Relatório 7

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ENGENHARIA DE PETRÓLEO
HELENA DE ALMADA JEVEAUX
JOÃO PEDRO BARROSO ERNESTO
NATHALIA PERINNI GALLO
Prática n° 7
ESTUDO DAS CARACTERÍSTICAS ÁCIDAS E BÁSICAS DAS SUBSTÂNCIAS E INDICADORES ÁCIDO-BASE
VILA VELHA
DATA (18/09/2015)
HELENA DE ALMEIDA JEVEAUX
JOÃO PEDRO BARROSO ERNESTO
NATHALIA PERINNI GALLO
ESTUDO DAS CARACTERÍSTICAS ÁCIDAS E BÁSICAS DAS SUBSTÂNCIAS E INDICADORES ÁCIDO-BASE
Relatório do Curso de Graduação em Engenharia do Petróleo apresentado à Universidade Vila Velha – UVV, como parte das exigências da disciplina Química Experimental sob orientação do professor Arthur Moreira Alves 
VILA VELHA
SETEMBRO – 2015
INTRODUÇÃO
As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização. Uma vez que tanto o ácido quanto a base são consumidos e novos produtos são formados (não necessariamente com caráter neutro). Utilizando-se da teoria ácido-base de Arrhenius (com íons positivos de hidrogênio e íons negativos de hidroxila liberados em meio aquoso), numa reação de neutralização (total ou parcial) há sempre formação de moléculas de água líquida – caso ocorra nas CNTP.
As reações de neutralização ocorrem quando misturamos um ácido e uma base, de modo que o pH do meio é neutralizado e se produz água e um sal. O ácido libera no meio cátions H+ que se unem aos ânions OH liberados pela base e, com isso, formam-se as moléculas de água. O sal é formado pela união do ânion do ácido com o cátion da base.
Quanto maior o pH de uma solução, mais básica ela será, e vice-versa. Com o tempo, o pH do ácido nítrico irá aumentar, o que quer dizer que ele está sendo neutralizado pelo leite de magnésia. Chegará um ponto em que o pH do meio atingirá o valor igual a 7,0, que é o pH da água. Dizemos, então, que o meio está neutro. 
Uma reação de neutralização total ocorre quando a quantidade de íons H+ liberados pelo ácido é igual à quantidade de íons OH liberados pela base. No caso do exemplo acima, foram liberados dois H+ e dois OH-. No entanto, podem ocorrer reações de neutralizações parciais, ou seja, em que a quantidade de íons H+ e OH liberados pelo ácido e pela base, respectivamente, é diferente. de um sal com caráter ácido.
	Usando-se como ponto neutro a água pura cuja concentração é sete (nem ácida nem básica) para se determinar o pH usa-se a expressão matemática, em que [H+] é a concentração, em mol/L, de hidrogênio. pH= – log [H+]. A partir do resultado obtido verifica-se se o valor é acima de 7 sendo pH básico ou abaixo de 7 sendo pH ácido. Sendo apenas comuns essas medidas para substâncias não muito concentradas, pois a escala vai de 0-14, quando a solução é muito concentrada os valores dão abaixo de zero ou acima de 14.
Mas para tornar mais práticos os estudos e trabalhos e a fim de facilitar a identificação do pH das substâncias (em decorrência de uma possível deficiência de dados para efetuar o calculo de pH) foram desenvolvidos diferentes indicadores ácido-base, são substancias que alteram sua cor original quando expostos as diferenças de pH. Sendo talvez o mais difundido, o indicador universal que é uma mistura de vários indicadores, é constituído de uma tabela de cores que vão do vermelho escuro (ácido) ao roxo (alcalino-básico), passando por todas as cores e valores de pH, e fitas de um papel de constituição especial, que quando emergido em uma substancia de pH desconhecido altera sua cor original para a cor que indica o pH, tendo um valor mais exato quando comparado à tabela. 
O papel tornassol é um tipo especial de papel desenvolvido semelhante ao que acompanha o indicador universal, mas não possui tabela de comparação, pois seus resultados possíveis são apenas dois, sendo róseo para substancia ácida e vermelho para substancia básica, não sendo capaz de indicar o valor numérico do pH da substancia.Existe um método mais preciso, é o chamado pHmetro, consiste em uma maquina especializada em medir o pH de substancias fornecendo valores mais exatos.
