Objectivos dos trabalhos laboratoriais

Com estas actividades experimentais pretendemos determinar o pH de águas naturais e engarrafadas e observar o comportamento desses mesmos pH com o aumento da temperatura. Numa neutralização da uma reacção ácido – base pretendemos calcular a concentração do ácido necessária, misturado com a base, para atingir uma reacção neutra.

Introdução teórica

Todos nós, no dia a dia, temos contacto com ácidos e bases.

Por exemplo quando usamos o vinagre no tempero de uma salada, quando usamos o sumo de limão ou até mesmo o sumo de uma maçã, estamos perante um ácido, ou então quando utilizamos um produto para desentupir canalizações estamos perante um base. Mesmo um adubo, que é utilizado numa plantação como fonte de azoto para as plantas, é um composto que resultou de uma reacção com uma base, o amoníaco.

Os ácidos são parte fundamental do nosso processo digestivo.

Geralmente o ácido caracteriza-se por ser algo azedo, enquanto que a base por ser algo escorregadio ao tacto.

O conceito de ácido e de base é algo que é extremamente importante para a química moderna, quer no dia a dia, quer ao nível da indústria química, e foram desenvolvidos conceitos para interpretar ao nível microscópico o comportamento destas substâncias.

Conceito de ácido e base segundo: Arrenhius, Lowry – Bronsted e Lewis

Foram várias as personalidades que se destacaram pelas suas investigações e hipóteses formuladas no estudo da reacção ácido-base

No entanto, as teorias que desempenharam papel mais importante no desenvolvimento destes conceitos foram as de Arrenhius, Bronsted e Lewis.

Arrenhius – teoria iónica

Arrenhius admitiu a existência de iões em soluções aquosas de sais e que esses iões conferiam a estas soluções a capacidade de conduzir a corrente eléctrica. Surgiu assim o conceito de electrólito como sendo uma solução aquosa capaz de conduzir corrente eléctrica. Segundo este cientista os ácidos dissociavam-se com formação de iões H+ e as bases “dissociavam-se” com a formação de OH-. Esta teoria ficou conhecida como a teoria iónica.

A teoria de Arrenhius, apesar de revolucionária na altura, dado que admitia a existência de iões em soluções aquosas,  era somente aplicável a estas e era, portanto, bastante limitada.

Bronsted-Lowry – teoria protónica

A teoria iónica tal como Arrenhius a formulou não permitia explicar a existência de reacções ácido-base que não ocorressem em solução aquosa. Lowry e Bronsted desenvolveram, independentemente,  uma teoria segunda a qual uma reacção ácido-base é um processo de transferência de um protão de uma espécie química (ácido) para outra (base). Por exemplo:

HCl + NH3  ↔  NH4+ + Cl –

Nesta reacção o ácido (espécie que cede protões - o HCl) transfere um protão para a base (espécie que aceita protões - NH₃). Note-se que, ao ceder um protão a espécie HCl se converte em Cl^-, sendo esta nova espécie capaz de aceitar um protão, regenerando a espécie original, ou seja, de acordo com esta definição a espécie Cl^- é uma base. 

De forma geral pode dizer-se que quando um ácido cede um protão converte-se numa base e vice-versa, surgindo assim o conceito de par ácido-base conjugada.

A espécie HCl é um ácido e a correspondente base conjugada é o Cl^-, assim como a espécie NH₃ é uma base, sendo a espécie NH₄⁺ o respectivo ácido conjugado.

Lewis - Teoria electrónica

A teoria de Bronsted e Lowry não conseguia ainda explicar o comportamento ácido-base de muitas espécies, dado que limitava o conceito a espécies capazes de dar ou aceitar protões. Como existem muitas espécies que, não contendo protões na sua composição, ainda assim apresentam comportamento ácido, foi necessário arranjar outra teoria.

Assim, surge em 1923 Gilbert Newton Lewis com a teoria electrónica. Esta teoria permite explicar as propriedade básicas de certas substâncias, tais como K₂O e CaO quando dissolvidas em água, bem como as propriedades ácidas das soluções aquosas de CO₂  e de SO₂.

