Relatório de Caracterização de espécies químicas

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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia
Departamento de Química
Caracterização das funções químicas - Relatório
Autor: Victor Hugo Nunes Cantalino
Salvador, Bahia
Setembro, 2017
Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia
Departamento de Química
Curso Técnico em Química – Integrado
Componente Curricular: Química Inorgânica Prática II
Turma: 8821 – G2
Docente: Denise Sá
Local: Laboratório 04
Equipe Técnica: Victor Hugo Nunes Cantalino n°30
Caracterização das funções químicas
Relatório Técnico científico apresentado ao componente
curricular Química Inorgânica Prática II, como instrumento
avaliativo referente a I Unidade, sob orientações da
docente Denise Sá.
Salvador
2017
1. Resultados e discussão
PARTE A: esta etapa constituiu-se em avaliar o caráter ácido e básico do ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH) frente a alguns indicadores sintéticos.
●Ácido clorídrico com fenolftaleína: Ao gotejar fenolftaleína na solução de ácido clorídrico, observou-se que o meio permaneceu incolor. Não foi possível determinar o pH do HCl através desta etapa, já que o indicador sintético fenolftaleína detectou apenas o seu caráter ácido, evidenciado pelo meio incolor.
A mudança ou não de cor de um indicador ácido-base é uma resposta sinalizada pela mudança do potencial hidrogeniônico do meio, isso acontece porque o indicador é um ácido fraco que adquire uma cor na forma de ácido e outra cor na forma de base conjugada. Essa mudança de cor vai acontecer quando o próton transferido mudar a estrutura da molécula, fazendo que a absorção de luz seja diferente da anterior. Como é um ácido fraco, o indicador vai participar de um equilíbrio de transferência de prótons. Se a concentração de H+ no meio é maior do que a base conjugada, a solução vai adquirir a cor da forma ácida do indicador, quando ocorrer o contrário, assume a cor da forma básica do indicador. A mudança de cor existente na fenolftaleína é perceptível quando o meio está com um pH entre 8,2 até 10. [1]
Essa transferência de prótons que ocorre quando o indicador entra em contato com o meio ácido do HCl é o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
A zona de viragem dos indicadores é evidente quando se introduz íon H+ ou OH- na solução, modificando o seu pH, estabelecendo uma relação entre a cor do indicador e o valor do pH da solução. [3]
O ácido clorídrico é um ácido forte pois se ioniza completamente em água, o que o torna um forte eletrólito também, ou seja, no equilíbrio, soluções de ácidos fortes não contém moléculas de ácido não ionizadas, liberando todo o H+ no meio. [4]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o ácido cedeu um íon H+ para o indicador, perturbando o sistema em equilíbrio, levando a fenolftaleína a adquirir a cor que indica a sua forma ácida. [5]
De acordo com a cor observada frente a fenolftaleína e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o ácido clorídrico (HCl) possui caráter ácido.
●Ácido clorídrico com alaranjado de metila: Ao gotejar alaranjado de metila na solução de ácido clorídrico, observou-se que o meio adquiriu a cor vermelha. Não foi possível determinar o pH do HCl através desta etapa, já que o indicador sintético alaranjado de metila detectou apenas o seu caráter ácido, evidenciado pelo meio avermelhado.
A mudança ou não de cor de um indicador ácido-base é uma resposta sinalizada pela mudança do potencial hidrogeniônico do meio, isso acontece porque o indicador é um ácido fraco que adquire uma cor na forma de ácido e outra cor na forma de base conjugada. Essa mudança de cor vai acontecer quando o próton transferido mudar a estrutura da molécula, fazendo que a absorção de luz seja diferente da anterior. Como é um ácido fraco, o indicador vai participar de um equilíbrio de transferência de prótons. Se a concentração de H+ no meio é maior do que a base conjugada, a solução vai adquirir a cor da forma ácida do indicador, quando ocorrer o contrário, assume a cor da forma básica do indicador. A mudança de cor existente no alaranjado de metila é perceptível quando o meio está com um pH entre 3,2 até 4,4. [1]
Essa transferência de prótons que ocorre quando o indicador entra em contato com o meio ácido do HCl é o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
A zona de viragem dos indicadores é evidente quando se introduz íon H+ ou OH- na solução, modificando o seu pH, estabelecendo uma relação entre a cor do indicador e o valor do pH da solução. [3]
O ácido clorídrico é um ácido forte pois se ioniza completamente em água, o que o torna um forte eletrólito também, ou seja, no equilíbrio, soluções de ácidos fortes não contém moléculas de ácido não ionizadas, liberando todo o H+ no meio. [4]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o ácido cedeu um íon H+ para o indicador, perturbando o sistema em equilíbrio, levando o alaranjado de metila a adquirir a cor que indica a sua forma ácida. [5]
De acordo com a cor observada frente ao alaranjado de metila e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o ácido clorídrico (HCl) possui caráter ácido.
