Relatorio De Fisica2

1. Introdução

As palavras ácido e base são de uso comum, não fazendo parte apenas do vocabulário dos químicos. Muitas vezes nos referimos às frutas como ácidas, utilizamos produtos básicos, como soda cáustica para desentupir pias, dentre outros (BARBOSA, 2006).

Muitos produtos utilizados na casas, de uma forma ou de outra, necessitaram de um ácido ou de uma base durante seu preparo. Nos laboratórios e nas indústrias químicas, onde novas substâncias são criadas e produzidas a cada dia, são sempre utilizadas substâncias ácidas ou básicas (BARBOSA, 2006).

A primeira definição para ácidos e bases, surgida em 1887, foi proposta pelo químico sueco Svante Arrhenius. Segundo ele, ácidos seriam substâncias cujas soluções aquosas contivessem excesso de íons H+, enquanto bases seriam substâncias cujas soluções aquosas contivessem excesso de íons OH-. Porém, os dois conceitos mais utilizados atualmente são o de Bronsted – Lowry e o de Lewis (BARBOSA, 2006).

Segundo o conceito de Bronsted – Lowry, ácidos são substâncias capazes de doar um ou mais prótons (H+) em uma reação química, e bases são substâncias capazes de aceitar um ou mais prótons (BARBOSA, 2006).

O químico norte americano Gilbert Lewis propôs, de forma mais abrangente, que um ácido éuma espécie capaz de aceitar um par de elétrons em uma reação química, enquanto uma base é uma espécie que possui, pelo menos, um par de elétrons não-ligantes disponível para compartilhar com outra espécie numa reação química (BARBOSA, 2006).

Os ácidos e bases são classificados quanto à sua força. Para tais definições, o termo desprotonação significa a perda de um próton, e protonação significa o ganho de um próton Sendo assim, segundo a teoria de Bronsted – Lowry, um ácido forte é o que se apresente completamente desprotonado em solução e um ácido fraco está parcialmente desprotonado em solução. Logo, uma base forte está completamente protonada em solução e uma base fraca está parcialmente protonada em solução (ATKINS; JONES, 2006).

As bases de Lewis são também bases de Bronsted, diferentemente dos ácidos, pois um ácido de Lewis não precisa ter um átomo de hidrogênio (ATKINS; JONES, 2006).

Um indicador ácido – base é um corante, solúvel em água, cuja cor depende do pH do meio. A mudança rápida de pH que ocorre no ponto estequiométrico de uma titulação é, portanto, sinalizada por uma mudança instantânea da cor do corante, em resposta ao pH. Esse tipo de indicador muda de cor com a variação do pH porque ele é um ácido fraco que tem uma cor na forma de ácido e outra na forma de base conjugada. No processo, um próton muda a estrutura da molécula HIn (onde In é o indicador) e faz com que a absorção de luz seja diferente na forma HIn e na forma In-. Quando a concentração de HIn é muito maior do que a de In-, a solução tem a cor na forma ácida do indicador. Quando a concentração de In- é muito maior do que a de HIn a solução tem a cor da forma básica do indicador. O ponto final da titulação ocorre quando as concentrações das formas ácida e básica, do indicador, são iguais: [HIn] = [In-] (HARRIS, 2005).

A faixa de pH na qual a cor muda é chamada faixa de transição. Enquanto a maioria dos indicadores tem uma única mudança de cor, o azul de timol, por exemplo, sofre outra transição, entre o pH 8,0 e o pH 9,6, do amarelo pra o azul. Nesta faixa várias tonalidades de verde são observadas. A tabela 1 mostra os valores da faixa de transição de algumas soluções de indicadores mais comuns (HARRIS, 2005):

Tabela 1: Propriedades de alguns indicadores

Indicador Faixa de Viragem Cor em meio ácido Cor em meio básico

Devido a dificuldade em lidar com uma gama extensa de valores, a estes é aplicado o uso de logaritmos, que condensa os valores em um intervalo mutio menor e mais conveniente. Assim, uma definição para o pH de uma solução é, o logaritmo negativo da concentração de [H+], ou seja, pH = - log [H+] (ATKINS; JONES, 2006).

O logaritmo nessa definição é o logaritmo comum, na base 10. O sinal negativo significa que quanto maior a concentração molar de H+, menor será o pH. Como o pH é o logaritmo comum negativo da concentração, uma mudança de uma unidade de pH significa que a molaridade do íon H+ mudou por um fator 10. Por exemplo, quando o pH muda de 5 para 4, a molaridade de H+ cresce por um fator 10, de 10-5 mol.L-1 para 10-4 mol.L-1 (ATKINS; JONES, 2006).

O pH está amplamente relacionado a saúde humana. O pH sanguíneo, por exemplo, precisa estar em seu limite ideal de 7,4 para absorver os minerais necessários à saúde daquele indivíduo. Qualquer alimento que prejudique o equilíbrio do pH ideal estará comprometendo a saúde do indivíduo. Uma pequena variação do pH dá oportunidade a uma redução do seu sistema imunológico, dando oportunidade para que seres vivos prejudiciais à nossa saúde, como vírus, bactérias, fungos, que vivem em meios ácidos, com pH abaixo de 7,0 proliferem e encontrem ambiente propício para sobreviver.

Titulação é uma das técnicas universais de química e é geralmente usada para determinar a concentração de um soluto. As titulações podem ser do tipo ácido – base, na qual um ácido reage com uma base, ou titulação redox, na qual a reação é entre um agente redutor e um agente oxidante (ATKINS; JONES, 2006).

Em uma titulação, pequenos volumes da solução de reagente – o titulante, são adicionados ao analítico (titulado) até que a reação termine (HARRIS, 2005).

O ponto de equivalência, ou ponto estequiométrico, ocorre quando a quantidade de titulante adicionado é a quantidade exata necessária para uma reação estequiométrica como analítico.

Sais, Acidos, Óxidos & Base

sais:é a reação de neutralização, além de formar um sal, e produzir água.

óxidos:são composto binário isto é substâncias formado pela combinação de dois elementos.

Alguns sais possuem oxigênio que são chamados sais oxigenados, e os que não possuem oxigênio sais não_oxigênado.

OS sais reagem com ácido com hidróxidos com outro sais metais. Assim ao reagir com o ácido dão origem a outro sal e a outro ácido.

OS ácido alteram a cor de certas substâncias chamada de indicadores.OS indicadores tem a propriedade de mudar conforme o caráter ácido ou básico das soluções.

ÁCIDOS:

Para ácidos não