IFES - INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO

ESPÍRITO SANTO - CAMPUS ARACRUZ

ÁCIDOS, BASES E ÓXIDOS

AMANDA DA ROCHA SOUZA

JANDERSON PEREIRA SANTA CLARA

JESSICA RODRIGUES MOREIRA

ARACRUZ – ES

MARÇO/2011

IFES - INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO

ESPÍRITO SANTO - CAMPUS ARACRUZ

ÁCIDOS, BASES E ÓXIDOS

AMANDA DA ROCHA SOUZA

JANDERSON PEREIRA SANTA CLARA

JESSICA RODRIGUES MOREIRA

Trabalho apresentado à disciplina de Química Analítica

Quantitativa e Qualitativa para obtenção de nota referente ao

1° Bimestre.

ARACRUZ – ES

MARÇO/2011

Introdução – Indicadores Naturais

Soluções ácidas e básicas estão presentes no cotidiano de todos nós. Exemplo muito

próximo de ácido é o ácido clorídrico (HCl) presente em nosso estômago que participa da

digestão dos alimentos. Já as bases podem ser exemplificadas por frutas verdes que possuem o

sabor adstringente, como a banana e o caqui verde, além de serem encontradas em produtos

de limpeza como o sabão em pó. Através desses exemplos bastantes presentes no dia-a-dia é

possível explicar cientificamente o que são as substâncias ácidas e básicas assim como o pH.

[1]

O pH, potencial hidrogeniônico ou potencial hidrogênio iônico, é um índice que indica

a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A escala do pH pode variar de 0

até 14, sendo que quanto menor o índice do pH de uma substância, mais ácida esta substância

será. [2]

O pH menor que 7 indica que tal substância é ácida, para pH maior que 7 indica que a

substância é básica e para substância com pH 7 indica que ela é neutra.[2]

O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de

uma solução e pode ser obtido com o uso de indicadores.[2]

Indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das

características físico-químicas da solução na qual estão contidos, em função de diversos

fatores, tais como pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e adsorção em

sólidos. Podem ser classificados de acordo com o mecanismo de mudança de cor ou os tipos

de titulação nos quais são aplicados. Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são

substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas

(indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e

desprotonadas; isto significa que mudam de cor em função do pH. [3]

. Dentre os indicadores ácido-base destacam-se:

• Tornassol: Corante solúvel em água extraído de certos liquens. Torna-se vermelho

em condições ácidas e azul em condições básicas. A mudança de cor ocorre para variações no

pH de 4,5 a 8,3; ou seja, é possível determinar a função inorgânica (meio ácido ou meio

básico) de substâncias com pH entre 4,5 e 8,3. Pode-se adquiri-lo também na forma de papéis

azul e vermelho. O papel de tornassol azul é usado para testar se um certo material é ácido.

Ácidos fazem-no mudar de cor, de azul para vermelho. O papel de tornassol vermelho é útil

para indicar se determinado material é básico, uma vez que substâncias álcalis fazem-no

mudar de vermelho para azul. [4]

• Fenolftaleína (C20H14O4): Indicador cuja mudança de cor ocorre da seguinte forma:

para pH inferior a 8,3 permanece incolor e para pH superior a 10,0 adquire a coloração rosa

(carmim). Portanto, uma solução básica (meio básico), em presença de fenolftaleína, adquire a

coloração résea. [4]

• Alaranjado de metila (C14H14N3O3SNa): Corante orgânico que muda desde vermelho

para um pH abaixo de 3,1 (meio ácido) até amarelo para um pH acima de 4,4 a 25oC. É usado

para titulações envolvendo bases fracas.[4]

• Azul de Bromotimol (C27H28Br2O5S): Indicador de pH que em meio ácido adquire a

coloração amarela, em meio básico fica azul e em solução neutra fica verde. Adequado para

determinações de ácidos e bases fracos, preferencialmente com pH próximo de 7.[4]

• Indicador universal: Mistura em volumes iguais de soluções dos seguintes

indicadores: vermelho de metilo, α-naftolftaleína, timolftaleína, fenolftaleína e azul de

bromotimol. O papel Universal pode checar por ambas as soluções ácidas ou básicas, e ainda,

dar uma indicação do valor aproximado de pH da solução sendo analisada. O indicador irá

mudar de cor quando umedecido na solução, e o pH será lido comparando-se a cor final do

indicador com uma carta de cores, geralmente contida na embalagem do próprio indicador.[4]

