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FACULDADE DO CENTRO LESTE - UCL ENGENHARIA QUÍMICA QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL ALESSANDRO FERNANDES JENNIFER SILVA MARAYZA BERMOND PÂMELLA LOYOLA PATRÍCIA VIEIRA RELATÓRIO EXPERIMENTAL: ESTUDO DOS ÁCIDOS Relatório Experimental apresentado como requisito para aprovação na disciplina de Química Inorgânica Experimental, sob a orientação do prof. Emanuel Muri. Serra, 15 de Abril de 2019 SUMÁRIO OBJETIVO 3 1.1. OBJETIVO GERAL 3 1.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS 3 INTRODUÇÃO 3 2.1. OS ÁCIDOS E SUAS PROPRIEDADES 3 2.1.1. DEFINIÇÃO DE ÁCIDO DE ARRHENIUS 3 2.1.2. PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS 3 Volatilidade 3 Formadores de sal 3 Condutores de corrente elétrica 4 Reação com metais 4 Reação com Carbonatos e Bicarbonatos 4 2.2. FORÇA DOS ÁCIDOS 4 2.2.1. GRAU DE IONIZAÇÃO 4 2.2.2. FÓRMULA MOLECULAR DO ÁCIDO 5 Hidrácido 5 Oxiácido 5 2.2.3. CONSTANTE DE IONIZAÇÃO (Ka) 5 2.3. UTILIZAÇÃO DO CONDUTIVÍMETRO PARA MEDIR FORÇA DE ÁCIDOS 6 2.3.1. TIPOS DE CONDUTORES: 7 Condutores de primeira classe (ou eletrônicos) 7 Condutores de segunda classe (ou eletrolíticos) 7 2.4. INDICADORES ÁCIDO/BASE 7 2.5. APLICAÇÃO DOS ÁCIDOS 12 PARTE EXPERIMENTAL 14 3.1. MATERIAIS E REAGENTES 14 3.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 15 3.2.1. ANÁLISE DA FORÇA DOS ÁCIDOS 15 A. Preparo das soluções de ácidos forte e fracos 15 B. Medição da força do ácido 16 3.2.2. ANÁLISE DA MUDANÇA DE COLORAÇÃO DOS INDICADORES 16 A. Preparo das soluções de indicadores 16 B. Análise da mudança de cor das soluções com indicadores 17 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 17 2 1. OBJETIVO 1.1. OBJETIVO GERAL Analisar algumas das propriedades dos ácidos e discutir sobre tais propriedades. 1.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS O experimento possui dois objetivos específicos: ● O primeiro deles é observar e discutir sobre a força dos ácidos através da análise da condutividade elétrica de soluções de ácidos forte e fraco que apresentam mesma concentração. ● O outro objetivo específico é observar e discutir a mudança de coloração dos indicadores ácido/base quando submetidos a variação de pH. 2. INTRODUÇÃO 2.1. OS ÁCIDOS E SUAS PROPRIEDADES 2.1.1. DEFINIÇÃO DE ÁCIDO DE ARRHENIUS A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que quando dissolvidas em água sofrem ionização, liberando íons positivos H +. A Equação 1 representa a ionização [1]. HX + H2O → H3O+ + X - Equação 1 2.1.2. PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS A. Volatilidade Esse critério classifica o ácido quanto à sua facilidade de passar do estado líquido para o estado gasoso, podem ser voláteis ou fixos [2]: ● Voláteis: a maioria dos ácidos é volátil. Exemplo: quando abrimos um frasco de vinagre, logo percebemos seu cheiro característico. Isto acontece porque o ácido acético presente no vinagre é um ácido muito volátil. ● Fixos: são ácidos pouco voláteis, o exemplo mais comuns é o ácido sulfúrico. B. Formadores de sal É a chamada reação de neutralização, apresentada na Equação 2. A neutralização ocorre quando um ácido é neutralizado por uma base e a base pelo ácido [3]. HCl + NaOH → NaCl + H2O Equação 2 3 C. Condutores de corrente elétrica Uma solução se torna condutora de eletricidade quando contém um ácido dissolvido nela. Isso acontece porque os ácidos se desdobram em íons [3]. D. Reação com metais Quando um ácido é colocado na presença de metais como o zinco, manganês (que são metais ativos) possui a propriedade de dissolvê-los, liberando gás hidrogênio, como apresentado na Equação 3 [2]. 