Para isso, esta teoria baseia-se no conceito de ácido como espécie química aceitadora de pares de electrões e base como uma espécie química dadora de pares de electrões.

Isto só é possível para uma espécie química que possua um par de electrões disponível (caso de uma base) ou uma orbital vazia capaz de aceitar um par de electrões (caso de um ácido) e estende o conceito de ácido e base para além das espécies capazes de dar ou receber protões.

Acidez e Basicidade. Força dos ácidos e das Bases

A força de um ácido está ligada à sua capacidade de se ionizar, nomeadamente numa solução aquosa.

São ácidos fortes aqueles que, em solução aquosa, se ionizam extensamente e são ácidos fracos aqueles que, também em solução aquosa, se ionizam em percentagem reduzida. Isto é,

Os ácidos fortes apresentam a um grau de ionização elevado e, consequentemente, uma concentração de H3O+ elevada na solução, enquanto que para os ácidos fracos verifica-se uma baixa concentração de H3O+ na respectiva solução.

Tal como acontece para os ácidos, também para as bases existem bases fortes e bases fracas.

São bases forte as bases que se ionizam quase completamente, em solução aquosa, nos seus iões (incluindo, portanto, os iões OH-); São bases fracas aquelas cuja ionização, também em solução aquosa, seja bastante restrita.

Embora ácidos e bases fortes sejam muito corrosivos, a força de um ácido não pode ser utilizada como medida do seu poder corrosivo. Existem ácidos relativamente fracos, como por exemplo o ácido fluorídrico, que são extremamente corrosivos.

Grau de Ionização

É a grandeza que quantifica a capacidade que os electrólitos têm de se ionizar. Normalmente, é expressa em % obtida a partir da razão α entre o número de moléculas ionizadas e o número de moléculas presentes inicialmente na solução.

Conceito de pH e pOH

O conceito de pH é introduzido para permitir uma escala simples que dê conta da acidez de uma dada solução.

Quando se dissolve uma espécie ácida numa solução aquosa, esta dissociar-se-á parcialmente, de acordo com a sua constante de dissociação nas condições em que se encontrar, sendo os protões libertados solvatados pelas moléculas de água. A espécie H₃O⁺ corresponde à descrição mais simples para estes protões solvatados. Esta espécie tem uma acidez muito elevada e, na maior parte das circunstâncias será a espécie mais ácida presente numa solução aquosa.

Sendo os iões H₃O⁺ os responsáveis pelas propriedades ácidas das soluções aquosas, é a concentração de H₃O⁺ (ou mais rigorosamente a sua actividade) que será utilizada como ponto de referência para exprimir a acidez de uma solução.

Quanto mais fortes forem os ácidos presentes numa solução maior serão as suas constantes de dissociação e maior será a concentração dos iões H₃O⁺.

Deste modo, no sentido de exprimir mais facilmente a concentração deste ião numa solução, o Químico dinamarquês Sørensen introduziu o conceito de escala de pH.

Assim a escala de pH é uma escala de valores em que, a cada um deles, se pode fazer corresponder uma concentração em iões H₃O⁺, presente em solução.

A referida correspondência pode ser traduzida pelas seguintes relações:

[H3O+] = 10-pH  ↔ pH=- log [H3O+]

em que a concentração de iões H₃O⁺ deve estar em M (molaridade), ou seja, em moles/dm³.

Com vista a clarificar a relação anterior apresenta-se de seguida uma tabela onde podemos observar várias soluções aquosas de ácidos com a respectiva concentração H₃O⁺ (assumindo-se que o ácido está completamente dissociado) e o respectivo valor de pH.

Conclusão:

Quanto mais ácida for uma solução menor é o seu valor de pH e quanto menos ácida for maior o valor de pH.

De notar que o valor do pH de uma solução depende não só das constantes dos ácidos e bases que nela se encontram dissolvidos mas também da própria constante de auto-dissociação da água. Para soluções de ácidos (ou bases) fortes, e em concentrações suficientemente elevadas a contribuição da auto-dissociação da água para a concentração de iões H3O+ é muito pequena e, portanto, desprezável.

