Reatividade Da Familia 7A

Carolina Pinheiro Tavares

Química Bacharelado - UFPel

Introdução:

Svante Arrhenius definiu ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, liberam íons H+, enquanto as bases são aquelas que liberam íons OH- em solução aquosa. Apesar de bastante útil, esse conceito é limitado, pois só se aplica a soluções aquosas. Mais tarde, os químicos Johannes Brønsted e Thomas Lowry, propuseram uma definição mais abrangente, onde afirmavam que, durante uma reação ácido base, os ácidos são as substâncias que doam um proton (o H+) e as bases aquelas que o recebem.

Existem substâncias, que dependendo da reação, podem agir tanto como ácido como base. Elas são conhecidas como substâncias anfóteras, sendo água o seu principal representante. Devido a essa propriedade, a água pode sofrer auto-ionização onde:

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH - ou simplificando H2O ⇌ H+ + OH-

Entretanto, nenhuma molécula de água permanece ionizada por muito tempo, já que as reações são extremamente rápidas em ambos os sentidos. A temperatura ambiente, em torno de apenas 2 moléculas a cada 109 encontram-se ionizadas.

Como este é um processo de equilibrio, a água possui uma constante de equilíbrio, Kw, com o valor de 10-14 (a 25ºC):

Kw = [H+][OH-] = 10-14

Essa equação é importante pois é válida para qualquer substância em solução aquosa.

Ácidos e bases podem ser classificados como fortes e fracos. Ácidos fortes são aqueles que, quando em solução aquosa, dissociassem completamente em íon H+ (logo a concentração de íons H+ ao fim da reação é mesma concentração do ácido ao início da reação), já os fracos são os que se dissossiam parcialmente, sendo que ao chegar em seu equilíbrio a solução possui maior concentração do ácido do que de seus íon; para esses tipos de ácido, é necessário calcular a concentração de H+ através da constante de dissociação ácida (Ka). Para as bases a definição é a mesma, porém em relação a sua dissociação em íons OH- (e sua contante, Kb, é denominada constante de dissociação básica.)

Uma forma de indicar a acidez de uma solução baseado no calculo da concentração é através do seu pH:

pH = -log[H+]

Ou em termos de concenctração de íons OH-:

pOH= -log[OH-]

Como em soluções aquosas o produto de OH- e H+ é sempre igual a 10-14, a soma do pOH e do pH é sempre igual a 14 (-log10-14)

Quando o pH é igual a 7, significa que a substancia é neutra; se for maior que 7, a substancia é básica; e quando for menos que 7, ácida.

Outras formas de determinar a acidez de uma substância é através de indicadores ácido-base, que mudam de cor em uma certa faixa de pH; por exemplo, o verde de bromocressol apresenta um faixa de viragem no intervalo de pH 4,0 a 5,6, apresentando uma coloração amarela quando o pH é inferior a 4,0, uma coloração azul para pHs maiores que 5,6 e uma cor intermediaria entre as duas durante a faixa de viragem.

Uma forma mais exata de se medir o pH é através de um medidor de pH, uma máquina que consiste de um potenciômetro com um eletrodo acoplado, que quando quando é submerso na amostra gera milivoltz, que através do milevoltimetro é convertido em pH.

Objetivo:

Verificar o pH de algumas substâncias (e consequentemente se estas são ácidas ou básicas) através de indicadores visuais ácido-base e potentiômetro.

Materiais e Reagentes:

- Potenciômetro com eletrodo de vidro

- 4 pipetas graduadas de 2ml

- 7 conta gotas

- 1 estante para tubos de ensaio

- 16 tubos de ensaio

- 4 beckers

- Solução de HCl

- Solução de HOAc

- Solução de NaOH

- Solução NH3

- Azul de Timol

- Alaranjado de metila

- Azul de bromofenol

- Verde de bromocresol

- Fenoftaleína

- Timolftaleína

- Amarelo de alizarina

Procedimento:

Procedimento 1:

1- Em quatro tubos de ensaio, adicionou-se, com o auxílio de uma pipeta graduada, 2ml de solução de ácido acético (HOAc) em cada um deles.

2- No primeiro tubo, com o auxílio de um conta gotas, adicionou-se algumas gotas de azul de timol a solução. Observou-se a coloração formada, que foi anotada juntamente com o pH a qual esta correspondia. (conforme consultado na tabela presente no anexo 1)

3- No segundo tubo, com o auxílio de um conta gotas, adicionou-se algumas gotas de alaranjado de metila a solução. Observou-se a coloração formada, que foi anotada juntamente com o pH a qual esta correspondia.

4- No terceiro tubo, com o auxílio de um conta gotas, adicionou-se algumas gotas de azul de bromofenol a solução. Observou-se a coloração formada, que foi anotada juntamente com o pH a qual esta correspondia.

5- No quarto tubo, com o auxílio de um conta gotas, adicionou-se algumas gotas