Por apresentar cores diversas conforme a acidez ou basicidade do meio em que se

encontra, os indicadores naturais podem constituir-se em bons indicadores universais de pH,

substituindo – ainda que para menor número de faixas de pH – os papéis indicadores

universais que só podem ser adquiridos em lojas especializadas e não são encontráveis em

todas as regiões do país.[5]

Alguns indicadores naturais apresentam certas especificidades dependendo de onde se

encontram, tais como:

A solução aquosa de chá preto: A sua solução aquosa é avermelhada/ amarelada,

adquirindo cor amarelo-pálida em contato com soluções ácidas e, cor acastanhada em

contato com soluções básicas.[6]

A solução aquosa de beterraba: A sua solução aquosa adquire cor vermelha em

contato com soluções ácidas e, cor roxa em contato com soluções básicas. [6]

A solução aquosa dos rabanetes: A sua solução aquosa adquire cor vermelha em

contato com soluções ácidas e, cor acastanhada em contato com soluções básicas. [6]

A solução aquosa da pêra: A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contato

com soluções ácidas e, cor verde-seco em contato com soluções básicas. [6]

A solução aquosa do chá de repolho roxo: A sua solução aquosa adquire cor

vermelha em contato com soluções ácidas e, cor verde ou azul em contato com

soluções básicas.[6]

Introdução - Força dos Ácidos

Ácidos são substâncias que, dissolvidas em água, se ionizam liberando, na forma de

catíons, exclusivamente íons (H+ ou hidroxônios H3O+) [7]. A facilidade com que os ácidos se

ionizam em água e outros solventes é determinada pela força ácida. Os ácidos considerados

fortes liberam H+ com maior facilidade.[8]

Para saber se um ácido é forte, fraco ou moderado, precisamos analisar a relação entre

o número de moléculas ionizadas e o número de moléculas dissolvidas, onde α (alfa)

representa o grau de ionização do ácido. [8]

• Ácido forte: são aqueles onde α é igual ou superior a 50%.

• Ácido moderado (ou semiforte): α ocorre entre 5% e 50%.

• Ácido fraco: α não ultrapassa a porcentagem de 5%. 

Uma reação de simples troca ou reação de deslocamento ou ainda reação de

substituição é uma reação onde há dois reagentes e dois produtos, sendo que um reagente é

um elemento químico e o outro é um composto, e entre os produtos há igualmente, um

elemento e um composto.[9]

Uma reação de simples troca possui a forma A + BC B + AC.

O critério para se saber se uma determinada reação de simples troca irá ocorrer é dado

em função da reatividade. Em última instância a reatividade, que é a medida da propensão

para a ocorrência de uma reação, depende da variação de Energia de uma reação.[9]

Introdução – Sangue do Diabo

O experimento “Sangue do Diabo” existe há muito tempo. Antigamente, ele era usado

para dar medo nas pessoas quando a solução era jogada na roupa das mesmas. A substância

manchava a roupa, mas o que eles não sabiam que depois sumia.[10]

Esse experimento é baseado em conhecimentos simples de química, que podem ser

feitos por qualquer pessoa.

Ele é baseado na evaporação, que é um fenômeno no qual átomos ou moléculas no

estado líquido ganham energia suficiente para passar ao estado vapor. Este fenômeno

acontece tão facilmente com o Hidróxido de amônio é uma substancia volátil, ou seja, tem

grande capacidade de passar do estado liquido para o gasoso.[11]

Introdução - Reações com Óxidos

Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com

outros elementos. Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos

elementos químicos formam óxidos. Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o

oxigênio. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro

III), gás, cal (óxido de cálcio), carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono) que

será o objeto de estudo dessa parte da prática.[12]

Ao respirar grande quantidade dos seres vivos utilizam o gás oxigênio, e a expirar,

eliminamos CO2, que é uma gás que combinado com a água liquida forma o acido carbônico.

H2O + CO2(g) H2CO3(aq)

Essa propriedade de formação de ácido carbônico e a solubilidade de um gás em água

é que será demonstrada nessa prática.

Objetivo

Verificar algumas propriedades dos ácidos, bases e óxidos;

Extrair indicador ácido-base natural do repolho roxo e beterraba;

Utilizar os indicadores naturais em algumas soluções ácidas e básicas.

