Relatorio Acido Base.docx

UNIVERSIDADE SALVADOR – UNIFACS

DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA

CURSO DE ENGENHARIA ELÉTRICA

IDENTIFICAÇÃO DA ACIDEZ E BASICIDADE DE SOLUÇÕES

ALINE SANTOS

EDUARDO BARBOSA

SALVADOR, BAHIA, BRASIL

2013

UNIVERSIDADE SALVADOR – UNIFACS

DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA

CURSO DE ENGENHARIA ELÉTRICA

IDENTIFICAÇÃO DA ACIDEZ E BASICIDADE DE SOLUÇÕES

ALINE SANTOS

EDUARDO BARBOSA

LAILA BINA

LUCAS CALDEIRA

MARCIO FLÁVIO

Relatório referente à prática de

Identificação da acidez e basicidade de

soluções.

Curso: Engenharia Elétrica, Disciplina

Química Geral, Turma MR01A, 1º

semestre. Professora: Viviana Oliveira.

SALVADOR, BAHIA, BRASIL

2012

SUMÁRIO

1. Fundamentação Teórica .................................................................................... 4

2. Objetivo ............................................................................................................ 10

3. Parte Experimental ............................................................................................ 11

4. Resultados ........................................................................................................ 14

5. Discussão ......................................................................................................... 16

6. Conclusão ......................................................................................................... 22

7. Referências ....................................................................................................... 23

8. Anexo ................................................................................................................ 24

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1. Fundamentação Teórica

O comportamento ácido-base é conhecido de longa data. O termo “ácido” e “sal”

datam da antiguidade, “álcali” da Idade Média e “base” do século XVII. Não é de se

espantar que essas substâncias tão comuns ao nosso redor, venham sendo estudadas

a tanto tempo. No dia a dia é comum falarmos que uma fruta é ácida, ou utilizarmos

produtos básicos, como a soda cáustica, para desentupir pias, etc.

A palavra ácido vem do latim acidus, que quer dizer azedo. No início o vinagre foi uma

das primeiras substâncias a serem conhecidas como ácidos, mas depois outras

também foram sendo classificadas de acordo com as semelhanças encontradas. Já, os

árabes tinham uma palavra, alkali, para designar as substâncias a que chamamos

bases, ou alcalinas. Inicialmente, este termo foi utilizado para cinzas de algumas

plantas, que eram escorregadias ao tato, mas depois foi generalizado a outras que

tivessem comportamento semelhante.

Para saber se uma substância é ácida ou básica foi necessário estudar o Potencial

Hidrogeniônico (pH). Este consiste num índice que indica o grau de alcalinidade,

acidez ou neutralidade de uma determinada solução. O conceito foi introduzido por S.

P. L. Sørensen em 1909. O "p" deriva do alemão potenz, que significa poder de

concentração, e o "H" é para o íon de hidrogênio (H+). Às vezes é referido

do latim pondus hydrogenii. O "p" equivale ao simétrico do logaritmo de base 10 da

atividade dos íons a que se refere, ou seja, em que [H+] representa

a atividade de H+ em mol/dm3.

O pH varia de acordo com a concentração e a temperatura de cada substância.A

escala de pH compreende valores de 0 a 14, sendo valores entre 0 e 7, são

considerados ácidos, acima de 7, considerados básicos e de pH= 7, considerados

neutros. O valor 0 representa acidez máxima e o valor 14, alcalinidade máxima. O pH

de uma substância é determinado pela concentração de íons de Hidrogênio (H+).

Quanto menor o potencial Hidrogeniônico de uma substância, maior a concentração de

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íons H+ e menor a concentração de íons OH. O valor de pH pode ser obtido com o uso

de indicadores.

Um indicador é uma substância que varia de cor dentro de um pequeno intervalo de

pH, devido ao fato de poder existir em duas ou mais formas que têm estruturas distintas

e apresentam cores diferentes. Os indicadores empregam-se para medir de modo

apropriado o pH das soluções, uma vez que, em geral, a zona de viragem (mudança de

cor) dos indicadores é de 2 unidades de pH.

