relatorio de quimica 07

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ENGENHARIA CIVIL
ARTHUR LORENCINI
GABRIEL CORREIA EFFGEN
JOSÉ ANTÔNIO MOREIRA
LETICIA DOS REIS
Prática n° 7 (01/04/2015):
ESTUDO DAS CARACTERÍSTICAS ÁCIDAS E BÁSICAS DAS SUBSTÂNCIAS E INDICADORES ÁCIDO-BASE
VILA VELHA
01 DE ABRIL DE 2015
ENGENHARIA CIVIL
ARTHUR LORENCINI
GABRIEL CORREIA EFFGEN
JOSÉ ANTÔNIO MOREIRA
LETICIA DOS REIS
ESTUDO DAS CARACTERÍSTICAS ÁCIDAS E BÁSICAS DAS SUBSTÂNCIAS E INDICADORES ÁCIDO-BASE
Relatório do Curso de Graduação em Engenharia Civil apresentado á Universidade Vila Velha – UVV, como parte das exigências da disciplina Química Experimental sob orientação da professora Julia Peterli.
VILA VELHA
01 DE ABRIL DE 2015
SUMÁRIO
Introdução................................................................................................01.
Objetivo....................................................................................................02.
Materiais...................................................................................................03.
Métodos....................................................................................................04.
Resultado.................................................................................................05.
Discussão.................................................................................................06.
Referências bibliográficas...................................................................... 08.
INTRODUÇÃO 
A definição de ácidos e bases foi estabelecida pelo químico Svante August Arrhenius que assinalou o início de uma era nos estudos da físico-química. Arrhenius estabeleceu que substâncias, que em soluções aquosas, são ácidas quando liberam íons H+ e são básicas quando liberam íons OH-. 
Isso define a propriedade denominada pH, chamada de potencial hidrogeniônico. Essa é a representação da concentração de íons H+, que é representada pela equação pH = -log[H+] essa taxa varia de 0 à 14 (conforme imagem abaixo). Também pode ser realizado por meio do pOH onde se obtêm o potencial hidroxiliônico, representada pela equação pOH = -log[OH-] que também varia de 0 à 14, onde a relação é de pH + pOH = 14, na química em geral utiliza-se mais a escala de pH. 
Uma substância é considerada ácida quando seu pH está entre 0 e 6,86 e é considerada básica entre 7,98 à 14, entre 6,86 e 7,98 temos uma substância chamada de neutra. 
No cotidiano podemos perceber facilmente alimentos que são ácidos pelo seu gosto azedo, como as frutas cítricas, e básicos pela sensação de alimentos que amarram a boca, como uma banana verde. Na química para diferenciar as diversas substâncias utilizamos os indicadores ácido-base.
Os indicadores ácido-base são compostos que quando em contato com ácidos ou bases mudam de cor indicando, como o próprio nome já diz se uma determinada substância possui um pH baixo ou alto, alguns indicadores somente dão á ideia do fator acidez de uma substância enquanto outros atuam em faixas mais específicas de pH. São exemplos de indicadores ácidos-bases: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol, azul de bromotimol. Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo, a flor hortênsia e o hibisco. Porém os indicadores por mais específico que sejam apenas nos fornece a faixa em que o valor do pH se situa, para obtermos o pH exato utiliza-se em laboratório o equipamento phmetro. 
 
Fonte: http://www.blog.mcientifica.com.br/wp-content/uploads/2013/10/escala-de-ph-01.jpg 
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
16 tubos de ensaio
 2 Pipetas de Pasteur
3 Pipetas Graduadas
1 Pipeta Volumétrica
1 Pipetador
4 copos de Becker
1 estante para tubos de ensaio
PHmetro
Água Deionizada
Ácido Acético 0,1m
Hidróxido de Amônio 0,1m
Ácido Clorídrico
Hidróxido de Sódio
Azul de Timol 0,1%
Azul de bromofenol 0,1%
Fenolftaleína 1g%
Verde de bromocresol 0,1%
MÉTODOS
Exp. 01 - Teste para ácido clorídrico
Exp. 02 - Teste para ácido acético
Exp. 03 - Comparação entre os ácidos HCl e CH3COOH
Colocou-se 20ml de Ácido Acético (CH3COOH) em um Becker, e 20ml de Ácido Clorídrico (HCl) em outro Becker de 50ml. Colocou-se no PHmetro o primeiro vidro de Becker, e fez o mesmo com o segundo, para medir o PH de cada solução.
Exp. 04 - Teste para hidróxido de amônio
Exp. 05 - Teste para hidróxido de sódio
Exp. 06 - Comparação entre as bases NH4OH e NaOH.
Colocou-se 20ml de Hidróxido de amônio (NH4OH) em um Becker, e 20ml de Hidróxido de sódio (NaOH) em outro Becker de 50ml. Colocou-se no PHmetro o primeiro vidro de Becker, e fez o mesmo com o segundo, para medir o PH de cada solução.
RESULTADOS
Exp. 01 
	Nº. do Tubo
	HCl 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	01
	Azul de timol
	
	02
	Azul de bromofenol
	
	03
	Verde de bromocresol
	
	04
	Fenolftaleína
	
Exp. 02 
	Nº. do Tubo
	CH3COOH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	05
	Azul de timol
	
	06
	Azul de bromofenol
	
	07
	Verde de bromocresol
	
	08
	Fenolftaleína
	
Exp. 03 
CH3COOH = PH 2,9
HCl = PH 1,08 
Verificou-se que o Ácido Clorídrico é mais forte que o Ácido Acético, pois é o que está mais próximo de zero.
Exp. 04 
	Nº. do Tubo
	NH4OH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	09
	Azul de timol
	
	10
	Azul de bromofenol
	
	11
	Verde de bromocresol
	
	12
	Fenolftaleína
	
Exp. 05 
	Nº. do Tubo
	NaOH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	13
	Azul de timol
	
	14
	Azul de bromofenol
	
	15
	Verde de bromocresol
	
	16
	Fenolftaleína
	
Exp. 06 
NH4OH = PH 11,29
NaOH = PH 12,57
O Hidróxido de Sódio (NaOH), é a base mais forte comparado à base Hidróxido de Amônio (NH4OH), seguindo o princípio de que a acidez ou basicidade das soluções é determinada com base na escala de pH (quanto mais baixo for o pH da  solução, mais ácida ela é, e quanto mais alto for o pH da solução, mais básica ela é).  A escala de pH está relacionada com a concentração de íons hidrogênio presentes na solução, ou seja um ácido é uma substância que torna a concentração do H+ maior que a concentração do OH-, reciprocamente, uma base torna a concentração do OH maior que a concentração do H+. E essa escala de pH varia de 0 a 14, embora algumas soluções possam apresentar valores fora dela.
DISCUSSÃO
1) Escreva todos os resultados encontrados nos experimentos.
 2) A partir das cores observadas nos experimentos, qual é a pH aproximado das soluções? Esses valores são equivalentes aos encontrados pelo pHmetro?
 3) Em relação aos ácidos e bases utilizados na aula prática, responda: qual deles é mais forte? Justifique com base nos valores de pH determinados pelo pHmetro.
 4) Quais são as ferramentas existentes para a determinação do pH de uma solução?
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Química Básica Experimental 2ªediçao - Diamantino Fernandes Trindade, Fausto Pinto de Oliveira, Gilda Siqueira Lopes Bonuth, Jurandyr Gutierrez Bispo. Editora Cone, 2003
Terci, D. B. L. e Rossi, A. V. (2002). Indicadores naturais de ph: usar  papel ou solução? - Quim. Nova, Vol. 25, No. 4, 684-688.