Relatório Ácidos e Bases

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CENTRO DE ENSINO SUPERIOR E DESENVOLVIMENTO - CESED 
FACULDADE DE CIÊNCIAS MÉDICAS - FCM 
CURSO: FARMÁCIA PERÍODO: 2º 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
PROFESSORA: RAQUEL LUNA 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA: 
CARACTERIZAÇÃO DAS FUNÇÕES: ÁCIDOS E BASES 
DE ARRHENIUS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Campina Grande – Pb 
Abril, 2019 
 
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ÍNDICE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO……………………………………………..……………………………....3 
2. OBJETIVOS…………………………………………………………………..………….…4 
3. MATERIAIS E MÉTODOS………………………………………………………………...5 
3.1. Materiais utilizados…………………………………………………………...5 
3.2. Metodologia Experimental…………………………………....………….….6 
 4. RESULTADOS E DISCUSSÕES…………….……………………………….………....9 
 5. CONCLUSÃO……………………………….……………………………….….….….…12 
 6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS……………………………………………...……..13 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
As reações desenvolvidas neste estudo prático, em sua maioria, ocorrem em 
soluções aquosas, com ácidos e bases fortes reagindo. Deste modo, é imprescindível 
usar-se o conceito de Arrhenius, de que: “Substâncias ácidas são aquelas que em 
solução aquosa dissociam-se em íons hidrogênios (H+); substâncias básicas são 
aquelas que em solução aquosa dissociam-se em íons hidroxilas (OH-)” - na 
identificação de ácidos e bases. 
O conceito de Arrehnius é bastante simples e aplicável à aula prática 
desenvolvida. No entanto os conceitos ácido-base de Brønsted-Lowry são aplicáveis a 
quase todas as condições de reações, não limitando-se ao meio aquoso nem a ácidos 
e bases-fortes, ela prediz que “ácido é definido como um doador de próton e base 
como um receptor de próton”. Há ainda o conceito ácido-base de Lewis, que é 
aplicável onde os anteriores não são, pois ele não depende da transferência de 
prótons, apenas de elétrons: “Base é a substância doadora de par de elétrons e ácido 
um receptor de par de elétrons”. 
Estas definições de ácidos e bases são as mais disseminadas pela comunidade 
científica, são conceitos indispensáveis para a correta interpretação de muitas das 
reações inorgânicas. Reações inorgânicas sempre envolvem subsâncias: ácidas, 
bases , sais e óxidos são as mais comuns. Neste aspecto, um exemplo de reação é a 
de neutralização que envolve a interação entre um ácido e uma base, obtendo como 
produto água e um sal. 
A análise química qualitativa tem a finalidade principal de identificar os elementos 
ou íons que constituem uma substância. Quando é disposta uma amostra 
desconhecida, a primeira exigência é, geralmente, determinar quais as substâncias 
que nela estão presentes, pela observação do produto da reação e pelo 
adicionamento de substâncias conhecidas (prevendo seu comportamento nas 
reações) é que conclui-se qual é o composto, até então desconhecido. Na aula 
experimental realizada constatou-se como produto organoléptico de várias reações: a 
liberação de energia em forma de calor e mudanças de cores nas soluções, não 
apenas devido o adicionamento de um indicador ácido-base. 
 
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2. OBJETIVOS 
 
Dentre os objetivos da aula, destaca-se principalemente a constatação 
experimental de algumas propriedades funcionais dos ácidos e bases de Arrhenius e, 
qualitativamente, utilização de alguns indicadores ácido-base mais comuns. 
 
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3.1 MATERIAIS UTILIZADOS 
 
- Tubos de ensaio; 
- Suporte para tubo de ensaio; 
- Béquer; 
- Piceta descartável; 
- Tira universal para medir pH; 
- NaHCO₃ (bicarbonato de sódio); 
- H₂SO₄ (ácido sulfúrico); 
- NaOH (hidróxido de sódio); 
- CH₃COOH (ácido etanoico); 
- H₂O (água); 
- Indicador Misto; 
- Alaranjado de metila; 
- Fenolftaleína. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3.2 METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
 
