Relatório: Caracterização de substâncias com indicadores

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DISCIPLINA: QUÍMICA EXPERIMENTAL I 
DOCENTE: PROF. DR. JOSÉ DANIEL RIBEIRO DE CAMPOS 
 
 
 
 
 
 
AULA 05: CARACTERIZAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS COM 
INDICADORES 
 
 Rafaella Santos 
 Renata Almeida 
 Thábita Mota 
 
 
 
ANÁPOLIS-GO 
MARÇO/2016 
 
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SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO.....................................................................................................................3 
OBJETIVOS..........................................................................................................................5 
PARTE EXPERIMENTAL...................................................................................................6 
1. MATERIAIS E REAGENTES..................................................................................6 
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL.....................................................................6 
RESULTADOS E DISCUSSÃO...........................................................................................7 
CONCLUSÃO......................................................................................................................12 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS.................................................................................13 
 
 
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INTRODUÇÃO 
Ácidos e bases são duas das categorias mais importantes da química, abrangendo uma 
vasta área de aplicação, tanto em processos biológicos quanto em inúmeros processos 
industriais e laboratoriais (ATKINS e JONES, 2012). 
Por conseguinte, a identificação destes compostos é de grande relevância no estudo da 
química, sendo anteriormente realizada através da observação de suas propriedades 
características como sabor azedo, comum de substâncias ácidas, ou o sabor amargo, 
específico de substâncias básicas (BROWN et al, 2005). Contudo, a partir de estudos 
experimentais estabeleceu-se noções que otimizaram o processo de identificação, como o uso 
de indicadores ácido-base através de extrato de flores, explorado por Boyle no século XVII, 
fomentando posteriores estudos que contribuiram para a definição dos conceitos que hoje 
conhecemos sobre ácidos e bases (TERCI e ROSSI, 2002). 
A definição de ácidos e bases de Brønsted-Lowry proposta em 1923, por exemplo, 
além de contribuir na melhor compreensão do que seriam ácidos e bases de forma não tão 
limitada como o conceito de Arrhenius, proposto na década de 1880, (BROWN et al, 2005) 
articulou o desenvolvimento do conceito de par conjugado, ideia fundamental na assimilação 
do funcionamento do indicador (RUSSELL, 1994). 
Sabe-se que o indicador é um par conjugado (RUSSELL, 1994) de normalmente 
orgânico, que poderá ser fracamente ácido (indicadores ácidos) ou fracamente básico 
(indicadores básicos) que manifestará diferentes cores para suas formas protonadas e 
desprotonadas, ou seja, de acordo com a mudança de pH (TERCI e ROSSI, 2002). 
Isso ocorre já que numa reação ácido-base haverá a transferência de protóns, que ao 
ser adicionada numa solução ácida por exemplo, formará uma base conjugada através da 
remoção de um próton do ácido, logo, assumirá a cor característica de sua forma 
desprotonada, já numa solução básica, o ácido conjugado será formado pela adição de próton 
na base, consequentemente o indicador revelará a cor específica de sua forma protonada 
(BROWN et al, 2005). 
O indicador também é utilizado nas titulações ácido-base, no qual o ponto de 
equivalência é indicado pela mudança de coloração do indicador, uma vez ao se aproximar do 
ponto de equivalência o pH da solução mudará apressadamente com a adição de algumas 
gotas titulantes. Lembrando que o ponto de equivalência não ocorrerá necessariamente no pH 
7, já que uma neutralização nem sempre produzirá uma solução neutra. Posto isto, usualmente 
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é previsto o pH aproximado no ponto de equivalência e assim sendo, escolhe-se um indicador 
na tabela que mais encaixa na situação (RUSSELL, 1994). 
Graficamente, o pH de uma solução a ser titulada poderá ser expressa a partir da curva 
de titulação, desde que se tenha conhecimento da concentração do ácido e da base 
(RUSSELL, 1994). 
Usualmente, os principais indicadores são: violeta de metila, azul de timol, alaranjado 
de metila, vermelho de metila, azul de bromotimol e fenolftaleína, sendo os quatro últimos 
utilizados na experiência aqui relatada. 
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OBJETIVOS 
 Descrever os procedimentos que devem ser usadas para determinar se uma solução 
é ácida ou básica, usando indicadores apropriados. 
 Relacionar as cores características do indicador usado em meio ácido ou básico. 
 Identificar uma solução de função desconhecida (ácida ou básica) através do teste do 
indicador. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PARTE EXPERIMENTAL 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Vinagre (CH3COOH) 
 Leite de Magnésia (Mg(OH)2) 
 Detergente 
 Solução 20% de Cloreto de Sódio (NaCl) 
 Alaranjado de metila (C14H14N3NaO3S) 
 Vermelho de metila (C15H15N3O2) 
 Azul de bromotimol (C27H28Br2O5S) 
 Fenolftaleína (C20H16O4) 
 16 tubos de ensaio 
 4 pipetas de Pasteur 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
I. Inicialmente, dividiu-se os 16 tubos de ensaio em 4 séries compostas por 4 tubos e em 
cada série adicionou-se um tipo de reagente. 
 Série 1: Vinagre 
 Série 2: Mg(OH)2 
 Série 3: Detergente 
 Série 4: Solução 20% de NaCl 
II. Sem demora, os 4 tubos de cada série foram enumerados de 1 a 4. Em seguida, de acordo 
com a numeração, estabeleceu-se um padrão na adição de indicadores: 
1. Alaranjado de metila 
2. Vermelho de metila 
3. Azul de bromotimol 
4. Fenolftaleína 
III. Assim, no tubo 1 de cada série, adicionou-se 6 gotas do indicador alaranjado de metila e 
agitou-se. Da mesma forma, fez-se com os outros tubos, onde adicionou-se o indicador 
respectivo de cada número. 
IV. Após a preparação das misturas, observou-se a mudança de coloração. 
V. Em seguida descartou-se as misturas na pia. 
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RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Para constatar, de forma subjetiva, o pH dos reagentes após entrarem em contato com 
os indicadores, utilizou-se uma tabela, representada a seguir, como parâmetro, pois a mesma 
contém as colorações padrão, referentes a cada um dos indicadores utilizados. 
 
