Acidez E Basicidade

FACULDADE PITÁGORAS

Unidade Saúde - TIMBIRAS

4º P. FARMÁCIA / NOTURNO

ACIDEZ E BASICIDADE

Disciplina: Química Analítica

Data da atividade: 19 FEVEREIRO de 2014

Grupo 04:

INTRODUÇÃO

O uso de ácidos e bases bem como as medidas de pH são procedimentos de rotina em laboratórios. Ácido, por definição, é uma espécie com capacidade para ceder prótons (geralmente íons H+, uma vez que esta espécie apenas possui um próton, ou OH–) a uma base (espécie aceitadora de prótons). Um ácido, quando em solução aquosa, provoca o aumento da concentração de H3O+ , ao passo que uma base, nas mesmas condições, provoca o aumento da concentração de íons OH- . Assim, uma vez que uma solução aquosa obriga à presença de água na solução, um ácido em solução aquosa sofrerá uma reação levando, ao aumento da concentração de íons H3O+. Da mesma maneira, uma base em solução aquosa sofrerá uma reação parecida, mas desta vez originando o aumento da concentração de OH- .Se as soluções forem soluções aquosas, a água nelas contida, como é uma espécie anfotérica, tanto pode funcionar como base ou como ácido. Assim, se uma molécula de água funcionar como ácido, esta irá ceder um próton a outra molécula de água que irá estar a funcionar como base, logo começam-se a formar íons H3O+ e OH- , dando-se, assim, a autoprotólise da água.A relação entre a concentração de cada um destes íons (H3O+ e OH-) é que define o caráter da solução, isto é, se ela é ácida, neutra ou básica:Se [H3O+] = [OH-] a solução é neutra;Se [H3O+] > [OH-] a solução é ácida;Se [H3O+] < [OH-] a solução é básica;

O caráter da solução pode ser determinado através da presença de uma substância corante chamada indicador, a qual muda de cor conforme a acidez ou basicidade do meio. Os indicadores são ácidos fracos ou bases fracas (concentração de íons H3O+ média ou muito baixa) e que apresentam duas cores: uma para a forma ácida e outra para a forma básica conjugada.A cor da solução varia conforme a acidez, logo, se numa solução com caráter básico, ao ser adicionando lentamente uma substância ácida, a cor da solução começa a variar muito lentamente, distinguindo-se, assim, muito dificilmente o momento em que a solução passa de uma cor para outra, quando não se distingue com precisão a mudança de cor chama-se zona de viragem.

Existem muitos indicadores ácido-base, mas cada um deles tem características diferentes, sendo a mais importante para o contexto, a zona de viragem. É esta zona de viragem que permite identificar quando as quantidades de ácido e base estão nas proporções estequiométricas da reação. Alguns dos indicadores mais utilizados são o azul de timol, o alaranjado de metila, o azul de bromotimol e a fenolftaleína. Devido à dificuldade de testar cada um dos indicadores conhecidos para saber qual o caráter da solução, criou-se o indicador universal: uma mistura de vários indicadores que muda sucessivamente de cor conforme o caráter do meio e que se apresenta sob a forma de tiras de papel ou em solução.

A titulação é uma técnica que se integra no ramo da química analítica e que tem por função determinar a concentração (ou título) de uma solução através da reação completa com outra solução de concentração conhecida. A titulação é um processo no qual se coloca uma solução de concentração conhecida – o titulante – numa bureta, e se coloca uma solução com concentração desconhecida mas volume rigoroso – o titulado – num erlenmeyer. Na titulação determina-se a concentração de um ácido fazendo-o reagir com uma base de concentração conhecida, ou a concentração de uma base fazendo-a reagir com um ácido de concentração conhecida. Quando o titulado reagiu completamente com o titulante, então as quantidades de ácido e de base então nas proporções estequiométricas da reação, ou seja no ponto de equivalência.Na medida que vai adicionando titulante ao titulado, o caráter (pH) da solução vai sofrendo variação, assim, quando se aproxima o ponto de equivalência há uma variação muito brusca do pH da solução, a qual pode ser facilmente detectada através do uso de um indicador ácido-base adequado, o qual deve ter o seu ponto de viragem localizado sensivelmente a meio do salto brusco de pH, e que vai começar a mudar de cor quando se atingir o ponto de equivalência.Quando se titula um ácido forte com uma base forte não há qualquer hidrólise e o pH no ponto de equivalência é sensivelmente 7; quando se titula um ácido forte com uma base fraca dá-se uma hidrólise ácida e o pH do ponto de equivalência será inferior a 7; caso se titule um ácido fraco com uma base forte, há hidrólise básica e o pH no ponto de equivalência será superior a 7.