Até agora usamos exemplos de indicadores feitos de materiais sólidos como o caso do papel tornassol e o pHmetro, mas também podem ser usadas substancias liquidas (orgânicas) para indicar se uma substancia é acida ou básica. É o caso da fenolftaleína que quando adicionada em meio alcalino (básico) se torna rosa carmim, ou se a substancia for de natureza ácida ou neutra ela permanece incolor a substancia. Em alguns casos podendo ser usada para fazer a neutralização da substancia, através da titulação adiciona-se um neutralizante (se a substancia em questão for acida adiciona-se uma base ou vice-versa) ate que haja o ponto de viragem (neutralização), se a substancia estiver rosa carmim quando neutralizada ficara incolor, ou se a substancia estiver incolor seu ponto de viragem se dará quando a substancia atingir o tom rosa carmim.
Outra substancia com esta característica é o alaranjado de metila ou “metil orange” que quando adicionado a substancia sendo ela básica adquire a coloração amarelada, e se a substancia em questão for ácida será de um tom avermelhado. Também podendo ser utilizado para identificar a neutralização da substancia. Sendo estas as mais usuais maneiras de se medir o pH de uma substância sendo de maneira precisa em valores ou para determinação de fontes alcalinas ou acidas, sendo o medidor universal, papel tornassol, pHmetro, fenolftaleína e o alaranjado de metila (metil orange), os principais.
As medidas de pH em uma mesma região oceânica permanecem praticamente estáveis mesmo com a adição de quantidades significativas de ácidos e bases. Uma explicação para esse fato é a presença de espécies químicas que reagem tanto com os íons H+(aq) como com íons OH-(aq) adicionados ao sistema, de forma que o pH da água do mar praticamente não varia.
Os vários sais dissolvidos nos oceanos contribuem para o caráter ligeiramente alcalino de suas águas e, por isso, o pH delas encontra-se normalmente entre 8,1 e 8,4. As águas oceânicas são consideradas sistemas-tampão, ou seja, tem a propriedade de manter o pH em sua estreita faixa de valores. Esses sistemas naturais permitem a existência de uma grande diversidade de organismos que não sobreviveriam em águas que não apresentassem bruscas variações de pH. Quando um sal se dissolve em água, os íons se dissociam do retículo cristalino. Alguns desses íons são simplesmente cercados por moléculas de água, fenômeno chamado de solvatação. 
OBJETIVOS
Reconhecer substâncias com caráter ácido e básico, diferenciar o comportamento de ácidos e bases fortes quando comparados a ácidos e bases fracas. Observar o valor do pH das soluções. Compará-las e verificar a cor característica do meio para os diversos tipos de indicadores.
MATERIAIS
Potenciômetro;
12 tubos de ensaio;
Ácido Clorídrico (HCl);
Azul de timol;
Azul de bromofenol;
Verde de bromocresol;
Fenolftaleína;
2 béqueres de 50mL;
Ácido Acético;
MÉTODOS
Experimento 1:
Numerou-se 4 tubos de ensaio;
Adicionou-se 2mL de HCl em cada tubo;
Adicionou-se Azul de timol no tubo 1;
Anotou-se o resultado;
Adicionou-se Azul de bromofenol no tubo 2;
Anotou-se o resultado;
Adicionou-se Verde de bromocresol no tubo 3;
Anotou-se o resultado;
Adicionou-se Fenolftaleína no tubo 4;
Anotou-se o resultado;
Experimento 2:
Numerou-se 4 tubos de ensaio;
Adicionou-se 2mL de CH3COOH em cada tubo;
Adicionou-se Azul de timol no tubo 1;
Anotou-se o resultado;
Adicionou-se Azul de bromofenol no tubo 2;
Anotou-se o resultado;
Adicionou-se Verde de bromocresol no tubo 3;
Anotou-se o resultado;
Adicionou-se Fenolftaleína no tubo 4;
Anotou-se o resultado;
Experimento 3:Colocou-se uma certa quantidade de HCl em um béquer de 50mL;
Mediu-se o pH;
Anotou-se o resultado;
Colocou-se uma certa quantidade de CH3COOH 0,1 mol/L em um béquer de 50mL;
Mediu-se o pH;
Anotou-se o resultado;
Experimento 5:
Numerou-se 4 tubos de ensaio;
Adicionou-se 2mL de NaOH em cada tubo;
Adicionou-se Azul de timol no tubo 1;
Anotou-se o resultado;
Adicionou-se Azul de bromofenol no tubo 2;
Anotou-se o resultado;
Adicionou-se Verde de bromocresol no tubo 3;
Anotou-se o resultado;
Adicionou-se Fenolftaleína no tubo 4;
Anotou-se o resultado;
RESULTADOS/DISCUSSÃO
Neste experimento nós pudemos reconhecer substancias como ácido e básico, diferenciamos o comportamento de ácidos e bases fortes quando comparados a ácidos e bases fracas. Ainda observamos e comparamos o pH das soluções, verificando a cor característica do meio para os diversos tipos de indicadores. 
