TESTES E DEFINIÇÃO DE SUBSTÂNCIAS ÁCIDAS

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UNIEVANGÉLICA - UNIVERSIDADE EVANGÉLICA DE GOIÁS
Anápolis-GO, Maio de 2023 
CIÊNCIAS FÍSICAS E QUÍMICAS
AULA PRÁTICA DE LABORATÓRIO: TESTES E DEFINIÇÃO DE 
SUBSTÂNCIAS ÁCIDAS E BÁSICAS SEGUNDO CONCEITO DE 
ARRHENIUS
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UNIEVANGÉLICA - UNIVERSIDADE EVANGÉLICA DE GOIÁS
AGRONOMIA
PROFESSOR
 Dr. Eduardo Coelho da M. Faria 
ALUNOS
Anápolis-GO, Maio de 2023 
Kaique Eduardo Bento Rodrigues
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SUMÁRIO 
Introdução.................................................................................................................
 1.0 SUBSTÂNCIAS ÁCIDAS................................................................................4 
 1.1 Características dos ácidos.............................................................................. 
 1.2 Potencial hidrogeniônico (pH)........................................................................
 1.3 Classificação dos ácidos................................................................................
 1.4 Nomenclatura dos ácidos...............................................................................
 1.5 Ácidos no dia a dia.........................................................................................
 1.6 SUBSTÂNCIAS BÁSICA................................................................................
 1.7 O que são bases?...........................................................................................
 1.8 Características das bases..............................................................................
 1.9 Classificação das bases.................................................................................
 1.10 Nomenclatura das bases............................................................................
 1.11 Principais bases e suas aplicações.............................................................
 1.12 HIDRÓXIDO DE SÓDIO.............................................................................
 1.13 ÁCIDO PERCLÓRICO................................................................................
 1.14 FENOLFTALEÍNA....................................................................................... 
 1.15 MATERIAIS UTILIZADOS...........................................................................
Objetivos.................................................................................................................
Metodologia.............................................................................................................
Resultados..............................................................................................................
Considerações finais...............................................................................................
Agradecimentos......................................................................................................
Referências.............................................................................................................
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1. INTRODUÇÃO
1.0 SUBSTÂNCIAS ÁCIDAS
 Os ácidos, que são substâncias que se ionizam em meio aquoso, são condutores 
de energia e estão amplamente presentes no nosso cotidiano.
 Ácidos são substâncias que se ionizam em meio aquoso e são bons condutores de 
energia. Pode-se aferir a acidez de uma substância por meio de técnicas de medição do 
potencial hidrogeniônico (pH) de uma solução. Alguns métodos analíticos de pH 
utilizam indicadores como tornassol ou fenolftaleína, que refletem o valor do pH da 
solução na cor.
Os ácidos podem ser caracterizados:
1.1 Características dos ácidos
Ionizam-se em meio aquoso, liberando o cátion H.
São condutores de eletricidade devido à liberação de íons em meio aquoso.
Em contato com meio básico, sofrem reação de neutralização, formando como 
produtos dessa reação sal e água.
Alteram a cor da solução na presença de substância indicadora, como tornassol 
ou fenolftaleína.
O sabor azedo do limão, laranja, entre outras frutas cítricas, deve-se ao ácido 
presente nesses alimentos.
Pela presença ou não de oxigênios na sua molécula;
Pela força;
Pelos hidrogênios ionizáveis;
Pela sua volatilidade.
1.2 Potencial hidrogeniônico (pH)
 O potencial hidrogeniônico (pH) é um cálculo que expressa a concentração de íons 
de hidrogênio em uma determinada solução. Para determinação do pH e análise do 
meio, leva-se em consideração:
A lei de diluição de Ostwald (quanto mais diluído, mais haverá a formação de íons 
na solução);
Autoionização da água (Kw), que é o desdobramento natural da molécula H O em 
íons H e OH ;
Água destilada a 25° C possui autoionização Kw = 10 e mesma concentração de 
íons H e OH, ou seja, é um meio neutro.