Podemos citar alguns exemplos de indicadores e suas respectivas zonas de viragem a

18ºC:

Alaranjado de Metila possui a zona de viragem entre 3,1 – 4,4.

Azul de Bromotimol possui a zona de viragem entre 6,0 – 7,6.

Fenolftaleína possui a zona de viragem entre 8,0 – 10,0.

As teorias que buscam explicar os comportamentos dos ácidos e das bases também

são antigas, entretanto o foco será nas teorias que surgiram a partir do século XX, com

destaque especial na teoria de Arrhenius (1887), teoria de Brønsted-Lowry e teoria de

Lewis.

Por volta de 1887 o químico sueco Svante Arrhenius, como parte da sua teoria da

dissociação eletrolítica, realizou inúmeras experiências com substâncias diluídas em

água e observou que:

Quando em solução aquosa, os ácidos se ionizam, isto é, dão origem a íons,

produzindo como cátion H+.

Os ácidos têm saber azedo. O limão, o vinagre, o tamarindo contêm ácidos e por

isso que eles são azedos.

Em solução aquosa, os ácidos conduzem eletricidade. Isso ocorre porque os

ácidos se desdobram em íons.

Os ácidos alteram a cor de certas substâncias chamadas indicadores. Estes têm

a propriedade de mudar a cor conforme o caráter ácido ou básico das soluções.

O tornassol e a fenolftaleína são indicadores de ácidos e bases. A solução de

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fenolftaleína vermelha fica incolor em presença de um ácido. Já o papel de

tornassol azul fica vermelho.

Os ácidos reagem com as bases, formando sais e água. Essa reação se chama

reação de neutralização.

Estas observações permitiram Arrhenius definir ácidos e bases da seguinte maneira:

“Substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa dissociam-se em íons

hidrogênios”

“Substâncias básicas são aquelas que em solução aquosa dissociam-se em íons

hidroxilas”

A neutralização foi descrita por Arrhenius como a combinação destes íons para formar

água:

H+ (aq) + OH- → H2O

Esta teoria explicou um grande número de fenômenos conhecidos, além de contribuir

para o estabelecimento das bases científicas da química analítica. Contudo, esta teoria

possuía algumas limitações:

É restrita a soluções aquosas. Não é possível aplicá-la em sistemas sólidos.

Além disso, muitas reações orgânicas ocorrem com outros solventes diferentes

da água;

Existem outros solventes diferentes da água que podem ionizar ácidos e

dissociar bases;

Não permite prever o caráter ácido de espécies químicas que não possuem o

hidrogênio e o caráter básico de espécies que não possuem a hidroxila.

Em 1923, de forma independente, J.N. Bronsted (Dinamarca) e J.M. Lowry (Inglaterra)

sugeriram um novo conceito para ácidos e bases. Eles observaram que todos os ácidos de

Arrhenius continham hidrogênios ionizáveis e propuseram independente do solvente, que:

Ácido: é toda espécie química capaz de ceder prótons.

Base: é toda espécie química capaz de receber prótons.

De acordo com o ponto de vista de Bronsted-Lowry, uma reação ácido-base envolve a

competição por um próton entre duas bases. Por exemplo, quando o cloreto de

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hidrogênio se dissolve em água, uma molécula de HCl (um ácido) doa um próton à H2O

(uma base que recebe um próton) para formar H3O+ (um ácido) e Cl- (uma base). O

processo descrito será representado pela equação:

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

ácido1 + base2 → ácido2 + base1

Ao analisar a equação acima é nítido perceber que os prótons (H+) não aparecem

explicitamente. Em seu lugar, a equação apresenta um ácido transferindo um próton

para uma base formando uma base conjugada e um ácido conjugado, respectivamente.

Nesta equação HCl e Cl- constituem um par ácido-base conjugado, designados como

ácido1 e base1. Da mesma forma, H2O e H3O+ representam o outro par e estão

designados como base2 e ácido2.