●Ácido clorídrico com azul de bromotimol: Ao gotejar azul de bromotimol na solução de ácido clorídrico, observou-se que o meio adquiriu a cor amarela. Não foi possível determinar o pH do HCl através desta etapa, já que o indicador sintético azul de bromotimol detectou apenas o seu caráter ácido, evidenciado pelo meio amarelado.
A mudança ou não de cor de um indicador ácido-base é uma resposta sinalizada pela mudança do potencial hidrogeniônico do meio, isso acontece porque o indicador é um ácido fraco que adquire uma cor na forma de ácido e outra cor na forma de base conjugada. Essa mudança de cor vai acontecer quando o próton transferido mudar a estrutura da molécula, fazendo que a absorção de luz seja diferente da anterior. Como é um ácido fraco, o indicador vai participar de um equilíbrio de transferência de prótons. Se a concentração de H+ no meio é maior do que a base conjugada, a solução vai adquirir a cor da forma ácida do indicador, quando ocorrer o contrário, assume a cor da forma básica do indicador. A mudança de cor existente no azul de bromotimol é perceptível quando o meio está com um pH entre 6,0 até 7,6. [1]
Essa transferência de prótons que ocorre quando o indicador entra em contato com o meio ácido do HCl é o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
A zona de viragem dos indicadores é evidente quando se introduz íon H+ ou OH- na solução, modificando o seu pH, estabelecendo uma relação entre a cor do indicador e o valor do pH da solução. [3]
O ácido clorídrico é um ácido forte pois se ioniza completamente em água,
o que o torna um forte eletrólito também, ou seja, no equilíbrio, soluções de ácidos fortes não contém moléculas de ácido não ionizadas, liberando todo o H+ no meio. [4]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o ácido cedeu um íon H+ para o indicador, perturbando o sistema em equilíbrio, levando o azul de bromotimol a adquirir a cor que indica a sua forma ácida. [5]
De acordo com a cor observada frente ao azul de bromotimol e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o ácido clorídrico (HCl) possui caráter ácido.
● Ácido clorídrico com papéis de tornassol azul e vermelho: Ao mergulhar fitas de papel de tornassol azul e vermelho na solução de ácido clorídrico, observou-se que o meio adquiriu a cor vermelha em ambos os papéis. Não foi possível determinar o pH do HCl através desta etapa, já que o indicador sintético detectou apenas o seu caráter ácido, evidenciado pela cor da fita avermelhada.
A mudança ou não de cor de um indicador ácido-base é uma resposta sinalizada pela mudança do potencial hidrogeniônico do meio, isso acontece porque o indicador é um ácido fraco que adquire uma cor na forma de ácido e outra cor na forma de base conjugada. Essa mudança de cor vai acontecer quando o próton transferido mudar a estrutura da molécula, fazendo que a absorção de luz seja diferente da anterior. Como é um ácido fraco, o indicador vai participar de um equilíbrio de transferência de prótons. Se a concentração de H+ no meio é maior do que a base conjugada, a solução vai adquirir a cor da forma ácida do indicador, quando ocorrer o contrário, assume a cor da forma básica do indicador. A mudança de cor existente nos papéis de tornassol azul e vermelho é perceptível quando o meio está com um pH entre 5,0 até 8,0. [1]
Essa transferência de prótons que ocorre quando o indicador entra em contato com o meio ácido do HCl é o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
A zona de viragem dos indicadores é evidente quando se introduz íon H+ ou OH- na solução, modificando o seu pH, estabelecendo uma relação entre a cor do indicador e o valor do pH da solução. [3]
O ácido clorídrico é um ácido forte pois se ioniza completamente em água, o que o torna um forte eletrólito também, ou seja, no equilíbrio, soluções de ácidos fortes não contém moléculas de ácido não ionizadas, liberando todo o H+ no meio. [4]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o ácido cedeu um íon H+ para o indicador, perturbando o sistema em equilíbrio, levando o tornassol a adquirir a cor que indica a sua forma ácida. [5]
De acordo com a cor observada frente aos papéis de tornassol e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o ácido clorídrico (HCl) possui caráter ácido.
●Ácido clorídrico com papel indicador universal: Ao mergulhar uma fita de papel indicador universal na solução de ácido clorídrico e comparar com a tabela de pH fornecida, de acordo com a cor adquirida do papel, determinou-se que possuía o pH= 1. Foi possível determinar o pH do HCl porque o indicador universal é composto de vários indicadores misturados que mostrarão cores diferente para cada pH apresentado.
●Hidróxido de sódio com fenolftaleína: Ao gotejar fenolftaleína na solução de hidróxido de sódio, observou-se que o meio adquiriu a cor rosa. Não foi possível determinar o pH do NaOH através desta etapa, já que o indicador sintético fenolftaleína detectou apenas o seu caráter básico, evidenciado pelo meio róseo.
