Laudo Técnico Análise Qualitativa

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INSTITUTO FEDERAL DO ESPIRITO SANTO - IFES
COORDENAÇÃO DO CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA 
ANÁLISE QUALITATIVA EXPERIMENTAL
LAUDO TÉCNICO
TURMA: GRUPO ( G2)
PRÁTICA Nº: 5 
TÍTULO: ESTUDO DE ÁCIDO, BASES E INDICADORES
NOMES: 
OBJETIVOS
Reconhecer substâncias com caráter ácido e básico, diferenciar o 
comportamento de ácidos e bases fortes quando comparados a ácidos e bases 
fracas. Observar o valor do p H das soluções. Compará -las e verificar a cor 
característica do meio para os diversos tipos de indicadores
MATERIAIS E REAGENTES
Soluções de ácido clorídrico 0,1 mol L-1
Solução de ácido acético 0,1 mol mol L-1
Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1
Solução de hidróxido de amônio 0,1 mol L-1
Solução de acetato de sódio 0,1 mol L-1
Solução de cloreto de amônio 0,1 mol L-1
Soluções indicadoras a 0,1% de azul de bromotimol, azul de bromofenol, verde de bromocresol e fenolftaleína.
Béqueres
Tubos de ensaio
pHmetros
Soluções tampão.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Os indicadores de pH, são freqüentemente 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, conseqüentemente, altera-lhes a cor. Para caracterizar quantitativamente a acidez ou basicidade das soluções, foi estabelecido uma escala numérica, a escala de PH. O PH de uma solução aquosa a 25ºC pode variar de 0 a 14, correspondendo o valor 7 às soluções neutras. Para soluções ácidas o PH é inferior a 7, ao passo que para soluções básicas o PH é maior que 7.
Tabela 1: Indicadores ácidos-base e intervalos de pH, variação de cor 
	INDICADOR
	INTERVALO DE pH PARA A MUDANÇA DE COR
	MUDANÇA DE COR CORRESPONDENTE
	Azul de timol
	1,2 – 2,8
	Vermelho – Amarelo
	Azul de bromofenol
	3,0 – 4,6
	Amarelo – Violeta
	Verde de bromocresol
	4,0 – 5,6
	Amarelo – Azul
	Vermelho de metila
	4,4 – 6,2
	Vermelho – Amarelo
	Azul de bromotimol
	6,2 – 7,6
	Amarelo – Azul
	Azul de timol
	8,0 – 9,6
	Amarelo – Azul
	Fenolftaleína
	 8,0 – 10,0
	Incolor – Rosa
Tabela 2,Amostra 01:
Em 4 tubos de ensaio númerados, foram pipetados 2 mL de acido acetico,( CH3COOH 0,1 mol).
Seguindo a tabela abaixo adicionamos de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo, agitamos e observamos a cor:
	Nº. do Tubo
	CH3COOH 0,1 mol L-1 e o indicador
	Cor observada
	05
	Azul de bromotimol
	amarelo- laranja
	06
	Azul de bromofenol
	amarelo
	07
	Verde de bromocresol
	amarelo
	08
	Fenolftaleína
	incolor
Tabela 3,amostra 02:
Em 4 tubos de ensaio númerados, foram pipetados 2 mL do ácido cloridrico,(HCL 0,1 mol).
Seguindo a tabela abaixo adicionamos de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo, agitamos e observamos a cor:
	Nº. do Tubo
	HCl 0,1 mol L-1 e o indicador
	Cor observada
	01
	Azul de bromotimol
	amarelo-laranja
	02
	Azul de bromofenol
	amarelo
	03
	Verde de bromocresol
	amarelo
	04
	Fenolftaleína
	incolor
 
Comparação entre pH de ácido fraco com ácido forte, ambos na mesma concentração. 
 
 Ácido FRACO (CH3COOH), Ácido FORTE (HCl).
Adicionamos cerca de 40 mL de ácido acetico (CH3COOH 0,1 mol L-1),em um béquer de 50 mL e medimos o pH.
Adicionamos cerca de 40 mL de ácido cloridrico (HCl 0,1 mol L-1), em um béquer de 50 mL e medimos o pH.
	Ácido FRACO (CH3COOH)
	pHmetro-PH-2,90 FITA- PH-2
	Ácido FORTE (HCl)
	pHmetro-PH-1,69 FITA- PH-0
ÁCIDO ACÉTICO EM ÁGUA: 
 	
As duas setas que indicam os sentidos das reações foram propositalmente 
postas em dimensões diferentes para mostrar que a dissociação dos íons 
ocorre com menor frequência do que a formação de CH 3COOH molecular. 
Portanto, haverá em solução maior quantidade de á cido acético do que seus 
íons derivados. Assim, ácidos cuja reversibilidade de dissociação é 
relativamente alta, são classificados fracos. Logo, para cada 1mol de ácido 
fraco monoprótico (com 1 átomo de hidrogênio em cada molécula) em solução, 
haverá x mol dissociados e 1-x mol em forma molecular.
 ÁCIDO CLORÍDRICO EM ÁGUA: 
 
