Química Analítica Relatório

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1 Introdução
       Segundo a teoria de Arrhenius, o ácido libera em meio aquoso como único cátion o hidrogênio (H+), enquanto a base libera como único ânion a hidroxila (OH-); portanto, quando colocados para reagir, o H+ do ácido reage com o OH- da base e esses íons neutralizam-se, formando a água que possui pH 7 (meio neutro, se a neutralização for total).
     Existem diversas definições para ácidos e bases em química, dentre essas as principais são:
Definições de Arrhenius:
“Ácido é toda substância que se ioniza em água produzindo o íon hidrônio (H3O+) como único cátion.” “Base é toda substância que se dissocia em água produzindo hidroxila (OH–) como único ânion.”
Definições de Brönsted-Lowry:
“Ácido é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de ceder prótons (íons H+).” “Base é toda espécie química capaz de receber prótons (íons H+).”
Definições de Lewis:	
“Ácido é toda espécie química capaz de receber um par eletrônico em qualquer meio.” “Base é toda espécie química capaz de ceder um par eletrônico em qualquer meio.”
      Caráter anfótero: por apresentarem um grupo ácido e outro básica, os aminoácidos reagem tanto com as bases minerais como com os ácidos minerais. Eles se apresentam na forma de sair, pelo fato de haver uma neutralização intramolecular, este fato explica o estado sólido dos aminoácios e a solubilidade em água.
      Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio. O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H+] ( ou H3O+) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução. Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico. A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio.
       Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório, sendo que os três mais usados são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais, veja cada um:
⦁ Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico;
⦁ Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de bases e adquire cor vermelha na presença de ácidos.
⦁ Indicador universal: Eles são obtidos quando se imergem as tiras de papel em soluções com uma mistura de indicadores, que depois são secas. Desse modo, eles apresentam cores diferentes para cada valor de pH, sendo mais precisos do que os anteriores.
        Assim, no laboratório, quando se quer determinar o pH de alguma solução, basta introduzir essas tiras na solução estudada e comparar a cor obtida com a escala que aparece na embalagem do indicador.
Figura 1- Indicadores Disponível em: mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm
2 Objetivos
⦁ Reforçar a aprendizagem do conceito de ácidos e bases por meio de experimentos simples em meio aquoso;
⦁ Identificar substancia acidas em meio aquoso mediante o uso de indicadores ácido-base;
⦁ Relacionar as reações e básicas com a constituição das espécies responsáveis.
3 Materiais
Tubos de ensaio
Estante para tubos de ensaio Pipeta de Pasteur Proveta de 10ml com suporte Frasco Erlenmeyer Pipeta volumétrica 10ml e pera
⦁ Reagentes
Indicador fenolftaleína 
Indicador vermelho de metila 
Indicador azul de bromotimol 
Soluções-tampão pH=3,7 e 10
Solução HCl 1 mol/L (preparada no experimento 2)
Solução NaOH 1 mol/L
⦁ Objetos de estudo: Substâncias solidas puras 
Cloreto de amônio NH4Cl
Sulfato de sódio Na2SO4 
Carbonato de sódio Na2Co3
Bicarbonato de sódio NaHCO3
4 Procedimento: Experimento 1: Identificação de substancias ácidas e básicas
Foi Separado 3 tubos de ensaio. Eles servirão como escala de cores para futuras comparações. No tubo 1, foi adicionado 3mL da solução tampão pH=3 ; no tubo 2,3 mL do tampão pH=7; e, no tubo 3,3 mL do tampão pH=10. Foi adicionado 2 gotas do indicador fenoftaleina a cada um dos 3 tubos e os reserve para posterior análise. Foi Repetido o procedimento 1 e adicionado 2 gotas do indicador vermelho de metila em cada um do outros três tubo de ensaio. foi Reservado os 3 tubos para pósteros analise. Foi repetido o procedimento 1 e adicionado 2 gotas do indicador azul de bromotimol em cada um de outros três tubos de ensaio. foi reservado também os 3 tubos para posterior analise. Foi Preparadas solução diluídas (aproximadamente 5mL) de, pelo menos, quatro das substâncias acima indicados, selecionadas pelo instrutor. Foi dividida cada uma das soluções preparadas em duas partes. Com a primeira parte, verificamos se a solução tem caráter básico, adicione 2 gotas de solução de fenolftaleína. foi observado a variação de cor de acordo com as colorações obtidas nos 3 tubos com solução-tampão + fenolftaleína. Com a segunda parte, foi verificado se a solução tem caráter ácido, foi adicionado 2 gotas de solução amarelada de vermelho metila. foi observado a variação de cor de acordo com as colorações obtidas nos 3 tubos com as soluções-tampões + vermelho de metila. No caso ainda persistiu duvidas quanto a acidez ou á basicidade de substancias, foi preparado mais um pouco de solução diluída da substancia em questão e foi adicionada algumas gotas da solução de azul de bromotimol. Foi observado a variação de cor de acordo com as colorações obtidas nos 3 tubos com as soluções-tampão + azul de bromotimol. Foi mostrado os resultados ao professor antes de ser descartadas as soluções.