2 HCl + Zn → ZnCl2 + H2 Equação 3 E. Reação com Carbonatos e Bicarbonatos Quando reagem com ácidos, os ânions derivados dos carbonatos e bicarbonatos liberam gás carbônico. Essa reação está descrita na Equação 4 [2]. 2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + H 2O + CO2 Equação 4 2.2. FORÇA DOS ÁCIDOS A força dos ácidos é a capacidade do ácido sofrer ionização. Esta força está relacionada com a capacidade dessas substâncias de conduzir corrente elétrica quando presentes na água [1,4]. Como os ácidos possuem a capacidade de produzir íons em água, a solução que os contém, além de ter sabor azedo, apresenta como característica principal o fato de conduzir corrente elétrica. A produção de íons é denominada força, e os ácidos, como base nesse quesito, são classificados em fortes, fracos ou moderados [4]. A presença de íons em água é o fator que permite que a água possa conduzir corrente elétrica [4]. Considerar um ácido como forte significa que, em água, ele é capaz de produzir uma grande quantidade de íons; já o ácido moderado é aquele que produz uma quantidade de íons nem muito grande nem muito pequena; e o fraco, por sua vez, é aquele que produz uma quantidade de íons muito pequena. Essa classificação descrita depende do grau de ionização, da fórmula molecular e da constante de ionização do ácido com o qual estamos lidando [4,5]. 2.2.1. GRAU DE IONIZAÇÃO O grau de ionização indica a porcentagem da ionização do ácido quando dissolvido em água. Trata-se da relação estabelecida entre o número de moléculas ionizadas e o número de moléculas iniciais do ácido [5]. 4 Pode ser medido segundo a Equação 5 [1]. α = número de moléculas ionizadas Equação 5 número de moléculas iniciais Onde: ● α ≥ 50 % : Ácido forte ● 50% > α > 5% : Ácido moderado ● α ≤ 5% : Ácido fraco 2.2.2. FÓRMULA MOLECULAR DO ÁCIDO A. Hidrácido É um ácido sem oxigênio em sua molécula [1]. ● Ácido forte: HCl, HBr e HI. ● Ácido moderado: HF. ● Ácido fraco: qualquer outro hidrácido. B. Oxiácido É um ácido com oxigênio em sua molécula [1]. Neste caso, realiza-se a subtração entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios ionizáveis presentes na fórmula do ácido. Como na Equação 6 [1]: X = O - H Equação 6 ● X ≥ 2 : Ácido forte ● X = 1 : Ácido moderado ● X = 0 : Ácido fraco 2.2.3. CONSTANTE DE IONIZAÇÃO (K a) A constante de ionização é a relação entre as concentrações dos produtos e a concentração molar do ácido [5]. Um ácido, cuja ionização é apresentada na Equação 1, possui a seguinte constante de ionização (Ka) [5]: Equação 7Ka = [HX] [H O ].[X ]3 + − A água não entra na expressão porque, para que a ionização aconteça, ela obrigatoriamente deve estar presente, ou seja, é uma constante no processo [5]. 5 Analisando a expressão, podemos observar que a concentração de íon hidrônio [H3O+] está no numerador e a concentração do ácido [HX] está no denominador [5]. Assim, quanto maior for a concentração do íon hidrônio, maior será o valor do Ka [5]. Por meio do K a de um ácido, podemos saber se existem muitos hidrônios no meio e vice-versa [5]. Para classificar os ácido, levaremos em consideração a seguinte referência [5]: ● Ka > 10 -3 → Ácido forte ● Ka = 10 -3 ou 10 -4 → Ácido moderado ou semiforte ● Ka ≤ 10-5 → Ácido fraco A Tabela 1, abaixo apresenta alguns ácidos e suas respectivas constantes de dissociação. Tabela 1. Constantes de dissociação de ácidos a 25 °C[7]. 