EQUIPE 2
PESQUISA:
Criada em 1887, a teoria ácido-base de Arrhenius, formulada pelo químico sueco
Svante Arrhenius, foi a primeira teoria a ser elaborada acerca do tema, proporcionando
ao cientista o Prêmio Nobel em 1903. De acordo com Arrhenius ácidos são substâncias
que, em soluções aquosas liberam H+, enquanto bases são substâncias que liberam
OH- ao sofrerem dissociação iônica.
De acordo com a Teoria da dissociação iônica de Arrhenius, uma substância é
classificada como ácida quando libera apenas o cátion H+ (ou H3O+) em meio aquoso.
Quanto maior a quantidade desses íons na solução, maior será a acidez.
O bioquímico dinamarquês Peter Lauritz Sorensen (1868-1939) propôs a
utilização de uma escala logarítmica para lidar com as concentrações do íon hidrônio
[H3O+(aq)] nas soluções, denominada pH. O pH é a abreviação para potencial (ou
potência) hidrogeniônico, pois se refere à concentração de [H+] (ou de H3O+) em uma
solução. Portanto, o pH é usado para indicar se uma solução é ácida, neutra ou básica.
A escala de pH varia de 0 a 14 a uma temperatura de 25ºC. Se o valor do pH for
igual a 7 (pH da água), a solução (ou líquido) será neutro. Se o pH for inferior a 7, será
ácido, e se for superior a 7, será básico.
A solução se torna mais ácida à medida que o valor do pH diminui. Isso acontece
devido à natureza logarítmica da escala de pH. O pH é definido como o logaritmo
negativo da concentração de íons [H+(aq)] na base 10:
colog[H+] = -log[H+]
pH = -log[H+]
[H+] = 10-pH, em mol/L
Indicadores Ácido-Base são substâncias capazes de mudar de cor na presença
de ácidos e bases de acordo com o pH, essas substâncias podem ser naturais ou
sintéticas. Os indicadores naturais podem ser facilmente encontrados na natureza, como:
repolho roxo, uva, beterraba, amoras entre outras coisas, já os indicadores sintéticos são
usados em laboratório como:
Fenolftaleína- É um sólido em pó branco ou em solução alcoólica, um líquido incolor. É
mais solúvel em etanol se comparado a água e é muito prejudicial à saúde;
Papel de tornassol- É extraído da planta líquen e fixado em papel poroso e se apresenta
em três diferentes cores: vermelha, usado em bases, azul em ácidos e neutro em ambos;
Indicador universal- É uma mistura de indicadores de pH de tira de papel que são
divididas em cores divididas de 1 a 14, geralmente usada em solução seca.
EXPERIMENTO PARTE I- INDICADORES SINTÉTICOS:
Esse experimento foi proposto durante a aula de Química, que tinha por
finalidade, observar os indicadores de pH sintéticos e como os mesmos reagiam em
uma base e em um ácido, nesse caso foram utilizados a base NaOH e o ácido HCl.
Primeiramente separamos 12 tubos de ensaios, nos quais os tubos enumerados de 1 a
6 continham a base NaOH e os tubos de 7 a 12 continham o ácido HCl.
Após separar os tubos que continham ácido e base, foram colocados os
indicadores de pH, o primeiro foi pingada uma gota de alaranjado mertila; o segundo
azul de bromotimol; depois duas gotas de azul de metileno; os dois próximos foram
pós, a primeira, a fuscina básica e a segunda fenolftaleína e por último uma gota de
verde de bromocresol:
EXPERIMENTO PARTE II- INDICADOR NATURAL:
Nessa parte do experimento, foram separados 5 tubos de ensaio com números
de 1 a 5, no número 1 foi colocado suco de limão, no 2 vinagre, no próximo água, no 4º
bicarbonato de sódio e no último alvejante. Como indicador natural foi utilizado o
repolho roxo. Após separarmos as substâncias nos tubos de ensaio, adicionamos meia
pipeta de repolho roxo.
Tabela de indicação do pH do repolho roxo:
No primeiro tubo a solução de suco de limão ficou um rosa fraco, indicando um
pH entre 2-4.
O segundo tubo, na solução de vinagre ficou rosa fraco, indicando um ph entre
2-4.
O terceiro tubo, o de água, ficou roxo, pois é neutro (ph 7).
O quarto tubo, na solução de bicarbonato de sódio, ficou azul claro, indicando
um ph de 8.
O quinto tubo, na solução de alvejante, ficou amarelado e depois a cor sumiu,
ficando incolor, indicando ph de 14.
ACID-BASE TITRATION:
Before we dive into the experiment itself, let's do a recap of acid-base reactions.
Acid-base titrations hinge on the fact that the pH of a solution changes when an acid
and base are reacted together. When a base is added, the pH increases, the opposite is
true for acids. When the pH of a solution is equal to 7, it is at the equivalence point,
which is the point where the concentration of the acid is equal to the concentration of
the base. The formula for this is:
M1V1 = M2V2
where, M1, is the molarity of solution 1, M2, is the molarity of solution 2, V1, is
the volume of solution 1, and V2, is the volume of solution 2.