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OBJETIVO:

Identificar se uma substância é ácida ou básica utilizando indicadores ácidos e básicos. Realizar uma titulação entre um ácido forte e uma base forte.

REAGENTES:

• Solução de sódio 1 mol/L

• Solução de ácido clorídrico x mol/L

• Fenolftaleína

• Alaranjado de metila

• Papel de tornassol

• Água destilada

MATERIAIS:

• Suporte de tubos de ensaio com 6 tubos

• Dois béqueres

• Um bastão de vidro

• Duas Provetas

• Um Conta-gotas

• Suporte de ferro com bureta

• 1 erlenmeyer

PROCEDIMENTOS:

Etapa I

1. Colocar 5mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) em dois tubos de ensaio. Observar a cor da solução.

2. Com um bastão de vidro molhar a ponta na solução básica do primeiro tubo e colocar uma gota no papel de tornassol azul e uma gota no papel de tornassol vermelho.anotar o resultado encontrado na tabela abaixo.

3. Adicionar 3gotas de fenolftaleína no primeiro tubo de ensaio contendo a solução básica e anote o resultado encontrado na tabela abaixo .

4. Adicionar 3 gotas de alaranjado de metila no tubo de ensaio contendo a solução básica e anote o resultado encontrado na tabela abaixo.

5. Colocar 5 mL de solução de ácido clorídrico (HCl)em dois tubos de ensaio. Observar a cor da solução.

6. Com um bastão de vidro molhar a ponta na solução ácida do primeiro tubo e colocar uma gota no papel tornassol azul e uma gota no papel tornassol vermelho. Anotar o resultado encontrado na tabela abaixo.

7. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína no primeiro tubo de ensaio contendo a solução ácida e anote o resultado encontrado na tabela abaixo.

8. Adicionar 3 gotas de alaranjado de metila no tubo de ensaio contendo a solução ácida e anote o resultado encontrado na tabela abaixo.

Substância Tornassol azul Tornassol vermelho Fenolftaleina Alaranjado de metila universal

HCl rosa Rosa incolor avermelhado PH = 0

NaOH azul Azul rosa amarelado PH = 13

Etapa II

1.Com ajuda de uma proveta ,meça 50 mL de NaOH e transfira para uma bureta.Faça a ambientação e zere a bureta.

2.Com ajuda de uma proveta limpa,meça 25mLde acido clorídrico e transfira para um erlenmeyer.pingue 3 gotas de fenolftaleína e agite o erlenmeyer.

3.Faça a titulação ate a mudança de cor para um rosa claro.Anote o volume de NaOH gasto.( v = ____ mL)

4.Calcule a concentração da solução de HCl.

C base x V base(mL) = C ácido x V ácido(mL)

COMENTÁRIOS

Etapa I

1. Ao colocar-se 5mL de solução de hidróxido de sódio em dois tubos de ensaio,observou-se que a solução é incolor.

2. Ao molhar-se a ponta do bastão de vidro na solução básica(NaOH) do primeiro tubo e coloca-se uma gota no papel de tornassol azul notou-se que permaneceu azul, pelo fato do NaOH se uma solução básica e papel de Tornassol azul ser indicado para determinar se uma solução é ácida , e ao colocar uma gota no papel de tornassol vermelho notou-se que ficou azul escuro,pois o papel de Tornassol vermelho é utilizado para se determinar se uma solução básica.