2.3. UTILIZAÇÃO DO CONDUTIVÍMETRO PARA MEDIR FORÇA DE ÁCIDOS A medição da força de um ácido por meio do condutivímetro baseia-se na condutância das soluções iônicas, a condutância está associada a contribuição individual de cada íon presente na solução, trata-se portanto de uma propriedade que não depende de reações específicas ao nível de eletrodo. A condução da corrente elétrica se dá pela movimentação dos íons positivos e negativos com aplicação de campo eletrostático [6]. A análise condutimétrica pode ser direta, quando a concentração do eletrólito é determinada através de uma única medição de condutância da solução, ou relativa (titulações condutimétricas), quando se procedem medições das variações da condutância no decorrer de uma titulação e, através delas, estabelece-se o ponto final da titulação [6]. 6 2.3.1. TIPOS DE CONDUTORES: A. Condutores de primeira classe (ou eletrônicos) Metais, ligas metálicas, semicondutores. Nestes casos a condução de corrente elétrica é feita por elétrons, não envolvendo transporte de matéria durante o processo de condução de corrente e sem alteração das propriedades químicas do condutor [6]. B. Condutores de segunda classe (ou eletrolíticos) Soluções iônicas. Nestes casos a condução de eletricidade se dá às custas do movimento de íons em solução, ou seja, com transporte de matéria. Em análise condutimétrica só tem interesse na condutância dos condutores de segunda classe [6]. 2.4. INDICADORES ÁCIDO/BASE Os indicadores ácido/base, normalmente, são ácidos ou bases orgânicas fracas que mudam de cor entre sua forma ácida e básica conforme a concentração hidrogeniônica. Eles são utilizados para localizar o ponto de equivalência de titulações ácido/base [5,6]. O indicador, ácido ou básico, não dissociado apresenta uma cor diferente do produto dissociado. No caso de um indicador ácido (HIn), a dissociação ocorre de acordo com a Equação 8 [8]: HIn + H2O ⇄ In- + H 3O+ Equação 8 cor ácida cor básica Nesse caso, as alterações estruturais internas, conforme apresenta a Figura 1 acompanham a dissociação e causam a mudança de cor. A cor do ânion indicador é diferente daquela do ácido indicador [5,6]. Figura 1. Comportamento do indicador fenolftaleína em meio ácido e básico [9]. 7 Se a solução na qual o indicador é adicionado for ácida, isto é, se contiver grandes quantidades de íons hidrogênio, o equilíbrio da Equação 8 será desviado para esquerda, tornando visível a cor ácida do indicador não dissociado [8]. Se, no entanto, a solução torna-se alcalina, ou seja, os íons hidrogênio forem removidos, o equilíbrio deslocar-se-á para a formação do indicador com cor básica, mudando a coloração da solução. A mudança da coloração ocorre numa estreita, porém, bem definida faixa de pH [8]. O equilíbrio para um indicador do tipo básico, In, é apresentado na Equação 9 [7]. In + H2O ⇆ InH + + OH- Equação 9 cor básica cor ácida A propriedade apresentada pelos indicadores ácido/base é chamada de halocromismo. O termo ‘crômico’ é definido como materiais que podem mudar sua cor reversivelmente com a presença de um fator. O fator, neste caso, é o pH [10]. A mudança cromática de moléculas halocrômicas ocorre quando esta se ligada a íons hidrônio (H3O+) ou hidroxila (OH -) presentes na solução. Estas interações resultam em mudanças estruturais nos sistemas conjugados da molécula, alterando, por consequência, a energia das ligações e os comprimentos de onda que são absorvidos. O resultado final é a alteração da cor que é percebida para a