TRABALHO

ATIVIDADE EXPERIMENTAL 07

ÁCIDOS E BASES

1- OBJETIVOS:

Identificar experimentalmente ácidos e bases. Classificar ácidos e bases como fortes ou fracos. Observar as propriedades dos indicadores. Observar as propriedades de uma solução tampão.

Determinar a quantidade de um ácido (ou base) através de titulação ácido-base.

2- FUNDAMENTOS TEÓRICOS:

Em sua versão moderna, o conceito de Arrhenius de ácidos e bases define um ácido como qualquer substância que pode aumentar a concentração do íon hidrônio, H3O+, em solução aquosa. Por outro lado, uma base é uma substância que aumenta a concentraçâo do íon hidróxido, OH-, em água.

Por exemplo, o HCI é um ácido, porque reage com água de acordo com a reação:

HCl +        H2O →        H3O+ + Cl-

Enquanto que o composto iônico NaOH é uma base porque em água sofre dissociação:

NaOH(s) +        H2O →        Na+ (aq) + OH-(aq)

• DISSOCIAÇÃO DA ÁGUA:

A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, embora baixa, como consequência de sua autodissociação:

H2O +H2O →        H3O+ + OH-

Ou de um modo simplificado como:

H2O ⇔ H+ + OH-

A constante de equilíbrio para a dissociação representada pela última equação é escrita como:

K= [H+] [OH-] [H2O]

Como a concentração de H2O é essencialmente constante,

Kw= K(H2O) = [H+] [OH-]

O valor de Kw, a constante de dissociação da água, é 1,0 x 10-14 a 25 oC.

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• Soluções Ácidas, Básicas e Neutras:

Uma solução ácida é aquela na qual a concentração de íons hidrogênio (hidrônio) é maior do que a de íons hidróxido. Uma solução básica é aquela na qual ocorre o inverso. [OH-] excede [H+]. E uma neutra é aquela na qual estas duas concentrações são iguais. [H+] = [OH-].

Como na água pura temos [H+] = [OH-], então:

Kw = [H +] [OH-] = [H+]2 = 1,0 x 10-14 [H+] = 1,0 x 10-7 = [OH-]

Portanto, definimos o caráter da solução em termos quantitativos do seguinte modo:

Solução ácida: [H+]> 1,0 x 10-7 M, pH<7

Solução neutra: [H+]= 1,0 x 10-7 M, pH=7

Solução básica: [H+]< 1,0 x 10-7 M, pH>7

•  pH:

Para evitar o uso de expoentes negativos, foi proposto um método alternativo para indicar a concentração hidrogeniônica. O pH é definido como logaritmo negativo de [H+].

pH=        -log [H+] = log 1/ [H+]

Deste modo, vemos que [H+] e pH estão relacionados inversamente. Ou seja, quanto menor o pH, mais ácida a solução e vice-versa. O pH de uma solução pode ser medido eletrônicamente através de um aparelho chamado medidor de pH ou visualmente utilizando-se uma tira de papel indicador de pH, um papel recoberto com uma mistura de indicadores.

• Indicadores Ácido-Base:

Um indicador é um par conjugado de ácido e base de Bronsted-Lowry cujo ácido apresenta uma coloração e a base outra. Pelo menos uma das colorações é suficientemente intensa para ser visualizada em soluções diluídas. A maioria dos indicadores são compostos Orgânicos com estruturas complexas, portanto usaremos a abreviação HIn para representar a forma ácida e In- a base conjugada do indicador.

Assim, em solução aquosa temos a dissociação:

HIn +H2O	⇔     In- + H3O+
Forma acida	Forma básica
(Cor A)	(Cor B)

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Como pode ser observado neste equilíbrio, o indicador existe na forma ácida e em soluções mais ácidas e na forma básica e em soluções menos ácidas, ou mais básicas. Nem todos os indicadores, contudo, mudam de cor na mesma faixa de pH (geralmente pequena), Apresentamos a seguir uma lista de alguns indicadores comuns, com suas variações de cor e faixas de pH dentro das quais suas cores variam.

INDICADOR	MUDANÇA DE COR	FAIXA DE pH
		(Faixa de Viragem)
Alaranjado de Metila	Vermelho p/Laranja	3,2- 4,4
Vermelho de Metila	Vermelho p/ Amarelo	4,8- 6,0
Azul de Bromotimol	Amarelo p/ azul	6,0- 7,6
Fenolftaleína	Incolor p/ Rosa	8,2- 10,0