Relatorio indicador

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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL 
 
 
 
 
 
Guilherme Otávio Lima 
 
 
 
 
 
 
O USO DE INDICADOR ÁCIDO-BASE 
Relatório de Aula Prática 
 
 
 
 
 
 
 
 
APUCARANA 
2018 
 
 
Guilherme Otávio Lima 
 
 
 
 
 
 
 
O USO DE INDICADOR ÁCIDO-BASE 
 
 
 
 
 
 
Relatório apresentado à professora 
Vanessa Vivian de Almeida Schneider, 
como requisito de avaliação parcial de 
disciplina de Química Geral Experimental. 
 
 
 
 
 
 
APUCARANA 
2018 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
1. INTRODUÇÃO .................................................................................................... 3 
2. MATERIAL E MÉTODOS .................................................................................. 4 
3. RESULTADOS E DISCUSSÃO ......................................................................... 6 
4. QUESTIONÁRIO E RESPOSTAS ...................................................................... 9 
5. CONCLUSÃO .................................................................................................... 10 
6. REFERÊNCIAS ................................................................................................. 10 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
Apresentar informações teóricas com relação ao experimento que está sendo relatado. 
Lembrar de citar aqui no texto as referências consultadas (AUTOR, ANO). 
Duas importantes classes de compostos químicos, os ácidos e bases são recorrentes em 
nosso dia a dia. Um ácido é um composto capaz de fornecer íons de hidrogênio, H+ em 
solução aquosa, já uma base é um composto capaz de fornecer íons hidróxidos, OH-em 
solução aquosa. Em uma reação de neutralização, íons hidrogênio de um reagente ácido com 
íons hidróxido de uma base formam água. A água é um produto em todas as reações ácido-
base. 
A seguir, uma reação de neutralização total pode ser representada pela reação 
genérica: 
HX(aq) + YOH(aq) -> YX(aq) + H2O(liq). 
Os ácidos e as bases são identificadas através de substâncias chamadas de 
indicadores. O indicador é uma espécie química que muda de cor conforme o pH do meio 
onde se encontra, ácido ou básico. O pH é o potencial hidrogeniônico, e refere-se à 
concentração de íons [H+] (ou H3O
+) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses 
íons, mais ácida é a solução. 
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. 
A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa o 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. 
Historicamente, um dos primeiros destes conceitos científicos dos ácidos e as bases 
foram fornecidos pelo químico francês Antoine Lavoisier, em torno de 1776. 
O presente trabalho teve como objetivo reconhecer a atividade de indicadores a partir 
de de soluções acidas ou básicas, analisando e observando a mudança em sua coloração.
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2. MATERIAL E MÉTODOS 
Materiais utilizados nos procedimentos: 
 Solução de NaOH 
 Solução de HCl 
 Vermelho de fenol 
 Alaranjado de metila 
 Fenolftaleína 
 Azul de Bromotimol 
 Azul de bromofenol 
 Indicador universal 
 Verde de bromocrosol 
 Béquer (250ml) 
 Tubos de ensaio 
 Proveta (25ml) 
 Pipetas Pasteur Pipetas (2 e 5 ml) e 
pera 
Parte 1 
Foram preparados 2 suportes com 8 tubos de ensaio cada, chamamos de suporte A 
aonde foram pipetados 5ml de solução de HCl, de suporte B aonde foram pipetados 5ml de 
solução de NaOH. Os tubos foram enumerados da seguinte forma e cada um deles foram 
adicionados diferentes indicadores aonde analisamos a mudança de coloração na solução: 
 Solução de HCl A Solução de NaOH B 
Tubo 1 Vermelho de Fenol 
Tubo 2 Alaranjado de metila 
Tubo 3 Fenolftaleína 
Tubo 4 Azul de Bromotimol 
Tubo 5 Azul de bromofenol 
Tubo 6 Azul de metileno 
Tubo 7 Indicador Universal 
Tubo 8 Verde de bromocresol 
 
