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Universidade Federal do Ceará Centro de Ciências Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
Química Geral para Engenharia Engenharia Relatório da Prática 10: Ácidos e Bases
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SUMÁRIO 1. OBJETIVOS..........................................................................................02 2. INTRODUÇÃO TEÓRICA...................................................................02 2.1 Teorias ácido-base............. ..........................................................02 2.2 Potencial hidrogeniônico.............................................................03 2.3 Ácidos e bases fracos..................................................................04 2.4 Solução tampão...........................................................................05 2.5 Sais ácidos e básicos...................................................................05 2.6 Titulação......................................................................................05 3. PROCEDIMENTO PRÁTICO...............................................................06 4. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS E PÓS-LABORATÓRIO............08 5. CONCLUSÃO........................................................................................10 6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS...................................................11
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1. OBJETIVOS ▪ Classificar soluções comerciais como ácidas, básicas ou neutras; ▪ Verificar a faixa de pH em que ocorre a mudança na cor de alguns indicadores, bem como titular ácidos e bases fazendo a escolha do indicador apropriado; ▪ Medir o pH de algumas soluções e, através dessas medições de pH, determinar a constante de ionização de um ácido fraco e verificar as propriedades de uma solução tampão .
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA Apesar de costumeiramente lembrados como substâncias químicas perigosas, ácidos e bases estão presentes em nosso cotidiano de forma ampla e bem menos agressiva do que alguns imaginam. São componentes usuais em remédios, alimentos, cosméticos, entre outros, além de serem matérias-primas indispensáveis para processos industriais. Além do que usualmente ouvimos dizer, ou mesmo sentimos, de que ácidos têm sabor azedo e bases têm sabor adstringente, existem diferentes definições acerca do comportamento dessas funções químicas.
2.1) Teorias ácido-base O cientista sueco Svante Arrhenius foi o autor da definição mais tradicional para ácidos e bases, que estabelece os ácidos como substâncias que - em solução aquosa liberam íons positivos de hidrogênio (H +), enquanto as bases liberam hidroxilas, íons negativos OH-. Segundo a definição dos cientistas Johannes Bronsted e T. M. Lowry, mais abrangente que a primeira e também conhecida como definição protônica, ácido é uma substância capaz de ceder um próton a uma reação, enquanto base é uma substância capaz de receber um próton. A definição de Bronsted-Lowry não condiciona a definição de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso, como propunha a do químico sueco.
4 De acordo com o modelo, um ácido doa um próton para produzir uma base conjugada. Entretanto, esta base conjugada pode vir a aceitar o próton de volta, retornando ao ácido conjugado. A espécie capaz de se ligar mais fortemente ao próton é que vai determinar a força do ácido ou da base. Portanto, quanto mais forte for o ácido, mais fraca é a base conjugada, e quanto mais fraco for o ácido, mais forte é a base conjugada. Já o norte-americano Gilbert N. Lewis, voltando-se para os elétrons ao desenvolver sua definição, estabeleceu que ácidos são substâncias que, numa ligação química, podem receber pares eletrônicos, enquanto as bases são aquelas que cedem estes pares. A definição de Lewis abrange as de Arrhenius e de Bronsted-Lowry que, entretanto, continuam válidas dentro de suas próprias abrangências.
2.2) Potencial Hidrogeniônico O potencial hidrogeniônico de uma solução é uma de suas propriedades mais importantes. O pH, que está relacionado com a concentração de íons H + em solução, tem influência na solubilidade de algumas espécies na solução e na velocidade de algumas reações químicas que venham a ocorrem nesse meio. À temperatura ambiente, o pH de uma solução varia entre 0 e 14, sendo definido pela seguinte relação: pH = - log [H+] (1) A água sofre um fenômeno chamado auto-ionização, quando se dissocia em íons H+ e OH- segundo a seguinte equação, cuja constante de equilíbrio é K w = [H3O+][OH-], que a 25ºC é igual a 10 -14: 2 H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) Notemos que, a 25ºC: - pK w = - p ( [H3O+][OH-] ) pH + pOH = 14 (2) Então, outra forma de se calcular o pH de uma solução é sabendo-se a concentração de íons hidroxila presentes na solução e utilizando a relação (2). O pH também nos auxilia a identificar se uma solução é ácida ou básica. Para uma solução, temos pH = 7, se [H 3O+] = [OH-], e a solução é dita neutra; pH < 7, se [H 3O+] > [OH-], e a solução apresenta caráter ácido; pH > 7, se [H 3O+] < [OH-], e a solução apresenta caráter básico. Algumas substâncias, chamadas de indicadores, podem ser utilizadas para determinar o pH de soluções cujo valor de pH se encontre na faixa em que o indicador muda de cor, denominada faixa de viragem. Apesar de cada indicador ter sua eficiência
5 restrita a essa faixa, existem indicadores disponíveis para medidas de pH em todas as faixas de acidez e basicidade, como mostra a Tabela 01.