Tabela 1. Indicadores ácido-base, intervalo de viragem e cores apresentadas. Fonte: CAMPOS, 2016. 
 
O Quadro 1 logo abaixo demonstra as cores iniciais dos reagentes: 
Quadro 1 - Coloração inicial dos reagentes utilizados 
Reagente Coloração inicial do 
Reagente 
Vinagre (1) Incolor 
Mg(OH)2 (2) Branco 
Detergente (3) Branco 
NaCl (20%) (4) Incolor 
Fonte: Próprio autor. 
Após a adição do indicador alaranjado de metila em cada um dos quatro tubos 
contendo, respectivamente, vinagre, Mg(OH)2, detergente e solução 20% de NaCl, os mesmos 
adquiriram, respectivamente, as colorações: vermelha, laranja esbranquiçado, laranja e laranja 
claro. Conforme representado no Quadro 2 a seguir: 
 
 
 
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Quadro 2 - Coloração adquirida pelos reagentes após entrarem em contato com o indicador 
alaranjado de metila 
Indicador Reagentes Coloração final do 
Reagente 
 
Alaranjado 
de metila 
Vinagre Vermelho 
Hidróxido de Magnésio Laranja 
Detergente Laranja 
Cloreto de Sódio Laranja 
Fonte: Próprio autor. 
Portanto, apenas o vinagre, conforme o Quadro 2, apresentou coloração vermelha, 
referente ao pH abaixo da zona de transição deste indicador, que é de 3,1 – 4,4, como 
explícito na Tabela 1. Enquanto os outros três reagentes apresentaram tons de coloração 
próximos à cor amarela, que representa pH acima da faixa de transiçãodo alaranjado de 
metila, preconizando, desta maneira, que estes três possuem pH na faixa de transição deste 
indicador. 
Já ao entrarem em contato com o indicador vermelho de metila os mesmos reagentes 
(vinagre, hidróxido de magnésio, detergente e cloreto de sódio) adquiriram as colorações: rosa 
escuro, amarelo, amarelo esbranquiçado e rosa, na devida ordem. O Quadro 3 contendo os 
resultados se encontra logo abaixo: 
Quadro 3 - Coloração adquirida pelos reagentes após entrarem em contato com o indicador 
 vermelho de metila 
Indicador Reagentes Coloração final do 
Reagente 
 
Vermelho 
de 
metila 
Vinagre Rosa escuro 
Hidróxido de Magnésio Amarelo 
Detergente Amarelo 
Cloreto de Sódio Rosa 
 Fonte: Próprio autor. 
O vinagre e o detergente apresentaram, coloração próxima ao vermelho, configurando 
assim, que os mesmos possuem pH na zona de transição do indicador vermelho de metila, que 
conforme a Tabela 1, é de 4,4 – 6,2. Já o hidróxido de magnésio e o cloreto de sódio 
apresentaram coloração amarela, e, portanto, pH acima da zona de transição do indicador 
usado. 
Ao ser adicionada o indicador azul de bromotimol em outros tubos contendo os 
reagentes de 1 a 4, os mesmos adquiriram as seguintes cores: laranja, azul esbranquiçado, 
amarelo e amarelo. Conforme ilustrado no Quadro 4 logo abaixo: 
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Quadro 4 - Coloração adquirida pelos reagentes após entrarem em contato com o indicador azul 
de bromotimol 
Indicador Reagentes Coloração final do 
Reagente 
 
