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1 INSTITUTO DE ENSINO SUPERIOR DO ACRE – IESACRE CURSO DE GRADUAÇÃO EM ENGENHARIA ELÉTRICA ANA ROSA OLIVEIRA DE SOUZA BISMARQUE CORREIA MACHADO CÁSSIO SORIANO DA SILVA FELIPE SANTOS DE SOUZA JORDSON FERREIRA DA SILVA NIZO MOREIRA DA COSTA WESLEY JOQSAN SOARES SOUZA ROTEIRO DE AULA EXPERIMENTAL AULA 2 – INDICADORES DE pH Rio Branco 2013 2 ANA ROSA OLIVEIRA DE SOUZA BISMARQUE CORREIA MACHADO CÁSSIO SORIANO DA SILVA FELIPE SANTOS DE SOUZA JORDSON FERREIRA DA SILVA NIZO MOREIRA DA COSTA WESLEY JOQSAN SOARES SOUZA ROTEIRO DE AULA EXPERIMENTAL AULA 2 – INDICADORES DE pH Trabalho apresentado para obtenção de nota parcial na disciplina Química Geral e experimental, ministrada pela Prof.ª MSc. Najara Vidal Pantoja, do segundo período do curso de graduação em Engenharia Elétrica, do Instituto de Ensino Superior do Acre – IESACRE. Rio Branco 2013 3 SUMÁRIO 1. INTRODUÇÃO 04 1.1 JUSTIFICATIVA 04 1.2 OBJETIVOS 05 1.4 MATERIAIS 05 2. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 06 3. RESULTADOS E DISCUSSÃO 07 4. QUESTIONÁRIO 08 5. CONCLUSÃO 09 REFERENCIAS 10 4 1. INTRODUÇÃO Soluções ácidas e básicas estão presentes no quotidiano de todos nós. Exemplo muito próximo de ácido é o ácido clorídrico (HCl) presente em nosso estômago que participa da digestão dos alimentos, as frutas azedas como o limão, vinagre, etc. Já as bases podem ser exemplificadas por frutas verdes que possuem o sabor adstringente, como a banana e o caqui verde. Através desses exemplos bastantes presentes no dia-a-dia é possível explicar cientificamente o que são as substâncias ácidas e básicas assim como o pH. O pH é a concentração de íosn H+ em uma determinada solução. Esse índice pode variar de 0 a 14, onde as soluções ácidas tem pH próximo de 0 e as soluções básicas pH próximo de 14. Já as soluções neutras tem pH 7. Os indicadores ácido-base são substâncias químicas que quando adicionado à uma solução indica se ela é ácida ou básica de acordo com seu pH. Geralmente os indicadores são ácidos ou bases fracas que ao se unirem aos íons H+ ou OH- mudam de cor devido uma alteração em sua configuração eletrônica. Os indicadores ácido-base são recomendados para verificações rigorosas do pH. Num caso, mais rigorosas deve se usar um pHmetro que é um aparelho medidor de pH. Também é encontrado em lojas especializadas os papéis indicadores universais. Os extratos de alguns vegetais também fazem o papel de indicador ácido-base natural, como exemplo, utilizaremos o repolho roxo no experimento, mas podem ser usadas as soluções aquosas de chá-preto, de beterraba, de brócolis, de rabanete e da pêra. 1.1 JUSTIFICATIVA O presente experimento se justifica pela necessidade de mostrar de modo simples como construir uma escala para distinguir entre substâncias ácidas e básicas. O experimento consiste em construir uma escala de pH utilizando extrato de repolho-roxo e outros materiais de fácil acesso. 5 1.2 OBJETIVOS São objetivos da segunda aula prática em laboratório: a) Visualizar a alteração de cor da solução depois de adicionado o indicador; b) Realizar medida de pH com papel indicador; c) Familiarizar o aluno com os diferentes métodos de aferir pH. 1.2 MATERIAIS Para realização da experiência se tornou necessário o uso de: 1- Solução de HCI ou ácido muriático 2- Solução de NaHO; 3- Água sanitária; 4- Álcool comum; 5- Vinagre branco; 6- Extrato de repolho roxo; 7- Água destilada. 8- Bureta; 6 2. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 1) Prepare em 7 tubos de ensaio as seguintes soluções: (Anexo I) a) Solução 1: 5 mL de HCI diluído + 5 mL de extrato de repolho roxo; b) Solução 2: 5 mL de água destilada + 5 gotas de vinagre branco + 5mL de extrato de repolho roxo; c) Solução 3: 5 mL de álcool + 5 mL de extrato de repolho roxo + 1 gota de vinagre branco; d) Solução 4: 5 mL de água destilada + 5 mL de extrato de repolho roxo; e) Solução 5: 5 mL de água destilada + 1 gota de água sanitária + 5 mL de extrato de repolho roxo; f) Solução 6: 5 mL de água destilada + 5 gotas de água sanitária + 5 mL de extrato de repolho roxo; g) Solução 7: 5 mL de solução de NaOH + 5 mL de extrato de repolho roxo. 2) Medição e pH: a) Meça o pH de cada uma das soluções preparadas utilizando papel indicador. (Anexo II) 7 3. RESULTADOS E DISCUSSÃO As alterações das