A mudança ou não de cor de um indicador ácido-base é uma resposta sinalizada pela mudança do potencial hidrogeniônico do meio, isso acontece porque o indicador é um ácido fraco que adquire uma cor na forma de ácido e outra cor na forma de base conjugada. Essa mudança de cor vai acontecer quando o próton transferido mudar a estrutura da molécula, fazendo que a absorção de luz seja diferente da anterior. Como é um ácido fraco, o indicador vai participar de um equilíbrio de transferência de prótons. Se a concentração de H+ no meio é maior do que a base conjugada, a solução vai adquirir a cor da forma ácida do indicador, quando ocorrer o contrário, assume a cor da forma básica do indicador. A mudança de cor existente na fenolftaleína é perceptível quando o meio está com um pH entre 8,2 até 10. [1]
Essa transferência de prótons que ocorre quando o indicador entra em contato com o meio básico do NaOH é o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
A zona de viragem dos indicadores é evidente quando se introduz íon H+ ou OH- na solução, modificando o seu pH, estabelecendo uma relação entre a cor do indicador e o valor do pH da solução. [3]
O hidróxido de sódio é uma base forte pois se ioniza completamente em água, o que a torna um forte eletrólito também, ou seja, no equilíbrio, soluções de bases fortes não contém moléculas de base não ionizadas, liberando todo o OH- no meio. O íon hidróxido (OH-) formado é uma base de Bronsted-Lowry, pois pode receber um próton, mas o hidróxido não pode receber um próton, então quando se diz que é uma base, se refere à espécie OH- derivada do hidróxido. [4]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o indicador cedeu um íon H+ para o meio básico que possui deficiência de H+, perturbando o sistema em equilíbrio, levando a fenolftaleína a adquirir a cor que indica a sua forma básica. [5]
De acordo com a cor observada frente a fenolftaleína e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o hidróxido de sódio (NaOH) possui caráter básico.
●Hidróxido de sódio com alaranjado de metila: Ao gotejar alaranjado de metila na solução de hidróxido de sódio, observou-se que o meio adquiriu a cor laranja. Não foi possível determinar o pH do NaOH através desta etapa, já que o indicador sintético alaranjado de metila detectou apenas o seu caráter básico, evidenciado pelo meio alaranjado.
A mudança ou não de cor de um indicador ácido-base é uma resposta sinalizada pela mudança do potencial hidrogeniônico do meio, isso acontece porque o indicador é um ácido fraco que adquire uma cor na forma de ácido e outra cor na forma de base conjugada. Essa mudança de cor vai acontecer quando o próton transferido mudar a estrutura da molécula, fazendo que a absorção de luz seja diferente da anterior. Como é um ácido fraco, o indicador vai participar de um equilíbrio de transferência de prótons. Se a concentração de H+ no meio é maior do que a base conjugada, a solução vai adquirir a cor da forma ácida do indicador, quando ocorrer o contrário, assume a cor da forma básica do indicador. A mudança de cor existente no alaranjado de metila é perceptível quando o meio está com um pH entre 3,2 até 4,4. [1]
Essa transferência
de prótons que ocorre quando o indicador entra em contato com o meio básico do NaOH é o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
A zona de viragem dos indicadores é evidente quando se introduz íon H+ ou OH- na solução, modificando o seu pH, estabelecendo uma relação entre a cor do indicador e o valor do pH da solução. [3]
O hidróxido de sódio é uma base forte pois se ioniza completamente em água, o que a torna um forte eletrólito também, ou seja, no equilíbrio, soluções de bases fortes não contém moléculas de base não ionizadas, liberando todo o OH- no meio. O íon hidróxido (OH-) formado é uma base de Bronsted, pois pode receber um próton, mas o hidróxido não pode receber um próton, então quando se diz que é uma base, se refere à espécie OH- derivada do hidróxido. [4]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o indicador cedeu um íon H+ para o meio básico que possui deficiência de H+, perturbando o sistema em equilíbrio, levando o alaranjado de metila a adquirir a cor que indica a sua forma básica. [5]
De acordo com a cor observada frente a fenolftaleína e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o hidróxido de sódio (NaOH) possui caráter básico.
●Hidróxido de sódio com azul de bromotimol: Ao gotejar azul de bromotimol na solução de hidróxido de sódio, observou-se que o meio adquiriu a cor azul. Não foi possível determinar o pH do NaOH através desta etapa, já que o indicador sintético azul de bromotimol detectou apenas o seu caráter básico, evidenciado pelo meio azulado.