Materiais e Reagentes

Carbonato de Sódio

Hidróxido de Sódio

Hidróxido de Amônio

Solução de Ácido Clorídrico

Repolho Roxo (extrato)

Refrigerante (Laranja)

Suco de Limão

Fenolftaleína

Vinagre

Magnésio

Azul de Bromotimol

Ácido Acético

Procedimento

1ª Parte: Indicadores Naturais

Cortar uma fatia de beterraba e um folha de repolho-roxo, em pequenos pedaços e os

colocar em béqueres separados;

Ferver em um bico de gás, os pedaços cortados em água durante 10 minutos;

Filtrar o líquido e deixe esfriar.

2ª Parte: O Arco-Íris Químico

Preparar os tubos de ensaio de acordo com a tabela abaixo:

Tubo Solução

1 2 mL de água + 3 gotas de HCl

2 Suco de Limão + 2 mL de água

3 1 mL de Vinagre + 2 mL de água

4 2 mL de água

5 Na2CO3 + 2 mL de água

6 2 mL de sol. NaOH 1 mol/L

7 Refrigerante de Laranja

Em cada tubo, adicionar 5 gotas do indicador e agitar a solução. Observa e anotar os

resultados.

3ª Parte: Força dos Ácidos

Numerar dois Erlenmeyer;

Colocar 20 mL de cada ácido HCl e CH3COOH nos respectivos Erlenmeyers;

Em cada Erlenmeyer colocar 10 cm de fita de magnésio (dobrada);

Colocar, rapidamente, um balão de borracha na boca de cada Erlenmeyer (amaciar o

balão de borracha previamente);

Agitar até o magnésio começar a reagir com o ácido. Anotar os resultados e discutir

com o grupo.

4ª Parte: Sangue do Diabo

Adicionar 4 gotas de fenolftaleína em um béquer;

Tabela 1 – Soluções a preparar

Acrescentar 15 mL de água e agite o sistema;

Adicionar 8 gotas de hidróxido de amônio à solução preparada e observar;

Borrifar em um pedaço de pano algumas gotas da solução preparada. Deixar o sistema

em repouso e explicar o ocorrido.

5ª Parte: Reações com Óxidos

No Erlenmeyer, adicionar 20 mL de água da torneira e em seguida 4 gotas de azul de

bromotimol. Observar a cor adquirida;

Com o auxilio de um canudo de refresco, assoprar, fazendo a solução borbulhar.

Observar a mudança de cor;

Aquecer a solução, observar a nova mudança e explicar.

Resultados e Discussões

1ª e 2ª Parte:

Figura 1 – utilizando extrato de repolho roxo Figura 2 – utilizando extrato de beterraba

Quando foram fatiados, a folha de repolho roxo e a beterraba, e colocados em béqueres

para serem fervidos e depois filtrado, obteu-se ao final o extrato de repolho roxo e o extrato

de beterraba que foram, nessa parte da prática, os nossos indicadores de pH.

Após retirado o extrato que foram nossos indicadores, foi utilizado 14 tubos de ensaios,

sendo metade para emprego do extrato de repolho roxo como indicador de ph e metade para a

utilização de extrato de beterraba como indicador de pH.

Antes do emprego dos indicadores, todos os tubos apresentavam soluções transparentes e

com a utilização dos indicadores obtivemos as seguintes identificações mostradas nas figuras

abaixo:

Ao serem adicionados à algumas soluções, foram observados os seguintes

comportamentos em relação às cores, como demonstra a tabela:

Tubo SoluçãoColoração

Repolho roxo

Coloração

Beterraba

Caráter

ácido-base

1 2 mL de água + 3 gotas de HCl rosa   roxo claro ácido 

2 Suco de Limão + 2 mL de água rosa turvo   Rosa acido 

3 1 mL de Vinagre + 2 mL de água  rosa claro vermelho claro acido 

4 2 mL de água lilás  vermelho  neutro 

5 Na2CO3 + 2 mL de água verde  roxo escuro  básico

6 2 mL de sol. NaOH 1 mol/L  amarelo amarelo claro   básico

7 Refrigerante de Laranja  laranja claro laranja avermelhado  ácido

Tabela 2 – Resultados obtidos com os indicadores naturais

Ao analisarmos os dados obtidos através da pratica podemos perceber que o extrato de

repolho roxo abrange uma maior parte do espectro de cor, indo do vermelho ao azul/verde. Já

a beterraba é mais limitado indo do vermelho ao roxo.

