CARACTERÍSTICAS ÁCIDAS E BÁSICAS DAS SUBSTÂNCIAS E INDICADORES ÁCIDO-BASE

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BIOMEDICINA
ANNY CAROLINE PEREIRA THOMASI
LUCRIS CUZZUOL BROMONSCHENKEL
MARIO SILVIO TORRES MARQUES
SIMONE DAVID RASTELI
ESTUDO DAS CARACTERÍSTICAS ÁCIDAS E BÁSICAS DAS SUBSTÂNCIAS E INDICADORES ÁCIDO-BASE
VILA VELHA
 SETEMBRO – 2021
ANNY CAROLINE PEREIRA THOMASI
LUCRIS CUZZUOL BROMONSCHENKEL
MARIO SILVIO TORRES MARQUES
SIMONE DAVID RASTELI
ESTUDO DAS CARACTERÍSTICAS ÁCIDAS E BÁSICAS DAS SUBSTÂNCIAS E INDICADORES ÁCIDO-BASE
Relatório do Curso de Graduação em Biomedicina apresentado à Universidade Vila Velha - UVV, como parte das exigências da Disciplina Química Geral e Inorgânica sob orientação da Professora Danielly Cristina Gripa de Paula.
VILA VELHA
 SETEMBRO – 2021
1. INTRODUÇÃO
Ácidos fortes e bases fortes é referente às espécies que dissociam-se completamente para formar íons em solução. Em contraste, os ácidos e bases fracos ionizam apenas parcialmente, e a reação de ionização é reversível. Dessa forma, soluções de ácidos e bases fracas contém múltiplas espécies carregadas e não carregadas em equilíbrio.
Os indicadores ácidos-base são substâncias naturais ou sintéticas que tem a capacidade de mudar de cor de acordo com o pH do meio, por isso são utilizadas para a identificação de soluções ácidas, básicas ou neutras. Uma solução ácida é classificada como uma solução com alta concentração de íons de hidrogênio (H+), e uma solução básica possui uma alta concentração de (HO-) e neutro quando a solução em que as concentrações em mol/L, dos íons hidrônio (H3O+) e hidróxido (OH-) se anulam (são iguais) ou simplesmente não existe. 
O pH, potencial hidrogeniônico ou potencial hidrogênio iônico, é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A escala do pH pode variar de 0 até 14, sendo que quanto menor o índice do pH de uma substância, mais ácida esta substância será. O pH menor que 7 indicamos que tal substância é ácida e maior que 7 é básica, e para substância com pH 7 indica que ela é neutra. O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução e pode ser obtido com o uso de indicadores.
Para tornar mais prático e preciso o trabalho da identificação do pH das substâncias, evitando possíveis erros no calculo de pH, é utilizado o potenciômetro, consiste em uma maquina especializada em medir o pH de substancias fornecendo valores mais exatos. 
Alguns indicadores ácido-base e intervalos de pH onde é observada a variação 
de cor. 
	INDICADOR
	INTERVALO DE PH PARA A MUDANÇA DE COR
	MUDANÇA DE COR CORRESPONDENTE
	Azul de timol
	1,2 – 2,8
	Vermelho - amarelo
	Azul de bromofenol
	3,0 – 4,6
	Amarelo – violeta
	Verde de bromocresol
	4,0 – 5,6
	Amarelo – Azul
	Vermelho de metila
	4,4 – 6,2
	Vermelho - Amarelo
	Azul de bromotimol
	6,2 – 7,6
	Amarelo – Azul
	Azul de timol
	6,0 – 9,6
	Amarelo – Azul
	Fenolftaleina
	8,0
	Incolor - Rosa
Azul de timol - É insolúvel em água, mas solúvel em álcool e soluções diluídas 
de álcalis. Sua transição de cor em solução se dá do vermelho para o amarelo em pH 1.2–2.8 e do amarelo para o azul a pH 8.0–9.6. 
Azul de bromofenol - O azul de bromofenol atua como indicador de pH que vira entre o pH 3,0 e 4,6 de amarelo-azul para violeta, respectivamente. 
Verde de bromocresol - Tem uma aparência sólida, em forma de cristais. É de 
cor amarela pálida e é inodoro. 
 