As duas setas que indicam os sentidos das reações (já que toda reação é, mesmo que irrisoriamente, reversível) foram propositalmente postas em dimensões diferentes para mostrar que a dissociação dos íons ocorre com maior frequência do que a formação de HCl molecular. Assim, se considerarmos a dissociação completa, não haverá mais HCl em solução, mas os íons H+ e Cl-. Assim, ácidos cuja reversibilidade de dissociação é muito baixa (dissociação próxima de 100%), são classificados como fortes. Logo, para cada 1mol de ácido forte monoprótico (com 1 átomo de hidrogênio em cada molécula) em solução, tendem a se formar 1 mol de íons de hidrogênio e 1 mol de ânions (para o ácido clorídrico, Cl-). O grau de ionização de um ácido (α) determina a quantidade de cátions e ânions que serão produzidos a partir de determinada quantidade de ácido molecular. Assim quanto mais íons forem produzidos mais próximo α estará de 1.
Comparação entre PH de base fraca com uma base forte, ambas com mesma concentração.
Hidróxido de amônia (NH4OH), hidróxido de sódio (NaOH).
Tabela 4,Amostra 03: 
Em 4 tubos de ensaio númerados, foram pipetados 2 mL de base hidróxido de amônio (NH4OH 0,1 mol L-1 )
Seguindo a tabela abaixo adicionamos de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo, agitamos e observamos a cor:
	Nº. do Tubo
	NH4OH 0,1 mol L-1 e o indicador
	Cor observada
	09
	Azul de bromotimol
	Azul
	10
	Azul de bromofenol
	Roxo
	11
	Verde de bromocresol
	Azul
	12
	Fenolftaleína
	Rosa
Tabela 5,Amostra 04:
Em 4 tubos de ensaio númerados, foram pipetados 2 mL de base hidróxido de sódio (NaOH 0,1 mol L-1).
Seguindo a tabela abaixo adicionamos 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo, agitamos e observamos a cor:
	Nº. do Tubo
	NaOH 0,1 mol L-1 e o indicador
	Cor observada
	13
	Azul de bromotimol
	Azul
	14
	Azul de bromofenol
	Roxo
	15
	Verde de bromocresol
	Azul
	16
	Fenolftaleína
	Rosa
	Bases
	pH
	NaOH 0,1 mol L-1
	pHmetro-PH-12.34 
	NH4OH 0,1 mol L-1 
	pHmetro-PH-10.11 
Existem relativamente poucas bases fortes comuns. As bases fortes solúveis mais comuns são os hidróxidos iônicos dos metais alcalinos (grupo 1A) e os metais alcalinos terrosos (grupo 2A), como NaOH, KOH e Ca(OH)2. Esses compostos dissociam-se completamente em íons em solução aquosa. Como as bases f ores dissociam -se em íons e m solução aquosa, o cálculo pH de suas soluções é também direto. De acordo com a teoria de Arrhenius, base é toda a substância que aumenta a concentração de íons hidroxila (OH-) pela sua dissociação em meio a quoso. Assim, aumenta o pH do meio e diminui, por consequência, o pOH. De um modo geral, possuem sabor adstringente, além de reagirem com ácidos de Arrhenius formando algum sal e água. O conceito empregado em relação à sua força é o de dissociação, uma vez que seus íons já existem em sua forma molecular. Uma base forte, portanto, se dissocia quase que completamente, liberando íons hidroxilas (OH-) em solução e não restando praticamente nada na espécie molecular. Por exemplo: o NaOH é uma base forte e em solução gera os íons sódio (Na +), e OH-. A equação dessa dissociação é mostrada abaixo. 
Uma base fraca, por sua vez, também libera íons OH - quando dissolvida em água, mas nesse caso ainda restam em solução muitas moléculas não dissociadas desta base. exemplo: o hidróxido de amônio (NH 4OH), que é uma base fraca, se pouco, restando muitoda espécie NH4OH em solução. Sua dissociação está equacionada abaixo. 
Salienta-se que os conceitos de ionização e dissociação não podem ser empregados como sinônimos, devendo o primeiro ser utilizado para ácidos (a partir de ligações químicas covalentes),e o segundo para bases (a partir de ligações químicas iônicas).
Tabela 6,Amostra 05:
Em 4 tubos de ensaio númerados, foram pipetados 2 mL de base hidróxido de sódio (CH3COONa 0,1 mol L-1).
Seguindo a tabela abaixo adicionamos 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo, agitamos e observamos a cor:
	Nº. do Tubo
	CH3COONa 0,1 mol L-1 e o indicador
	Cor observada
	