Para cálculo de pH envolvendo concentração H , usa-se: pH = -log[H ].Saiba que:
+
2+ -
+ -
-14
+
pH > 7 → solução básica
pH < 7 → solução ácida
pH = 7 ou pH = pOH → solução neutra
1.3 Classificação dos ácidos
 A classificação dos ácidos pode ser feita levando-se em conta quatro critérios 
diferentes.
Grau de ionização (α) ou força ácida
α = número de moléculas ionizadas 
número de moléculas dissolvidas
Ácidos fortes: α ≥ 50%.
Exemplo: ácido sulfúrico (H SO ) → α = 61%.
Ácidos semifortes ou moderados: 5% < α < 50%.
Exemplo: ácido fosfórico (H PO ) → α = 27%.
Ácidos fracos: α ≤ 5%.
Exemplo: ácido bórico (H BO ) → α = 0,075%.
Monoácido: libera um cátion H
.
Exemplo: ácido clorídrico (HCL);
Diácido: libera dois cátions H .
Exemplo: ácido sulfídrico (H S).
Triácido: libera três cátions H .
Exemplo: ácido bórico (H BO ).
Tetrácido: libera quatro cátions H .
Exemplo: ácido pirofosfórico (H P O ).
→ Número de hidrogênio ionizável
2 4
3 4
3 3
+
2
3 3
+
4 2 7
Atenção! No caso dos hidrácidos, todos os hidrogênios da molécula são ionizáveis; 
mas, no caso dos oxiácidos, apenas os hidrogênios que estiverem ligados a um átomo 
de oxigênio são ionizáveis. Um exemplo é o ácido hipofosforoso (H3PO2), que é um 
monoácido, pois, apesar de ter três hidrogênios em sua composição, só libera o 
hidrogênio que está ligado ao oxigênio.
Oxiácidos: possuem oxigênio em sua estrutura.
Exemplo: ácido hipocloroso (HO Cl).
Hidrácidos: não possuem oxigênios em sua estrutura.
Exemplo: ácido fluorídrico (HF).
Fixos: ponto de ebulição (PE) > 100°C, passando lentamente para o estado 
gasoso.
Exemplo: ácido sulfúrico (H SO ) → PE = 340 ºC.
2 4
→ Presença do oxigênio
→ Volatilidade
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Voláteis: ponto de ebulição < 100°C, passando com rapidez e facilidade para o 
estado gasoso.
Exemplo: ácido sulfídrico (H S) → PE = -59,6°C.
2
1.4 Nomenclatura dos ácidos
→ Hidrácidos
Ácido + nome do ânion + ídrico
Para todos os ácidos, usa-se o termo “ácido” antes da nomenclatura que caracteriza a 
molécula. Nos hidrácidos, troca-se o sufixo “eto” do nome do elemento pelo “ídrico”.
Exemplos:
HCl → ácido clorídrico
HBr → ácido bromídrico
HF → ácido fluorídrico
→ Oxiácidos
 A nomenclatura de oxiácidos varia de acordo com o número de oxidação (NOX) do 
elemento central. Veja a tabela a seguir:
NOX do elemento central
+1 e +2
+3 e +4
+5 e +6
+7
prefixo+
Hipo-
--
--
Per
-infixo-
-nome de ânion-
Nome do ânion-
Nome do ânion-
-nome do ânion-
-sufixo
-oso
-oso
-ico
-ico
Nomenclatura do ácido
Exemplos:
HClO → Sabendo que o hidrogênio (H) normalmente tem NOX +1 e o oxigênio (O) 
tem NOX -2, para que tenhamos uma molécula de carga 0, o cloro (Cl) deve ter 
NOX +1, portanto a nomenclatura desse ácido é ácido hipocloroso.