substância [10]. Um exemplo de substância halocrômica é o azul de bromotimol , Figuras 2 e 3, que altera sua cor amarela (forma protonada) em meio ácido (excesso de íons hidrônio) para azul (forma desprotonada) em meio básico (excesso de íons hidroxila). A cor verde intermediária é resultado da presença de ambas as formas - protonada e desprotonada - simultaneamente [10]. Figura 2. Coloração de soluções contendo azul de bromotimol, em função do pH. A solução marcada como "blank" indica a coloração original da solução sem adição do azul de bromotimol [10]. 8 Figura 3. Formas protonada (esquerda) e desprotonada (direita) do azul de bromotimol [10]. Importante notar que a variação de tonalidade observada para substâncias halocrômicas se deve exclusivamente à variação da concentração da forma predominante em função do pH. Por exemplo, para o azul de bromotimol, a variação da intensidade da cor azul com o aumento do pH se deve exclusivamente ao aumento da concentração da forma desprotonada desta molécula, e não a uma contínua variação da estrutura [10]. A Tabela 2 apresenta a mudança de coloração dos indicadores em função das faixas de pH em que elas ocorrem. Tabela 2. Mudança de cor e faixa de pH de alguns indicadores [5,6]. 9 Possuindo um conjunto dessas soluções indicadoras, pode-se facilmente determinar o pH de uma solução. Por exemplo, se em uma pequena tira de papel de filtro ou uma placa de toque, colocar-se 1 gota do indicador, 1 gota da solução em teste e observar a cor e, nessas circunstâncias, usando o azul de timol ácido e ele apresentar uma coloração amarela (alcalina), enquanto o alaranjado de metila se apresenta vermelho (ácido), pode-se afirmar que o pH da solução está entre 2,8 e 3,1 [8]. Alguns dos indicadores relacionados na Tabela 2 podem ser misturados para formar o denominado “indicador universal”, capaz de indicar, num só teste, o pH aproximado de uma solução. Tal indicador universal pode ser preparado utilizando fenolftaleína, vermelho de metila, dimetilazobenzeno, azul de bromotimol e de azul de timol. A solução deve ser neutralizada adicionando-se uma solução diluída de NaOH gota a gota, até atingir uma coloração amarela pura. Esse indicador universal apresenta diferentes colorações em função do pH da solução, conforme o Quadro 1 a seguir [8]: Quadro 1. Coloração apresentada pelo indicador universal de acordo com o pH da solução [8]. pH 2 4 6 8 10 12 Cor Vermelha Laranja Amarela Verde Azul Púrpura Pequenas tiras de papel de filtro devem ser impregnadas com essa solução e secas. Tais tiras de papel indicador podem ser guardadas por bastante tempo. Para fazer o teste, deve-se mergulhar uma tira desse papel na solução e observar sua coloração [8]. Por outro lado, às vezes, somente queremos determinar se uma solução é ácida ou alcalina. Neste caso, deve-se usar papel de tornassol. Em soluções ácidas, o tornassol apresenta-se vermelho, conforme apresentado na Figura 4, enquanto em soluções alcalinas, torna-se azul. A mudança de coloração ocorre num pH em torno de 7 [8]. Figura 4. Papel de tornassol fica vermelho em contato com limão ácido [11]. 