Outro exemplo segue abaixo:

HCl + NH3 → NH4+ + Cl-


O exemplo acima pode ser analisado da mesma forma que o exemplo anterior, mas o

interessante a ser notado é a ausência de qualquer solvente. Lembrando sempre que

em uma reação ácido-base de Bronsted-Lowry, um ácido transforma-se em sua base

conjugada pela perda de um próton, enquanto a base transforma-se em seu ácido

conjugado pelo recebimento de um próton.

Esta definição mais ampla permitiu analisar o comportamento da água e concluir que

de acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, também conhecida como protônica, a água

pode se comportar tanto como um ácido como uma base.

H2O + H2O → H3O+ + OH-


Outro ponto importante na teoria de Bronsted-Lowry é sobre as forças relativas de

pares conjugados ácido-base. Em geral, quanto mais forte é um ácido, mais fraca será

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sua base conjugada, por outro lado, quanto mais forte uma base, tanto mais fraco será

seu ácido conjugado.

Como o conceito de Bronsted-Lowry limita a discussão a discussão do fenômeno

ácido-base a reações de transferências de próton, uma nova definição para ácido-base

também surgiu em 1923. Esta ,por ter muitas aplicações devido a sua generalidade, foi

sugerida pelo químico americano G. N. Lewis e dizia assim:

Ácido: é uma espécie com um orbital vazio capaz de receber um par de elétrons.

Base: é uma espécie que pode doar um par de elétrons.

Toda reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente

coordenada. Um exemplo pode ser visto na figura abaixo:

Figura 01: Ácido-base segundo Lewis.

Fonte: Blog Química dicas1

Quando um material sofre uma transformação onde há alteração de seus

componentes, dizemos que ele sofreu uma transformação química (reação química).

Caso contrário trata-se de uma transformação física. Em uma transformação química,

as substâncias que sofrem transformação são chamadas de reagentes e as que

resultam desta transformação são chamadas de produtos. Em geral podemos

reconhecer a ocorrência de uma transformação química através de alterações que

podem ocorrer no sistema, tais como mudança de cor, liberação de gás

(efervescência), formação de um sólido (precipitado), aparecimento de chama ou

luminosidade e alteração de temperatura.

1 Disponível em: <http://quimica-dicas.blogspot.com.br/2010/06/teoria-de-lewis-para-acido-base.html> Acesso em: 5 de maio de 2013.

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No entanto vale ressaltar que nem sempre podemos afirmar que ocorreu uma reação

química baseando apenas nas alterações ocorridas no sistema. Por exemplo, a mistura

de água e álcool leva a um aquecimento, porém não se trata de uma reação química e

sim de um fenômeno de dissolução exotérmica. Existem transformações químicas em

que nada é observado sendo, às vezes, necessário dispor de técnicas mais avançadas

para identificá-las. As reações podem ser classificadas em síntese, decomposição,

simples troca ou dupla troca.

Temos reação de simples troca quando, por um processo de oxi-redução, uma

substância simples, metal ou ametal, reage com uma composta, levando a formação de

uma outra substância simples e outra composta.

Figura 02: Reações Químicas


Figura 03: Reatividade decrescente dos metais e ametais.


Uma reação que tiver um só reagente e dois ou mais produtos é classificada como

reação de decomposição.

Diz- se que uma reação é de dupla troca quando há dois reagentes e dois produtos,

sendo todos substâncias inorgânicas compostas.

2 Disponível em: <http://quimica-dicas.blogspot.com.br/2010/07/reacao-de-deslocamento.html> Acesso em: 5 de maio de 2013.

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2. Objetivo

Constatar experimentalmente as propriedades dos ácidos e bases, e identificar uma

solução ácida ou básica através de indicadores.