Procedimento: Experimento 2: Titulação ácido-base
A bureta foi lavada com água e sabão, verificando se a mesma encontra-se sem gorduras. Em seguida, ambienta-a duas vezes com uma pequena quantidade de solução NaOH (aproximadamente 5mL) foi escoado todo líquido em um béquer e descartado na área de resíduos do laboratório. Foi preenchida a bureta com a solução de NaOH padronizada pelo técnico até que o nível do líquido fique na marca zero da bureta se necessário, utilizando uma pipeta de Pasteur para auxiliá-lo. Foi lembrado das orientações para verificação da altura do menisco descritas. Foi fixada a bureta no suporte universal. Com o auxilio de uma pipeta volumétrica de 10ml e um pipetador de três vias, foi adicionado 10ml da solução HCl 1 mol/L (preparada no experimento 2) a ser padronizado a um frasco Erlenmeyer. Foi adicionado aproximadamente 20 mL de agua destilada ao Erlenmeyer. Foi realização a titulação e anotado o volume gasto de NaOH para atingir o ponto de viragem (pronto em que fenolftaleína passar de incolor para levemente rosa). Foi feito os cálculos de concentração do HCl.
5 Resultados e discussões
      No laboratório foi possível analisar pelas cores quais eram básicos e ácidos, assim foram adicionados os indicadores nos tubos com pH 3; 7 e 10, e as cores obtidas são expressas abaixo: 
	Indicador 
	pH 3
	    pH 7
	pH 10
	Fenolftaleína 
	Incolor
	Incolor 
	Vermelho púrpuro
	Vermelho de metila
	Vermelho
	Amarelo
	Amarelo
	Azul de Bromotimol 
	Amarelo
	Verde
	Azul
              Tabela 2: cores encontradas com a adição do indicador nos tubos com os tampões; 
     Com os dados da tabela 2 é possível dizer que o tubo com pH 3 e 7 são ácidos ainda, com ponto de viragem em 8,4, assim, no pH 10 já é básico, isso com o indicador Fenolftaleína. Com o indicador vermelho de metila pH 3 é ácido, com ponto de viragem 5,8 então o pH 7 e 10 estão na forma básica, assim como no Azul de Bromotimol o pH 3 continua sendo ácido, e o pH 10 básico, já que o ponto de viragem é 7,1 o pH 7 está em transição por isso a cor verde, pois é a transição do amarelo pro azul, portanto é neutra. Comparando os resultados encontrados em laboratório com os resultados encontrados na literatura podemos perceber que estão bem parecidos, já que foram seguidos todos os procedimentos. 
     Os indicadores são usados,como dito anteriormente, para se visualizar as soluções ácidas, básicas e neutras em laboratórios, a razão da mudança de coloração apresentada pelo indicador conforme o pH do meio pode ser explicada de várias formas. A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons (PERUZZO, 1998). 
      Também analisamos as substâncias Cloreto de amônio, Sulfato de sódio, Carbonato de sódio e Bicarbonato de sódio. Vejamos:
     O Cloreto de amônio (NH4Cl) apresentou forma ácida quando diluído em água, pois com a adição dos indicadores assumiu as cores: Incolor(Fenolftaleína), Vermelho (Vermelho de metila) e Amarelo(Azul de bromotimol).  O cloreto de amônio derivado do ácido clorídrico, forte: HCl, e do hidróxido de amônio, fraco: NH4OH. Classicamente, a equação seria escrita da seguinte forma: NH4Cl + HOH = HCl + NH4OH (estando em equilíbrio químico). Se adicionarmos NH4Cl à água, a solução ficará ácida (haverá formação de H3O+, em razão da hidrólise), ou seja, o pH será menor que 7.
