Os Químicos debatem os conceitos de ácidos e bases desde longa data

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Universidade do Estado do Pará - Uepa

PROFESSORA: Drª Cassia R.R. Venâncio

CURSO DE ENGENHARIA AMBIENTAL

Disciplina: Química experimental

Assunto: Experimento 5:

Ácidos e Bases

Danilo Almeida

Jean Reis

Juscelino de Paula Batista Junior

Maria Eduarda Silva

Pedro Assunção

             

Belém, 26 de setembro de 2017.

Introdução

Os químicos debatem os conceitos de ácidos e bases desde longa data, porém uma das primeiras definições úteis foi finalmente proposta em 1884, pelo químico Svante Arrehenius que definiu um ácido como uma substancia contendo hidrogênio que produz íons hidrogênio (H+) em solução e uma base como uma substancia que produz íons hidróxido (OH-) em solução. O problema dessa definição é que se refere a um solvente particular, a água.

Em 1923, Brönsted na Dinamarca e Lowry na Inglaterra, independentemente, sugeriram uma definição muito útil. E de acordo com ela, ácido é uma espécie que tende a doar um próton e base é uma espécie que tende a receber um próton. De acordo com o ponto de vista desses dois químicos, uma reação de ácido-base compreende uma competição por um próton entre duas bases. Segundo Russel (2006), a definição de Brönsted-Lowry é bastante geral em muitos aspectos e afirma que:

O HCl é um ácido em solução aquosa, de acordo com Arrhenius. Mas, também, é um ácido de Brönsted-Lowry em qualquer outro solvente, mesmo quando não está presente nenhum solvente. Ele é um ácido simplesmente por que pode doar um próton.

• Força dos ácidos

Quando dissolvemos um acido em água, verificamos que as moléculas sofrem ionização. Entretanto, ao analisamos a solução resultante, constatamos que nem todas as moléculas encontram-se ionizadas. O que indica a força de um ácido é o grau de ionização. Quanto maior o grau de ionização mais forte é o ácido. Classificam-se em: fortes - apresentam o grau de ionização superior a 50%; moderados - apresentam o grau compreendido entre 5% e 50%; fracos - apresentam grau inferior a 5%.

• Indicadores

Um indicador é um par conjugado de ácido e base de Brönsted-Lowry cujo ácido apresenta uma coloração e a base, outra. (algumas vezes uma das duas é incolor.) Pelo menos uma das colorações e suficientemente intensa para ser visualizada em soluções diluídas. A maioria dos indicadores são moléculas orgânicas com estruturas relativamente complexas; um indicador comum é o 3,3-bis(4-hidroxifenil)-1-(3H)-isobenzofuranona, cuja formula é  e que, felizmente, é conhecido como fenolftaleína.[pic 2]

Indicadores podem existir na forma ácida em soluções mais ácidas e na forma básica em soluções menos ácidas (mais básicas). Por exemplo, a forma ácida HIn da fenolftaleína é incolor, enquanto sua forma básica   é vermelha. Para o azul de bromotimol, HIn é amarela e   é azul.[pic 3][pic 4]

Objetivos

• Identificar algumas bases e alguns ácidos em laboratório;
• Verificar algumas propriedades funcionais dos ácidos.

Materiais e reagentes

1. Tubos de ensaio;
2. Béckers de 100 ml;
3. Bastão de vidro;
4. Pinça metálica;
5. Soluções de hidróxido de sódio (NaOH);
6. Ácido clorídrico (HCL)
7. Ácido nítrico (HNO3);
8. Ácido acético (CH3COOH);
9. Hidróxido de amônio (NH4OH);
10. Ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol/L.

Parte experimental

Os experimentos seguiram três etapas diferentes. Primeiro, fez-se seis experimentos relacionados com reações de indicadores em ácidos e bases; na segunda etapa, foi feito um experimento de filtração do hidróxido de cálcio; por fim, fez-se três experimentos para diferenciar os ácidos através de sua força.

Etapa 1:

Experimento 1 – Adicionou-se no primeiro tubo de ensaio cerca de 4 ml de NaOH. Com um bastão de vidro molhou-se as pontas dos papéis de tornassol (azul e vermelho).

Experimento 2 – adicionou-se no segundo tubo de ensaio cerca de 4 ml de HNO3. Com o bastão de vidro molhou-se as pontas dos papéis de tornassol.

Experimento 3 – Colocou-se no terceiro tubo de ensaio cerca de 4 ml de CH3COOH. Adicionou-se 3 gotas do indicador alaranjado de metila.

Experimento 4 – Misturou-se no quarto tubo de ensaio cerca de 4 ml de NH4OH com 3 gotas de alaranjado de metila.

Experimento 5 – misturou-se no quinto tubo de ensaio cerca de 4 ml de H2SO4 com 3 gotas do indicador fenolftaleína.

Experimento 6 – Misturou-se no sexto tubo de ensaio cerca de 4 ml de NaOH com 3 gotas de fenolftaleína.

Etapa 2:

Experimento – Colocou-se com uma ponta de espátula cerca de 1g de óxido de cálcio em um béquer de 100 ml. Acrescentou-se aproximadamente 40 ml de água destilada. Agitou-se com um bastão de vidro e fez-se uma filtração simples.

Etapa 3:

Experimento – colocou-se 3 ml de H2SO4 em um tubo de ensaio. Adicionou-se um pedaço de magnésio metálico, agitou-se até começar a reagir com o ácido e cronometrou-se o tempo em que o magnésio foi totalmente consumido. Fez-se o mesmo procedimento para o HCl e para o CH3COOH.

Resultados e discussões

Etapa 1:

Experimento 1 – Após molhar os papéis de tornassol com NaOH, o papel azul não alterou sua cor e o papel vermelho ficou com coloração azul. Ambos ficaram com coloração azul porque essa é a cor do tornassol em meio básico.

Experimento 2 – Após molhar os papéis de tornassol com HNO3, o papel azul alterou sua cor para vermelho e o papel vermelho manteve sua coloração. Ambos ficaram com coloração vermelha porque essa é a cor do tornassol em meio ácido.

Experimento 3 – Após a mistura de três gotas de alaranjado de metila com o CH3COOH, a solução ficou com coloração vermelha. Isso acontece porque vermelho é a cor do alaranjado de metila em meio ácido.