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3. Parte Experimental

3.1 Materiais e Reagentes

Parte I – Indicadores ácido-base

Tubos de ensaio

2 ml de solução de HCl 0,5 mol/L

2 ml de solução de HNO3 0,5 mol/L

2 ml de solução de NaOH 0,5 mol/L

Fenolftaleína

Alaranjado de Metila

Azul de bromotimol

Parte II – Ação de ácidos fortes sobre bases, metais e carbonato

Tubos de ensaio

2 ml de HCl 0,5 mol/L

2 ml de HNO3 0,5 mol/L

Grãos de cobre metálico (Cu(metálico))

Grãos de zinco metálico (Zn(metálico))

Carbonato de sódio (Na2CO3)

Fenolftaleína

2 ml de solução de NaOH 0,5 mol/L

Parte III – Medida do pH de soluções

Papel Medidor de pH

Bastão de vidro

Materiais diversos

Soluções trabalhadas

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3.2 Procedimento Experimental


1. Numere 09 tubos de ensaios;

2. Adicione aos tubos de ensaio 2 mL das soluções de ácido clorídrico (HCl), ácido

nítrico (HNO3) e hidróxido de sódio (NaOH) (todos com concetração de o,5 mol/L)

de acordo com a Tabela 01;

3. Adicione 2 gotas dos indicadores ácido-base (Fenolftaleína, Alaranjado de Metila e

Azul de bromotimol às soluções conforme Tabela 01;

4. Observe a coloração das soluções.

TABELA 01:

IndicadorSolução

HCl HNO3 NaOH

Fenolftaleína Tubo 1 Tubo 4 Tubo 7

Alaranjado de Metila Tubo 2 Tubo 5 Tubo 8

Azul de bromotimol Tubo 3 Tubo 6 Tubo 9


1. Numere 08 tubos de ensaio;

2. Adicione aos tubos de ensaio 2 mL de HCl e HNO3 (todos com concentração de

0,5mol/L) de acordo com a Tabela 02;

3. Adicione aos tubos de ensaio 1,2,3,5,6 e 7 grãos de cobre metálico (Cu (metálico)),

grãos de zinco metálico (Zn(metálico)), uma pequena porção de carbonato de sódio

(Na2CO3) de acordo com a Tabela 02;

4. Observe as reações;

5. Adicione 2 gotas de fenolftaleína aos tubos de ensaio 4 e 8;

6. Agite os tubos de ensaio;

7. Adicione a estes 2 mL da solução NaOH (concentração de 0,5 mol/L) de acordo

com a Tabela 02;

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8. Agite os tubos de ensaio e observe as reações.

TABELA 02:

ReagentesSolução

HCl HNO3

(Cu(metálico)) Tubo 1 Tubo 5

(Zn(metálico)) Tubo 2 Tubo 6

Na2CO3 Tubo 3 Tubo 7

NaOH Tubo 4 Tubo 8


1. Com um papel medidor de pH, meça o pH das soluções trabalhadas nesta prática;

2. Traga de casa materiais como vinagre, pasta de dente, sabonete de diferentes

marcas e preços, café, água mineral com e sem gás, refrigerantes, leite, etc. e

meça o pH com papel medidor de pH.

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4. Resultados


Cores observadas:

IndicadorSolução

HCl HNO3 NaOH

Fenolftaleína Incolor Incolor Rosa

Alaranjado de Metila Vermelha Alaranjado Alaranjado

Azul de bromotimol Amarelo Amarelo Azul

TABELA 01: Indicadores ácido – base.


Reações observadas:

ReagentesSolução

HCl HNO3

(Cu(metálico)) Não houve reação.Efervescência e mudança

de cor para azul.

(Zn(metálico)) Borbulhou e dissolveu.O zincou “sumiu” e o tubo

de ensaio ficou quente.

Na2CO3 Efervescência. Efervescência forte.

NaOH

Houve mudança de cor

para rosa claro e o tubo de

ensaio ficou quente. Após

a adição da fenolftaleína

continuou rosa claro.

O tubo de ensaio ficou

quente e houve mudança

de cor para rosa.

TABELA 02: Ação de ácidos fortes sobre bases, metais e carbonato.