     Já o Sulfato de sódio (NH2SO4) apresentou forma básica, com cores: Vermelho púrpuro (Fenolftaleína) e Amarelo (Vermelho de metila), somente com o Azul de Bromotimol que ficou amarelo, saindo do padrão de básicos. Assim como o Carbonato de sódio (Na2CO3) apresentou forma básica também, com diferença apenas no Azul de Bromotimol, que ao contrario do Sulfato de sódio ficou com coloração azul. O Carbonato de Sódio (NaHCO3) apresenta pH alcalino quando em solução aquosa, devido a hidrólise básica sofrida pelo ânion carbonato. O Bicarbonato de sódio é diferente dos dois últimos citados, pois com água forma uma solução ácida, a diferença é que agora a presença na fórmula não é mais de um ânion e sim do cátion H+. 
       Quando os cientistas precisam determinar a concentração em mol/L (em quantidade de matéria) de alguma solução, costuma-se usar uma técnica de análise volumétrica denominada titulação, ou mais especificadamente, titulação ácido-base.
       No laboratório, depois de cronometrar o tempo em que se chegava no ponto de viragem, a média dos volumes encontrados foi 14,79 mL de NaOH que é o titulante, assim, foi possível saber a concentração de HCl que é o titulado. Essa concentração foi encontrada através da equação: Concentração molar do Titulante (NaOH) . Volume médio do titulante = Volume do titulado(HCl) . Concentração do titulado (que é o que querendo descobrir), para melhor entendimento podemos definir: Ctitulante . Vtitulante = Vtitulado . Ctitulado, com isso podemos encontrar a concentração de HCl que foi 1,47 mol/L. O mais correto a se encontrar seria 1 mol/L, já que essa é a concentração de HCl produzida pelo grupo, mas considerando erro na preparação do HCl e na hora da execução devido as imprecisões na determinação do volume dos reagentes devido características como a volatilidade e a pureza. Então, analisando com a literatura, o resultado encontrado pelo grupo apresenta erro de 0,47 mol/L. 
6 Conclusão 
     Podemos concluir que as substâncias: NH4Cl e NaHCO3 são ácidos e o Sulfato de sódio e carbonato de sódio são substâncias básicas, como explicado anteriormente. Assim como as soluções tampões analisadas para comparação com as 4 substâncias analisadas, sendo ácidas, básicas e neutras deu pra perceber a variação de cor, que comparadas com as substâncias podemos descobrir seu pH se era ácido, básico ou neutro. 
     A concentração de HCl dá pra se descobrir usando uma Titulação, onde se conhecendo a concentração do titulante se pode encontrar a concentração do titulado. Com isso, foi encontrado 1,47 mol/L de HCl. 
 Questões 
1) Para cada substância testada mostre como foi feita a identificação da acidez, neutralidade ou basicidade da solução aquosa em questão. 
R:Cloreto de amônio (NH4Cl) apresentou forma ácida quando diluído em água, pois com a adição dos indicadores assumiu as cores: Incolor(Fenolftaleína), Vermelho (Vermelho de metila) e Amarelo(Azul de bromotimol). Sulfato de sódio (NH2SO4) apresentou forma básica, com cores: Vermelho púrpuro (Fenolftaleína) e Amarelo (Vermelho de metila). As outras duas substâncias se assemelham com as anteriores.
2) Mostre os cálculos feitos para a titulação do HCl 1 mol/L com NaOh 1 mol/L. Explique o valor encontrado para a concentração do HCl. Ele se aproximou do valor teórico? 
1 mol . 14,79 = 10 . C
14,79 = 10C
C= 14,79
10
C=1,47 
Essa foi a concentração d HCl encontrada, ela se aproxima do valor teório, mas mesmo assim é um valor consideravelmente distante que é de 1 mol/L.
Referências 
HENRIQUE, Carlos A. Processos Inorgânicos, Rio de Janeiro, 2009;
PÉREZ, Joaquin F. From the barrilla to the Solvay factory in Torrelavega: The manufacture of saltwort in Spain. Antilia. 1998, Dezembro, 21;
ABIQUIM, Guia da Indústria Química Brasileira, 2009; 
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.