Grupo Do Carbono

1.0 Objetivo:

Avaliação de caráter ácido ou alcalino de algumas substâncias com diversos indicadores.

2.0 Introdução

2.1 Natureza de ácidos e bases

Quando os químicos percebem que as reações de muitas substâncias têm características comuns, eles formulam uma definição simples que engloba todas as substâncias. Tais reações foram inicialmente identificadas nos estudos das soluções de ácidos e bases em água, que levaram ás definições de Armênios de ácidos e bases. Entretanto, os químicos descobriram, posteriormente que as reações entre ácidos e bases também ocorrem em outros solventes e, até mesmo na ausência do solvente. A definição original teve de ser substituída por um a definição mais ampla que contemplasse este novo conhecimento.

Na teoria de Brosnsted- Lowry, a força de um ácido depende de quanto ele doa prótons ao solvente. Podemos, portanto, resumir a distinção entre ácidos fortes e fracos como:

Um ácido forte está completamente desprontonado em solução.

Um ácido fraco está parcialmente desprontonado em solução.

Como praticamente todas as reações em organismos vivos e muitas reações de laboratório ocorrem em água, esse é o solvente que faremos referência quase sempre.

Uma base de Brosnsted é um aceitador de prótons, o que na maior parte dos casos significa que ela tem um par de elétrons livres a que os prótons pode se ligar.

Exemplo de base de Brosnsted é a amônia. Na dissolução em água, ela é protonada por H2O.

NH3(aq) + H2O(l)----NH4 +(aq) + OH- (aq)

Uma base forte está completamente protonada em solução.

Uma base fraca está parcialmente protonada em solução.

2.2 Ácidos e Bases de Lewis

A teoria de Lewis focaliza a transferência de um próton entre duas espécies. Entretanto, os conceitos de ácidos e bases são mais amplos do que a simples transferência de prótons. Muitas outras substâncias podem ser classificadas como ácidos ou bases pela definição desenvolvida.

Um ácido de Lewis é aceitador de par de elétrons.

Uma base de Lewis é um doador de par de elétrons.

Quando uma base de Lewis doa um par de elétrons, a um ácido de Lewis, forma-se uma ligação covalente coordenada, isto é, uma ligação em que os elétrons provêm de um átomo.

As bases de Lewis são também bases de Brosnsted. Entretanto, os ácidos de Lewis não são necessariamente ácidos de Brosnsted, porque um ácido de Lewis não precisa ter um átomo de hidrogênio.

2.3 Indicadore Ácido-Base

Um método simples, confiável e rápido de determinação de pH de uma solução e de acompanhamento de uma titulação é usar um medidor de pH, que utiliza um eletrodo especial para medir a concentração de H3O+. Um titulador automático monitora, continuamente, o pH a solução analito. Ele detecta o ponto estequiométrico respondendo á mudança rápida característica do pH.Outra técnica de detectar o ponto estequiométrico usando o indicador. Um indicador ácido-base é um corante, solúvel em água, cuja cor depende do pH. A mudança rápida de pH que ocorre no ponto estequiométrico de uma titulação é portanto, sinalizar por uma mudança instantânea da cor do corante em resposta ao pH.

Um indicador comum é a fenolftaleína. A forma do ácido desta molécula orgânica é incolor e a forma da base é conjugada é cor de rosa. O pH da fenolftaleína é 9,4.O tornassol outro indicador bem conhecido tem pH=6,5 . Ele é vermelho em pH > 5 e azul em pH > 8.

Existem muitos indicadores na natureza. Por exemplo, o mesmo composto é responsável pela cor vermelha das papoulas e a azul das centáureas azuis: o pH da seiva é diferente nas duas plantas. A cor das Hortência também depende da acidez do solo. O solo ácido produz flores azuis, o solo alcalino produz flores rosa.

Indicador Universal: O indicador Universal pode, por outro lado, checar por ambas as soluções ácidas ou básicas, e ainda, dar uma indicação do valor aproximado de pH da solução sendo analisada. O indicador irá mudar de cor quando umedecido, e o pH será lido comparando-se a cor final do indicador com uma carta de cores, geralmente contida na embalagem do próprio indicador.

2.4 Veja na tabela abaixo a mudança de cor dos indicadores:

Indicador Cor na forma ácida Faixa de pH na mudança de cor pH Cor na forma básica

Azul de bomotimol amarelo 6,0 até 7,6 7,1 Azul

Fenolftaleína incolor 8,2 até 10,0 9,4 Rosa

Tornassol vermelho 5,0 até 8,0 6,5 Azul

Tornassol Azul 4,5 até 8,3 7,0 Vermelho

3.0 Parte experimental

3.1 Materiais e Reagentes:

• Tubos de ensaio

• Flores vermelhas

• Béquer de 250 mL

• Funil

• Papel filtro Quantitativo

• Bico de busen

• Tripé

• Repolho roxo

• Bagueta de vidro

• Conta gotas ou Pipeta Pasteur

• Vidro de relógio

3.2 Reagentes:

• Solução de creme dental

• Solução de sabonete

• Limão

• Sal de cozinha

• Vinagre

• Hidróxido de magnésio

• Papel tornassol azul e vermelho

• Fenolftaleína

• Azul de bromotimol

• Indicador Universal

• Carbonato de sódio 1%

• Sulfato de alumínio 1%

• Àcido Clorídrico