Relatorio 1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS
Instituto de Química e Biotecnologia
Química Tecnológica e Industrial
Laboratório de Analítica I
AVALIAÇÃO DO COMPORTAMENTO ÁCIDO-BASE DE DIFERENTES COMPOSTOS EMPREGANDO INDICADORES
Maceió
2017
Érica Pereira de Lima
Igor Ferreira P. da Silva
Isaiane Ferreira Lima
AVALIAÇÃO DO COMPORTAMENTO ÁCIDO-BASE DE DIFERENTES COMPOSTOS EMPREGANDO INDICADORES
Relatório referente à prática realizada no dia 20 de julho de 2017. Aplicada pelo professor Josué Carinhanha Caldas Santos
Maceió
2017
Sumário
1.INTRODUÇÃO TEÓRICA	3
2. OBJETIVO	4
3. MATERIAIS E PROCEDIMENTO	5
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO	7
5. CONCLUSÃO	10
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	11
1.INTRODUÇÃO TEÓRICA
Indicadores ácido-base
Indicadores ácido-base, são soluções de ácidos fracos ou base fracas. Esses compostos mudam de cor para determinadas faixas de pH, sendo possível assim, ter uma estimativa do valor do pH da solução na qual o indicador foi adicionado. Essa capacidade de mudar de cor em função pH é chamada de propriedade halocrômica.
Os indicadores, por serem bases ou ácidos fracos, ligam-se aos íons H+ ou OH-, o que faz mudar a sua configuração eletrônica e por consequência sua cor.
Quando utilizamos indicadores ácido-base, devemos apenas usar algumas gotas, pois o uso de grandes quantidades introduz um outro tipo de erro a medica, relativo ao indicador.
Três exemplos de indicadores e suas faixas de cores em função do pH, são dadas na Tabela 01.
	Indicador
	Faixa de viragem (pH)
	Cor em meio ácido
	Cor em meio básico
	Alaranjado de Metila
	3,1 – 4,4
	Vermelho
	Amarelo
	Azul de Bromotimol
	6,0 – 7,6
	Amarelo
	Azul
	Fenolftaleína
	8,0 – 9,6
	Incolor
	Rosa
Tabela 01: Exemplos de indicadores ácido-base e suas faixas de mudança de cor.
Definição de Ácidos e Bases
Várias são as definições de ácido e bases, no que diz respeito ao comportamento do composto em diversas reações. Nesse estudo, o foco será na definição de Arrhenius. Essa definição diz que compostos que em meio aquoso liberam cátions H+ e produzem o íon hidrônio (H3O+), são chamados de ácidos e compostos que em meio aquoso liberam hidroxila (OH-), são chamas de bases. Uma reação entre ácido e base, ainda segundo Arrhenius, produz sal e água. 
Quando se mistura ácido forte com base forte, até o ponto de equivalência, é formado um sal neutro, ou seja de pH igual a 7,00. Quando, porém, o sal é resultado da reação de ácido forte com base fraca, esse apresentará caráter de ácido fraco, pois o cátion reage com a agua para formar a base fraca de origem (Ex: NH4+(aq)+H2O(l) em equilíbrio com NH3(aq)+ H3O+(aq)). Quando o sal foi originado por base forte com ácido fraco, a solução resultante da diluição desse em meio aquoso, terá pH levemente básico, pois o ânion reage com a agua para formar o ácido fraco de origem (Ex: X-(aq)+H2O(l) em equilíbrio com HX(aq) + OH-(aq)).
2. OBJETIVO
	Avaliar o comportamento ácido-base de alguns compostos em solução através da utilização de indicadores.
3. MATERIAIS E PROCEDIMENTO
Materiais:
· Estante para tubos de ensaio;
· Tubos de ensaio;
· Azul de bromotimol 0,02% (m/v);
· Solução de alaranjado de metila 0,02% (m/v);
· Solução de fenolftaleína 0,02% (m/v);
· Solução de HCl 0,1 mol/L;
· Solução de NaOH 0,1 mol/L;
· Solução de CH3CO2H 0,1 mol/L;
· Solução de NaHCO3 0,1 mol/L;
· Solução de NaH2PO4 0,1 mol/L;
· Solução de Na2HPO4 0,1 mol/L;
· Solução de CH3CO2Na 0,1 mol/L;
· Solução de NH4OH 0,1 mol/L;
· Solução de Na2CO3 0,1 mol/L;
· Solução de NH4Cl20,1 mol/L;
· Solução de NaNO3 0,1 mol/L;
· Solução de NaCl 0,1 mol/L;
· Solução de AlCl30,1 mol/L;
· Solução de ZnCl20,1 mol/L;
· Solução de CaCl2 0,1 mol/L;
Procedimento:
Fig.3.1: Procedimento para soluções ácidas
Fig.3.2: Procedimento para soluções básicas
Fig.3.3: Procedimento para soluções salinas
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Segue abaixo as equações utilizadas para os cálculos de pH teórico.
	
