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COLÉGIO ESTADUAL PROFESSOR ELYSIO VIANNA
CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA – MODALIDADE SUBSEQUENTE
MÔNICA RABELLO
MONARA FRANÇA
KHETLIN LIMA
INDICADORES ÁCIDO-BASE
Relatório de aula prática apresentado ao
Curso de Técnico em Química – modalidade
Subsequente – 1º período, como requisito 
parcial à disciplina de Inorgânica.
Professor (a): Fabio
CURITIBA
2017
1. INTRODUÇÃO
Sabemos que, segundo o conceito de Arrhenius (1859 – 1921) químico sueco, ácido é toda substância que dissolvida em solução aquosa libera como único cátion o H+ e toda base, que dissolvida em solução aquosa, libera como único ânion o OH-. Podemos identificar, por exemplo, alguns alimentos como ácidos ou básicos através do paladar, cito como exemplo o limão, com caráter ácido produzindo assim um sabor azedo. Porém, para indicarmos a medida de acidez ou alcalinidade de uma substância, é utilizada uma escala de PH, que significa Potencial Hidrogeniônico. Esse termo foi introduzido pelo químico dinamarquês Soren Sorensen em 1909. Na medição da escala de PH, é de suma importância a utilização dos indicadores ácido-base, que são substâncias capazes de mudar de cor em uma solução denunciando assim se ela e básica ou ácida. A denominação escala de PH tem este nome por possuir uma variação de 0 a 14 e indica quantitativamente uma solução aquosa, onde PH = 0 indica seu maior grau de acidez, PH = 14 o seu maior grau de basicidade e PH = 7 indicando assim uma solução neutra, por exemplo, a água H2O. (FELTRE, Ricardo,2004, pag. 203). Representação da escala de PH:
Figura 1: http://aecanecas.com/images/recursos_so/fq/acidos_bases/ph.html
Essa medição é baseada na observação de mudança de cores no momento em que se adiciona o indicador na solução. Para que isso ocorra, utilizamos os indicadores ácido-base, que são substâncias naturais ou sintéticas formados por um ácido ou uma base fraca que, quando misturados com uma respectiva base ou ácido, entram em um equilíbrio, demonstrando assim através da coloração, seu caráter. (FOGAÇA, Jennifer R.V.)
Os indicadores de ph, quando adicionados a uma solução, sofrem uma reação química se ligando aos íons (H+) se identificando como ácido ou (OH-) as bases, provocando alteração em sua coloração. Para isso, precisam ser adicionados a solução, uma pequena quantidade em gotas desses indicadores, que, por sua vez, possuem propriedades halocrômicas, ou seja, a capacidade de mudança de cor em meio ácido ou básico, e também, determinando se são fortes ou fracos através de sua tonalidade, porém sem uma precisão. (Lima, Ricardo, 2013).
Para uma medição precisa do valor de ph, existe um medidor chamado Phmetro, utilizado regularmente para uma medição mais rigorosa e precisa.
Para a escolha de um indicador ideal, verifica-se o intervalo de medição que este irá mudar sua coloração, onde, por exemplo, se a viragem de cor ocorre entre as medidas do ph de 3,1 – 4,4, no caso do Alaranjado de Metila, ela se torna mais indicada para reações onde seu ponto ocorre em ph ácidos.
Dentre os indicadores mais usados temos o:
Fenolftaleína: Indicador liquido que em meio ácido fica incolor e em meio básico fica rosa intenso.
Papel de tornassol: É uma tira de papel que em meio básico fica azul e em meio ácido fica vermelha.
Indicador Universal: São tiras de papeis que são emergidas em soluções com a mistura do indicador e postas para secar. Posteriormente, apresentam cores diferentes para cada valor de ph, obtendo-se assim mais precisão que os anteriores. Essas tiras vêm com uma escala de cores em sua embalagem, o que torna esse método mais eficaz tanto quanto sua maior exatidão. (FOGAÇA, Jennifer. R. V.)