A mudança ou não de cor de um indicador ácido-base é uma resposta sinalizada pela mudança do potencial hidrogeniônico do meio, isso acontece porque o indicador é um ácido fraco que adquire uma cor na forma de ácido e outra cor na forma de base conjugada. Essa mudança de cor vai acontecer quando o próton transferido mudar a estrutura da molécula, fazendo que a absorção de luz seja diferente da anterior. Como é um ácido fraco, o indicador vai participar de um equilíbrio de transferência de prótons. Se a concentração de H+ no meio é maior do que a base conjugada, a solução vai adquirir a cor da forma ácida do indicador, quando ocorrer o contrário, assume a cor da forma básica do indicador. A mudança de cor existente no azul de bromotimol é perceptível quando o meio está com um pH entre 6,0 até 7,6. [1]
Essa transferência de prótons que ocorre quando o indicador entra em contato com o meio básico do NaOH é o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
A zona de viragem dos indicadores é evidente quando se introduz íon H+ ou OH- na solução, modificando o seu pH, estabelecendo uma relação entre a cor do indicador e o valor do pH da solução. [3]
O hidróxido de sódio é uma base forte pois se ioniza completamente em água, o que a torna um forte eletrólito também, ou seja, no equilíbrio, soluções de bases fortes não contém moléculas de base não ionizadas, liberando todo o OH- no meio. O íon hidróxido (OH-) formado é uma base de Bronsted, pois pode receber um próton, mas o hidróxido não pode receber um próton, então quando se diz que é uma base, se refere à espécie OH- derivada do hidróxido. [4]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o indicador cedeu um íon H+ para o meio básico que possui deficiência de H+, perturbando o sistema em equilíbrio, levando o azul de bromotimol a adquirir a cor que indica a sua forma básica. [5]
De acordo com a cor observada frente ao azul de bromotimol e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o hidróxido de sódio (NaOH) possui caráter básico.
● Hidróxido de sódio com papéis de tornassol azul e vermelho: Ao mergulhar fitas de papel de tornassol azul e vermelho na solução de hidróxido de sódio, observou-se que o meio adquiriu a cor azul em ambos os papéis. Não foi possível determinar o pH do NaOH através desta etapa, já que o indicador sintético detectou apenas o seu caráter ácido, evidenciado pela cor da fita azulada.
A mudança ou não de cor de um indicador ácido-base é uma resposta sinalizada pela mudança do potencial hidrogeniônico do meio, isso acontece porque o indicador é um ácido fraco que adquire uma cor na forma de ácido e outra cor na forma de base conjugada. Essa mudança de cor vai acontecer quando o próton transferido mudar a estrutura da molécula, fazendo que a absorção de luz seja diferente da anterior. Como é um ácido fraco, o indicador vai participar de um equilíbrio de transferência de prótons. Se a concentração de H+ no meio é maior do que a base conjugada, a solução vai adquirir a cor da forma ácida do indicador, quando ocorrer o contrário, assume a cor da forma básica do indicador. A mudança de cor existente nos papéis de tornassol é perceptível quando o meio está com um pH entre 5,0 até 8,0. [1]
Essa transferência de prótons que ocorre quando o indicador entra em contato com o meio básico do NaOH é o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
A zona de viragem dos indicadores é evidente quando se introduz íon H+ ou OH- na solução, modificando o seu pH, estabelecendo uma relação entre a cor do indicador e o valor do pH da solução. [3]
O hidróxido de sódio é uma base forte pois se ioniza completamente em água, o que a torna um forte eletrólito também, ou seja, no equilíbrio, soluções de bases fortes não contém moléculas de base não ionizadas, liberando todo o OH- no meio. O íon hidróxido (OH-) formado é uma base de Bronsted, pois pode receber um próton, mas o hidróxido não pode receber um próton, então quando se diz que é uma base, se refere à espécie OH- derivada do hidróxido. [4]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o indicador cedeu um íon H+ para o meio básico que possui deficiência de H+, perturbando o sistema em equilíbrio, levando os papéis de tornassol a adquirir a cor que indica a sua forma básica. [5]
De acordo com a cor observada frente aos papéis de tornassol e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o hidróxido de sódio (NaOH) possui caráter básico.
●Hidróxido de sódio com papel indicador universal: Ao mergulhar uma fita de papel indicador universal na solução de hidróxido de sódio e comparar com a tabela de pH fornecida, de acordo com a cor adquirida do papel, determinou-se que possuía o pH= 11. Foi possível determinar o pH do NaOH porque o indicador universal é composto de vários indicadores misturados que mostrarão cores diferente para cada pH apresentado.
	Indicador
	pH
	Meio
ácido (HCl)
	Meio básico (NaOH)
	Fenolftaleína
	1
	11
	Alaranjado de metila
	1
	14
	Azul de bromotimol
	2
	11
	Papel de tornassol azul
	1
	11
	Papel de tornassol vermelho
	1
	11
	Papel indicador universal
	1
	11
Tabela1. Acidez e basicidade das soluções HCl e NaOH usando indicadores
PARTE B: esta etapa constituiu-se em avaliar o caráter ácido e básico de alguns produtos comerciais frente a alguns indicadores sintéticos.