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Valores de pH encontrados:

Soluções Medida do ph Resultado

Sabão em pó 10 -- 12 Base

Maisena 7 Neutro

Água com gás 5 -- 6 Ácido

Café 5 Ácido

Pasta de dente 8 Base

Vinagre 2 – 3 Ácido

Tabela 03: Medida do pH de soluções

Figura 2: Papel indicador ácido-base.

Fonte: Lab. center-rs3

5. Discussão

3 Disponível em: < http://labcenter-rs.com/index.php?route=product/product&product_id=81> Acesso em: 5 de maio de 2013.

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Para começar a discussão a respeito dos indicadores vale a pena entender a resposta

para a seguinte pergunta que se faz pertinente:

Por que quando se muda o indicador, se muda a coloração?

Um indicador ácido-base, também chamado indicador de pH, é um composto químico

que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução e que permite saber se

essa solução é ácida ou alcalina. Estes indicadores são frequentemente ácidos ou

bases fracas. Por isso, quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-

se aos íons H+ ou OH-. Segundo a teoria cromófora, a ligação a estes ions provoca uma

alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e consequentemente, altera-lhes

a cor.

No caso da fenolftaleína a geometria da molécula muda dependendo da concentração

de íons OH-, quando em pH maior que 8,2 (básico) ela muda a geometria e passa a

refletir a luz na coloração rosa-violeta. Esse fato tem haver com as dimensões da

molécula (complexo molecular é mais correto) mudando para tamanhos próximos do

comprimento de luz visível. Nos ácidos ela não altera a cor, enquanto que nas bases a

coloração fica rosa.

Já, o alaranjado de metila é um corante orgânico usado como um indicador ácido-

base. Em meio ácido a coloração fica vermelha, enquanto que em meio básico a

coloração fica amarela.

No caso do azul de bromotimol, ele é um indicador de pH que fica amarelo em uma

solução ácida, azul em uma básica e verde caso a solução esteja neutra.

Feita uma breve introdução sobre os indicadores e especificando o comportamento

dos utilizados na prática, foi possível entender o comportamento das soluções na

presença destes indicadores. O resultado segue na tabela abaixo:

IndicadorSolução

HCl HNO3 NaOH

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Fenolftaleína Incolor Incolor Rosa

Alaranjado de Metila Vermelha Alaranjado Alaranjado

Azul de bromotimol Amarelo Amarelo Azul

TABELA 01: Indicadores ácido – base.

Analisando a fenolftaleína tanto o HCl quanto o HNO3 permaneceram incolor na

presença da mesma, pois a fenolftaleína possui como característica comportamental o

caráter ácido, por isso ao ser adicionado em um meio ácido qualquer, ela não interage

com outros ácidos, aumentando somente a concentração dos íons H+. Enquanto isso, o

NaOH, por ser uma base, teve a sua coloração modificada para rosa, pois os íons

hidroxilas vão consumir os íons H+ diminuindo a concentração destes e

consequentemente aumentando a quantidade de OH- na reação.

Analisando o alaranjado de metila foi possível perceber que o HCl ficou com a

coloração vermelha na presença deste indicador. Esta coloração pode ser explicado

devido ao fato que a solução continua ácida, ao ser adicionado HCl,desse modo a

quantidade de H+ aumenta, e o resultado é a coloração descrita anteriormente. Já, o

HNO3, mesmo sendo um ácido, teve a coloração alaranjada, pois é considerado um

ácido mais fraco que o HCl. Enquanto que na presença do NaOH a coloração ficou

alaranjada, pois houve uma reação de neutralização.

Analisando o azul de bromotimol foi possível perceber que tanto o HCl quanto o HNO3

ficaram amarelo na presença deste indicador, devido ao fato de o azul de bromotimol

possuir hidrogênio(s) ionizável(eis) na sua estrutura. Estes quando colocado em contato

com o HCL e HNO3 faz com que a molécula de azul de bromotimil seja “forçada” a

manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, deixando assim, a molécula

neutra e a solução com a respectiva coloração. Já, na presença do NaOH, os Os

hidrogênios do azul de bromotimol são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila)

do NaOH, para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do azul de

bromotimol, responsável pela coloração azul na solução.


