A Relatório de Extração de Óleos Essenciais .

Sumário

1 INTRODUÇÃO        4

2 OBJETIVOS        6

3 MATERIAIS E MÉTODOS        7

3.1 MATERIAIS        7

3.2        MÉTODOS        8

3.2.1 Comparação entre pH de um ácido fraco com um ácido forte, ambos na mesma concentração.        8

3.2.2 Comparação entre pH de uma base fraca com uma base forte, ambas na mesma concentração        9

3.2.3 Comparação entre pH de soluções de dois sais.        11

4 RESULTADOS        13

5 CONCLUSÃO        25

6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA        26

1 INTRODUÇÃO

Um ácido foi descrito como qualquer substância que, quando dissolvida em água, é capaz de aumentar a concentração de íons hidrogênio, H⁺ (KOTZ, Jhon C; TREICHEL, Paul M; WEAVER, Gabriela C. 2011).

Os ácidos podem ser classificados como: Monoácidos, Diácidos, Triácidos, Tetrácidos (FELTRE, Ricardo. 2009).

Uma base foi definida como qualquer substância capaz de aumentar a concentração de íons hidróxido, OH⁻, quando dissolvida em água e podem ser classificadas em: Monobases, Dibases, Tribases, Tetrabases de acordo com o número de (OH⁻) (KOTZ, Jhon C; TREICHEL, Paul M; WEAVER, Gabriela C. 2011).

De acordo com a definição de Arrhenius uma base é um composto que, dissociado em água, libera íons de hidróxido. A reação de uma solução de um ácido com uma base é chamada reação de neutralização. Em tais reações, íons de hidrogênio (responsáveis pelas propriedades características de um ácido) se combinam com íons de hidróxido (responsáveis pelas propriedades de uma base) para formar água. Vivemos em mundo aquático (RUSSEL, Jhon B. 2012).

No século XVIII, Antoine Lavoisier, considerado por muitos o fundador da química moderna, acreditava que todos os ácidos continham oxigênio. De fato, há inúmeros oxiácidos, incluindo ácido sulfúrico, nítrico, fosfórico, acético e outros. Essa crença era compartilhada por muitos outros químicos, até que finalmente foi demonstrado que ácido clorídrico, HCl, não continha oxigênio. Mais tarde, tornou-se popular a idéia de que o hidrogênio combinado era responsável pelo comportamento ácido, mas a existência de muitos outros compostos contendo hidrogênio que não eram ácidos não podia ser explicada satisfatoriamente (RUSSEL, Jhon B. 2012).

Em 1923, Bronsted na Dinamarca e Lowry na Inglaterra, independentemente, sugeriram uma definição ácido-base muito útil. A definição de Bonsted- Lowry é uma definição protônica. De acordo com ela, ácido é uma espécie que tende a doar um próton e base é uma espécie que tende a receber um próton. Além disso, uma reação ácido-base é uma reação de transferência de prótons. A definição de Bronsted-Lowry é bastante geral em muitos aspectos. De acordo com o ponto de vista de Bronsted-Lowry, uma reação de ácido-base envolve a competição por um próton entre duas bases (RUSSEL, Jhon B. 2012).

Do ponto de vista prático podemos dizer que sais são compostos formados juntamente com água na reação de um ácido com uma base de Arrhenius. Já no ponto de vista teórico podemos dizer que sais são compostos iônios que possuem pelo menos, um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH- (FELTRE, Ricardo. 2009).

Os sais são também muito comuns em nosso cotidiano: o sal comum NaCl ( cloreto de sódio), está presente em nossa alimentação, na conservação de alimentos (carne-seca, bacalhau e outros) etc; o bicarbonato de sódio NaHCO3, é usado como antiácido e também no preparo de bolos e biscoitos; o sulfato de sódio, Na2So4  (sal de Glauber), e o sulfato de magnésio, MgSO 4 (sal amargo), são usados como purgante; o gesso usado na ortopedia ou em construção é o sulfato de cálcio hidratado, 2 CaSO4 + H2O; e assim por diante (FELTRE, Ricardo. 2009).

Para medir a temperatura, usamos o termômetro, ou melhor, uma escala termométrica. Para medir a acidez ou a basicidade uma solução, usamos uma escala denominada escala de pH, que varia de zero (soluções muito ácidas) até 14 (soluções muito básicas); o valor pH = 7 indica uma solução neutra (nem ácida nem básica) (FELTRE, Ricardo. 2009).

Na prática, o pH é medido com indicadores ácido-base (substâncias que mudam de cor em valores bem definidos de pH) ou por meio de aparelhagem elétrica (que mede a condutividade elétrica da solução). Embora esse último processo seja mais preciso, o uso dos indicadores é bastante frequente, dada a sua comodidade; os químicos dispõe, inclusive, de um grande número de indicadores que mudam de cor em diferentes valores de pH (a mudança de cor é chamada, usualmente, de viragem do indicador) (FELTRE, Ricardo. 2009).

A concentração hidrogeniônica em uma solução pode variar de mais de 10 mol/L a menos de 1x10-15mol/L. A escala de pH foi feita para expressar este grande intervalo de acidez de uma maneira mais conveniente, o pH é definido como logaritmo negativo da concentração hidrogeniônica (ou do íon hidrônio) (KOTZ, Jhon C; TREICHEL, Paul M; WEAVER, Gabriela C. 2011).

2 OBJETIVOS

Este trabalho objetiva um estudo em reconhecer substâncias com caráter ácido básico, diferenciar o comportamento de ácidos e bases fortes quando comparados a ácidos e bases fracas. Observar o valor do pH das soluções. Compará-las e verificar a cor características do meio para os diversos tipos de indicadores.

3 MATERIAIS E MÉTODOS

3.1 MATERIAIS

• Pipeta
• Tubo de ensaio
• Béquer
• Estante para tubos de ensaio
• Caneta retroprojetor
• Potenciômetro
• Ácido acético – CH3COOH
• Ácido clorídrico – HCl
• Hidróxido de amônio - NH4OH
• Hidróxido de sódio - NaOH
• Acetato de sódio –C2H3NaO2
• Cloreto de amônio – NH4Cl
• Azul de timol
• Azul de bromofenol
• Verde de bromocresol
• Fenolftaleína

1. MÉTODOS

3.2.1 Comparação entre pH de um ácido fraco com um ácido forte, ambos na mesma concentração.

• Teste para Ácido Clorídrico – HCl.

Primeiramente, numerou-se de 01 a 04, quatro tubos de ensaio para teste com ácido clorídrico – HCl, em todos os tubos foram adicionados aproximadamente 2 mL do ácido dentro da capela.

- Tubo de ensaio 01: Com auxílio de uma pipeta, adicionou-se no tubo de nº01 aproximadamente 1 a 2 gotas do indicador Azul de timol e observou-se o resultado da reação.

- Tubo de ensaio 02: Ao tubo nº02, adicionou-se aproximadamente 1 a 2 gotas do indicador Azul de bromofenol com auxílio de uma pipeta e observou-se o resultado da reação.