10 Algumas substâncias que ocorrem naturalmente, têm sido utilizadas por séculos para indicar a acidez ou alcalinidade e são empregadas em titulações ácido/base,como é o caso do repolho roxo, que pode ser utilizado para indicar o pH de soluções, conforme Figura 5 [7]. Figura 5. Foto da escala de pH elaborada com o indicador de extrato de repolho roxo. A numeração do tubo indica o pH aproximado da solução indicadora [12]. A determinação visual possui a desvantagem da sensibilidade do visão humana ser dependente da cor. Outra desvantagem deste método é que soluções coloridas muitas vezes mascaram a mudança de cor do indicador halocrômico [10]. O olho humano não é muito sensível à diferença de cores em uma solução contendo um mistura de HIn e In-, particularmente quando a razão [HIn]/[In-] for maior que 10 (Equação 10) e menor que 0,1 (Equação 11). Conseqüentemente, a alteração de cor detectada por um observador geralmente ocorre dentro de uma faixa-limite de razões de concentração de 10 a 0,1. Em razões maiores ou menores, a cor mostra-se essencialmente constante ao nosso olho e é independente da razão. Como resultado, podemos escrever que um indicador típico, HIn, exibe sua cor ácida pura quando [7]: Equação 10[In ]− [HIn] ≥ 1 10 e sua cor básica quando: Equação 11[In ]− [HIn] ≤ 110 A cor parece ser intermediária para razões entre esses dois valores. As razões, é claro, variam consideravelmente de indicador para indicador [7]. 11 A expressão da constante de equilíbrio para a dissociação de um indicador do tipo ácido tem a forma [7]: Equação 12Ka = [HIn] [H O ] [In ]3 + − Rearranjando-a chega-se a [7]: Equação 13H O ][ 3 + = Ka [In ]− [HIn] Vemos, então, que a concentração do íon hidrônio determina a razão entre a forma ácida e a forma conjugada básica do indicador, que, por sua vez, controla a cor da solução [7]. Se as duas razões de concentração (Equações 9 e 10) forem substituídas na Equação 13, a faixa de concentração de íon hidrônio necessária para alterar a cor do indicador pode ser avaliada. Assim, para se observar a cor ácida [7], Equação 14O ] 0K [H3 + = 1 a e do mesmo modo, para a observação da cor básica, Equação 15O ] , K [H3 + = 0 1 a Para se obter a faixa de pH do indicador, toma-se o logaritmo negativo das Equações 13 e 14 [7]: pH (cor ácida) = -log(10 ) = p +1 Ka Ka pH (cor básica) = -log(0,1 ) = p -1 Ka Ka faixa de pH do indicador = p ± 1 Equação 16 Ka Pela Equação 16, pode-se determinar a faixa de transição de pH da maioria dos indicadores ácidos [7]. Dada a subjectividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são aconselháveis para determinações precisas do valor do pH. Um medidor de pH, denominado pHmetro, é frequentemente usado em aplicações onde são necessárias um maior rigor na determinação do pH da solução. Os indicadores de pH são frequentemente utilizados em titulações [13]. 2.5. APLICAÇÃO DOS ÁCIDOS 2.5.1. Ácido Clorídrico (HCl) [14] ● O HCl impuro é vendido no comércio com o nome de ácido muriático. ● O ácido clorídrico é um componente do suco gástrico, conferindo a ele um pH adequado para a ação das enzimas digestivas gástricas. 12 ● Usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal. ● Usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais. 2.5.2. Ácido Sulfúrico (H2SO4) [14] ● O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio. ● É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis. ● O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante. ● O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido. 2.5.3. Ácido Nítrico (HNO3) [15] ● Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite) e trinitrotolueno (TNT). ● Usado como fertilizante agrícola. 2.5.4 Ácido Fosfórico (H3PO4) [16] ● Uma das principais utilizações do H 3PO4 é em produtos para remover ferrugem. ● Eficaz em proteger as superfícies metálicas cromadas. ● Usado na fabricação de fosfatos e superfosfatos usados como fertilizantes. ● Usado nas indústrias alimentícias e farmacêuticas. 