Reações observadas:

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ReagentesSolução

HCl HNO3

(Cu(metálico)) Não houve reação.Efervescência e mudança

de cor para azul.

(Zn(metálico)) Borbulhou e dissolveu.

Efervescência e

“desaparecimento” do

zinco.

Na2CO3 Efervescência. Efervescência forte.

NaOH

Houve mudança de cor

para rosa claro e o tubo de

ensaio ficou quente. Após

a adição da fenolftaleína

continuou rosa claro.

O tubo de ensaio ficou

quente e houve mudança

de cor para rosa.

TABELA 02: Ação de ácidos fortes sobre bases, metais e carbonato.

Para que ocorra uma reação de deslocamento, o elemento que gerará o deslocamento

deverá ser mais reativo do que o que será deslocado. Devido a isso, no primeiro tubo,

não ocorreu reação, pois o cobre é menos reativo que o hidrogênio. Os metais menos

reativos que o hidrogênio, não podem deslocar o hidrogênio dos ácidos.

Cu(s) + 2 HCl(aq) → não há reação

Já no segundo tubo, o Zinco é mais reativo que o hidrogênio, gerando assim o

deslocamento do hidrogênio. Foi observado que houve a liberação de gás, no caso o

gás hidrogênio.

Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)

No terceiro tubo, há uma reação de dupla troca. A efervescência ocorre devido a

liberação de gás carbônico, produto da reação.

Na2CO3(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) +H2O(aq) + CO2(g)

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No quarto tubo, há uma reação de neutralização. Quando a reação envolve um ácido

e uma base, haverá a formação de sal e água. Como os produtos da reação são água e

sal, com a adição da fenolftaleína, a cor permaneceu a mesma.

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(aq)

No quinto tubo de ensaio, ocorreu uma reação de redução do nitrogênio e oxidação do

cobre. A mudança de cor ocorreu devido aos íons de Cu2+ formados e a efervescência

pela liberação do gás NO2. A reação teve como produto o Nitrato de Cobre, água e o

gás dióxido de nitrogênio ou de azoto.

Cu(s) + 4HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2H2O(aq) + 2NO2(g)

No sexto tubo de ensaio, ocorreu efervescência, pois o zinco se dissolve no HNO3

liberando H2. A reação teve como produto o Nitrato de zinco e gás hidrogênio.

Zn(s) + 2HNO3(aq) → Zn(NO3)2(aq) + H2(g)

No sétimo tubo de ensaio, ocorreu efervescência devido à liberação do gás carbônico.

A reação teve como produto o Nitrato de sódio, gás carbônico e água.

Na2CO3(aq) + 2HNO3(aq) → 2NaNO3(aq) + CO2(g) + H2O(aq)

No oitavo tubo de ensaio, ocorreu uma reação de neutralização. Quando há uma

reação envolvendo um ácido e uma base nos reagentes, a reação terá como produto

sal e água. O sal em questão foi o nitrato de prata.

NaOH(aq) HNO3(aq) → NaNO3(aq) + H2O(aq)


Esta parte da prática consistiu em observar o pH de algumas substâncias e a partir do

seu comportamento, neste caso a coloração obtida, definir se seu caráter é ácido,

básico ou neutro. Foi utilizado como material o papel medidor de pH.

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Valores de pH encontrados:

Soluções Medida do pH Resultado

Sabão em pó 10 – 12 Base

Maisena 7 Neutro

Água com gás 5 – 6 Ácido

Café 5 Ácido

Pasta de dente 8 Base

Vinagre 2 – 3 Ácido

Tabela 03: Medida do pH de soluções

Sabão em pó: (PH:10-12, básico). A solução que contém o sabão em pó após ser

colocada no papel indicador ácido base ganhou uma coloração azul forte devido a seu

alto grau de solução básica com um alto ph.