HNO → ácido nitroso
HClO → ácido perclórico
→ Exceções à regra 
H CO → ácido carbônico, e não carbonoso, como ficaria pela regra do NOX.
H BO → ácido bórico, e não boroso.
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2 3
3 3
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1.5 Ácidos no dia a dia
Fertilizantes e medicamentos: O ácido fosfórico (H PO ) é muito utilizado na 
fabricação de fertilizantes e também como medicamento. É um dos vários ácidosque são utilizados na área farmacêutica.
Frutas cítricas: possuem o ácido ascórbico (C H O ), também conhecido como 
vitamina C.
Vinagre: tem em sua composição ácido acético (CH COOH).
Água com gás e refrigerantes: compostos por ácido carbônico (H CO ), que dá 
ao produto a sensação de refrescância.
3 4
6 8 6
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1.6 SUBSTÂNCIAS BÁSICA
Bases são compostos antagônicos aos ácidos, neutralizando-os. Segundo Arrhenius, 
aumentam a concentração de ânions hidróxido em solução. Apresentam pH maior que 
7.
Cristais de hidróxido de sódio (NaOH), um de seus usos é na preparação de sabão.
 As bases compõem um conjunto de substâncias que apresentam um 
comportamento de extrema importância para a química. De característica antagônica 
aos ácidos, diversas teorias já foram desenvolvidas para explicá-las. Uma das mais 
clássicas define que essas substâncias têm a capacidade de aumentar a 
concentração de íons OH (hidróxido) em solução.
 As bases geram soluções cujo valor de pH fica entre 7,0 e 14,0. Os hidróxidos, 
conjunto de substâncias inorgânicas que possuem o ânion hidróxido, são popularmente 
-
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conhecidos como “bases de Arrhenius”, sendo amplamente utilizados na confecção de 
sabão, tensoativos e medicamentos.
1.7 O que são bases?
 Definir quimicamente o que é uma base não é uma das tarefas mais fáceis para os 
químicos. Isso porque existem diversas teorias para explicar o que de fato é uma base. 
Atualmente, deve-se entender que base é um comportamento químico e não uma 
classificação específica para uma substância. Contudo, quando se trata de uma 
química elementar e básica, convém dizer que as bases são as substâncias capazes de 
aumentar a concentração de ânions hidróxido, OH-, em solução.
 Essa definição deriva da teoria da dissociação eletrolítica, desenvolvida pelo 
químico sueco Svant Arrhenius, em 1887, o terceiro a receber Prêmio Nobel de Química 
na história, no ano de 1903. Contudo, a teoria desenvolvida por Arrhenius se limita a 
soluções aquosas, e definições mais modernas, como a da teoria eletrônica de Gilbert 
Newton Lewis, descartam essa típica relação entre base e íons hidroxila. Na teoria de 
Lewis, por exemplo, base é uma espécie que, em uma reação química, doa um par de 
elétrons, independentemente do sistema ser aquoso ou não.
 Um outro ponto importante para auxiliar na definição de bases está na escala de 
pH, o potencial hidrogeniônico. Essa escala, que varia de 0 a 14, define que uma 
solução é considerada básica quando o valor de pH está entre 7,0 e 14,0. Também 
existem substâncias, conhecidas como indicadoras, que definem quando uma solução 
está básica. Uma delas é a fenolftaleína, que, quando torna a solução em que está 
adicionada rosa, indica que ela é básica.
Quando uma solução que contém fenolftaleína apresenta coloração rosa, é sinal de 
que ela pode ser considerada básica.
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 Historicamente, há um conjunto de substâncias inorgânicas, conhecidas como 
hidróxidos (pois possuem o ânion hidróxido em sua constituição), que apresentam 
comportamento básico. Muitos livros, inclusive, as utilizam para definir bases da 
química inorgânica e as chamam comumente de bases de Arrhenius. De fato, todos os 
hidróxidos se comportam como base na teoria de Arrhenius, pois, em água, ocorre a 
dissociação da substância com consequente liberação do ânion hidróxido, 
aumentando, assim, a concentração dele na solução.