Indicador Amarelo de metila Violeta de metila Vermelho de metila Tornassol Azul de bromotimol Fenolftaleína Amarelo de alizarina
Tabela 01 Faixa de viragem
Mudança de coloração
2,9 – 4,0 1,5 – 3,7 4,8 – 6,0 6,8 – 7,2 6,0 – 7,6 8,2 – 10,0 10,1 – 12,0
Vermelho/Amarelo Azul/Roxo Vermelho/Amarelo Vermelho/Azul Amarelo/Azul Incolor/Vermelho Amarelo/Vermelho
Outro método utilizado para determinação de pH é utilizando-se de um pHmetro (potenciômetro), que converte a diferença de potencial elétrico da solução para a escala de pH, sendo muito mais preciso que os indicadores.
2.3) Ácidos e bases fracos De acordo com o grau de ionização de suas moléculas, os ácidos podem ser classificados em fortes, moderados ou fracos. Enquanto os ácidos fortes têm praticamente 100% de suas moléculas ionizadas, os ácidos fracos e moderados ionizam-se segundo uma constante, K a, que relaciona a quantidade de moléculas dissociadas e a quantidade de moléculas não-dissociadas, quando o sistema atinge o equilíbrio. A equação proposta por Bronsted-Lowry enfatiza o fato de o ácido transferir um próton para a água durante sua ionização: HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Para esta equação temos K a = [H3O+][OH-] / [HA]. A dissociação de bases fracas de Bronsted-Lowry acontece de forma análoga, e sua constante de equilíbrio, K b, é dada por K b = [BH+][OH-] / [BOH]. BOH(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq) Podemos relacionar o K a de um ácido com o K b de sua base conjugada pela relação: K w = K a ∙ K b (3) Existe uma maneira simples de se calcular experimentalmente o grau de ionização de um ácido fraco. Após dissolver uma amostra sólida desse ácido em água, divide-se a solução em duas partes iguais. Titulando uma das partes com solução de uma base forte, por exemplo, NaOH, ter-se-á o ácido convertido à sua base conjugada pela reação:
6 OH-(aq) + HA(aq) A-(aq) + H2O(l) Como o número de mols produzido de A - por esta reação será igual ao número de mols de HA na outra metade da amostra, teremos, após a mistura: K a = [H+][A-] / [HA] K a = [H+] - log K a = pH K a = 10 - pH
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Então, a partir da medição do pH da solução final obtém-se a constante de ionização do ácido fraco HA.
2.4) Solução Tampão Algumas soluções apresentam certa resistência à mudança de pH pela adição de ácidos ou bases fortes. Estas soluções, denominadas de soluções tampão, são formadas por ácidos fracos e suas bases conjugadas ou por bases fracas e seus ácidos conjugados em concentração aproximadamente iguais. No caso do tampão ácido hipotético HA / A -, por exemplo, o íon H + produzido pela adição de um ácido forte tenderá a reagir com o íon A- e o OH- produzido pela adição de uma base forte tenderá a reagir com o HA, sem que haja mudança significativa no pH da solução.