Vermelho de metila - corante indicador de pH que se torna vermelho em soluções ácidas. É um corante azoico, e é apresenta-se como um pó cristalino 
vermelho escuro. 
Azul de bromotimol - é um indicador de pH que em solução ácida fica amarelo, em solução básica fica azul e em solução neutra fica verde. É um indicador ácido-base orgânico sintético. É representado pela fórmula química C27H28Br2O5S, apresenta-se sólido em seu estado puro e em condições ambientes, praticamente inodoro, é parcialmente solúvel em água e solúvel em alguns solventes orgânicos e em soluções alcalinas. 
Fenolftaleína - Apresenta-se normalmente em solução alcoólica como um líquido incolor. É Insolúvel em água, porém solúvel em Álcool etílico e ou Etanol. É um indicador que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico
2. OBJETIVOS 
Reconhecer substâncias com caráter ácido e básico, diferenciar o comportamento de ácidos e bases fortes quando comparados a ácidos e bases fracas. Observando o valor do pH das soluções além de comparar e verificar a cor característica do meio para os diversos tipos de indicadores, utilizando também o potenciômetro.
3. PARTE EPERIMENTAL
 
3.1 MATERIAIS UTILIZADOS: 
- Béquer de 20 ml; 
- Tubos de ensaio; 
- Azul de timol; 
- Azul de bromofenol; 
- Verde de bromocresol; 
- Azul de bromotimol; 
- Fenolftaleína; 
- Ácido clorídrico; 
- Ácido acético; 
- Hidróxido de amônio; 
- Hidróxido de sódio; 
- Potenciômetro; 
3.2 PROCEDIMENTOS 
 
Comparação entre PH de um ácido fraco com um ácido forte, ambos na mesma concentração. 
 
a) Teste para ácido clorídrico (HCL): 
· Adiciona-se 2 ml de ácido clorídrico em 4 tubos de ensaio numerados;
· Adiciona-se em cada tubo de 2 gotas de cada indicador, agitar e anotar a cor observada; 
Resultado: 
	Tubo
	HCl 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	Intervalo de pH
	01
	Azul de Timol
	Laranja
	1,2 – 2,8
	02
	Azul de bromofenol
	Amarelo
	0 – 4,6
	03
	Verde de bromocresol
	Amarelo
	0 - 2
	04
	Fenolftaleína
	Incolor
	0 - 8
b) Teste para ácido acético (CH3COOH): 
· Adiciona-se 2 ml de ácido acético em 4 tubos de ensaio numerados; 
· Adiciona- se em cada tubo de 2 gotas de cada indicador, agitar e anotar a cor observada. 
Resultado: 
	Tubo
	CH3COOH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	Intervalo de pH
	01
	Azul de Timol
	Amarelo
	2,8 - 8
	02
	Azul de bromofenol
	Amarelo
	0 – 4,6
	03
	Verde de bromocresol
	Amarelo
	0 - 2
	04
	Fenolftaleína
	Incolor
	0 - 8
c) Comparação entre os ácidos clorídrico (HCL) e acético (CH3COOH); 
· Medir o pH dos ácidos através do potenciômetro;
· Colocar 10 ml de HCL 0,1 mol/L em um béquer de 20ml e medir o PH através do potenciômetro. 
· Colocar 10 ml de CH3COOH em um béquer de 20 ml e medir o PH através o potenciômetro. 
 Resultado:
	Ácidos
	pH
	HCl 0,1 mol/L
	1,46
	CH3COOH 0,1 mol/L
	2,97
d) Comparação entre ph de uma base fraca com uma base forte, ambas na mesma concentração.
1)Teste para o hidróxido de amônio (NH4OH): 
 