Azul de 
bromotimol 
Vinagre Laranja 
Hidróxido de Magnésio Azul 
Detergente Amarelo 
Cloreto de Sódio Amarelo 
Fonte: Próprio autor. 
O reagente 1 possui, portanto, pH dentro da zona de transição do azul de bromotimol, 
que é de 6,0 – 7,6 (Tabela 1). O reagente 2 por ter apresentado coloração azul apresenta pH 
acima da zona de viragem do azul de bromotimol. Já os reagentes 3 e 4 possuem pH abaixo da 
zona de viragem do indicador, pois apresentaram coloração amarela. 
Ao entrar em contato com o indicador fenolftaleína os reagentes de 1 a 4 
apresentaram as seguintes colorações: incolor, rosa carmim, branco e branco. Representado 
no Quadro 5, abaixo: 
Quadro 5 - Coloração adquirida pelos reagentes após entrarem em contato com o 
indicador fenolftaleína 
Indicador Reagentes Coloração final do 
Reagente 
 
Fenolftaleína 
Vinagre Incolor 
Hidróxido de Magnésio Rosa carmim 
Detergente Branco 
Cloreto de Sódio Branco 
Fonte: Próprio autor. 
 O reagente 1 possui pH abaixo da zona de transição do fenolftaleína, que é de 
8,2 – 10,0, de acordo com a Tabela 1, enquanto apenas o reagente possui pH acima da zona 
de viragem deste indicador, pois apresentou coloração rosa carmim. Os reagentes 3 e 4 
possuem pH na faixa de transição do fenolftaleína. 
Seguidamente foram anexadas imagens expositivas dos tubos contendo os quatros 
reagentes utilizados após os mesmos entrarem em contato com os quatro indicadores 
diferentes. 
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Figura 1. Tubo 1: Vinagre após adição de alaranjado de metila; Tubo 2: vinagre após adição de vermelho de 
metila; Tubo 3: Vinagre após adição de azul de bromotimol; Tubo 4: Vinagre após adição de fenolftaleína. 
Fonte: Próprio autor. 
 
Figura 2. Tubo 1: Hidróxido de magnésio após adição de alaranjado de metila; Tubo 2: Hidróxido de magnésio 
após adição de vermelho de metila; Tubo 3: Hidróxido de magnésio após adição de azul de bromotimol; Tubo 4: 
Hidróxido de magnésio após adição de fenolftaleína. Fonte: Próprio autor. 
 
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Figura 3. Tubo 1: Detergente após adição de alaranjado de metila; Tubo 2: Detergente após adição de vermelho 
de metila; Tubo 3: Detergente após adição de azul de bromotimol; Tubo 4: Detergente após adição de 
fenolftaleína. Fonte: Próprio autor. 
 
 
Figura 4. Tubo 1: Solução de cloreto de sódio após adição de alaranjado de metila; Tubo 2: Solução de cloreto de 
sódio após adição de vermelho de metila; Tubo 3: Solução de cloreto de sódio após adição de azul de 
bromotimol; Tubo 4: Solução de cloreto de sódio após adição de fenolftaleína. Fonte: Próprio autor. 
 
 
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CONCLUSÃO 
O experimento aqui relatado, descreveu os procedimentos para determinar se uma 
solução é ácida ou básica. Após a realização dos testes dos indicadores foram relacionadas as 
cores características do indicador adicionado em cada solução, para determinar se as mesmas 
eram ácidas ou básicas, onde cada reagente apresentou uma determinada cor para um 
determinado indicador. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Propriedade dos Líquidos e Gases. Princípios de Química: 
Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Bookman. 5º Edição. Porto Alegre, 
2012. 
BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Equilíbrio ácido-base. 
Química: A Ciência Central. Pearson Hall. 9º Edição. São Paulo, 2005. 
CAMPOS, José Daniel Ribeiro de. Química Experimental I – Química Industrial. 
Universidade Estadual de Goiás, 2016. 
RUSSELL, John B. Soluções aquosas: equilíbrio ácido-base. Química Geral. Volume II. 
Pearson Makron Books. 2º Edição. São Paulo, 1994. 
TERCI, Daniela Brotto Lopes; ROSSI, Adriana Vitorino. Indicadores Naturais De pH: 
Usar Papel Ou Solução? Química Nova, Campinas, SP. v. 25, n. 4. 2002. Disponível em: 
<http://quimicanova.sbq.org.br/imagebank/pdf/Vol25No4_684_25.pdf>. Acesso em: 21 de 
março de 2016.