2.5) Sais ácidos e básicos Alguns sais, apesar de não apresentarem H + ou OH- em suas estruturas, podem ter caráter ácido ou básico, dependendo dos ácidos e bases que os originaram. Quando oriundo da reação entre uma base forte e um ácido fraco, o sal apresentará caráter básico, pois reagirá com a água, numa reação denominada hidrólise, para gerar a base forte conjugada do ácido fraco mais íons hidrônio. Já quando produzido a partir da reação entre um ácido forte e uma base fraca, o sal terá caráter ácido. Como exemplo, tem-se o sal NH 4Cl, produzido a partir do ácido forte HCl e da base fraca NH4OH. A formação de íon H3O+ aumenta a acidez do meio, confirmando o caráter ácido do sal NH 4Cl. A reação que acontece é a seguinte, em que os íons Cl comportam-se como íons espectadores: NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq)
2.6) Titulação Um procedimento muito comum em laboratórios é a titulação, que é o método pelo qual se determina uma quantidade desconhecida de uma substância particular, mediante a adição de um reativo-padrão que reage com ela em proporção definida e conhecida. No caso da titulação ácido-base faz-se reagir um ácido com uma base até o alcance do ponto de equivalência, que varia de acordo com as concentrações inicias do
7 titulante e do titulado, e é indicado pela viragem do indicador escolhido. Durante a adição do titulante (substância conhecida) ao titulado (substância desconhecida), ocorre mudança de pH da solução. A representação gráfica que mostra essa variação é chamada curva de titulação.
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL PARTE A – Medida de pH de soluções tipicamente ácidas ou básicas 1. Em amostras de 1mL de soluções de HCl 1M, HCl 0,1M e HCl 0,01M, verificou-se o pH usando papel indicador e, em seguida, adicionou-se duas gotas do indicador violeta de metila. Os resultados são mostrados a seguir: Tabela 02
Concentração de HCl
pH da solução
Coloração da solução
1M 0,1M 0,01M
0 1 2
Verde Azul Roxo
2. Repetiu-se o procedimento com soluções de ácido acético (CH 3COOH) 1M; 0,1M e 0,01M, sendo que desta vez o indicador utilizado foi o amarelo de metila. Os resultados são mostrados na Tabela 03: Tabela 03
Concentração de HOAc
pH da solução
Coloração da solução
1M 0,1M 0,01M
2 3 4
Laranja Vermelho Amarelo claro
3. O mesmo procedimento foi realizado com NH 3, utilizando amarelo de alizarina como indicador. Seguem os resultados: Tabela 04
Concentração de NH 3
pH da solução
Coloração da solução
1M 0,1M 0,01M
11 10 9
Vermelho Laranja Amarelo alaranjado
PARTE B – Constante de dissociação de um ácido fraco 1. Preparou-se 100mL de uma solução de ácido acético pela diluição de 5mL de vinagre para 100mL em balão volumétrico. 2. Dividiu-se a solução em duas partes iguais A e B
8 3. Titulou-se uma das partes, digamos B, com NaOH 0,2M usando fenolftaleína como indicador. Gastou-se 4,9mL do titulante. 4. Misturou-se novamente A e B e determinou-se o pH, obtendo pH = 5.
PARTE C – Verificação da propriedade de uma solução tampão 1. A 25mL da solução tampão preparada na Parte B, adicionou-se 5 gotas de solução de NaOH 0,1M. Após misturar bem mediu-se pH = 5. 2. A outros 25mL de solução tampão, adicionou-se 5 gotas de HCl 0,1M. Também verificou-se o pH, obtendo pH = 5. 3. Mediu-se o pH da água destilada do laboratório, sendo este igual a 7. A 25mL desta água, adicionou-se 5 gotas de NaOH 0,1M, obtendo uma solução de pH = 10. Em outra amostra de 25mL, adicionou-se 5 gotas de HCl 0,1M, obtendo pH = 5.
PARTE D – Medida de pH de soluções salinas 1. Com medidor de pH, determinou-se o pH das seguintes soluções salinas: Tabela 05 Solução (0,1M)
pH
NaCl NaOAc Na2CO3 NH4Cl ZnCl2
7 8 12 7 6
PARTE E – Determinação de ácido acético em vinagre 1. Preparou-se uma bureta com solução de NaOH 0,2M. 2. Mediu-se, com uma pipeta, 1mL de vinagre e transferiu-se para um erlenmeyer. Diluiuse com um pouco de água destilada, adicionou-se 2 gotas do indicador fenolftaleína e promoveu-se agitação. 3. Adicionou-se, lentamente, a solução de NaOH 0,2M até a mudança de coloração no indicador. Gastou-se 2,5mL do titulante NaOH e obteve-se pH =10 para a solução final.
