Acidos e bases

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
CAMPUS UNIVERSITÁRIO DE TUCURUÍ
FACULDADE DE ENGENHARIA ELÉTRICA
LABORATÓRIO DE QUÍMICA
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL

Química Geral Experimental
Ácidos e Bases

Alana Furtado de Souza 12134003818
Juliane Regina Bento Gomes 12134000618
Larisse Mendes Lago 12134002418
Marlon Jonhs Costa Padilha 12134002818Tucuruí-PA, 27 de março de 2013
Objetivos:

Aplicar de forma experimental os conceitos de ácidos e bases estudados em química geral teórica e como diferenciá-los e classificá-los. Identificando o comportamento ácido-base das substâncias na presença de indicadores.

Introdução:

Nos primórdios da química os ácidos e as bases eram identificados e definidos com base em alguns critérios:Ácidos
* Sabor azedo.
* Ação sobre certos pigmentos vegetais.
* (tornassol azul vermelho).
* Liberar H2 ao reagir com certos metais.
* Formar sais ao reagir com bases

HCl + NaOH ↔ NaCl + H2O

Bases
* Sensação untuosa à pele.
* Reconstituir a cor original de certos pigmentos vegetais
* (tornassol vermelho azul).
* Reagir com ácidos formando sais.NaOH + HCl ↔ NaCl + H2O

Após esta etapa empírica, conceitos científicos foram estabelecidos. Sendo os mais usuais: a definição dada pelo cientista suecoSvanteArrhenius (teoria da dissociação eletrolítica de 1884) que propunha ser ácida toda a substância que, em solução aquosa libera íons H+, usando como exemplo a equação HCl + H2O ↔ H+(aq)+Cl¯(aq)e também dizia ser base toda a substância que, emsolução aquosa, libera íons OH¯, usando como exemplo a equaçãoNaOH + H2O ↔ Na+(aq)+ OH¯(aq).Porém a definição de Arrheniusutilizava somente a água como solvente, possuindo, assim, algumas limitações por não explicar a neutralização dos ácidos solventes não aquosos (Ex.CCl3 e CHCl3) e por não incluir certas espécies que, apesar de não apresentarem nem H+ nem OH¯ na sua composição, produzemsoluções ácidas, respectivamente (Ex.C5H5N (piridina), Na2CO3 e NH3).
Outro avanço importante foi quando os químicos Thomas Lowry e JohannesBrØnsted tiveram ideias semelhantes (teoria protônica de 1923). Firmaram que toda substância ácida é aquela capaz de doar prótons(Ex.HCl ↔ H++ Cl--) e toda substância básica é aquela capaz de receber prótons (Ex. NH3+H+↔ NH4+). As vantagens dessa teoria foram adesvinculação das definições de ácidos e bases de um determinado solvente, ampliando as definições para qualquer outra espécie (íons, moléculas...). A partir dela concluiu-se que toda reação ácido-base produz um ácido e uma base conjugada (Ácido + Base ↔ Ácido conjugado + Base conjugada). Um ácido forte gera uma base conjugada fraca, assim como um ácido fraco gera uma base conjugada forte, evice-versa. Porém também há limitações na teoria de BrØnsted-Lowry, pois vincula a definição de ácido à presença de próton na espécie química.
Também há a teoria de Lewis (teoria eletrônica de 1923), enunciando que toda espécie química é acida quando aceita um ou mais pares de elétrons (Ex. HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl—) ou é básica quando é capaz de doar um ou mais pares de elétrons (NH3 + BCl3 ↔ BCl2+ +NH3Cl—). Os conceitos de Lewis são mais amplos, assim, todos os ácidos de Arrhenius e de BrØnsted-Lowry são ácidos de Lewis, mas o inverso não e verdadeiro. Lewis desvinculou o comportamento ácido-base de qualquer combinação de elementos ou da presença ou ausência de solventes.
É possível identificar ácidos e bases utilizando indicadores como, por exemplo, a fenolftaleína que é incolor em meioácido e adquiri uma coloração rosa em meio básico, também há o metilorange que é vermelho em meio ácido e amarelo em meio básico e o tornassol que é vermelho em meio ácido e azul em meio básico.

Experimento I: Determinação do teor de ácido acético no vinagre.

Material:

Vinagre comercial, fenolftaleína, solução padronizada de hidróxido de sódio (NaOH) 1N, pisseta contendo água...
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