Ao Analisar os tubos com rótulos 1,2 e 3, que contem acido clorídrico, suco de limão e

Vinagre, respectivamente, que são ácidos podemos observar que o espectro de cor varia pouco

para o extrato de repolho roxo ficando no rosa e variando um pouco mais para o extrato de

beterraba entre roxo claro, rosa e vermelho claro.

Podemos observar também qual a coloração obtida em meio aproximadamente neutro, já

que no tubo 4 está presente somente água destilada e o extrato, apresentando as cores, lilás

para o extrato de repolho roxo e vermelho para o extrato de beterraba.

No tubo 5 e 6 podemos perceber uma variação mais marcante de cores, indo do verde ao

amarelo no extrato de repolho roxo, e do roxo escuro ao amarelo claro no extrato de

beterraba. Isso acontece, pois temos uma variação mais acentuada de pH, sendo o pH do

hidróxido de sódio muito básico.

Ao analisar o tubo de ensaio 7 percebemos que em ambos os extratos foi apresentado uma

cor alaranjada. Ao analisar as amostras que obtivemos o mais sensato seria que o pH do

refrigerante seria altamente básica, pois esta mais próximo do amarelo exibido pelo NaOH,

mais isso é incorreto. Nessa amostra temos um fator adicional que é a própria cor do liquido,

enquanto as outras soluções não apresentam coloração, na amostra 7 temos ela laranja antes

do emprego do indicador. Podemos perceber, entretanto, que no meio ácido as amostra

contendo extrato de repolho roxo são mais claras do que as contendo extrato beterraba.

3ª Parte:

Quando é colocada a fita de magnésio dento do Erlenmeyer contendo um ácido, acontece

uma reação de deslocamento. No Erlenmeyer 1 em que acontecia a reação,

2 HCl(aq) + Mg(s) MgCl2 + H2

Percebeu-se que a reação aconteceu mais rapidamente, desprendendo muito calor e

borbulhando, assim enchendo a bola.

No Erlenmeyer 2 em que acontecia a reação,

2 CH3COOH(aq) + Mg(s) Mg(CH3COO)2 + H2

Notou-se ocorre mais lentamente, a reação ocorre com uma temperatura muito elevada,

porem não tanto quando a do Erlenmeyer 1, a bola encheu aproximadamente o mesmo

volume e demorou mais para terminar o consumo do magnésio metálico.

Conclui-se que o magnésio reage com o ácido, "cedendo" seus elétrons para o cloro e o

acetato. Forma-se assim o cloreto de magnésio e o acetato de magnésio. O hidrogênio livre do

ácido combina-se na molécula de gás hidrogênio, saindo para fora do tubo. Tem-se então aqui

o magnésio deslocando o hidrogênio do ácido, formando dele uma outra substância simples, o

gás hidrogênio. Esse que pó sua vez é o responsável pelo enchimento de balão.

4ª Parte:

Ao misturar-se a água, fenolftaleína e o hidróxido de amônio percebeu-se a mudança de

cor, ficando com uma cor rosa a fúcsia, isso se da por causa do contato entre o hidróxido de

amônia com a fenolftaleína que tende a ficar na cor rosa a fúcsia estando em contato com

soluções básicas numa faixa de pH entre 8.2 e 12.

A reação para a formação do hidróxido de amônio é uma base que é

preparada dissolvendo-se o gás amônia em água, formando o hidróxido de

amônio:

NH3(aq) + H2O NH4OH(aq)

O tecido ou o papel irá ficar rosáseo, mas logo a cor desaparece. Isso ocorre porque a

amônia é uma base volátil. Com isso, haverá a vaporização da mesma e a solução perderá seu

caráter básico e passa a ter o caráter neutro, de acordo com a reação abaixo:

NH4OH(aq) NH3(g) + H2O

O odor característico também não ficará por conta da vaporização da amônia.

Essa reação pode ser reversível, já que, se for adicionado NH3 no local onde foi

borrifado ocorrerá a reação inversa:

NH3(aq) + H2O NH4OH(aq)

Isso ocorre pelo fato de haver indicador presente na água, já que quando há presença

de fenolftaleína na água esse não muda de cor, continuando a ser transparente.

Figura 3 – Cor apresentada pelo solução

5ª Parte:

Após adicionar-se 4 gotas de Azul de Bromotimol a 20 mL de água percebeu-se que a

coloração adquirida foi a verde claro.