Parte 2 
Na segunda parte do experimento foi feito uma solução de HCl partindo de 0,1mol/L, 
chamamos de concentração A, d a mesma foram pegos 5ml e foi diluída em 45ml de agua 
destilada ficando com a concentração de 0,01mol/L, chamamos de concentração B, pegamos 
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5ml desta solução de concentração B e novamente diluímos em 45ml de agua destilada, 
ficando então com concentração de 0,001mol/L, chamamos de concentração C, e por fim 
pegamos 5ml dessa solução C e diluímos em 45ml de agua destilada, resultando em uma 
concentração D de 0,0001mol/L. 
Foram preparados 4 tubos de ensaio, sendo eles: no tubo 1, colocamos 5ml de HCl 
com a concentração A; no tubo 2, 5ml da solução de HCl com concentração B; no tubo 3, 5ml 
da solução de concentração C e no tubo 4,5 ml de concentração D. Em cada tubo foram 
adicionados 2 gotas de alaranjado de metila e por fim, foram medidos o pH com o papel 
indicador em cada tubo. 
 O mesmo procedimento acima foram feitos com a solução de NaOH de 0,1mol/L, 
chamamos de concentração A, d a mesma foram pegos 5ml e foi diluída em 45ml de agua 
destilada ficando com a concentração de 0,01mol/L, chamamos de concentração B, pegamos 
5ml desta solução de concentração B e novamente diluímos em 45ml de agua destilada, 
ficando então com concentração de 0,001mol/L, chamamos de concentração C, e por fim 
pegamos 5ml dessa solução C e diluímos em 45ml de agua destilada, resultando em uma 
concentração D de 0,0001mol/L. 
Foram preparados 4 tubos de ensaio, sendo eles: no tubo 1, colocamos 5ml de NaOH 
com a concentração A; no tubo 2 , 5ml da solução de HCl com concentração B; no tubo 3, 
5ml da solução de concentração C e no tubo 4,5 ml de concentração D. Nesse caso por 
tratamos de uma solução alcalina, em cada tubo foram adicionados 2 gotas do indicador 
universal e por fim, foram medidos o pH com o papel indicador em cada tubo. 
 
 
 
 
 
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3. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Parte 1 
Ao final tivemos mudança de coloração observadas nos tubos de ensaio com as 
soluções testadas e os indicadores utilizados durante o experimento, encontram-se na Tabela 2 
abaixo. 
Indicadores Solução de HCl A Solução de NaOH B 
Vermelho de Fenol Laranja Rosa 
Alaranjado de metila Vermelho Laranja 
Fenolftaleína Incolor Rosa 
Azul de Bromotimol Laranja Azul 
Azul de bromofenol Laranja Azul 
Azul de metileno Azul Azul 
Indicador Universal Vermelho Roxo 
Verde de bromocresol Laranja Azul 
 
No tubo 1 que quantia o indicador de vermelho fenol sua cor exibe uma gradual 
transição do amarelo ao vermelho na faixa de pH entre 6.6 e 8.0. Acima de pH 8.1, vermelho 
fenol vira em uma cor rosa brilhante. 
Tubo 2 havia o indicador Alaranjado de metila, segundo a literatura, em solução ácida 
pH abaixo de 3.1 sua coloração é vermelha, observamos isso e podemos dizer que na solução 
A, seu pH estava abaixo de 3. O alaranjado de metila pH acima de 4.4 tornar vermelho para 
laranja, dizemos que a solução B estava acima desse pH e caso o processo até ficar mais 
alcalino passaria de laranja para amarelo. 
Já no tubo 3, quantia o indicador Fenolftaleína que em soluções acidas, mantem-se 
incolor e tornou-se rosa em soluções básicas. A sua cor muda avalores de pH entre pH 8,2 e 
pH 9,8, então podemos dizer que a solução A estava com o pH abaixo de 8 e a solução B 
estava com pH acima de 9,8. 
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O indicador o azul de bromotimol é um ácido orgânico fraco que em meio ácido nesse 
caso, abaixo de 6,0, apresenta coloração amarela porem foi visualizado no experimento uma 
cor alaranjada, enquanto que em meio básico acima de 7,6, a cor muda para azul onde foi 
comprovado pelo experimento. Pela literatura a mudança da cor ácida para a básica ou da 
básica para a ácida acontece em certos intervalos de pH, denominados faixas ou intervalos de 
viragem, que no caso do azul de bromotimol é de 6,0 a 7,6. Quando o valor do pH está dentro 
da faixa de viragem, forma-se uma cor intermediária esverdeada. 
O azul de bromofenol atua como indicador de pH, vimos que vira entre o pH 3,0 e 4,6, 
observamos no tubo 5 que na solução A em meio ácido que o pH abaixo de 3 ficou um 
amarelo-alaranjado conforme a literatura, e respectivamente com o pH acima de 4,6 como na 
solução B ficou azul-violeta. A reação responsável pela mudança de cor é totalmente 
reversível, é também um corante utilizado, dentre outras coisas, para monitorar 
a migração de moléculas em experimentos com fragmentos de DNA. 
Foi observado no tubo 6 que tanto em solução acida ou básica sua coloração pé azul. 
Pois são azuis quando em um ambiente oxidante, mas tornam-se incolores quando expostas a 
um agente redutor. 
Indicador universal que foi colocado no tubo 7, é uma mistura de indicadores de pH, 
normalmente em solução ou secos em tiras de papel absorvente, que apresentam distintas 
cores para cada pH de 1 a 14. Que em meio ácido foi observado a cor vermelha, ou seja, ácido 
forte, e que em meio básico ficou roxo-lilás, que então indica que é uma base forte. 
No tudo 8 adicionamos o verde de bromocresol, que na solução A observamos uma 
coloração laranja que indicou que a solução é acida. Já na solução B observou uma coloração 
azul indicando que estava em meio básico. 
Parte 2 
Nessa parte observamos que a concentração faz diferença no pH e na cor do indicador 
usado. Com a variação do pH podemos obter um tom de cor diferente pelo indicador, assim 
observando melhor a funcionalidade do indicador. 
Nos tubos que quantia a solução de HCl, observamos que ao diluirmos a solução e 
diminuindo sua concentração seu pH aumenta a cada tubo, observa-se a tabela a seguir. 
 