1.8 Características das bases
 A principal característica de uma base é a sua capacidade de neutralizar um ácido 
por meio de uma reação conhecida como reação de neutralização.
 Outro ponto importante, como já destacado, é que as soluções básicas mantêm o 
valor da escala pH entre 7,0 e 14,0.
O valor do pH pode ser indicado com fitas que adquirem cores diferentes de acordo 
com o pH da solução.
 Observando-se especificamente os hidróxidos, outras características também 
podem ser enumeradas. Algumas soluções de hidróxidos, como o de sódio, são tão 
corrosivas quanto alguns ácidos. Isso quer dizer que podem atacar estruturas 
metálicas, gerar queimaduras e irritações nos olhos, na língua e na pele e, portanto, 
devem ser manipuladas com cautela. Outro ponto importante é que as soluções 
aquosas de hidróxidos também são eletrolíticas, o que quer dizer que são capazes de 
conduzir corrente elétrica.
 Os hidróxidos, por serem compostos majoritariamente iônicos, apresentam, em 
geral, um alto ponto de fusão e ebulição.
1.9 Classificação das bases
1. Quanto à força
 Uma base considerada forte é aquela que se dissocia completamente em solução. 
Alguns definem o grau de dissociação de uma base em solução pelo parâmetro ɑ, que 
varia de 0% (completamente associado) até 100% (completamente dissociado). Entre 
os hidróxidos, são bases fortes aqueles de metais alcalinos e de alguns metais alcalino-
terrosos, Ca(OH) , Sr(OH) e Ba(OH) . Os demais hidróxidos são considerados como 
bases fracas.
2 2 2
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2. Quanto à solubilidade
 Entre os hidróxidos, são solúveis os de metais alcalinos e o de amônio (NH4OH). 
Os demais são pouco solúveis. Chama-se a atenção para o hidróxido de cálcio, 
Ca(OH). Como antes visto, esse hidróxido é uma base forte, contudo, sua solubilidade 
em água em temperatura ambiente é baixa. Para que ocorra a dissociação, a 
substância deve estar dissolvida em água. Portanto, o hidróxido de cálcio necessita de 
condições de temperatura e diluição adequadas para dissociar-se por completo.
3. Quanto ao número de hidróxidos gerados em solução
O número de mols de ânions OH presentes na estrutura dos hidróxidos gerou a 
seguinte classificação:
Hidróxido de cálcio em pó. Uma base forte, porém pouco solúvel em água em 
temperatura ambiente.
3. Quanto ao número de hidróxidos gerados em solução
Monobase: compostos que apresentam um único ânion hidróxido, como NaOH, 
LiOH, KOH e AgOH.
Dibase: compostos que apresentam dois ânions hidróxidos, como Ca(OH) , 
Mg(OH) , Fe(OH) e Zn(OH) .
Tribase: compostos que apresentam três ânions hidróxidos, como Al(OH) , 
Fe(OH) , Au(OH) .
Tetrabase: compostos que apresentam quatro ânions hidróxidos, como Pb(OH) 
e Sn(OH) .
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2 2 2
3
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4
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1.10 Nomenclatura das bases
 As bases de Arrhenius podem ser nomeadas de forma simples. Para tal, basta 
saber se o cátion ligado ao ânion hidróxido possui apenas uma única valência (carga ou 
número de oxidação) ou não.
