Modelo Quimica Experimental (1)

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Universidade Tecnológica Federal do Paraná – 
Campo Mourão 
Departamento Acadêmico de Alimentos – DALIM 
Curso: Engenharia de Alimentos 
Disciplina: Química Experimental EL32K 
 
 
 
 
 
 
 
 
FUNÇÕES INORGÂNICAS, INDICADORES E REAÇÕES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Autor (es): Heloísa Carolina dos Santos; Julia Rodrigues Sousa 
Professora: Ailey Aparecida Coelho Tanamati 
Data da Experiência: 06/09/2019 Data da Entrega: 27/09/2019 
 
 
 
 
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RESUMO 
 
Neste relatório discutiremos sobre ácidos e bases e o como se comportam na 
presença de dois indicadores: azul de bromotimol, fenolftaleína, alaranjado de metila e verde de 
bromocresol. Apresentaremos também os resultados de determinação do caráter ácido -básico de 
algumas substâncias com a utilização desses indicadores, conforme experimento realizado 
durante a disciplina de Química Experimental. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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INTRODUÇÃO 
 
Svante August Arrhenius, químico sueco, foi um dos primeiros a sugerir conceitos sobre 
ácidos e bases nos finais do século XIX. Baseado em seus experimentos com condutividade 
elétrica em meio aquoso, Arrhenius propôs que os ácidos são todos os compostos que, em 
solução aquosa, se ioniza, produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio (H+), 
enquanto que as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-. 
Porém mais tarde os químicos descobriram que as reações entre ácidos e bases também 
ocorriam em meios não-aquosos, e até mesmo na ausência de solvente. A definição t eve que 
ser descartada e substituída por uma nova mais ampla. Assim em 1923, o químico 
dinamarquês Johannes Nicolaus Bronsted propôs que um ácido é um doador de prótons e uma 
base é um receptor de prótons. A mesma definição fora proposta independentemente pelo 
químico inglês Thomas Lowry, e a teoria baseada nelas é amplamente conhecida como a 
“teoria de Bronsted-Lowry” de ácidos e bases. Na reação seguinte, o cloreto de hidrogênio 
(HCl) satifaz a definição Bronsted- Lowry de um ácido porque ele do a um próton do H + para a 
água. A água satisfaz a definição de uma base porque ela aceita um próton do HCl (ATKINS, 
2002, p. 513). 
A determinação experimental da concentração de uma solução pode ser por meio de um 
procedimento denominado titulação, o qual envolve a adição de uma solução de concentração 
conhecida- titulante- a uma solução de concentração desconhecida- o titulado. O titulado é 
colocado em um frasco (erlenmeyer) com algumas gotas de um indicador ácido-base e o 
titulante é colocado em uma bureta, assim o gotejamento deve ocorrer até o ponto de 
equivalência, situação em que a quantidade de íons de OH - (ou H+), em mol adicionado como 
titulante, iguala-se à quantidade de íons H + (OH-), presente n a solução inicial. O ponto de 
equivalência ocorre quando a quantidade adicionada d e titulante, em mol, é igual á 
determinada p ela proporção estequiométrica para reação com o titula do. Esse ponto é 
indicado pelo momento de mudança de cor d e um indicador, conhecido por ponto de viragem 
do indicador (BRUNI, 2013, p.151, 153, 154). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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OBJETIVOS 
 
• Identificar experimentalmente ácidos e bases através do uso dos indicadores sintéticos e 
natural; 
• Observar as propriedades dos indicadores; 
• Identificar a ação do indicador em diferentes valores de pH 
• Determinar as cores em cada caso e anotar seus resultados 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. EXPERIMENTO 1- REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO E INDICADORES ÁCIDO- 
BASE 
 
2.1 MATERIAIS 
• 1 proveta de 50 mL 
• 2 pipetas de 10 mL 
• 2 pipetas de 5 mL 
• 1 conta gotas 
• 1 béquer de 100 mL 
• 5 erlenmeyers de 250 mL 
• 3 erlenmeryers de 50 mL 
• 12 a 15 tubos de ensaio na estante 
• Liquidificador 
• Repolho roxo 
 
2.1 REAGENTES 
• Água destilada 
• Ácido clorídrico nas concentrações - 1 mol/L; 0,1 mol/L; 0,001 mol/L e 0,00001 mol/L 
• Hidróxido de sódio nas concentrações - 1 mol/L; 0,1 mol/L; 0,001 mol/L e 0,00001 mol/L 
• Ácido clorídrico - 1 mol/L 
• Indicadores - Alaranjado de metila; Verde de bromocresol; Azul de bromotimol e 
Fenolftaleína. 
 