2.5.5. Ácido Acético (CH3 - COOH) [17] ● Usado na produção de acetato de vinila (para se fazer o polímero PVA). ● É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha. 2.5.6. Ácido Fluorídrico (HF) [18] ● Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro. ● Elemento altamente corrosivo. 2.5.7. Ácido Carbônico (H2CO3) [19] ● É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. ● É possível encontrar o ácido carbônico na água das chuvas, formado por meio da dissolução do gás carbônico presente na atmosfera pela água precipitada. 13 ● No sangue humano, o ácido carbônico participa do principal sistema de tamponamento, numa reação de equilíbrio com o seu sal mais fraco, o bicarbonato. 2.5.8. Ácido Cianídrico (HCN) [14] ● Ácido utilizado em indústrias diversas, como nas de plásticos, acrílicos e corantes, entre outras. ● Nos Estados Unidos, é usado nas "câmaras de gás" para executar pessoas condenadas à morte, este ácido libera um gás extremamente tóxico. 2.5.9. Ácido Clórico (HClO3) [15] ● Sua maior utilização é na produção de sais denominados cloratos, os quais são empregados na produção de fogos de artifício, fósforos de segurança, produção de gás oxigênio e pastilhas para garganta. ● Na forma de solução, esse ácido é capaz de oxidar madeira. 2.5.10. Ácido Crômico (H2CrO4) [15] ● Ácido utilizado na limpeza de vidrarias de laboratório. ● Utilizado na cromação (cobertura com cromo) de peças metálicas. ● É utilizado na produção de vidros e cerâmicas. ● Utilizado na formação de sais de cromo, muito utilizados como reagentes em laboratório. 2.5.11. Ácido Perclórico (HClO4) [15] ● Ácido utilizado na fabricação de explosivos, herbicidas, na precipitação de mucoproteínas (presentes no sangue ou em líquidos sinoviais) e em análises clínicas laboratoriais. 3. PARTE EXPERIMENTAL O experimento de Química Inorgânica foi organizado de forma a reunir, alguns dos conceitos, técnicas e procedimentos básicos da Química Experimental. Os experimentos devem ser conduzidos visando diferentes objetivos, tal como demonstrar um fenômeno, ilustrar um princípio teórico, coletar dados, testar hipóteses, desenvolver habilidades de observação ou medidas, adquirir familiaridade com aparatos, manuseios, entre outros. 3.1. MATERIAIS E REAGENTES ● Ácido Clorídrico (HCl) ● Ácido Acético (CH3COOH) ● Ácido Fosfórico (H3PO4) ● Ácido Oxálico (C2H2O4) 14 ● Ácido Ascórbico (C6H8O6) ● Álcool etílico (C2H5OH) ● Fenolftaleína (C20H14O4) ● Alaranjado de Metila (C14H14N3NaO3S) ● Becker de vidro 150 mL ● Balão volumétrico 250mL ● Proveta de 10 mL ● Pipeta graduada de 2 e 5 mL ● Pipetador ou Pêra ● Pipeta Pasteur ● Bastão de vidro ● Tubo de ensaio ● Grade para tubo de ensaio ● Espátula ● Condutivímetro ● Balança analítica 3.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 3.2.1. ANÁLISE DA FORÇA DOS ÁCIDOS A. Preparo das soluções de ácidos forte e fracos ● Preparo do ácido clorídrico 0,1M: 1. Em um balão, previamente preenchido com 10 mL de água destilada, pipetar 2,1 mL de Ácido Clorídrico; 2. Completar o volume até o menisco com água destilada; 3. Homogeneizar a solução; 4. Identificar o balão com o nome da solução, a concentração e a data de fabricação. ● Preparo do ácido acético 0,1M 1. Em um balão, previamente preenchido com 10 mL de água destilada, pipetar 1,4 mL de Ácido Acético; 2. Completar o volume até o menisco com água destilada; 3. Homogeneizar a solução; 4. Identificar o balão com o nome da solução, a concentração e a data de