À semelhança da definição de escala de pH existe uma escala pOH relacionada da mesma maneira com a concentração de OH-.

[OH^-] = 10^-pOH  ↔ pOH=- log [OH^-]

A concentração de OH^- está intrinsecamente ligada à concentração de H₃O⁺ em solução aquosa, pelo equilíbrio de auto-dissociação da água. Assim, para 25 ºC, por exemplo:

K_w = [H₃O⁺] [OH^-] =10^-14

pelo que

pOH = 14- pH

Desta relação pode ainda verificar-se que o pH de uma solução neutra (em que a concentração de espécies H₃O⁺ é igual às de HO^-) é 7, para a temperatura de 25 ºC, dado que o valor de pH será igual ao de pOH.

Medição do pH em águas naturais ou engarrafadas

Material:

. Amostra de água;

. Gobelé 100 cm3 (3x);

. Esguicho;

. Papel absorbente;

. Vareta de vidro;

. Papel universal indicador de ácido-base(2x);

. Medidor de pH.

Protocolo:

1. Utilize diversos indicadores para avaliar o carácter ácido ou básico da amostra de água.

2. Utilize papel indicador para determinar o pH aproximado da água em estudo. Registe o valor de pH.

3. Utilize um medidor de pH para determinar o pH da solução. Registe a marca e o modelo do aparelho utilizado.

Titulação de um resíduo laboratorial

Material:

. Bureta;

. Pinça para bureta;

. Pipeta volumétrica cm3

. Macro controlador;

. Gobelé 250 cm3 (2x);

. Esguicho;

. Papel absorvente;

. Balo de Erlenmeyer 250 cm3 (3x);

. Resíduo laboratorial (solução de ácido);

. Indicador de ácido-base;

. Solução-padrão de NaOH.

Protocolo:

1. Proceda de acordo com a seguinte sequência:

A. Meça rigorosamente com uma pipeta 3 amostras de 20 cm3 para cada um dos 3 balões de erlenmeyer.

B. Adicione, a cada um, 3 gotas de indicador seleccionado.

C. Encha a bureta, depois de devidamente preparada, com solução-padrão de NaOH.

D. Registe o volume marcado pela bureta, Vi, atendendo aos algarismos significativos.

E. Proceda à adição cuidadosa de titulante até haver uma viragem da cor do indicador que permaneça por agitação durante 30 segundos.

F. Registe o volume marcado pela bureta, Vf, atendendo aos algarismos significativos.

G. Calcule o volume de titulante gasto pela diferença V=Vf-Vi.

H. Repita o ensaio até à obtenção de três volumes, V, concordantes (a diferença entre os ensaios não deve ser superior a 0,10 cm3).

I. Lave imediatamente a bureta com água da torneira.

Interpretação/ registo de resultados

Vamos dividir estes registos em duas partes, pois realizamos duas experiências diferentes.

Em primeiro lugar fizemos a actividade experimental intitulada “ medição de pH em águas naturais e engarrafas”

Nesta actividade medimos o pH em 2 tipos de água, uma delas água destilada e a outra água engarrafada de nascente, e de duas formas diferentes. Uma das medições foi com o medidor de pH eléctrico e outro com papel indicador universal, e em duas situações diferentes, uma em que a água foi aquecida numa placa eléctrica (ambos os tipos de água) e a outra medição foi realizada a temperatura ambiente.

Na medição do pH da água destilada registamos os seguintes valores para cada temperatura e em cada método utilizado:

Á temperatura de 24ºC

- Medidor de pH – pH = 8,09

-Papel indicador universal – pH aproximadamente 7

Á temperatura de 51ºC

- Medidor de pH – pH = 6,84

- Papel indicador universal – pH aproximadamente 6

Na água destilada observamos, que com o aumento da temperatura o pH desceu.

Podemos afirmar com estes resultados que esta água é básica, na temperatura mais baixa é torna-se ligeiramente ácida a uma temperatura mais elevada, em ambos os casos não é recomendável a utilização desta água para fins alimentícios.