Maisena: (PH:7, neutro). A solução que contém a maisena tem um caráter neutro, pois

após ser colocada no papel indicador ácido base ganhou uma coloração esverdeada

devido ao amido de milho que tem suas características neutras, que por sua vez é a

composição principal da maisena.

Água com gás: (PH:5-6, ácido). Ao se pensar na água a uma idéia formada de que irá

haver um ph neutro, mas só se encontra um ph 7 na água se for a mesma estiver

totalmente destilada sem a presença de íons e outras substancias presentes na água

sem ser destilada. Na água com gás do experimento o seu ph foi constatado como

ácido e no papel indicador ácido base indicou uma cor amarelada, que por sua vez é

bem perto do ph neutro.

Café: (PH:5, ácido). O café no papel indicador ácido base ganhou uma cor amarelada,

que por sua vez indica que é uma solução ácida. A acidez do café é por conta da

grande quantidade de ácidos orgânicos na sua composição.

Pasta de dente: (PH:8, base). A pasta de dente no papel indicador ácido base ganhou

uma cor marrom escuro que configura uma base.

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Vinagre: (PH:2-3, ácido). O vinagre por sua vez obteve uma cor rosada no papel

indicador ácido base. O vinagre é composto de ácido acético por isso ele tem uma

característica tão acida com um ph tão básico, a sua produção tem haver com a sua

acetificação, que representa a quantidade de álcool que há no vinagre.

6. Conclusão

Através da análise dos resultados foi possível ver a ação dos indicadores na

identificação das soluções para definir quais tinham caráter ácido e quais apresentavam

caráter básico. Isto é muito importante para titulações ácido – base.

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Outro ponto importante foi a análise de como os ácidos e as bases se comportam em

uma determinada reação. Em alguns casos a teoria de Arrhenius apenas não era

satisfatória, daí a importância da teoria de Bronsted-Lowry e Lewis. Na parte II da

prática – “Ação de ácidos fortes sobre bases, metais e carbonato”, por exemplo, foi

necessária a compreensão de como balancear uma equação química e como formar os

produtos baseados nos reagentes. Este conhecimento permitiu entender porque certas

reações ocorreram e outras não, porque algumas provocaram uma efervescência, etc.

Também foi utilizado o papel medidor de pH. Este foi utilizado, juntamente com a

tabela de verificação de pH, para determinar se os pH das substâncias utilizadas

estavam de acordo com o que se esperava delas. Esse papel medidor pode ser

utilizado em diversos lugares, inclusive nas residências, a fim de se tirar dúvidas sobre

o pH de alguma substância, e identificar se esta é ácida, básica ou neutra.

7. Referências

RUSSEL, John B. Química Geral. 2ª ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994.

Cap. 12.

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JOLLY, W. L. The synthesis and characterization of inorganic compounds.

Engelwewood Cliffs, Prentice Hall, 1970.

CHAGAS, Aécio Pereira. Teorias ácido-base do século XX. 1999. Disponível em:

<http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc09/historia.pdf>. Acesso em: 04 de maio de 2013.

ALVES, Líria. Ácidos. Disponível em:

<http://www.brasilescola.com/quimica/acidos.htm>. Acesso em: 04 de maio de 2013.

NETA, Miguel. Ácidos e bases. 2012. Disponível em:

<http://www.fisicaequimica.net/acidobase/acidosbases.htm>. Acesso em: 04 de maio de

2013.

FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Teorias ácido-base de Arrhenius, de Brønsted-

Lowry e de Lewis. Disponível em: <http://www.alunosonline.com.br/quimica/teorias-

acido-base-arrhenius-bronsted-lowry-lewis.html>. Acesso em: 04 de maio de 2013.

SILVA, Paulo. Teoria de Lewis para ácido-base. Disponível em: < http://quimica-

dicas.blogspot.com.br/2010/06/teoria-de-lewis-para-acido-base.html>. Acesso em: 05

de maio de 2013.

8. Anexos


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