3. Ao adicionar-se 3gotas de fenolftaleína no primeiro tubo de ensaio contendo a solução básica notou-se que houve mudanças de cor de incolor para rosa pois é característica da fenolftaleína quando adicionada em meio alcalino (básico).

4. Ao adicionar 3 gotas de alaranjado de metila no tubo de ensaio contendo a solução básica notou-se que houve mudanças de incolor para amarelo

5. Ao Colocar-se 5 mL de solução de ácido clorídrico (HCl)em dois tubos de ensaio,observou-se que a solução é incolor.

6. Ao molhar-se a ponta do bastão de vidro na solução ácida (HCl) do primeiro tubo e coloca-se uma gota no papel de tornassol azul notou-se que ficou rosa, pelo fato do HCl ser uma solução acida e papel de Tornassol azul ser indicado para determinar se uma solução é ácida , e ao colocar uma gota no papel de tornassol vermelho notou-se que ficou vermelho,pois o papel de Tornassol vermelho é utilizado para se determinar se uma solução básica.

7. Ao adicionar-se 3 gotas de fenolftaleína no primeiro tubo de ensaio contendo a solução ácida notou-se que a solução permaneceu incolor pois a fenolftaleína permanece incolor em meio ácido.

8. Ao adicionar-se 3 gotas de alaranjado de metila no tubo de ensaio contendo a solução ácida notou-se que a solução ficou alaranjada quase vermelha, porque o alaranjado de metila sofre ionização em meio ácido.

Etapa II

1. Fez ambiente na bureta. Mediu-se com a ajuda de uma proveta 50mL de NaOH e transferiu-se para uma bureta zerando-a.

2. Com a ajuda de uma proveta limpa,mediu-se 25 mL de ácido clorídrico e transferiu-se para um erlenmeyer.pingou-se 3 gotas de fenolftaleína ,agitando o erlenmeyer .

3. Titulou-se até a mudança de cor para um rosa claro.Gastou-se o volume de 18 mL de NaOH para a titulação.

4. Calculou-se a concentração da solução de HCl.

C base X V base(mL) = C ácido X V ácido

1 mol/L . 18 mL = C ácido . 25mL

C ácido = 18mol/L . mL

____________________

25 mL

C ácido = 0,72mol/l

QUESTIONÁRIO:

A) indique as estruturas da fenolftaleína em meio ácido e em meio básico.

Meio acido fenolftaleína meio básico

Forma ácida Forma básica

Incolor vermelho – rosa

Figura 1: estrutura da fenolftaleína em diferentes meios (ácido e básico, respectivamente) (adaptado de

http://www.ufpa.br/quimicanalitica/sindicador.htm).

b) Calcule a concentração da solução de 30mL de ácido sulfúrico que foi neutralizado por 40mL de solução de hidróxido de estrôncio 0,8 mol/L . Escreva a reação de neutralização.

C base X V base(mL) = C ácido X V ácido

0,8 mol/L . 40 mL = C ácido . 30mL

C ácido = 32mol/L . mL

____________________

30 mL

C ácido = 1,06mol/L

REFERÊNCIAS:

1-www.infoescola.com/quimica/principio-de-le-chatelier/

2-www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas/givexp/chatelier.pdf

3-www.ima.ufrj.br/coleta/downloads/descartenapia.pdf

4-www.ebah.com.br/content/ABAAAAco0AF/cromo-meio-ambiente

5-www.ebah.com.br/content/ABAAAAoo0AJ/cobre

6-http://educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/deslocamento-equilibrio-quimico-mudanca-cor.htm

7-http://educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/principio-le-chatelier.htm

8-www.portalmedquimica.com.brhttp://web.ccead.puc_rio.br/condigital/mvsl

9-www.quimica.ufpr.br

10-Daniel C. Harris.Livro de Análise Química quantitativa 7ª edição 2008.

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