●Vinagre: Utilizando os resultados referentes à PARTE A, observou-se que o vinagre possui as características semelhantes ao ácido clorídrico. Tal afirmação é possível pois as cores apresentadas pelos indicadores tendo o vinagre como meio são iguais as cores observadas no HCl.
O vinagre é um ácido fraco pois se ioniza pouco em água, o que o caracteriza como um eletrólito fraco também, ou seja, no equilíbrio, soluções de ácidos fracos dissociam-se parcialmente seu H+ no meio, existindo como uma mistura de moléculas de ácido e íons constituintes.
Ocorrerá uma transferência de prótons quando o meio ácido (vinagre) entrar em contato com o indicador, doando um H+, como representado em sua equação de ionização: CH3COOH + H2O→ CH3COO-(aq) + H+(aq). A presença do próton gera o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. [2]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o vinagre cedeu um íon H+ para o indicador, perturbando o sistema em equilíbrio, levando os indicadores a adquirir a cor que indica a sua forma básica. [5]
De acordo com a cor observada frente aos indicadores e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o vinagre (CH3COOH) possui caráter ácido.
●Água sanitária: Utilizando os resultados referentes à PARTE A, observou-se que a água sanitária possui as características semelhantes ao hidróxido de sódio. Tal afirmação é possível pois as cores apresentadas pelos indicadores tendo a água sanitária como meio são iguais as cores observadas no NaOH.
A água sanitária é uma solução salina de hipoclorito de sódio (NaClO), sal produzido pela neutralização de um ácido fraco (HClO) por uma base forte (NaOH), gerando uma solução básica. Em solução, o hipoclorito de sódio dissociará, formando o ânion hipoclorito: NaClO + H2O→ ClO-(aq) + Na+(aq), ação que resulta no fornecimento de íons OH- ou H+ quando o ânion ClO-(aq) é hidrolisado, segundo a seguinte reação: ClO- + H2O→ HClO(aq) + OH-(aq), reagindo com as moléculas de água e surgindo OH- no meio. [1,2]
Ocorrerá uma transferência de prótons quando o meio básico (água sanitária) entrar em contato com o indicador, recebendo um H+ do mesmo, que teve sua cor alterada já que sua mudança estrutural ocorre e assim, a absorção de luz também se altera. A presença do próton gera o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o indicador cedeu um íon H+ para o meio básico da água sanitária, perturbando o sistema em equilíbrio, levando os indicadores a adquirir a cor que indica a sua forma básica. [5]
De acordo com a cor observada frente aos indicadores e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que a água sanitária (NaClO(aq)) possui caráter básico.
●Água da torneira: Utilizando os resultados referentes à PARTE A, observou-se que a água da torneira possui as características semelhantes ao ácido clorídrico. Tal afirmação é possível pois as cores apresentadas pelos indicadores tendo a água da torneira como meio são iguais as cores observadas no HCl.
A água tem como característica relevante a sua autoprotólise, que consiste em realizar a própria ionização em uma escala pequena, fato que a torna um eletrólito fraco com pouco grau de ionização. 
Como verificado na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, a água pode atuar como uma base ou um ácido, recebendo ou doando um próton, respectivamente, isto é, ela é anfiprótica. A autoprotólise da água pode ser demonstrada através desta equação de ionização: H2O+H2O ↔H3O+ + OH+.. Em água pura, as concentrações molares de H3O+ e OH- são iguais, o que explica sua baixa condutividade elétrica, porém a água da torneira possui íons dissolvidos [Atkins]
De acordo com a cor observada frente aos indicadores e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que a água da torneira possui caráter ácido.
●Refrigerante: Utilizando os resultados referentes à PARTE A, observou-se que o refrigerante possui as características semelhantes ao ácido clorídrico. Tal afirmação é possível pois as cores apresentadas pelos indicadores tendo o refrigerante como meio são iguais as cores observadas no HCl.
O ácido fosfórico (H3PO4) e o ácido cítrico (C6H8O7) são ingredientes que estão em grande quantidade no refrigerante. Estes ácidos possuem a capacidade de se ionizar, liberando íons H+ no meio em que estão inseridos. Ocorrerá uma transferência de prótons quando o meio ácido (refrigerante) entrar em contato com o indicador, cedendo um H+ para o mesmo, que teve sua cor alterada, já que sua mudança estrutural acontece e assim, a absorção de luz também se altera. A presença do próton gera o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o ácido cedeu um íon H+ para o indicador ,como demonstrado a seguir através da equação de ionização do ácido: H3PO4 → 3H+ + PO43 , perturbando o sistema em equilíbrio, levando os indicadores a adquirir a cor que indica a sua forma ácida [5]
De acordo com a cor observada frente aos indicadores e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o refrigerante possui caráter ácido.