Na tabela abaixo, estão alguns exemplos de indicadores, suas respectivas colorações em ácidos e bases e seu intervalo aproximado de mudança de cor:
Figura 2: http://ec2-107-21-65-169.compute-1.amazonaws.com/content/ABAAAenKMAA/relatorio-final-estagio-tecnico-quimica?part=
2. OBJETIVOS
Determinar a coloração de substâncias indicando seu ph.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 MATERIAIS E VIDRARIAS
2 Pipetas Pasteur
12 tubos de ensaio
2 Pipetas graduada (5mL e 10 mL)
1 Pera
Becker (50 mL)
3.2 REAGENTES
Vinagre 1 ml
Leite de Magnésio 1 mL
Refrigerante Soda 1 mL
Solução NaOH 1 mL
Solução HCl 1 mL
Solução NH4OH 1 mL
Indicador Fenolftaleína 35 mL
Indicador Metilorange
 
3.3 MÉTODOLOGIA
Foram disponibilizados em uma bancada, os reagentes em seus devidos recipientes originais, Vinagre, Leite de Magnésio, Refrigerante Soda, Solução NaOH (Hidróxido de Sódio), HCl (Ácido Clorídrico) e Nh4OH (Hidróxido de Amônio). No Becker, dispusemos a Fenolftaleína, em uma quantidade de 35 mL. Utilizando-se da pipeta graduada e, com o auxílio da pêrra, foram retiradas uma quantia equivalente de cada um dos reagentes citados acima, e disponibilizados em 12 tubos de ensaio, aos quais, a cada 2 tubos, adicionou-se o mesmo reagente, ficando-se assim com respectivos 1 mLcada. Foi utilizado uma pipeta para o Indicador Metilorange e outra para o Indicador Fenolftaleína. Gotejou-se, primeiramente, 2 gotas de Fenolftaleína em cada tudo de ensaio, por vez, totalizando os seis reagentes distintos, e realizou-se, em um por vez, um movimento para que as soluções se misturassem, utilizando-se de batidas leves do tubo na palma da mão, resultando-se assim na sua coloração ou não, indicando se o reagente era um ácido ou uma base. Com o Indicador ácido-base Metilorange, foi realizado a mesma metodologia nos últimos 6 tubos restante contendo os mesmos reagentes do primeiro processo.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
FENOLFTALEÍNA
4.1.1 RESULTADO
Nota-se que ao gotejar o Indicador fenolftaleína nos reagentes, as substâncias com caráter ácido se mantiveram incolor. Porém, ao gotejarmos o indicador sobre uma substância base, essa se tornou rosa. Contudo, obteve-se através dos resultados, a definição com eficácia do ph dos reagentes.
4.1.2 DISCUSSÃO
O fato observado foi de que o indicador ácido-base, reagiu de forma idêntica a todas as substâncias quando essas tinham o caráter ácido, mantendo assim sua forma incolor. Porém, quando a Fenolftaleína indicou uma base, das quais foram 3 das 6 substâncias citadas no primeiro experimento, essas ficaram rosa. Analisou-se uma diferenciação nas tonalidades da mesma cor, indicando também a intensidade desse ph básico, sendo que, quanto mais intensa a cor rosa, mais básica a substância é, por tanto sem uma medição precisa, apenas uma constatação visual.
METILORANGE
4.2.1 RESULTADO
Observou-se que, o indicador Metilorange em soluções de caráter ácido, apresentou a cor vermelha. Porém, em soluções base, a coloração da mistura tornou-se amarela. Contudo, constatou-se, através dos resultados, a medição eficaz do ph dos reagentes.
4.2.2 DISCUSSÃO
Devido aos resultados encontrados, foi observado que a coloração vermelha, indicando um ácido, apresentou muitas variações em sua tonalidade, onde hora apresentava-se num tom fraco e meio alaranjado (ácido fraco) e hora um vermelho pouco mais intenso (ácido forte), dependendo-se do reagente a ser manipulado. O mesmo ocorreu com a coloração amarela representando as soluções base, notando-se uma tonalidade mais intensa em umas substâncias e mais fracas em outras.
Essa variação nas tonalidades nos mostra a intensidade de acidez o basicidade de seu ph, porém sem uma precisão.
Resultados dos experimentos realizados:
	 Amostra 
	Fenolftaleína ( 2 gotas )
	Metilorange ( 2 gotas )
	 PH
	Vinagre
	Incolor
	Vermelho
	Ácido
	Leite de Magnésio
	Rosa
	Amarelo
	Base
	Refrigerante Soda
	Incolor
	Vermelho
	Ácido
	Solução NaOH
	Rosa
	Amarelo
	Base
	Solução HCl
	Incolor
	Vermelho
	Ácido
	Solução NH4OH 
	Rosa
	Amarelo
	Base
Figura 3.
5. CONCLUSÃO
Conclui-se que os métodos, se utilizando dos indicadores ácido-base Fenolftaleína e Metilorange, foram eficazes, determinando-se assim o seu ph.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICASFELTRE, R. Química vol. 1: Química Geral. São Paulo: Moderna, 2004.
PONTO CIENCIA. Escala de ph e indicadores ácido-base naturais. Disponível em: http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/escala-de-ph-e-indicadores-acido-base-naturais/1148. Acesso em: 14 mai. 2017.
MUNDO EDUCAÇÃO. Indicadores ácido-base. Disponível em: http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm. Acesso em: 14 de mai. 2017.