soluções no decorrer da realização dos procedimentos realizados durante o experimento foram observadas, analisadas e organizadas na tabela a seguir: Solução Cor da solução pH Classificação da solução Solução 1 Vermelho 0 Ácido Solução 2 Cor de rosa escuro 3 Ácido Solução 3 Cor de rosa claro 4 Ácido Solução 4 Roxo 6 Ácido Solução 5 Verde 7 Neutro Solução 6 Verde claro 7 Neutro Solução 7 Amarelado 14 Base Ao misturarmos as diferentes substâncias para a formação de cada solução é notado a mudança da coloração das mesmas e as cores foram bem distintas para cada combinação realizada. Quando medimos o pH de cada uma das soluções com a ajuda do papel indicador, notamos que tínhamos obtidos soluções de ácidos, bases e neutros com misturas de substâncias bem parecidas. A distinção entre ácidos, bases e neutros utilizando do papel indicador para medir o pH é feita quando os valores obtidos são diferentes, sendo que para ser base a solução deve ter pH de 8 a 14. Ácidos possuem pH de 0 a 6. E as substâncias que possuem pH 7 não consideradas neutras. Os ácidos e as bases são duas funções químicas que são consideradas opostas, isso porque as suas propriedades costumam ser inversas. Por exemplo, se considerarmos alimentos presentes em nosso cotidiano que são ácidos, veremos que o gosto deles, no geral, é azedo, como ocorre com o limão. Porém, alimentos que são básicos possuem gosto adstringente (que “amarra” a boca), como o de uma banana verde. A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que - em solução aquosa - liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-. 8 4. QUESTIONÁRIO Após a aula prática em laboratório e análise da experiência realizada podemos responder o seguinte questionário. As perguntas em questão foram propostas pela professora e as respostas presentes foram debatidas pelo grupo. 01- O que é um indicador ácido-base? Para que serve? R: Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução, permitindo conhecer se a solução é ácida, básica ou neutra. Estes corantes são dotados de propriedades halocrômicas, que é a capacidade de mudar de coloração em função do pH do meio. Os indicadores de pH, são frequentemente ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica destes indicadores e, consequentemente, altera-lhes a cor. Dada a subjetividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são aconselháveis para determinaçõesprecisas do valor do pH. Um medidor de pH, denominado pHmetro, é frequentemente usado em aplicações onde são necessárias um maior rigor na determinação do pH da solução. 02- Quais os valores de pH encontrados das sete soluções? R: Os valores de pH encontrados nas soluções do experimento variaram de 0, 3. 4. 6. 7, 7 e 14. 04- Quais as cores obtidas para as substâncias ácidas? R: Entre as substâncias consideradas ácidas, observamos as cores vermelho da solução 1, cor de rosa escuro da solução 2, cor de rosa claro da solução 3 e roxo na solução 4. 05-Quais as cores obtidas para as substâncias básicas? R: A solução básica obtida foi de cor amarelada. As soluções 5 e 6 foram consideradas neutras. 9 CONCLUSÃO Com base na segunda aula em laboratório de química e o experimento realizado, podemos concluir que indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH- livres em uma solução, e justamente por esta propriedade são usados para indicar o pH, ou seja, como o próprio nome já diz, os indicadores indicam se uma solução é ácida ou básica. O ponto de equivalência em qualquer titulação é o ponto onde a quantidade de solução titulante adicionada é quimicamente igual a quantidade de substância a ser titulada. Na prática, nós determinamos o ponto onde o indicador sofre mudança de coloração que é chamado ponto final da titulação. A análise será tanto mais precisa quanto mais próximo o ponto final do ponto de equivalência. . 10 REFERÊNCIAS ALVES, Líria. Medidores de pH. Disponível em <http://www.brasilescola.com/quimica/indicadores-ph.htm>. Acesso em 17 de novembro de 2013. PERES, Eduardo. Indicadores de pH. Disponível em < http://www.infoescola.com/quimica/indicadores-de-ph/>. Acesso em 16 de novembro de 2013. PREZERES, Rogériol. Usando e medindo pH. Disponível em < http://www.coladaweb.com/quimica/fisico-quimica/indicadores-de-ph>. Acesso em 16 de novembro de 2013.
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