1. Bases de Arrhenius com cátions de uma única valência
A nomenclatura segue a seguinte regra:
hidróxido de nome do cátion
Exemplos:
NH OH – hidróxido de amônio
AgOH – hidróxido de prata
Al(OH) – hidróxido de alumínio
KOH – hidróxido de potássio
2. Bases de Arrhenius com cátions com mais de uma valência
Nesse caso, a nomenclatura pode ter duas formas:
hidróxido de nome do cátion de menor valência com sufixo -oso
hidróxido de nome do cátion de maior valência com sufixo -ico
ou
hidróxido de nome do cátion + valência do cátion em algarismos romanos
Exemplos:
Fe(OH) – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
Fe(OH) – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III
AuOH – hidróxido auroso ou hidróxido de ouro I
Au(OH) – hidróxido áurico ou hidróxido de ouro IIIh
1.11 Principais bases e suas aplicações
NaOH
 O hidróxido de sódio é uma substância muito comum. Por ser uma base forte de 
baixo preço, fácil acesso e boa solubilidade em água, é substância quase obrigatória 
em laboratórios de química. É comercialmente vendido sob o nome de soda 
cáustica, estando presente na constituição de desentupidores de canos. É utilizado na 
confecção do sabão por meio da hidrólise básica dos ésteres e como catalisador na 
produção de biodiesel em reações de transesterificação.
 É muito corrosivo, podendo causar queimaduras, cicatrizes e cegueira. É também 
bastante higroscópico, o que quer dizer que absorve a umidade do ar se ficar exposto, 
adquirindo um aspecto aguado depois de um tempo. É por conta disso que deve 
sempreser acondicionado em frascos plásticos, nunca de vidro, pois essa propriedade 
faz com que o frasco de vidro fique emperrado, não sendo possível sua abertura.
3
4
2
3
3
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Ca(OH)
 O hidróxido de cálcio, popularmente conhecido como cal hidratada, é utilizado na 
agricultura e no tratamento de água para fazer a correção do pH. Também está 
presente em cosméticos para o alisamento dos cabelos e em suplementos de 
cálcio. Também é utilizado na caiação ou pintura a cal, uma técnica de pintura de baixo 
custo.
Mg(OH) 
 O hidróxido de magnésio é popularmente conhecido como leite de magnésia. 
Seu principal uso cotidiano está na medicina: é utilizado como antiácido para aliviar os 
efeitos da azia e má digestão e também como laxante, para aliviar a prisão de ventre.
Também vem sendo utilizado como desodorante de pés e axilas, pois sua basicidade 
impede a proliferação de bactérias que causam odores desagradáveis.
O hidróxido de magnésio é muito comercializado como antiácido. Algumas vezes é 
associado ao hidróxido de alumínio.
KOH
 O hidróxido de potássio é um dos melhores catalisadores para a produção do 
biodiesel. Também pode ser utilizado na produção de sabões mais macios e mais 
solúveis em água, os chamados sabões de potássio, amplamente utilizados na 
agricultura orgânica como inseticida natural.
2
2
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1.12 HIDRÓXIDO DE SÓDIO
 O hidróxido de sódio (NaOH) é a soda cáustica, um sólido branco, muito corrosivo 
e tóxico usado principalmente na produção de sabão.
O hidróxido de sódio é uma base inorgânica.
 A fórmula do hidróxido de sódio, composto comercialmente conhecido como soda 
cáustica, é NaOH, conforme mostrado a seguir:
Fórmula do hidróxido de sódio - NaOH 13
 O hidróxido de sódio é um sólido branco, cristalino, altamente tóxico e corrosivo, 
com ponto de fusão igual a 318 ºC. Ele é bastante solúvel em água, e essa dissolução é 
muito exotérmica, ou seja, libera energia na forma de calor. Visto que reage lentamente 
com o vidro, a soda cáustica deve ser guardada em frascos feitos de plástico.
 A soda cáustica é muito utilizada em limpezas pesadas, mas deve-se tomar muito 
cuidado com a sua utilização, pois como ela é corrosiva, pode destruir os tecidos vivos e 
causar queimaduras graves.