fabricação. ● Preparo do ácido fosfórico 0,1M: 1. Em um balão, previamente preenchido com 10 mL de água destilada, pipetar 1,7 mL de Ácido Fosfórico; 2. Completar o volume até o menisco com água destilada; 3. Homogeneizar a solução; 15 4. Identificar o balão com o nome da solução, a concentração e a data de fabricação. ● Preparo do ácido ascórbico 0,1M: 1. Pesar 4,40g de Ácido Ascórbico em um Becker de 150 mL; 2. Dissociar o ácido com água destilada e transferir para o balão de 250 mL com o auxílio de um bastão de vidro; 3. Lavar o Becker 2 a 3 vezes, transferindo a água de lavagem para o balão com o auxílio de um bastão de vidro; 4. Completar o volume até o menisco; 5. Identificar o balão com o nome da solução, a concentração e a data de fabricação. ● Preparo do ácido oxálico 0,1M: 1. Pesar 3,15g de Ácido Oxálico em um Becker de 150 mL; 2. Dissociar o ácido com água destilada e transferir para o balão de 250 mL com o auxílio de um bastão de vidro; 3. Lavar o Becker 2 a 3 vezes, transferindo a água de lavagem para o balão com o auxílio de um bastão de vidro; 4. Completar o volume até o menisco; 5. Identificar o balão com o nome da solução, a concentração e a data de fabricação. B. Medição da força do ácido ● Adicionar cerca de 50 mL de cada ácido preparado no Tópico A em Beckers de 50 mL; ● Mergulhar o condutivímetro cuidando para que o bulbo não apresente bolhas; ● Ligar o condutivímetro e medir a força de cada ácido. 3.2.2. ANÁLISE DA MUDANÇA DE COLORAÇÃO DOS INDICADORES A. Preparo das soluções de indicadores ● Preparo do indicador Alaranjado de Metila 0,1%: 1. Pesar 0,1g de Alaranjado de Metila em um becker de 150mL; 2. Dissolver o indicador com água destilada (preferencialmente morna); 3. Transferir para o balão de 100 mL com o auxílio de um bastão de vidro; 4. Lavar o Becker 2 a 3 vezes, transferindo a água de lavagem para o balão com o auxílio de um bastão de vidro; 5. Completar o volume até o menisco; 6. Identificar o balão com o nome da solução, a concentração e a data de fabricação. 16 ● Preparo do indicador Fenolftaleína 0,1%: 1. Pesar 0,1g de Fenolftaleína em um becker de 150mL; 2. Dissolver o indicador com álcool etílico; 3. Transferir para o balão de 100 mL com o auxílio de um bastão de vidro; 4. Lavar o Becker 2 a 3 vezes, transferindo o álcool de lavagem para o balão com o auxílio de um bastão de vidro; 5. Completar o volume até o menisco; 6. Identificar o balão com o nome da solução, a concentração e a data de fabricação. B. análise da mudança de cor das soluções com indicadores ● Com o auxílio de uma proveta, adicionar 5mL de ácido clorídrico 0,1M em um tubo de ensaio e adicionar 3 gotas de Alaranjado de metila; ● Com o auxílio de uma proveta, adicionar 5mL de ácido clorídrico 0,1M em um tubo de ensaio e adicionar 3 gotas de Fenolftaleína; ● Com o auxílio de uma proveta, adicionar 5mL de NaOH 0,1M em um tubo de ensaio e adicionar 3 gotas de Alaranjado de metila; ● Com o auxílio de uma proveta, adicionar 5mL de NaOH 0,1M em um tubo de ensaio e adicionar 3 gotas de Fenolftaleína; ● Observar as colorações apresentadas em cada tubo; ● Nos tubos contendo o HCl, adicionar o NaOH, com o auxílio de uma pipeta Pasteur; ● Nos tubos contendo o NaOH, adicionar o HCl, com o auxílio de uma pipeta Pasteur; ● Observar as colorações apresentadas em cada tubo. 4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS [1]. PETROBRAS ABASTECIMENTO. Curso de formação de técnicos de operação Jr do abastecimento. 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