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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.
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