●Leite de magnésia: Utilizando os resultados referentes à PARTE A, observou-se que o leite de magnésia possui as características semelhantes ao hidróxido de sódio. Tal afirmação é possível pois as cores apresentadas pelos indicadores tendo o leite de magnésia como meio são iguais as cores observadas no NaOH.
O leite de magnésia é uma solução de hidróxido de magnésio (Mg(OH)2). Em solução, o leite de magnésia ira se dissociar formando íons hidroxila, como representado pela equação de ionização a seguir: Mg(OH)2 → Mg2+ + 2OH-.
Ocorrerá uma transferência de prótons quando o meio básico (leite de magnésia) entrar em contato com o indicador, recebendo um H+ do mesmo, alterando sua cor já que sua mudança estrutural acontece e assim, a absorção de luz também se altera. A presença do próton gera o deslocamento
de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2] 
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o indicador cedeu um íon H+ para o meio básico do leite de magnésia, perturbando o sistema em equilíbrio, levando os indicadores a adquirir a cor que indica a sua forma básica. [5]
De acordo com a cor observada frente aos indicadores e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que o leite de magnésia (Mg(OH)2) possui caráter básico.
	Produto comercial
	Cor do produto
	Indicadores
	Fenolftaleína
	Azul de bromotimol
	Alaranjado de metila
	Papel de tornassol
	pH
	Azul
	Vermelho
	Vinagre
	amarelado
	incolor
	amarelo
	vermelho
	vermelho
	vermelho
	2
	Água sanitária
	incolor
	rosa
	azul
	laranja
	azul
	azul
	9
	Água de torneira
	incolor
	incolor
	amarelo
	vermelho
	vermelho
	vermelho
	7
	Leite de magnésia
	Branco turvo
	rosa
	azul
	laranja
	azul
	azul
	8
	Refrigerante
	incolor
	incolor
	amarelo
	vermelho
	vermelho
	vermelho
	3
Tabela2. Acidez e basicidade de alguns produtos comerciais
PARTE C: esta etapa constituiu-se em avaliar o caráter básico da amônia e sua volatilidade
● Amônia com água e fenolftaleína: Ao gotejar fenolftaleína na solução de amônia (NH3), observou-se que o meio adquiriu a cor rosa. A amônia em contato com a água, reage formando hidróxido de amônio, como representado pela equação a seguir: NH3 + H2O → NH4OH. Observou-se que a cor da mistura ao ser gotejada no papel foi perdendo sua intensidade em função do tempo.
O hidróxido de amônio, ionizado, possui os íons NH3+ e OH- , de acordo com a equação de ionização a seguir: NH4OH → NH4+ + OH-.. A presença dessa hidroxila no meio aquoso torna o meio básico, segundo a teoria ácido-base de Bronsted-Lowry. 
Ocorrerá uma transferência de prótons quando o meio básico (hidróxido de amônio) que possui uma deficiência de H+ entrar em contato com o indicador, recebendo um próton do mesmo, que teve sua cor alterada já que sua mudança estrutural ocorre e assim, a absorção de luz também se altera. A presença do próton gera o deslocamento de equilíbrio que segue o princípio de Le Châtelier, que por sua vez afirma: “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. ”[2]
O melhor conceito para ser utilizado como objeto de comparação é a teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, pois se firma no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ (próton) de uma substância para outra, considerando que é o mesmo que acontece com o deslocamento de equilíbrio, o indicador cedeu um íon H+ para o meio básico do hidróxido de amônio, perturbando o sistema em equilíbrio, levando os indicadores a adquirir a cor que indica a sua forma básica. [5]
De acordo com a cor observada frente aos indicadores e verificações teóricas acerca da transferência de íons H+ baseados na teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, determinou-se que a amônia (NaClO(aq)) possui caráter básico.
A cor da mistura vai perdendo sua intensidade porque o equilíbrio do hidróxido de amônio e água está deslocado, já que o recipiente não está fechado, havendo uma perda de amônia, que é volátil porque as interações entre as moléculas da amônia são fracas e não as mantém no estado líquido. Com essa perda da amônia, o meio perde a sua cor já que foi constatado que a amônia está diretamente ligada a cor adquirida pelo indicador.
PARTE D: esta etapa constituiu-se em testar a acidez ou basicidade de soluções salinas e determinar seus respectivos pHs
●NaCl: O cloreto de sódio é um composto iônico que se ioniza em meio aquoso, como representado pela equação a seguir: NaCl + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq). Estes íon formados não reagem com água, nem doa ou recebe prótons da água, mantendo o pH do meio inalterado, que é o pH referente à água.