	A primeira parte dos experimentos, onde fizemos os experimentos 1, 2 e 3, foi de comparação entre pH de um ácido fraco com um ácido forte, ambos na mesma concentração. 
	O experimento 1 foi o teste para ácido clorídrico (HCl). Separamos e numeramos quatro tubos de ensaio e adicionamos 2mL de HCl em cada tubo. Depois adicionamos duas gotas de cada indicador (azul de timol, azul de bromofenol, verde de bromocresol e fenolftaleína) em um tubo. Anotamos as cores observadas na tabela 1:
TABELA 1 – Dados do experimento 1.
	Nº do tubo
	HCl 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	1
	Azul de timol
	Rosado
	2
	Azul de bromofenol
	Amarelo
	3
	Verde de bromocresol
	Amarelo
	4
	Fenolftaleína
	Transparente
	O experimento 2 foi similar ao 1 porém foi o teste para ácido acético (CH3COOH). Assim como no experimento 1, separamos e numeramos outros quatro tubos, adicionamos 2mL de ácido acético em cada tubo e pingamos duas gotas de indicador em cada tubo. Anotamos as cores observadas na tabela 2:
TABELA 2 – Dados do experimento 2.
	Nº do tubo
	CH3COOH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	5
	Azul de timol
	Amarelo claro
	6
	Azul de bromofenol
	Amarelo
	7
	Verde de bromocresol
	Amarelo
	8
	Fenolftaleína
	Branco
	No experimento 3 nós fizemos uma comparação entre os dois ácidos utilizados nos dois experimentos anteriores. Colocamos uma quantidade não definida de ácido clorídrico e acético em dois béqueres distintos de 50mL e medimos o pH de cada ácido. A quantidade de ácido não foi definida pois só precisávamos que cobrisse a ponta do pHmetro (ou potenciômetro). Este aparelho é usado nos laboratórios, na fabricação de alimentos, tratamento e purificação da água, dentre outros, para medição de pH. Ele é constituído por um eletrodo e um circuito potenciômetro e é calibrado de acordo com a solução utilizada. A leitura do aparelho é feita em função da tensão que o eletrodo gera quando submerso na amostra. Depois, o próprio aparelho converte a intensidade da tensão medida para uma escala de pH. 
	Com a ajuda do pHmetro medimos o pH dos dois ácidos e anotamos os resultados. O pH do ácido clorídrico foi de 1,07 e o do ácido acético foi de 2,80.
	A segunda parte dos experimentos, onde fizemos o experimento de número 5, foi de comparação entre pH de uma base fraca com uma base forte, ambas na mesma concentração. Porém, pela falta de tempo, deixamos de fazer os experimentos 4 e 6.
	O experimento 5 é similar aos experimentos 1 e 2, porém o teste foi para o hidróxido de sodio. Separamos e numeramos quatro tubos de ensaio adicionamos 2mL de NaOH em cada tubo e pingamos duas gotas de indicador em cada tubo. Anotamos as cores observadas na tabela 3:
TABELA 3 – Dados do experimento 5.
	Nº do tubo
	NaOH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	13
	Azul de timol
	Azul
	14
	Azul de bromofenol
	Azul-roxo
	15
	Verde de bromocresol
	Azul
	16
	Fenolftaleína
	Rosa escuro
	Após a realização dos experimentos pudemos analisar os resultados e deduzimos que nos experimentos 1 e 2, o que muda é a tonalidade/intensidade das cores. O padrão de cores é semelhante, sendo que as cores são mais intensas no HCl, isso mostra que o ácido clorídrico é mais forte que o ácido acético. 
	O experimento 5, que foi realizado com hidróxido de sódio, que é uma base, observamos que o padrão de cores é nitidamente diferente. Esse experimento permite, em comparação ao experimento 1, montar a tabela 4:
TABELA 4 – Dados comparativos dos experimentos.
	Indicador
	Cor no meio ácido
	Cor no meio básico
	Azul de timol
	Róseo
	Azul
	Azul de bromofenol
	Amarelo
	Azul-roxo
	Verde de bromocresol
	Amarelo
	Azul
	Fenolftaleína
	Transparente
	Branco
BIBLIOGRAFIA
1 - BROWN, T. L; LeMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2012. xviii, 972p.
2 - MOTHEO, A. de J. et al. Experimentos de química geral. São Carlos, SP: IQS/USP, 2006. xiii, 99p.
ANEXOS