CRISE HÍDRICA: NOSSO MAIOR BEM ESTÁ SENDO DESPERDIÇADO

FUNÇÕES QUÍMICAS, PH E INDICADORES

Eliane Dalongaro Pires

Universidade de Caxias do Sul

Departamento de Química e Física

Introdução:

Dentre a grande quantidade de substâncias e combinações presentes na natureza, existem aquelas que possuem semelhanças entre si, conhecidas como funções químicas. As principais funções químicas inorgânicas são compostas de bases, ácidos, sais e óxidos.

Durante muitos anos os conceitos de definição de ácido e base foram debatidos antes de qualquer resultado preciso. Uma das principais se dá pela ideia do químico sueco Svante Arrhenius, sugerindo que um composto ácido reage com água para formar íons hidrogênio. Já a base, em contato com o mesmo solvente produz íons hidróxido (OH-). Questões foram surgidas sobre essa definição quando químicos, estudando solventes não aquosos, encontraram um número de substâncias que mostravam o mesmo comportamento ácido-base, porém não encaixadas nas definições de Arrhenius por contas de sua teoria se especificar apenas em solventes aquosos.

Uma definição de maior amplitude veio em 1923, quando dois químicos, Thomas Lowry e Johannes Brösnted, trabalhando independentemente, chegaram ao mesmo conceito fundamental de que as propriedades dos ácidos e bases se dão pela transferência de um próton (íons hidrogênio) de uma substância a outra, sendo: um ácido – doador de prótons, e uma base – receptor de prótons. Quando a molécula de um ácido se dissolve na água doa um íon hidrogênio e forma um íon hidrônio (H3O+). Já uma base, como íons hidróxido, aceitam prótons dos ácidos para formar moléculas de água.

Estendendo os conceitos de eletrólitos para a transferência de prótons, podemos classificar um ácido forte como completamente deprotonado (perda de prótons) em

solução, um ácido fraco incompletamente deprotonado em solução; uma base forte completamente protonada (ganho de prótons) em solução e uma base fraca incompletamente protonada em solução.

O pH de uma solução é o indicador de molaridade dos íons hidrônio, introduzida pelo químico dinamarquês Sören Sörensen, consiste em: pH = -log [H3O+], sendo o logaritmo nessa definição comum, na base 10; [H3O+] é o valor numérico da molaridade dos íons hidrônio. A grande maioria das soluções possuem intervalos entre 0 e 14, sendo: o pH da água pura 7; o pH de uma solução ácida menor que 7; e o pH de uma solução básica maior que 7. O sinal negativo nessa definição se dá pelo conceito de que quanto maior a concentração molar de H3O+, menor o pH.

Pode-se estimar o pH de uma solução aquosa utilizando um papel indicador universal, que muda suas cores em diferentes medições de pH e define suas respectivas escalas. Também há o tornassol, um corante vegetal obtido a partir de um líquen. Soluções aquosas ácidas tornam o tornassol vermelho, e soluções aquosas básicas o tornam azul. Gotas de fenolftaleína em soluções ácidas ficam incolores, e em básicas, vermelho; por fim, o metilorange torna soluções ácidas vermelhas e básicas, amarelas.

Objetivos:

Realizar reações de obtenção com ácidos, bases, sais e óxidos, utilizar corretamente e entender a função dos indicadores ácido-base, medidores de pH e o que representa suas respectivas cores, tal como realizar os cálculos de obtenção entre as reações químicas.

Materiais utilizados:

Pinça metálica;

Bico de Bunsen;

Cápsula de porcelana;

Fio de cobre;

Erlenmeyer de 50mL;

Papel tornassol;

Papel indicador universal;

Tubo de ensaio;

Bastão de vidro;

Procedimento Experimental:

Obtenção de um óxido básico:

Introduziumos um pedaço de magnésio segurado por uma pinça metálica na chama do bico de Bunsen até sua combustão. Recolhido o produto numa cápsula de porcelana, adicionamos água e agitamos com um bastão de vidro. Por fim, testando a solução obtida com uma gota de fenolftaleína.

Segue a equação de obtenção de óxido de magnésio pela combustão.

2Mg + O2 → 2MgO

Obtenção de um óxido ácido e de um ácido oxigenado:

Adicionamos uma pequena quantidade de enxofre na extremidade de um fio de cobre e deixamos em contato direto com o bico de Bunsen até sua combustão. Recolhemos o gás eliminado durante o processo em um Erlenmeyer de 50mL com água e tampamos com uma rolha. Depois de agitada testamos a solução com um papel tornassol, em seguida medimos o pH com um indicador universal. Por fim fizemos um tratamento de correção do pH com um mL de água de cal.

Reação entre um óxido básico e um ácido:

Em um tubo de ensaio, colocamos uma ponta de espátula de óxido de cálcio, em seguida cuidadosamente adicionamos ácido nítrico concentrado, até que, por agitação, desaparecesse o sólido branco. Em seguida equacionamos a reação.

Reação entre dois sais:

Adicionamos 5 gotas de solução de Pb(NO3)2 0,1mol/L e a mesma quantidade de uma solução de KI 0,1mol/L em um tubo de ensaio, observando a reação.

Reação entre um sal e um ácido:

Colocamos 5 gotas de solução de BaCl2 1% em um tubo de ensaio, em seguida acrescentamos a mesma quantidade de H2SO4 0,1mol/L. Observamos e equacionamos a reação.

Reação entre um sal e uma base:

Observamos e equacionamos a reação entre 5 gotas de FeCl3 2% e a mesma

quantidade de solução de NH4OH 1mol/L em um tubo de ensaio.

Indicadores – Procedimento experimental

Indicar ácidos e bases através do uso de indicadores:

Parte I:

Colocamos 1mL de uma solução de NaOH em dois tubos de ensaio, medindo o pH com um papel indicador universal. Solução também aplicada em papel tornassol azul