●NH4Cl: O cloreto de amônio é um composto covalente que se ioniza em meio aquoso, como representado pela equação a seguir: NH4Cl + H2O → NH4+(aq) + Cl-(aq). O cloreto de amônio é resultado da reação de neutralização representada a seguir: HCl + NH3 → NH4Cl + H2O, que envolve um ácido forte e uma base fraca. Como o pH de uma solução salina depende da acidez e da basicidade relativas de seus íons [1], a base conjugada dos reagentes apresentados na reação de neutralização determinarão o pH do meio. O cloreto é a base conjugada do ácido clorídrico, que é um ácido forte, ou seja, é uma base conjugada fraca, enquanto a água é um ácido conjugado mais forte. O amônio formado reage com água: NH4+ + H2O → NH3 + H3O+. Devido a essa formação de íon hidrônio, o meio se torna ácido.
●NaAc: O acetato de sódio é um composto iônico que se ioniza em meio aquoso, como representado pela equação a seguir: NaAc + H20 → Na+ (aq)+ CH3COO-(aq).O acetato de sódio é resultado da reação de neutralização representada a seguir: CH3COOH + NaOH → NaAc + H2O, que envolve um ácido fraco e uma base forte. Como o pH de uma solução salina depende da acidez e da basicidade relativas de seus íons [1], a base conjugada dos reagentes apresentados na reação de neutralização determinarão o pH do meio. O acetato é a base conjugada do ácido acético, que é um ácido fraco, ou seja, é uma base conjugada forte e pode reagir com a água: CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH-. Devido a essa formação de íon hidroxila (OH-), o meio se torna básico.
●Zn(NO3)2: O nitrato de zinco é um composto iônico que se ioniza em meio aquoso, como representado pela equação a seguir: Zn(NO3)2 + H2O → Zn2+ (aq) + NO3-(aq). O nitrato de zinco é resultado da reação de neutralização representada a seguir: 2HNO3 + Zn(OH)2 → Zn(NO3)2 + H2O, que envolve um ácido forte e uma base fraca. Como o pH de uma solução salina depende da acidez e da basicidade relativas de seus íons [1], a base conjugada dos reagentes apresentados na reação de neutralização determinarão o pH do meio. O nitrato é a base conjugada do ácido nítrico, que é um ácido relativamente forte por conta de sua ionização [4], ou seja, gera uma base conjugada fraca, enquanto a água formada, é um ácido conjugado mais forte. O íon Zn2+, por conta da sua carga, atrairá a carga parcial negativa das moléculas da água (oxigênio), fazendo com que a molécula se torne mais positiva, liberando mais facilmente o H+ no meio, tornando o meio ácido ao se interagir com água, formando íon hidrônio (H3O+).
●NH4Ac: O acetato de amônio é um composto covalente que se ioniza em meio aquoso, como representado pela equação a seguir: NH4Ac + H20 → NH4(+aq) + CH3COO--(aq). O acetato de amônio é resultado da reação de neutralização representada a seguir: CH3COOH + NH3 → NH4CH3COO + H2O, que envolve um ácido fraco e uma base relativamente forte. Como o pH de uma solução salina depende da acidez e da basicidade relativas de seus íons [1], a base conjugada dos reagentes apresentados na reação de neutralização determinarão o pH do meio. O acetato é a base conjugada do ácido acético, que é um ácido fraco, ou seja, é uma base conjugada forte e pode reagir com a água: CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH-. Devido a essa formação de íon hidroxila (OH-), o meio se torna básico.
●Al2(SO4)3: O sulfato de alumínio é um composto iônico que se ioniza em meio aquoso, como representado pela equação a seguir: Al2(SO4)3 + H20 → Al3+(aq) + SO42-(aq). O sulfato de alumínio é resultado da reação de neutralização representada a seguir: H2SO4 + Al2(SO4)3 → Al2(SO4)3 + H2O, que envolve um ácido forte e uma base fraca. Como o pH
de uma solução salina depende da acidez e da basicidade relativas de seus íons [1], a base conjugada dos reagentes apresentados na reação de neutralização determinarão o pH do meio. O sulfato é a base conjugada do ácido sulfúrico, que é um ácido relativamente forte por conta de sua ionização [4], ou seja, gera uma base conjugada fraca, enquanto a água formada, é um ácido conjugado mais forte. O íon Al3+, por conta da sua carga elevada, atrairá a carga parcial negativa das moléculas da água (oxigênio), fazendo com que a molécula se torne mais positiva, liberando mais facilmente o H+ no meio, tornando o meio ácido ao se interagir com água, formando íon hidrônio (H3O+).