 Outra aplicação da soda cáustica no cotidiano é na produção de sabão. Isso é feito 
por meio de uma reação de saponificação, que ocorre quando se coloca um éster para 
reagir com uma base inorgânica forte, em meio aquoso e sob aquecimento, produzindo 
um sal orgânico e um álcool. No caso da fabricação do sabão, o éster costuma ser, na 
verdade, um triglicerídeo (triéster derivado do glicerol ou glicerina), que vem de um óleo 
ou gordura, e a base é o hidróxido de sódio. O sal orgânico produzido é o sabão, e o 
álcool é, na verdade, um poliálcool, a glicerina:
Óleo ou gordura + base (NaOH) → sabão + glicerina
Exemplo de uma reação de saponificação:
Reação de saponificação para fabricação de sabão
 Essa reação também é chamada de hidrólise alcalina porque ocorre em meio 
aquoso e básico (alcalino).
Sabão produzido com óleo e soda cáustica 14
 O hidróxido de sódio também é muito usado industrialmente para a produção de 
outros compostos orgânicos além do sabão, como a seda artificial, papel, celulose e o 
celofane. Também é usado na purificação de óleos vegetais e de derivados do petróleo 
e na fabricação de produtos para desentupir ralos de pias.
 Visto que não é encontrada na natureza, a soda cáustica precisa ser produzida em 
laboratórios industriais. Isso é feito por meio da eletrólise do cloreto de sódio (NaCl – sal 
de cozinha) em meio aquoso. Passa-se uma corrente elétrica pela salmoura (solução 
formada por água e sal). O íon H+ da água sofre redução (ganha elétrons) no cátodo 
(eletrodo negativo), ocorrendo a seguinte semirreação:
Semirreação no cátodo: 2 H + 2e → H
 Por outro lado, os ânions cloreto (Cl-) provenientes do sal sofrem oxidação (perdem 
elétrons) no ânodo (eletrodo positivo):
Semirreação no ânodo: 2 Cl → Cl + 2e
Veja a reação global dessa eletrólise:
Esquema de processo de eletrólise da salmoura e reação global
+ -
2
-
2
-
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 Observe que a eletrólise da solução aquosa de NaCl produz, além da soda cáustica 
(NaOH), o gás hidrogênio (H ) e o gás cloro (Cl ). 
 Por sua propriedade alcalina, o Hidróxido de Sódio é utilizado em torres lavadoras 
de gases, com a função neutralizar os gases ácidos liberados a partir de refino de 
produtos. A chamada torre de lavagem cáustica, é um dispositivo para controle da 
poluição dos gases que seriam liberados na atmosfera, projetados para utilizar as 
propriedades alcalinas da soda, operando com um fluxo de contracorrentes, de modo 
que o contato gás-líquido seja maximizado, transformando em substâncias neutras ou 
atóxicas.
2 2
1.13 ÁCIDO PERCLÓRICO
 O ácido perclórico, de fórmula química HClO4, é um líquido oleoso incolor, 
inodoro, solúvel em água e mais denso que esta, considerado um super ácido. Também 
é conhecido como perclorato de dioxônio.
 Numa concentração acima de 72%, o ácido perclórico tende a explodir, e 
exatamente por isso que é muito difícil encontra-lo puro e, também por isso, é 
comercializado somente em solução aquosa, numa concentração de, no máximo, 70%. 
Em concentrações maiores que 70%, é comum a formação de um composto 
denominado anidrido perclórico (Cl2O7), o que logo poderá provocar uma explosão. As 
soluções de ácido perclórico são higroscópicas, isto é, nos casos em que não são 
devidamente isoladas do contato com o ar, se diluem absorvendo a umidade do ar, o 
que faz com que esse líquido transborde se deixado em recipiente aberto por muito 
tempo. Em contato com a maioria dos metais, forma gás hidrogênio inflamável.
 Uma das formas de se obter o ácido perclórico é através da mistura do ácido nítrico 
com perclorato de amônio, reação que tem como produto o óxido nitroso e, é claro, o 
ácido perclórico. Também é possível produzi-lo (diluído) a partir de uma solução de 
perclorato com ácido sulfúrico concentrado.
