo uma solução de pH = 10. com uma pipeta. 4. Titulou-se uma das partes. a solução de NaOH 0.1M) NaCl NaOAc Na2CO3 NH4Cl ZnCl2 pH 7 8 12 7 6 PARTE E – Determinação de ácido acético em vinagre 1. obtendo pH = 5.2M usando fenolftaleína como indicador. 2. A outros 25mL de solução tampão. Após misturar bem mediu-se pH = 5. sendo este igual a 7. adicionou-se 2 gotas do indicador fenolftaleína e promoveu-se agitação. PARTE C – Verificação da propriedade de uma solução tampão 1. adicionou-se 5 gotas de HCl 0. Misturou-se novamente A e B e determinou-se o pH.1M. Mediu-se o pH da água destilada do laboratório. Apesar da alta concentração da base (100M. para o experimento 1. como o ácido clorídrico é um ácido forte. pH = 3. indicando que este intervalo de pH está contido na faixa de viragem do indicador. característica de sua viragem. Sabe-se que o pH é dado pela Equação 1. A reação de ionização é. o ácido acético é um ácido fraco e. Esta mudança ocorreu. indicando uma faixa de viragem no intervalo de pH entre 3 e 4. No experimento esta mudança ocorreu quando o pH passou de 1 para 2. devido ao pequeno fator de dissociação da amônia. Assim. cuja constante é Ka: CH3COOOH(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq) + H3O+(aq) . Assim. 10-1M e 10-2M) obtivemos valores de pH não tão altos. obtivemos como resultado pH = 0. Na PARTE A desta prática. as contrações iniciais de ácidos (100M. Já no experimento 2. em que foi medido o pH de soluções de três substâncias em diferentes concentrações. Por isso. O indicador amarelo de alizarina atingiu a cor vermelha. portanto. apresenta um fator de ionização pequeno. Ainda na PARTE A. as concentrações de H+ no equilíbrio serão menores que as concentrações iniciais do ácido. com a alteração do pH de 10 para 11. Já o amarelo de metila tem a passagem de vermelho para amarelo como alteração característica da coloração. A mudança de coloração característica do violeta de metila é do azul para o roxo. Na PARTE B da prática. ocorre fenômeno análogo ao ocorrido no segundo experimento. 10-1M e 10-2M). pH = 1 e pH = 2. respectivamente. quando o pH mudou de 3 para 4. por isso. apesar das concentrações iniciais do ácido (100M. obtivemos pH um pouco mais altos (pH = 2. No terceiro experimento. procedemos de modo a determinar a constante de ionização do ácido acético. no experimento. α < 5%. 10-1M e 10-2M) são praticamente iguais as concentrações de íons H+ em solução e. foi possível indicar a faixa de viragem de alguns indicadores de acordo com as diferentes colorações obtidas quando estes foram adicionados em meios de pH diferentes. pH = 4) para as soluções. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS E PÓS-LABORATÓRIO As respostas do pós-laboratório estão contidas na discussão dos resultados. sua ionização é praticamente completa.9 4. 0 ∙ 10-5. temos: CH3COO. pudemos confirmar os que apresentavam caráter ácido e os que apresentavam caráter básico.e CO3. respectivamente. sendo. em dois erlenmeyer. Como explicado na introdução teórica. Para o NH4Cl e ZnCl2. portando.provém de ácidos fracos. obtivemos: Ka = [H3O+][CH3COO-] / [CH3COOOH] = [H3O+] Ka = 10 – pH Ao final do experimento o pH medido foi 5. Isso pôde ser comprovado na PARTE C. iii.+ CH3COOH CO3. Para o NaCl. estes íons sofrem hidrólise produzindo OH-. tivemos a seguinte reação. sendo. será igual à quantidade de ácido que permaneceu no outro erlenmeyer. evidenciado pelo pH = 7 encontrado. CH3COO-.8 ∙ 10-5.+ 2 H2O 2 OH. em que pequenas adições de ácido forte (HCl) e base forte (NaOH) não causaram alterações notáveis no pH da solução. podemos explicar os valores de pH encontrados através das reações de hidrólise desses sais: i. que não se tratava de uma solução tampão.+ H2O OH.