	Azul de bromotimol
	Amarelo
	
	Azul de bromofenol
	Roxo
	
	Verde de bromocresol
	Azul
	
	Fenolftaleína
	Incolor
Tabela 7,Amostra 06:
Em 4 tubos de ensaio númerados, foram pipetados 2 mL de base hidróxido de sódio (NH4Cl 0,1 mol L-1).
Seguindo a tabela abaixo adicionamos 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo, agitamos e observamos a cor:
	Nº. do Tubo
	NH4Cl 0,1 mol L-1 e o indicador
	Cor observada
	
	Azul de bromotimol
	Amarelo
	
	Azul de bromofenol
	Roxo
	
	Verde de bromocresol
	Verde
	
	Fenolftaleína
	Incolor
Adicionamos cerca de 40 mL de acetato de sódio ( CH3COONa,1 mol L-1),em um béquer de 50 mL e medimos o pH.
Adicionamos cerca de 40 mL de cloreto de amônio (NH4Cl 0,1 mol L-1), em um béquer de 50 mL e medimos o pH.
	Bases
	pH
	CH3COONa mol L-1
	pHmetro-PH-4,53
	NH4Cl mol L-1
	pHmetro-PH-5,35
Comparação de PH, sais Acetato de sódio (CH3COONa), cloreto de amônio (NH4Cl).
O acetato de sódio é um sal e, portanto, se dissocia totalmente em água, gerando íons sódio e íons acetato, que é a base conjugado do ácido acético. 
O cloreto de amônio é um sal e, portanto, se dissocia totalmente em água, gerando íons cloreto e íons amônio, que é o ácido conjugado da amônia.
Adicionamos cerca de 40 mL de ácido acetico (CH3COOH 0,1 mol L-1),em um béquer de 50 mL e medimos o pH.
Adicionamos cerca de 40 mL de ácido cloridrico (HCl 0,1 mol L-1), em um béquer de 50 mL e medimos o pH.
	Bases
	pH
	CH3COOH mol L-1
	pHmetro-PH-4,53
	NH4Cl mol L-1 
	pHmetro-PH-5,35
 
 CONCLUSÃO
Concluiu-se que á cidos costumam ser bem solúveis em água, enquanto a maior parte das bases é insolúvel. Todos os ácidos são moleculares, ou seja, formados por ligações covalentes em que há compartilhamento de elétrons, já as bases podem ser iônicas ou moleculares, as que possuem os metais alcalinos e alcalinos terrosos são iônicas, e as demais são moleculares. Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que sofrem uma alteração em sua cor quando entram e m contato com um ácido ou uma base. Se um ácido provoca a alteração da cor do indicador, a base fará o indicador voltar à cor original e vice-versa. Isso serve também para indicar a diferença de pH que há entre os ácidos e as bases, ou seja, ácidos possuem pH menor que 7, enquanto as bases possuem pH maior que 7. Em todos os seis experimentos o pH aproximado ficou bem próximo do p H medido no pHmetro. Entre os ácidos, a partir das análises, observou -se que o clorídrico é mais forte, pois o resultado obtido no pHmetro bases, observou-se que o hidróxido de sódio é mais forte, pois o resultado obtido no pHmetro ficou mais próximo de 14. O NaOH é mais forte pois é uma base composta por um metal alcalino, que são bastante solúveis e quanto mais solúvel for uma base maior será seu grau que ficou mais próximo de 1.O ácido clorídrico é mais forte por ionizar quase por completo em soluções aquosas formando consequentemente mais moléculas de H+ que tornam a solução fortemente ácida. Já o ácido acético é o rgânico e todos os ácidos orgânicos são fracos. Já entre as dissociação. Os objetivos desta experiência foram alcançados com êxito, pois se conseguiu através do indicador ácido-base, verificar a diferença das soluções, e observar quais cores são formadas na mistura das soluções testadas.
REFERÊNCIAS
MORTIMER, E. F. E MACHADO, A. H. (2010) QUÍMICA. Terci, D. B. L.E 
Rossi, A. V. (2002). Indicadores Naturais De Ph: Usar Papel Ou Solução? - 
Quim. Nova, Vol. 25, No. 4 684-688. 
 
RUSSELL, JOHN B.; Química Geral Vol.1, São Paulo: Pearson Education Do 
Brasil, Makron Books, 1994. 
 
BROWN L. T HEODORE, L EMAY H. EUGENE, BUSRTEN E. BRUCE. Química 
Ciência Central. 7ª ed. São Paulo – SP. Editora LTC, 2010. 
 
 http://www.infoescola.com/quimica/ionizacao -e-dissociacao-de-acidos-e-bases-
 fortes-e-fracos/