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 Uma das formas de se obter o ácido perclórico é através da mistura do ácido nítrico 
com perclorato de amônio, reação que tem como produto o óxido nitroso e, é claro, o 
ácido perclórico. Também é possível produzi-lo (diluído) a partir de uma solução de 
perclorato com ácido sulfúrico concentrado.
 É comum a utilização de ácido perclórico na fabricação de explosivos, por ser um 
forte oxidante. São nocivos a plantas, por isso têm aplicação na indústria química em 
produção de herbicidas. É empregado em laboratórios de Análises Clínicas nos exames 
de precipitação seletiva de mucoproteínas. Pode ser útil em algumas reações de 
eliminação de água.
 A manipulação desse composto químico deve ser feita de maneira extremamente 
responsável, visto que acidentes podem causar sérios danos, se ingerido, provoca 
queimaduras no esôfago e no estômago, se inalado, causa irritação nas vias 
respiratórias, em contato com olhos e pele, pode causar sérias queimaduras. Em 
qualquer uma dessas situações, o médico deverá ser consultado imediatamente, e 
todas as suas orientações deverão ser seguidas.
1.14 FENOLFTALEÍNA 
A fenolftaleína é um exemplo de indicador ácido-base sintético muito usado em 
laboratório. Ela fica incolor em meio ácido e adquire uma coloração rosa intensa (como 
mostra a imagem inicial) em meio básico. O princípio de funcionamento da fenolftaleína 
pode ser visto no texto Indicadores de pH.
17
1.15 MATERIAIS UTILIZADOS 
Béquer
 Béquer ou Becker é um tipo de recipiente muito visto em laboratório de Química, 
Física e Biologia onde sua principal função é trabalhar com líquidos. São usados na 
maioria das vezes para fazer reações entre soluções, usados para dissolver diversas 
substâncias sólidas, efetuar reações de precipitação e preparar soluções simples. O 
mais comumente encontrado em laboratórios são os béqueresfeitos de vidro 
borisilicato, pois estes são mais resistentes ao calor (podem ser aquecidos) e a maioria 
dos produtos químicos. Também existem béqueres de plástico (polipropileno) e de 
metal (aço inoxidável ou alumínio), disponíveis em uma ampla variedade de tamanhos 
e capacidades volumétricas (desde um milímetro até vários litros).
 A palavra béquer deriva do latim medieval "bicarius", cujo significado é copo. Ao 
contrário do que muitas pessoas pensam, não existe nenhum registro de algum inventor 
de sobrenome Becker, que esteja associado com o a invenção deste recipiente. Sabe-
se que ele esta presente há muitos anos em laboratórios.
Béquer. Foto: studioVin / Shutterstock.com
Papel Tornassol
 O papel tornassol é um dos mais antigos indicadores ácido-base. Tornou-se muito 
conhecido em razão de suas qualidades: prático, econômico e eficiente para medir pH.
 O tornassol é extraído da planta líquen (encontrada na Holanda) e fixado 
(impregnado) em papel poroso.
 O papel tornassol pode se apresentar em três diferentes cores: vermelha, azul ou 
neutra.
 Tornassol vermelho é usado para testar bases, tornassol azul para testar ácidos e 
tornassol neutro para testar os dois.
 O papel tornassol muda de cor ao entrar em contato com uma determinada solução. 
Exemplo: O papel tornassol azul, em presença de uma solução ácida, muda da cor azul 
para a vermelha. Isso ocorre porque os íons reagem mudando o arranjo dos átomos 
presentes no indicador.
 O papel tornassol vermelho, em contato com uma base, muda da cor vermelha para 
a azul. O papel neutro, em contato com ácidos, torna-se vermelho; em contato com 
bases, torna-se azul.
Papel tornassol e tabela de comparação.
