Relatório de Prática Experimental - Indicadores de pH

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE RIO GRANDE - FURG 
ESCOLA DE QUÍMICA E ALIMENTOS 
ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE PRÁTICA EXPERIMENTAL Nº1 
 
 
 
 
 
 
João Castro – 87568 
Ruth Gaudêncio – 85277 
William Cruz - 85282 
Professor Dr. Marcos Gelesky 
 
 
 
 
Rio Grande - RS, agosto, 2016 
1. INTRODUÇÃO 
No estudo da química inorgânica, as funções ácidos e bases são de extrema 
importância de aprendizado, pois como a química estuda a matéria presente no 
universo, os ácidos e bases estão presentes na maioria das propriedades do reino 
mineral. 
Existem diferentes definições para ácidos e bases, sendo que será abordada a 
de ARRHENIUS, onde a atividade química de uma solução ácida é devido a 
dissociação de íons H+, que quanto mais se dissociarem, mais forte será o ácido (ou 
seja, menor será o pH). Para um melhor esclarecimento quando existir apenas um íon 
de H+ ionizável é chamado de monoprótico e quando existir dois íons ou mais 
ionizáveis será chamado de poliprótico. 
Seguindo o raciocínio, uma base será a solução que produza o íon hidroxila 
(OH)-. 
Para determinar se uma solução é ácido ou base, é possível medir a 
concentração H+ como o negativo do logaritmo decimal de sua concentração molar, 
assim definida como potencial Hidrogênio (pH). 
Sendo assim o objetivo do relatório é demonstrar a prática observando a 
coloração dos diferentes indicadores em meio ácido e básico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. DESENVOLVIMENTO 
Para determinar as soluções envolvidas no experimento, calculamos o nível de 
pH. Para valores maiores que 7 a solução será básica, para valores menores que 7 
será acida e quando for aproximado de 7 solução neutra. 
 
 
 
Indicadores são soluções ácidos ou bases que mudam de cor em soluções 
ácidos e bases, tendo uma cor em sua forma ionizada e outra em sua forma não 
ionizada devido as ligações duplas que permitem a molécula apresentar uma cor ao 
absorver luz visível. 
Assim, foi realizado um experimento para determinar o pH das soluções de HCl 
(ácido clorídrico - 0,1 mol.L-1), H3CCOOH (ácido acético - 0,1 mol.L-1), NaHCO3 
(bicarbonato de sódio - 0,1 mol.L-1), NaOH (hidróxido de sódio - 0,1 mol.L-1). 
Para este fim foram utilizados os seguintes materiais e procedimento: 
 16 tubos de ensaio 
 1 suporte para tubos de ensaio 
 1 bastão de vidro 
 1 pipetador 
 4 pipetas graduadas de 10 mL 
 1 frasco lavador contendo água destilada 
 Indicadores de pH (fenolftaleína, alizarina, azul de bromotimol e 
alaranjado de metila) 
 Tiras de papel indicador 
Com a pipeta foi colocado, em 4 tubos de ensaio enumerados, 2 mL de cada 
solução. Nos tubos de número 1 foram adicionados uma gota de solução de 
fenolftaleína, nos tubos de número 2 uma gota de solução de alaranjado de metila, nos 
de número 3 uma gota de solução de alizarina e nos de número 4 uma gota de solução 
de azul de bromotimol. Após adicionada cada solução de indicador, o tubo foi 
levemente agitado, para se observar a cor das soluções com o indicador. Sendo 
também analisado o pH das soluções iniciais com um papel indicador, passando o 
bastão de vidro umedecido com a solução na tira de papel, e analisando a escalas de 
cores do mesmo. 
0 7 14
4 
Soluções Ácidas 
 
Soluções Básicas Soluções Básicas 
3. Conclusão 
Com a realização dos experimentos foi possível determinar o pH das soluções 
de HCl (ácido clorídrico - 0,1 mol.L-1), H3CCOOH (ácido acético - 0,1 mol.L-1), NaHCO3 
(bicarbonato de sódio - 0,1 mol.L-1), NaOH (hidróxido de sódio - 0,1 mol.L-1), e fazer 
um comparativo entre as cores destas com indicadores e o próprio padrão dos 
indicadores. 
 Tabela 1. Resultados dos experimentos 
 
pH Fenolftaleína Alizarina 
Azul de 
bromotimol 
Alaranjado 
de Metila 
HCl ( 0,1 mol.L-1) 0 Incolor Amarelo Amarelo Vermelho 
H3CCOOH (0,1 mol.L-1) 3 Incolor Amarelo Amarelo Vermelho 
NaHCO3 ( 0,1 mol.L-1) 10 Carmim Rosa Azul Amarelo 
NaOH (0,1 mol.L-1) 13 Rosa claro Lilás Azul escuro Amarelo 
 
 Tabela 2. Indicadores 
Nome do indicador Intervalo de pH Mudança de cor 
Alaranjado de Metila 3,1 – 4,4 Vermelho a alaranjado 
Azul de Bromotimol 6,0 – 7,6 Amarelo a azul 
Fenolftaleína 8,2 – 10,0 Incolor a vermelho 
Amarelo de alizarina 10,1- 12,1 Amarelo a lilás 
 
Comparando as duas tabelas é possível concluir a eficácia dos indicadores para medição de 
pH e a observação e procedimentos corretos durante a realização do experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
Indicador 
Solução 
4. Referências 
Lawrence S. Brown e Holme A, T. Quimica Geral Aplicada a Engenharia. São Paulo: 
Cengage Learning. 2009 
 Mahan, Bruce M. Química: Um curso universitário. São Paulo: Blucher, 1995 
 Russell, John B. Química geral - Volume II. São Paulo: Makron Books, 1994 
 Constantino, Mauricio Gomes. Fundamentos de Química Experimental. 2. ed. – São 
Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2011.