+ H2CO3 Como os íons CH3COO. usado para medir o pH.4% pode . temos: NH4+ + H2O NH4OH + H+ Zn+2 + 2 H2O Zn(OH) 2 + 2 H+ pH O valor tabelado na literatura para o Ka do ácido acético é 1. Ainda na PARTE B. e em uma delas titulando o ácido com NaOH. para suas soluções. e calculamos a constante Ka. portanto. como observado ao se obter = 8 e pH = 12. um ácido fraco. notemos que a solução final é formada por iguais quantidades de ácido acético. quando misturamos novamente o conteúdo dos dois erlenmeyer.10 Ao dividir a solução em duas partes iguais. enquanto as mesmas quantidades de ácido e base causaram notórias alterações no pH da água destilada (passou de 7 para 5 com a adição do ácido e de 7 para 10 com a adição da base). então obtivemos Ka = 1. Assim. não aconterá hidrólise. portanto uma solução tampão. ii. Para o NaOAc e Na2CO3. e sua base conjugada. pois os dois íons provém de ácido e base fortes e. de caráter básico. ao medir o pH de algumas soluções salinas. têm caráter neutro. O erro de 44. ser explicado pela baixa precisão do papel indicador. onde o Na+ se comporta como íon espectador: CH3COOOH(aq) + OH-(aq) CH3COO-(aq) + H2O(l) Observe que a quantidade da base conjugada produzida. Na PARTE D. sofre hidrólise produzindo íon H+: Cu+2 + 2 H2O Cu(OH)2 + 2 H+ Na PARTE E. proveniente de uma base fraca. o número de mols de CH3COOH presente em 1mL de vinagre era 5 ∙ 10-4 mols. por exemplo a Engenharia. Se em 1mL existem 5 ∙ 10-4 mol de ácido acético. originando íons OH-. que é restrito a certas faixas de pH. já que para a titulação de um ácido fraco por uma base forte o ponto de equivalência tem um pH superior a 7. utilizou-se fenolftaleína como indicador. em 1L ter-se-á 0.5 mL de uma solução 0. muitas enzimas perderiam seu poder de ação. Então. é o indicador mais apropriado para essa titulação. Não foi possível medir o pH da solução do sal Cu(NO3)2. o pH esperado para a solução seria menor que 7. devido à hidrólise do ânion do ácido fraco. e o bom funcionamento do organismo estaria ameaçado.2 M de NaOH. pois o mesmo estava contaminado. sofrendo hidrólise. Seu caráter ácido é confirmado pelos pH = 5 e pH = 6. CONCLUSÃO O conhecimento sobre ácidos e bases é de fundamental importância para qualquer profissional de áreas que se utilizam do estudo da Química. diminuindo o pH da solução. devido a proporção 1:1 com que ele reage com o NaOH na titulação. encontrados para suas soluções. Como a fenolftaleína tem uma faixa de viragem um pouco acima do pH igual a 7 (faixa de viragem de 8.5 ∙ 10-3 = 5 ∙ 10 -4 mol. Estas funções químicas estão relacionadas com uma série de fenômenos. para determinar a concentração de ácido acético presente no vinagre. já que o íon Cu2+. Porém.5 mol de CH3COOH.11 Os íons NH4+ e Zn+2 provém de bases fracas. o número de mols de NaOH que reagiram com o ácido acético foi nNaOH = 0. entre eles podese citar a manutenção do pH do sangue constante pelo fato dele ser uma solução tampão. .5 M. respectivamente. Como foram gastos 2. a concentração de ácido acético em vinagre é de 0.2 ∙ 2. 5. A reação balanceada é a seguinte: NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O Assim.2 a 10). Caso este pH variasse. que produz íons H+. M.htm >.geocities.com/chemicalnet/quali/equilibrio.C. verificamos a faixa de viragem de alguns indicadores.M. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS TEIXEIRA. E.12 Nesta prática.. além de algumas manipulações matemáticas. Porém.com/chemicalnet/quantitativa/titulacao. 6.uol.geocities. Manual de Laboratório – Química Geral para Engenharia.com/chemical net/quali/phsolucoes. por exemplo. Erros experimentais ocorreram. < http://br.jhtm > Acesso em 15/11/08.br/quimica/ult1707u8.geocities. ao medir o pH de suas soluções. soluções e reações de neutralização. 2008. demonstrando como o conhecimento sobre ácidos e bases é vasto e ramificado. UOL Educação: < http://educacao.htm >. porém eram esperados. através da análise da coloração de soluções de diferentes concentrações de ácidos e bases.geocities.htm > Acesso em 15/11/2008.com. Para interpretar os resultados obtidos na prática utilizamo-nos de conhecimentos sobre equilíbrio químico.com/chemicalnet/quali/efeitotampao. < http://br.R. Fortaleza: UFC. . Confirmamos a propriedade de soluções tampão de resistência à mudança de pH por pequenas adições de ácido ou base fortes. < http://br.htm >. não impediram o alcance dos objetivos estipulados para a prática. DE PAULA. Chemicalnet: < http://br. Verificamos o caráter ácido ou básico de alguns sais. à qual o indicador foi adicionado. já que a situação em que os experimentos foram realizados não era ideal. R. além de calcular a constante de ionização do ácido acético e sua concentração no vinagre.