18
2. OBJETIVO
 O principal objetivo da aula prática é aprender a analisar técnicas analíticas 
qualitativa que é responsável pelo desenvolvimento de procedimentos que visam à 
identificação dos constituintes de uma determinada amostra, podendo estes 
constituintes ser elementos químicos, íons ou moléculas. 
 E as características das reações/contato de uma substancia inorgânica acidas e 
básicas.
19
3. METODOLOGIA
1º Identificação de ácidos e bases utilizando papel indicador
2º Usamos 2 frascos contendo substâncias desconhecidas (frasco A e frasco B). É 
sabido que um dos frascos contém uma substância ácida e o outro frasco contém uma 
substância básica.
3º Um béquer com Substancia Acida e o outro básica
4º Ao béquer A adicione cerca de 10 mL da substância do frasco A e ao béquer B 
adicione cerca de 10 mL da substância do frasco B;
5º Mergulhe o papel tornassol azul na primeira solução (substância A) e verifique a sua 
coloração após entrar em contato com a solução. Se o papel manter sua coloração 
inalterada significa que a solução não é um ácido. 
Em seguida mergulhe o papel tornassol vermelho na mesma solução: se a coloração do 
papel mudar de vermelho para azul significa que a substância é uma base;
6º Repita os passos descritos em (e) para a solução B. A Tabela 1 apresenta de forma 
esquemática a interpretação dos resultados de identificação de ácidos e bases 
utilizando papel tornassol:
 
Papel Tornassol
(Cor orginal)
Azul
Vermelho
Vermelho
Vermelho
Azul
Azul
Em contato com a solução 
ácida
Em contato com solução básica
20
4. RESULTADOS
Papel tornassol utilizado no experimento
Papel tornassol após o experimento.
21
 Por meio dos resultados obtidos através do experimento com o papel, verifica-se
que o conteúdo do Béquer A é uma base, e do Becker B é uma substância ácida.
 Na imagem verifica-se que a substância do Béquer A reagiu com o conteúdo do 
balão (Fenolftaleína) tornando-rosa e, por conseguinte, confirmando ser a substância 
base.
 Ao adicionar a substância ácida ao balão com a Fenolftaleína verifica-se que ele
ficou translúcido:
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5. CONSIDERAÇÕES FINAIS
Concluímos que após todo o procedimento com a ajuda do papel tornassol é possível 
identificar as substância ácidas e básicas acrescentando a Fenolftaleína. 
 
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5. AGRADECIMENTOS 
 Ao professor Eduardo que sabe ensinar/orientar bem o que tem que ser feito, com 
uma paciência do tamanho do mundo, porque sabemos que não é fácil ser professor.
 Se leu até aqui professor que Deus te de mais paciência, porque você vai precisar.
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6. REFERÊNCIAS
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/acidos.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/bases.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/hidroxido-sodio.htm
https://www.acquanobilis.com.br/produto/hidroxido-de-sodio/
https://www.infoescola.com/quimica/acido-perclorico/
https://www.infoescola.com/materiais-de-laboratorio/bequer/
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/papel-tornassol.htm
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	1: CAPA
	2: CAPA DE ROSTO
	3: SUMÁRIO
	4: INTRODUÇÃO
	5: INTRODUÇÃO
	6: INTRODUÇÃO
	7: INTRODUÇÃO
	8: INTRODUÇÃO
	9: INTRODUÇÃO
	10: INTRODUÇÃO
	11: INTRODUÇÃO
	12: INTRODUÇÃO
	13: INTRODUÇÃO
	14: INTRODUÇÃO
	15: INTRODUÇÃO
	16: INTRODUÇÃO
	17: INTRODUÇÃO
	18: INTRODUÇÃO
	19: OBJETIVO
	20: METODOLOGIA
	21: RESULTADO
	22: RESULTADO
	23: RESULTADO
	24: CONSIDERAÇÕES FINAIS
	25: AGRADECIMENTOS
	26: REFERÊNCIAS