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 Solução de HCl Alaranjado de metila pH 
Concentração A Vermelho 2 
Concentração B Vermelho 2 
Concentração C Laranja-avermelhado 3 
Concentração D Laranja 4 
 
Já na diluição da solução de NaOH observamos o contrário, conforme diminuímos sua 
concentração também diminuímos seu pH, veja a seguir na tabela. 
 Solução de NaOh Alaranjado de metila pH 
Concentração A Lilas 12 
Concentração B Azul Bic 12 
Concentração C Esverdeado 11 
Concentração D Amarelo 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4. QUESTIONÁRIO E RESPOSTAS 
 
Nessa parte do relatório, copiar as questões da prática e respondê-las. 
 
1. O que são os indicadores ácido-base? 
 
Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade 
de mudarem de cor na presença de um ácido ou de uma base, ou seja, em função de seu pH. 
2. Dê exemplos de pelo menos dois indicadores ácido-base e exemplifique o comportamento de 
cada espécie, quanto à mudança de cor, em meio ácido e em meio básico. 
 
Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de bases e adquire cor vermelhada 
presença de ácidos. 
Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em 
meio básico. 
3. Diferenciar indicadores ácidos de indicadores básicos. 
 
Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio (s) ionizável (eis) na estrutura, quando o 
meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios 
devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está 
básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos 
OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador 
(que possuem coloração diferente da coloração da molécula). 
Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio 
alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido 
(pH<7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água, 
neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da coloração da molécula). 
4. Por que o etanol é muito utilizado no preparo soluções de indicadores? 
 
 
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5. CONCLUSÃO 
 
Os objetivos desta experiência foram alcançados com êxito, pois observou-se que para 
identificar se as substâncias são ácidas ou básicas podem-se utilizar os indicadores e verificar 
através da variação da coloração se o meio é ácido ou básico, conseguiu através de 
indicadores ácido-base, verificar o caráter das soluções de NaOH e ácido clorídrico. 
Observou-se, também, que a concentração da solução faz ter variação de seu pH e por meio 
dos indicadores é possível determinar seu pH, mas não é preciso saber o valor do pH, para 
isso é necessário a utilização de outros equipamentos, como o papel indicador, pHmetro, por 
exemplo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6. REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P. JONES, L. Princípios de Química, 3ª edição. Porto Alegre: Bookman, 
2006. 
KOTZ, C. John; TREICHEL, Paul, M, Jr. Química geral e Reações Químicas. Vol 1. 
6ª edição. São Paulo: Ed. Cengage Learning, 2009 
RUSSEL, J. B. Química Geral, 2ª edição. São Paulo: Pearson Makron Books, 2006