●KNO3: O nitrato de potássio é um composto iônico que se ioniza em meio aquoso, como representado pela equação a seguir: KNO3 + H20 → K+(aq) + NO3-(aq). O nitrato de potássio é resultado da reação de neutralização representada a seguir: HNO3 + KOH → KNO3 + H2O, que envolve um ácido forte e uma base fraca. Como o pH de uma solução salina depende da acidez e da basicidade relativas de seus íons [1], a base conjugada dos reagentes apresentados na reação de neutralização determinarão o pH do meio. O nitrato é a base conjugada do ácido nítrico, que é um ácido relativamente forte por conta de sua ionização [4], ou seja, gera uma base conjugada fraca, enquanto a água formada, é um ácido conjugado mais forte. O íon K+, por conta da sua carga, atrairá a carga parcial negativa das moléculas da água (oxigênio), fazendo com que a molécula se torne mais positiva, liberando mais facilmente o H+ no meio, tornando o meio ácido ao se interagir com água, formando íon hidrônio (H3O+).
●Na2CO3: O carbonato de sódio é um composto iônico que se ioniza em meio aquoso, como representado pela equação a seguir: Na2CO3 + H20 → 2Na+ + CO32-. O carbonato de sódio é resultado da reação de neutralização representada a seguir: H2CO3 + 2NaOH → Na2CO3 + 2H2O, que envolve um ácido fraco e uma base forte. Como o pH de uma solução salina depende da acidez e da basicidade relativas de seus íons [1], a base conjugada dos reagentes apresentados na reação de neutralização determinarão o pH do meio. O carbonato é a base conjugada do ácido acético, que é um ácido fraco, ou seja, é uma base conjugada forte e pode reagir com a água: CO32- + H2O → H2CO3 + OH-. Devido a essa formação de íon hidroxila (OH-), o meio se torna básico.
●NaHCO3: O bicarbonato de sódio é um composto iônico que se ioniza em meio aquoso, como representado pela equação a seguir: NaHCO3 C Na+ + HCO3-. O bicarbonato de sódio é resultado da reação de neutralização representada a seguir: H2CO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O, que envolve um ácido fraco e uma base forte. Como o pH de uma solução salina depende da acidez e da basicidade relativas de seus íons [1], a base conjugada dos reagentes apresentados na reação de neutralização determinarão o pH do meio. O bicarbonato é a base conjugada do ácido carbônico, que é um ácido fraco, ou seja, é uma base conjugada forte e pode reagir com a água: HCO32- + H2O → H2CO3 + OH-. Devido a essa formação de íon hidroxila (OH-), o meio se torna básico.
●NH4HCO3: O bicarbonato de amônio é um composto covalente que se ioniza em meio aquoso, como representado pela equação a seguir: NH4HCO3 + H20 → NH4+ + HCO3-. O bicarbonato é a base conjugada do ácido carbônico, que é um ácido fraco, ou seja, é uma base conjugada forte e pode reagir com a água: hCO32- + H2O → H2CO3 + OH-. Devido a essa formação de íon hidroxila (OH-), o meio se torna básico.
	Solução
	pH
	Cor
	Cloreto de sódio
	6
	rosa
	Cloreto de amônio
	6
	rosa
	Acetato de sódio
	7
	amarelo
	Nitrato de zinco
	4
	rosa
	Acetato de amônio
	9
	amarelo
	Sulfato de alumínio
	3
	rosa
	Nitrato de potássio
	4
	rosa
	Carbonato de sódio
	10
	amarelo
	Bicarbonato de sódio
	9
	amarelo
	Bicarbonato de amônio
	9
	amarelo
Tabela3. Testando a acidez/basicidade de soluções salinas
PARTE E: Creme dental
PARTE F: esta etapa constituiu-se em avaliar a força ácida de algumas espécies químicas
	Espécie química
	HCl
	HNO3
	H2SO4
	CH3COOH
	H2C2O4
	pH
	1
	5
	2
	3
	0-1
Tabela4. Força das espécies químicas
2.Conclusão
Através desta prática, foi possível identificar o caráter ácido ou básico de algumas espécies químicas, bem como analisar o caráter ácido-base de alguns materiais de uso comercial, observar o comportamento de alguns indicadores sintéticos em relação aos meios ácido, básico e neutro, determinar o pH de algumas soluções e avaliar a força de algumas substâncias.
3.Referências
[1] ATKINS, Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente / Peter Atkins, Loretta Jones; tradução Ricardo Bicca de Alencastro – 3. ed. - Porto Alegre: Bookman, 2006.
[2] RUSSEL, John Blair, 1929. Química geral / John B. Russel; tradução e revisão técnica Márcia Guekezian...[et al] . - 2 . ed. - São Paulo Makron Books, 1994. Volume II. 
[3] ALEXÉEV, V. Análise quantitativa/ V. Alexéev; tradução Albano Pinheiro e Melo – 3 . ed. 1983
[4] CHANG, Raymond. Química geral: conceitos essenciais / Raymond Chang ; tradução: Maria José Ferreira Rebelo...[et al]. - ª ed. - Porto Alegre : AMGH. 2010.
[5] BROWN,