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4. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS E PÓS-LABORATÓRIO As respostas do pós-laboratório estão contidas na discussão dos resultados. Na PARTE A desta prática, em que foi medido o pH de soluções de três substâncias em diferentes concentrações, foi possível indicar a faixa de viragem de alguns indicadores de acordo com as diferentes colorações obtidas quando estes foram adicionados em meios de pH diferentes. A mudança de coloração característica do violeta de metila é do azul para o roxo. No experimento esta mudança ocorreu quando o pH passou de 1 para 2, indicando que este intervalo de pH está contido na faixa de viragem do indicador. Já o amarelo de metila tem a passagem de vermelho para amarelo como alteração característica da coloração. Esta mudança ocorreu, no experimento, quando o pH mudou de 3 para 4, indicando uma faixa de viragem no intervalo de pH entre 3 e 4. O indicador amarelo de alizarina atingiu a cor vermelha, característica de sua viragem, com a alteração do pH de 10 para 11. Sabe-se que o pH é dado pela Equação 1. Ainda na PARTE A, para o experimento 1, como o ácido clorídrico é um ácido forte, sua ionização é praticamente completa. Assim, as contrações iniciais de ácidos (10 0M, 10-1M e 10-2M) são praticamente iguais as concentrações de íons H + em solução e, por isso, obtivemos como resultado pH = 0, pH = 1 e pH = 2, respectivamente. Já no experimento 2, o ácido acético é um ácido fraco e, portanto, apresenta um fator de ionização pequeno, α < 5%. Assim, as concentrações de H+ no equilíbrio serão menores que as concentrações iniciais do ácido. Por isso, apesar das concentrações iniciais do ácido (10 0M, 10-1M e 10-2M), obtivemos pH um pouco mais altos (pH = 2, pH = 3, pH = 4) para as soluções. No terceiro experimento, ocorre fenômeno análogo ao ocorrido no segundo experimento. Apesar da alta concentração da base (10 0M, 10-1M e 10-2M) obtivemos valores de pH não tão altos, devido ao pequeno fator de dissociação da amônia. Na PARTE B da prática, procedemos de modo a determinar a constante de ionização do ácido acético. A reação de ionização é, cuja constante é K a: CH3COOOH(aq) + H2O(l)
CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
10 Ao dividir a solução em duas partes iguais, em dois erlenmeyer, e em uma delas titulando o ácido com NaOH, tivemos a seguinte reação, onde o Na + se comporta como íon espectador: CH3COOOH(aq) + OH-(aq)
CH3COO-(aq) + H2O(l)
Observe que a quantidade da base conjugada produzida, CH 3COO-, será igual à quantidade de ácido que permaneceu no outro erlenmeyer. Assim, quando misturamos novamente o conteúdo dos dois erlenmeyer, e calculamos a constante K a, obtivemos: K a = [H3O+][CH3COO-] / [CH3COOOH] = [H3O+] K a = 10 – pH Ao final do experimento o pH medido foi 5, então obtivemos K a = 1,0 ∙ 10-5.
O
valor tabelado na literatura para o K a do ácido acético é 1,8 ∙ 10 -5. O erro de 44,4% pode ser explicado pela baixa precisão do papel indicador, usado para medir o pH. Ainda na PARTE B, notemos que a solução final é formada por iguais quantidades de ácido acético, um ácido fraco, e sua base conjugada, sendo, portanto uma solução tampão. Isso pôde ser comprovado na PARTE C, em que pequenas adições de ácido forte (HCl) e base forte (NaOH) não causaram alterações notáveis no pH da solução, enquanto as mesmas quantidades de ácido e base causaram notórias alterações no pH da água destilada (passou de 7 para 5 com a adição do ácido e de 7 para 10 com a adição da base), que não se tratava de uma solução tampão. Na PARTE D, ao medir o pH de algumas soluções salinas, pudemos confirmar os que apresentavam caráter ácido e os que apresentavam caráter básico. Como explicado na introdução teórica, podemos explicar os valores de pH encontrados através das reações de hidrólise desses sais: i. Para o NaCl, não aconterá hidrólise, pois os dois íons provém de ácido e base fortes e, portanto, têm caráter neutro, evidenciado pelo pH = 7 encontrado. ii. Para o NaOAc e Na 2CO3, temos: CH3COO- + H2O OH- + CH3COOH CO3- + 2 H2O 2 OH- + H2CO3 Como os íons CH 3COO- e CO3- provém de ácidos fracos, estes íons sofrem hidrólise produzindo OH-, sendo, portando, de caráter básico, como observado ao se obter = 8 e pH = 12, respectivamente, para suas soluções. iii. Para o NH4Cl e ZnCl2, temos: NH4+ + H2O NH4OH + H+ Zn+2 + 2 H2O Zn(OH) 2 + 2 H+