Na medição do pH da água engarrafada de nascente registamos os seguintes valores para cada temperatura e em cada método utilizada:

Á temperatura de 27ºC

- Medidor de pH – pH =6,33

- Papel indicador universal – pH aproximadamente 7

Á temperatura de 61ºC

- Medidor de pH – pH = 6,29

- Papel indicador universal – pH – aproximadamente 6

No caso da água engarrafada de nascente, também comprovamos que com o aumento temperatura o pH também desce, como na água destilada, mas neste caso não de uma forma tão intensa.

Também podemos dizer que o papel indicador universal, não é um método muito bom uma vez que só conseguimos um valor aproximado, pois a cor resultante não é muito certa. 

Podemos dizer que esta água de nascente tem um pH dentro de limites neutros o que faz dela uma água potável, própria para o consumo, mesmo em temperaturas elevadas.  

Com o aumento da temperatura podemos dizer que a água (solução) se deslocou do equilibro, assim sendo passamos a ter mais iões H+ do que iões OH –, mas com isto não quer dizer que modifique o carácter ácido, base ou neutro da solução.

Segunda actividade experimental intitulada “neutralização: uma reacção ácido – base” ou titulação ácido – base.

Nesta actividade experimental, torna-mos uma solução ácida (o titulante) em aproximadamente neutra, e fizemos isto juntando a pouco e pouco uma solução básica (o titulado) e para sabermos quando já estava utilizamos a fenolftaleína, que assim que a cor fosse carmim saberíamos que tínhamos obtido uma solução neutra.

No nosso caso tanto a base como o ácido eram fortes.

O nosso ácido era o HCl e era o titulante que utilizamos 50 ml, por sua vez a nossa base era o NaOH que utilizamos 20ml e deste foi-nos dada a concentração que era c=1,5mol/ cm3.

Como esta actividade queríamos determinar a concentração do titulante/ácido que não sabíamos, com este pretexto visualizamos na bureta o volume antes de começar a titulação e no final, com isto retiramos os seguintes valores:

. Vtitulante (inicial) = 36 ml

. Vtitulante (final) = 27mL

. V(gasto) = 9ml

A partir destes dados e com a seguinte expressão:

C(ácido) x V(ácido)=C(base) x V(base) , nesta expressão excluímos o n(moles) uma vez que deve ser igual para que esta titulação se realize, assim sendo passaremos a apresentar os cálculos que nos levaram à concentração (c) do titulante/ácido

           C(ácido) x V(ácido)=C(base) x V(base)«=»

     «= »C(ácido) x 50 = 1,5 x 9           «=»

     «=» C (ácido) = 13.5/ 50               «=»

     «=» C (ácida) = 0,27 mol/ dm3

Na imagem seguinte a cor carmim (cor-de-rosa), é a zona de viragem da fenolftaleína, o indicar de pH que utilizamos.

A fenolftaleína é a melhor escolha uma vez, a sua zona de viragem, na é muito grande e torna se boa para ácidos e bases fortes.

Conclusão e Critica

Podemos concluir que os trabalhos laboratoriais ocorreram dentro na normalidade, na actividade experimental da medição do pH em agua, destilada à temperatura ambiente, com pH 8.09, sendo então básica, e na agua engarrafada também à de pH 6.33 sendo então neutra.

Ao aquecermos as amostras conclui-mos que o pH de ambas aumenta com o aumento da temperatura.

Devido ao papel universal se encontrar em estado dúbio, tal como o medidor de pH os nossos resultados podem não ser os mais fiáveis.

Na actividade experimental da titulação, que também correu dentro dos previstos concluímos que podemos neutralizar uma solução quer básica quer acida igualando a concentração de [H₃O⁺] = [OH^-].

Nesta actividade o maior problema que nos surgiu foi a dificuldade em encontrarmos o volume de base (titulado), pois a determinação do ponto de equilíbrio consiste apenas na adição de um exacto número de gotas, deste mesmo titulado, no titulante (ácido)

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