	EQUAÇÕES
	Ácido Forte
	pH = - log [H+]
	Base Forte
	pH = 14 – pOH
	Ácido Fraco
	*[H+] = 
pH = - log [H+]
	Hidrólise de Sais
	[H+] = 
pH = - log [H+]
	Substâncias Anfóteras
	**[H+] = 
pH = - log [H+]
* Quando a razão Ca/Ka da espécie é maior que 102, é possível usar a equação simplificada, pois o erro associado será menor que 5%.
** Quando a razão Ca/Ka1 é muito maior que a unidade do denominador da equação 6 e Ka2 x Ca é consideravelmente maior que Kw no numerador, a equação pode ser simplificada.
[H3O+] = 
Equação 6
Nesta tabela apresenta-se as cores obtidas na presença dos indicadores fenolftaleína, alaranjado de metila e azul de bromotimol, bem como o pH teórico para cada solução a 0,1M.
	Substância
	Indicadores
	pH
	
	Fenolftaleína
	Alaranjado de metila
	Azul de bromotimol
	
	HCl
	Incolor
	Vermelho
	Amarelo
	1
	NaOH
	Rosa
	Amarelo
	Azul
	13
	CH3CO2H
	Incolor
	Vermelho
	Amarelo
	2,88
	NaHCO3
	Rosa claro
	Amarelo
	Azul
	8,34
	NaH2PO4
	Incolor
	Laranja
	Amarelo
	4,67
	Na2HPO4
	Incolor
	Amarelo
	Azul
	9,78
	CH3CO2Na
	Incolor
	Amarelo
	Azul
	8,78
	NH4OH
	Rosa claro
	Amarelo
	Azul
	11,12
	Na2CO3
	Rosa
	Amarelo
	Azul
	11,66
	NH4Cl
	Incolor
	Laranja
	Amarelo
	5,12
	NaNO3
	Incolor
	Amarelo alaranjado
	Amarelo
	7,00
	NaCl
	Incolor
	Amarelo
	Amarelo
	7,00
	AlCl3
	Incolor
	Laranja
	Amarelo
	2,93
	ZnCl2
	Incolor
	Amarelo
	Amarelo
	4,94
	CaCl2
	Incolor
	Amarelo
	Amarelo claro
	7,00
	INDICADORES
	Cor em pH abaixo da viragem
	Intervalo aproximado de pH de viragem
	Cor em pH acima da viragem
	Fenolftaleína
	Incolor
	8,0 – 9,6
	Rosa
	Alaranjado-de-Metila
	Vermelho
	3,1 – 4,4
	Amarelo
	Azul-de-Bromotimol
	Amarelo
	6,0 – 7,6
	Azul
Em relação ao ácido e base forte os indicadores utilizados apresentaram a coloração esperada, sendo para o HCl na presença de fenolftaleína: incolor; com o alaranjado de metila: vermelho e com o azul de bromotimol: amarelo. Já para o NaOH obteve-se na presença de fenolftaleína: rosa; com o alaranjado de metila: amarelo e com o azul de bromotimol: azul.
Os ácidos fracos (CH3COOH E NH4Cl) e a base fraca (NH4OH) também apresentaram as cores esperadas na presença de cada indicador conforme a tabela 3.
A partir das colorações obtidas das soluções anfóteras (NaHCO3, NaH2PO4, Na2HPO4), pudemos de fato comprovar seu caráter ácido ou básico, tanto na cor apresentada na presença do indicador quanto no cálculo do pH teórico. O NaHCO3 têm caráter básico, pois seu Kb2 é maior que o Ka2, tendo a tendência de associar-se formando o ácido carbônico, da mesma forma o Na2HPO4 apresenta caráter básico por possuir seu Kb2 maior que o Ka3, tendendo a associa-se e formar o dihidrogenofosfato. Todavia, o NaH2PO4 mostra-se com caráter ácido porque o seu Ka2 é maior que o Kb3, assim dissociando-se para a formação de hidrogenofosfato.	
Os sais NaNO3, NaCl e CaCl2 são soluções neutras, ou seja, pH 7,00. Elas apresentam esse pH pois são derivados de um ácido e base forte, dessa forma suas bases e ácidos conjugados são fracos, extremamente estáveis e não sofre hidrólise. A seguir observaremos as reações de formação desses sais:
NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O
NaOH + HCl NaCl + H2O
Ca(OH)2 + 2HCl CaCl2 + 2H2O
FALTAM CH3COONA, NA2CO3, ALCL3, ZNCL2...
Os indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH- livres em uma solução, e justamente por esta propriedade são usados para indicar o pH, ou seja, como o próprio nome já diz, os indicadores indicam se uma solução é ácida ou básica.
Quando se adiciona fenolftaleína em uma solução incolor, esta ao entrar em contato com uma base ou ácido muda de cor. Exemplo: se adicionarmos solução de fenolftaleína em um meio ácido ela fica incolor, pois o aumento da concentração de H+ desloca o equilíbrio. Por outro lado, se o meio for básico, a solução de fenolftaleína se torna rósea (rosa claro a rosa escuro).
5. CONCLUSÃO
	Através do experimento realizado é possível concluir que a utilização de um conjunto de indicadores ácido-base pode servir para identificarfaixa de pH da solução desejada, não necessitando da utilização de métodos analíticos modernos. Além disso é possível observar que quando o pH está na faixa de transição do indicador, a solução apresenta uma coloração de transição, causada pela mistura das duas cores apresentadas pelo indicador, cada uma em sua faixa.
	As possíveis principais fontes de erro neste experimento foram: A concentração informada da solução ser diferente do real e alguma impureza possa vir a contaminar a solução, como ocorrido com o acetato de sódio. 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BACCAN, Nivaldo et al. Química Analítica Quantitativa Elementar. São Paulo: Editora Edgard Blucher Ltda, 1979. 241 p.
Equilíbrio Ácido-base. Disponível em: http://www.ufjf.br/nupis/files/2011/08/Aula-03-Hidr%C3%B3lise-de-Sais-2017-1-Dora.pdf 
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 7 a . ed. Rio de Janeiro: LTC, c2008.
VOGEL, Arthur Israel. Química analítica qualitativa. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica, Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006.
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