 
 
 
 
2.2 PROCEDIMENTOS 
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• Adicionar pequenas quantidades de uma mesma solução em quatro tubos de ensaio e 
após, adicionar 2 ou 3 gotas de cada um dos indicadores nos diferentes tubos 
• Anotar as cores observadas no quadro e repetir o procedimento para outras soluções. 
• Colocar em cada um dos 5 erlenmeyers, com auxílio de uma proveta, a quantidade de 
NaOH; 
• Adicionar em cada erlenmeyer 2 a 3 gotas de azul de bromotimol; 
• Adicionar o HCl nos erlenmeyers como está no quadro e anotar os resultados. 
 
3. EXPERIMENTO 2 - AÇÃO DO INDICADOR EM DIFERENTES VALORES DE PH 
 
3.2 PROCEDIMENTOS 
• Enumerar os tubos de 1 a 9 
• No tubo central (número 5), colocar 10 mL de água destilada 
• Adicionar separadamente 10 mL de cada solução ácida, nos tubos de 1 a 4. 
• Repetir o processo para as soluções alcalinas nos tubos de 6 a 9. 
• Em cada um dos tubos de ensaio, acrescentar 2 a 5 gotas do extrato de repolho roxo. 
• Observar e anotar os resultados 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2.3 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
No quadro abaixo, foi colocado os resultados do experimento já realizado: 
 
 Fenoftaleína Alaranjado de 
metila 
Azul de 
bromotimol 
Verde de 
bromocresol 
 Água Incolor Laranja Verde Verde 
HCl (1 mol) Incolor Vermelho Amarelo Amarelo 
NaOH (1 mol) Pink Laranja Azul Azul 
 
Como percebemos, a fenoftaleína tem uma variação da coloração de incolor a rosa, quanto 
mais alcalino, mais cor terá. Com isso, a água que é um composto neutro e o HCl um ácido, 
ficaram incolor, já o NaOH, uma base, ficou rosa. 
Já o alaranjado de metila, é usado como indicador para um ácido. Desse modo, somente o 
HCl teve sua cor alterada de laranja para vermelho. 
O bromotimol é um indicador que, em meios ácidos tem a coloração amarela e em meios 
básicos azul e em meios neutros, verde. Assim, a água ficou verde, o HCl amarelo e o NaOH 
ficou azul. 
 
Elenmeyer 1 2 3 4 5 
NaOH(ml) 5 10 15 20 25 
HCl (ml) 25 20 15 10 5 
Coloração Amarelo Amarelo Verde Azul Azul 
 
O azul de bromotimol é um indicador de pH que em solução ácida fica amarelo, em solução 
básica fica azul e em solução neutra fica verde. Desse modo os elementos ácidos ficaram amarelo 
e os elementos básicos ficaram azul. Porém, o frasco de número 5, teve sua cor em verde, pois 
era a mesma quantidade, tanto ácida quanto básica, isso fez com que a substância ficasse neutra. 
 
 
 
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3.3 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Tubo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 
Solução HCl(1 
mol) 
HCl(0,1 
mol) 
HCl 
(0,01m
ol) 
HCl 
(0,001 
mol) 
H20 NaO
H 
(0,00
01 
mol) 
NaOH 
(0,001 
mol) 
NaOH 
(0,1 
mol) 
NaOH 
(1 mol) 
pH 13 14 
Cor Verm
elho 
 pink rosado Lilás Roxo Azul Verde Verde 
limão 
Amarelo 
 
A coloração que é vista do extrato de repolho roxo, vai desde o vermelho, para o composto mais 
ácido até o amarelo, para o composto mais básico. Isso se dá pois o extrato do repolho roxo pode 
ser utilizado como indicador de pH, a antocianina que o compõe varia de acordo com pequenas 
alterações do pH da solução. À medida que se tem diferentes proporções dessas estruturas 
(cátion, base e ânion cianina), se tem diferentes colorações. 
 
 
 
 
 
 195CONCLUSÕES 
 
Identificar ácidos e bases nem sempre foi tão fácil como atualmente. Hoje isso é 
possível em decorrência s dos instrumentos que temos e nos possibilitam esse feito. 
Logo, percebemos a importância do uso de indicadores e da identificação dessas 
funções inorgânicas que estão presentes em nossa vida. Conclui-se que por além de usar o 
medidor do pH para medir pH de substância o solução, pode se também determinar o pH através 
de vários meios como papel indicador ou indicadores líquidos (como fenolftaleína, azul de 
bromotimol, amarelo de metila e entre outros), para conhecer o pH e também reconhecer se uma 
substância ou solução é acida ou básica. 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P. et al. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. – 3. ed. – Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
BRUNI, Aline Thais, Ser protagonista: química. 2. ed. São Paulo: Edições SM, 2013. 
 
 
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	Universidade Tecnológica Federal do Paraná –
	Campo Mourão