Após borbulhar a solução com a ajuda do canudo, houve uma alteração de cor, passando

do verde claro para o amarelo. Isso deve-se a presença de CO2 que entrou em contato com a

solução, com a presença de CO2 ocorreu em que houve a formação de ácido carbônico.

H2O + CO2(g) H2CO3(aq)

Na presença de um ácido o azul de bromotimol apresenta a cor amarela. Após esta

constatação foi aquecido e aconteceu uma nova reação.

H2CO3(aq) H2O + CO2(g)

Com o aquecimento, o ácido carbônico decompõe-se formando água e liberando

dióxido de carbono para o meio ambiente. Assim fazendo com que o meio fique neutro

novamente, apresentando cor verde claro.

Quando após o aquecimento for inserido dióxido de carbono novamente na solução,

esta apresentar uma coloração a amarela, por a solução volta a ficar ácida.

Conclusão

Podemos concluir com essa pratica, que os indicadores naturais de pH pode ser

bastante eficientes, ajudando muito na determinação do pH de soluções. Foi possível verificar

a diferença existente entre os indicadores, pois cada um tem sua particularidade.

Concluiu-se também que cada ácido libera uma quantidade de energia dependendo de

sua força, sendo os ácidos com menor pH os mais fortes e com maior desprendimento de

energia.

Analisamos também a ação do hidróxido de amônio em brincadeiras, sendo esta de

fácil acesso para o publico em geral. E sendo muito intrigante no seu desaparecimento.

Concluímos que Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos

elementos químicos formam óxidos. E os utilizamos para demonstrar a reversibilidade de um

processo.

Referências

[1] Leal, Aline; Santos, Gisele dos; Barbosa, Marcos; Oliveira, Zaqueu. Indicador ácido-Base, Atividades de Ciências da Natureza. Disponível em: <http://www.cienciamao.usp.br/tudo/exibir.php?midia=lcn&cod=_indicadoracido-base> acessado em 13 de abril 2010.

[2] Disponível em: <http://www.alunosonline.com.br/quimica/o-que-e-o-ph.html> Acessado em 17 de abril 2010.

[3] Terci, Daniela Brotto Lopes e Rossi, Adriana Vitorino. Indicadores naturais de ph: usar papel ou solução? Quim. Nova, Vol. 25, No. 4, 684-688, 2002

[4] Disponível em: <http://pt.scribd.com/doc/51619868/Indicadores-acido-base> acessado em 17 de abril 2010.

[5] GOMES, M. E. M.; VENÂNCIO, V. S.; SOUZA, A. E. M.; DANTAS, S. L. A.; SANTOS, J. C. O. Uso de frutos da castanhola como indicador natural de ácidos e bases. Disponivel em: < http://www.abq.org.br/cbq/2008/trabalhos/13/13-567-4914.htm> Acessado em 22 de abril 2010.

[6] Disponivel em: <http://battlenerds.wordpress.com/2008/06/26/cores-cores-e-mais-cores/> Acessado em 17 de abril de 2010.

[7] Sardella, Antônio.Curso de Química - Química Geral. Ed. Atica. 2002

[8] Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/forca-acida.htm> Acessado

em 17 de abril 2010

[9] Reações de Simples troca. Disponível em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Reação_de_simples_troca> acessado em: 17 de abril 2010.

[10] FERREIRA, F. de M.; PAMPONET, B.S.S.; CERDEIRA, I.M.G.; ARAÚJO, B.R.N. de. Sangue do Diabo. SBQ Jovem. Disponivel em: <http://www.sbpcnet.org.br/livro/62ra/arquivos/jovem/F%C3%81BIO%20DE%20MOURA%20FERREIRA.pdf> Acessado em 23 de abril 2010.

[11] Evaporação. Disponivel em: < http://pt.wikipedia.org/wiki/Evapora%C3%A7%C3%A3o > Acessado em: 22 de abril 2010[12] Óxidos. Disponivel em: <http://pt.scribd.com/doc/263115/oxidos> Acessado em: 22 de abril 2010

Dias, Marcelo Vizeu; Guimarães , Pedro Ivo C. e Merçon, Fábio. Extração o e Emprego como Indicador g o e Emprego como Indicador . QUÍMICA NOVA NA ESCOLA N° 17, MAIO 2003