pH
11 Os íons NH4+ e Zn+2 provém de bases fracas, sofrendo hidrólise, que produz íons H +, diminuindo o pH da solução. Seu caráter ácido é confirmado pelos pH = 5 e pH = 6, respectivamente, encontrados para suas soluções. Não foi possível medir o pH da solução do sal Cu(NO 3)2, pois o mesmo estava contaminado. Porém, o pH esperado para a solução seria menor que 7, já que o íon Cu 2+, proveniente de uma base fraca, sofre hidrólise produzindo íon H +: Cu+2 + 2 H2O Cu(OH)2 + 2 H+ Na PARTE E, para determinar a concentração de ácido acético presente no vinagre, utilizou-se fenolftaleína como indicador, já que para a titulação de um ácido fraco por uma base forte o ponto de equivalência tem um pH superior a 7, devido à hidrólise do ânion do ácido fraco, originando íons OH -. Como a fenolftaleína tem uma faixa de viragem um pouco acima do pH igual a 7 (faixa de viragem de 8,2 a 10), é o indicador mais apropriado para essa titulação. Como foram gastos 2,5 mL de uma solução 0,2 M de NaOH, o número de mols de NaOH que reagiram com o ácido acético foi n NaOH = 0,2 ∙ 2,5 ∙ 10 -3 = 5 ∙ 10 -4 mol. A reação balanceada é a seguinte: NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O Assim, o número de mols de CH 3COOH presente em 1mL de vinagre era 5 ∙ 10 -4 mols, devido a proporção 1:1 com que ele reage com o NaOH na titulação. Se em 1mL existem 5 ∙ 10 -4 mol de ácido acético, em 1L ter-se-á 0,5 mol de CH 3COOH. Então, a concentração de ácido acético em vinagre é de 0,5 M.
5. CONCLUSÃO O conhecimento sobre ácidos e bases é de fundamental importância para qualquer profissional de áreas que se utilizam do estudo da Química, por exemplo a Engenharia. Estas funções químicas estão relacionadas com uma série de fenômenos, entre eles podese citar a manutenção do pH do sangue constante pelo fato dele ser uma solução tampão. Caso este pH variasse, muitas enzimas perderiam seu poder de ação, que é restrito a certas faixas de pH, e o bom funcionamento do organismo estaria ameaçado.
12 Nesta prática, verificamos a faixa de viragem de alguns indicadores, através da análise da coloração de soluções de diferentes concentrações de ácidos e bases, à qual o indicador foi adicionado. Confirmamos a propriedade de soluções tampão de resistência à mudança de pH por pequenas adições de ácido ou base fortes, além de calcular a constante de ionização do ácido acético e sua concentração no vinagre. Verificamos o caráter ácido ou básico de alguns sais, ao medir o pH de suas soluções. Para interpretar os resultados obtidos na prática utilizamo-nos de conhecimentos sobre equilíbrio químico, soluções e reações de neutralização, por exemplo, além de algumas manipulações matemáticas, demonstrando como o conhecimento sobre ácidos e bases é vasto e ramificado. Erros experimentais ocorreram, porém eram esperados, já que a situação em que os experimentos foram realizados não era ideal. Porém, não impediram o alcance dos objetivos estipulados para a prática.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS TEIXEIRA, E.M.R., DE PAULA, R.C.M. Manual de Laboratório – Química Geral para Engenharia. Fortaleza: UFC, 2008.
UOL Educação: < http://educacao.uol.com.br/quimica/ult1707u8.jhtm > Acesso em 15/11/08; Chemicalnet: < http://br.geocities.com/chemicalnet/quali/equilibrio.htm >; < http://br.geocities.com/chemical net/quali/phsolucoes.htm >; < http://br.geocities.com/chemicalnet/quali/efeitotampao.htm >; < http://br.geocities.com/chemicalnet/quantitativa/titulacao.htm> Acesso em 15/11/2008;