A aula teve início com a professora Raquel Luna nos apresentando os principais 
materiais a serem utilizados durante a aula (Figura 1). Em seguida, separou-se 15 
tubos de ensaio, pois foram escolhidas cinco substâncias para manipulação, com três 
tipos diferentes de indicadores. Dando continuidade a separação dos tubos, a 
professora nos entregou os três indicadores (Figura 2) e por conseguinte, a cada 
substância disposta, colocou-se uma pequena quantidade em três tubos de ensaios. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1 – Alguns dos principais materiais utilizados (piceta descartável, indicadores, 
suporte e tubos de ensaio) 
Figura 2 – Indicadores (fenolftaleína, misto e alaranjado de metila) 
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 Após finalizada essa etapa e dispostos os béqueres com os indicadores, foi 
solicitado pela professora que colocássemos algumas gotas do primeiro indicador 
(alaranjado de metila) dentro dos tubos de ensaio com as respectivas substâncias e no 
momento em que foi colocado, já foi notória a mudança de coloração. Para o 
alaranjado de metila, foi possível observar que para substâncias básicas a coloração 
fica mais amarelada e para as substâncias ácidas a coloração tende a torna-se 
avermelhada (Figura 3). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O mesmo foi realizado para o segundo indicador, a fenolftaleína e neste caso, para 
bases a coloração tornou-se rosada e para substâncias acidificadas o líquido do tubo 
de ensaio não teve alteração significativa da sua cor. (Figura 4) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3 – Mudança de coloração nas substâncias como 
resultado do acréscimo do primeiro indicador 
Figura 4 – Mudança de coloração com o acréscimo do 
segundo indicador 
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Por fim, para o último indicador misto a coloração para ácidos foi avermelhada e 
bases a coloração dos líquidos no tubo de ensaio foi esverdeada. (Figura 5) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Finalizando a aula prática, a professora nos orientou para constatar os resultados 
através da utilização das tiras universais para medir pH e descobrir a natureza das 
substâncias, se está básica ou ácida (Figura 6). 
 
 
 
 
Figura 5 – Resultado da adição do terceiro indicados às substâncias 
Figura 6 - Tira universal para medir pH 
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4 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
Através da aula prática, foi possível constatar os resultados na tabela a 
seguir (Tabela 1). 
 
Nº da 
substância 
FÓRMULA NOME 
INDICADOR I 
 (alaranjado) 
INDICADOR II 
(fenolftaleína) 
INDICADOR III 
(misto) 
1 NaHCO₃ 
Bicarbonato 
de sódio 
Amarelo Rosa claro Verde 
2 H₂SO₄ 
Ácido 
sulfúrico 
Vermelho Incolor Vermelho 
3 NaOH 
Hidróxido 
de sódio 
Amarelo Rosa Escuro Verde 
4 CH₃COOH 
Ácido 
etanóico 
Vermelho Incolor Vermelho 
5 H₂O Água Amarelo Incolor Vermelho 
 
 
Para o indicador I, quanto mais amarela a coloração, mais ácida a 
substância e quando ela for avermelhada indica-se uma natureza básica 
(Figura 3). Para o Indicador II, quanto mais rosada mais básica e quando ela 
não sofre alteração de cor significativa, indica-se que a substância é ácida 
(Figura 4). Para o último indicador, a coloração esverdeada indica substância 
ácida e vermelha substância básica (Figura 5). 
 
 Por fim, para constatar as informações foi feita a utilização das fitas 
universais para medição de pH conforme resultado na Figura 7. 
 
Tabela 1 – Dados obtidos com o experimento 
 
 
 
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Nº da substância FÓRMULA NOME Nº do indicador 
Caráter da 
Substância 
1 NaHCO₃ 
Bicarbonato 
de sódio 
9 BASE 
2 H₂SO₄ Ácido sulfúrico 1 ÁCIDO 
3 NaOH 
Hidróxido de 
sódio 
14 BASE 
4 CH₃COOH Ácido etanóico 3 ÁCIDO FRACO 
5 H₂O Água 6 POUCO ÁCIDA 
 
Figura 7 - Resultado da inserção das fitas nas respectivas substâncias 
Tabela 2 – Resultadosfinal do caráter das substâncias em estudo 
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Figura 7: Fonte Blog Mcientífica 
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5 CONCLUSÃO 
 
Através da aula ministrada pela professora Raquel, foi possível concluir que a 
análise química qualitativa tem a finalidade principal de identificar os elementos ou 
íons que constituem uma substância. Quando é disposta uma amostra desconhecida, 
a primeira atitude seria determinar quais as substâncias que nela estão presentes, 
pela observação do produto da reação e pelo adicionamento de substâncias 
conhecidas (prevendo seu comportamento nas reações) é que conclui-se qual é o 
composto, até então desconhecido. 
Na aula experimental realizada constatou-se como produto organoléptico de várias 
reações: a liberação de energia em forma de calor e mudanças de cores nas soluções, 
principalmente devido o adicionamento de um indicador ácido-base. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6 REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
 
• BRADY, E. James ; HUMISTON, E. Gerarde. Química geral. 2a ed. Vol. 1, 
Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos , 1986. 
• Disponível em: http://www.explicatorium.com/cfq-8/escala-de-ph.html (Acesso 
em 05 de abril de 2019). 
 
 
http://www.explicatorium.com/cfq-8/escala-de-ph.html