· Numerar 4 tubos de ensaio e adiciona-se 2 ml hidróxido de amônio; 
· Adiciona-se em cada tubo de 2 gotas de cada indicador, agitar e anotar a cor observada. 
Resultado: 
	Tubo
	NH4OH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	Intervalo de pH
	01
	Azul de Timol
	Verde escuro
	8 – 9,6
	02
	Azul de bromofenol
	Violeta
	4,6 - 14
	03
	Verde de bromocresol
	Azul
	5,6 - 14
	04
	Fenolftaleína
	Rosa
	8 - 14
e) Teste para hidróxido de sódio (NAOH): 
· Numerar 4 tubos de ensaio e adiciona-se 2 ml hidróxido de sódio; 
· Adicionar em cada tubo de 2 gotas de cada indicador, agitar e anotar a cor observada. 
 Resultado: 
	Tubo
	NaOH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	Intervalo de pH
	01
	Azul de Timol
	Azul escuro
	9,6 - 14
	02
	Azul de bromofenol
	Violeta
	4,6 - 14
	03
	Verde de bromocresol
	Azul
	5,6 - 14
	04
	Fenolftaleína
	Rosa
	8 - 14
f) Comparação entre as bases hidróxido de amônio (NH4OH) e hidróxido de sódio (NAOH). 
· Colocar 10 ml de NH4OH 0,1 mol/L em um béquer de 20 ml e medir o pH através do potenciômetro.
· Medir o pH dos ácidos através do potenciômetro.
Resultado: 
	Ácidos
	pH
	NH4OH 0,1 mol/L
	12,55
	NaOH 0,1 mol/L
	9,90
Tabela 1: Indicadores ácidos-base e intervalos de pH, variação de cor:
	INDICADOR
	INTERVALO DE PH PARA A MUDANÇA DE COR
	MUDANÇA DE COR CORRESPONDENTE
	Azul de timol
	1,2 – 2,8
	Vermelho - amarelo
	Azul de bromofenol
	3,0 – 4,6
	Amarelo – violeta
	Verde de bromocresol
	4,0 – 5,6
	Amarelo – Azul
	Vermelho de metila
	4,4 – 6,2
	Vermelho - Amarelo
	Azul de bromotimol
	6,2 – 7,6
	Amarelo – Azul
	Azul de timol
	6,0 – 9,6
	Amarelo – Azul
	Fenolftaleina
	8,0
	Incolor - Rosa
Em relação aos resultados:
Notou-seque todas as substâncias utilizadas, segundo a escala de pH, apresentaram caráter ácido. Conforme a tabela1, todos os indicadores apresentam essas cores observadas, em meio ácido. Assim, mesmo sem um valor preciso de pH pode-se premeditar que o HCl e CH3COOH, são ácidos. E que se pode confirmar que todas as substâncias observadas, mantiveram o caráter Ácido da solução. 
Existem relativamente poucas bases fortes comuns. As bases fortes solúveis mais comuns são os hidróxidos iônicos dos metais alcalinos (grupo 1A) e os metais alcalinos terrosos (grupo 2A), como NaOH, K OH e Ca(OH)2. Esses compostos dissociam-se completamente em íons em solução aquosa. Como as bases fortes dissociam-se em íons em solução aquosa, o cálculo pH de suas soluções é também direto. 
De acordo com a teoria de Arrhenius, base é toda a substância que aumenta a concentração de íons hidroxila (OH-) pela sua dissociação em meio aquoso. Assim, aumenta o pH do meio e diminui, por consequência, o pOH. De um modo geral, possuem sabor adstringente, além de reagirem com ácidos de Arrhenius formando algum sal e água. O conceito empregado em relação à sua força é o de dissociação, uma vez que seus íons já existem em sua forma molecular. 
Uma base forte, portanto, se dissocia quase que completamente, liberando íons hidroxilas (OH-) e m solução e não restando praticamente nada na espécie molecular. 
Uma base fraca, por sua vez, também libera íons OH- quando dissolvida em água, mas nesse caso ainda restam em solução muitas moléculas não dissociadas desta base. Os conceitos de ionização e dissociação não podem ser empregados como sinônimos, devendo o primeiro ser utilizado para ácidos (a partir de ligações químicas covalentes) e o segundo para bases (a partir de ligações químicas iônicas).
4. CONCLUSÃO 
Concluiu-se que ácidos costumam ser bem solúveis em água, enquanto a maior parte das bases é insolúvel. Todos os ácidos são moleculares, ou seja, formados por ligações covalentes em que há compartilhamento de elétrons, já as bases podem ser iônicas ou moleculares, as que possuem os metais alcalinos e alcalinos terrosos são iônicas, e as demais são moleculares.
Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que sofrem uma alteração em sua cor quando entram e m contato com um ácido ou uma base.
Se um ácido provoca a alteração da cor do indicador, a base fará o indicador voltar à cor original e vice-versa. Isso serve também para indicar a diferença de pH que há entre os ácidos e as bases, ou se já, ácidos possuem pH menor que 7, enquanto as bases possuem pH maior que 7. Em todos os quatro experimentos o pH aproximado ficou bem próximo do pH medido no pHmetro. Entre os ácidos, a partir das análises, observou-se que o clorídrico é mais forte, pois o resultado obtido no pHmetro ficou mais próximo de 1. 
O ácido clorídrico é mais forte por ionizar quase por completo em soluções aquosas formando consequentemente mais moléculas de H+ que tornam a solução fortemente ácida. Já o ácido acético é orgânico e todos os ácidos orgânicos são fracos. 
Já entre as bases, observou-se que o hidróxido de sódio é mais forte, pois o resultado obtido no pHmetro ficou mais próximo de 14.
O NaOH é mais forte pois é uma base composta por um metal alcalino, questão bastante solúveis e quanto m ais solúvel for uma base maior será seu grau de dissociação.
5. REFERÊNCIAS 
 
BROWN L. T HEODORE, L EMAY H. EUGENE, BUSRTEN E. BRUCE. Química Ciência Central. 7ª ed. São Paulo – SP. Editora LTC, 2010. 
RUSSELL, JOHN B.; Química Geral Vol.1, São Paulo: Pearson Education Do Brasil, Makron Books, 1994. 
 
http://www.infoescola.com/quimica/ionizacao-e-dissociacao-de-acidos-e-bases-fortes-e-fracos/ acessado em: 23/09/2021