TECNICA DE LABORATÓRIO PARA ANÁLISE QUALITATIVA

3.-INTRODUÇÃO

Concentração de Solução - O comportamento das soluções geralmente depende não só da natureza dos solutos, mas também de suas concentrações. Os cientistas usam o termo concentração para designar a quantidade de soluto dissolvida em uma determinada quantidade de solvente ou solução. O conceito de concentração é indutivo: quanto maior a quantidade de soluto dissolvido em certa quantidade de solvente, mais concentrada a solução resultante.

Diluição – A soluções usadas rotineiramente em laboratório são em geral compradas ou preparada na forma concentrada ( chamada Solução Estoque ). O ácido clorídrico, por exemplo, é comprado como uma solução 12 molL-1 (HCl concentrado). As soluções de concentrações mais baixa, então, podem ser obtidas pela adição de água, processo chamado de diluição. Preparadas

Todas as substâncias possuem características químicas e físicas que nos permite caracterizá-las, e uma que pode facilmente ser utilizada é o pH. O potencial hidrogeniônico das substâncias está relacionado com a concentração de íons hidrogênio (H+ ou H3O+) presentes na solução. Essa escala varia de 0 a 14, embora algumas soluções possam apresentar valores fora dela. Uma substância com pH igual a sete recebe o nome de básica menor que sete ácida e maior que sete alcalina. Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é.

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0 7 14

ácido neutro base

Para tornar mais práticos os estudos e trabalhos e a fim de facilitar a identificação do pH das substâncias (em decorrência de uma possível deficiência de dados para efetuar o calculo de pH) foram desenvolvidos diferentes indicadores ácido-base, são substancias que alteram sua cor original quando expostos as diferenças de pH. Substâncias que revelam a presença de íons livres em uma solução são conhecidas como indicadores, esses mudam de cor em função da concentração de H+ e de OH- de uma solução, ou seja, do pH. Sendo talvez o mais difundido, o indicador universal que é uma mistura de vários indicadores, é constituído de uma tabela de cores que vão do vermelho escuro (ácido) ao roxo (alcalino-básico), passando por todas as cores e valores de pH, e fitas de um papel de constituição especial, que quando emergido em uma substancia de pH desconhecido altera sua cor original para a cor que indica o pH, tendo um valor mais exato.

Solução de fenolftaleína: a fenolftaleína é um indicador sintético que, quando dissolvida em água se ioniza originando íons que estabelecem um equilíbrio e se transforma em uma solução incolor que ao entrar em contato com uma base ou ácido muda de cor. Exemplo: se adicionarmos na solução de fenolftaleína um ácido ela se torna incolor, pois, o aumento da concentração de H+ desloca o equilíbrio.

Papel tornassol: Esse método é muito usado para diferenciar compostos básicos dos ácidos, é feito através do papel tornassol vermelho ou azul, que em contato com uma solução determinada muda de cor. Exemplo: O papel tornassol vermelho em contato com uma base muda da cor vermelha para a azul. O papel tornassol azul em presença de uma solução ácida muda da cor azul para a vermelha. Isso ocorre porque os íons reagem mudando o arranjo dos átomos.

Alaranjado de metila ou “metil orange”: Que quando adicionado a substancia sendo ela básica adquire a coloração amarelada, e se a substancia em questão for ácida será de um tom avermelhado. Também podendo ser utilizado para identificar a neutralização da substancia.

Azul de bromotimol: Fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro.

Indicador ácido-base: São naturais, um exemplo é o suco do repolho roxo que pode ser preparado em sua casa. Esse suco, em presença de solução neutra, apresenta coloração roxa, mas quando o pH muda sua coloração varia do vermelho ao amarelo-claro.

3.1- OBJETIVO.

Relacionar o pH com as mudanças de cores dos indicadores , utilizando da experimentação com caráter investigativo , com reagentes como : HCl 0,1 M e NaOH 0,1 M .

3.2- MATERIAIS E REAGENTES.

Tubos de ensaio, proveta, pipeta, suporte para tubos, papel indicador universal, papel tornassol azul e vermelho, alaranjado de metila, azul de bromotimol, fenolftaleína, água, solução de ácido clorídrico 0,1 M e solução de hidróxido de sódio 0,1M.

3.3 - PROCEDIMENTO

Solução ácida

1) Etiquetou-se cinco tubos de ensaio com letras de A até E.

2) Colocou-se no tubo A 10mL de HCl 0,1 M.

3) Pipetou-se 1,00 mL do tubo A (10-1 M) para tubo B e acrescentou-se 9,00 mL de água. Este foi o tubo B (10-2 M).

4) Repetiu-se o item 3, pipetando 1,00 mL da solução anterior e acrescentando 9,00 mL de água. Conforme tabela 01.

Tabela 01: Diluição

TUBO CONCENTRAÇÃO PREPARAÇÃO

A 10-1 M

B 10-2 M 1,00 mL do tubo A + 9,00 mL de água

C 10 -3M 1,00 mL do tubo B + 9,00 mL de água

D 10-4M 1,00 mL do tubo C + 9,00 mL de água

E 10-5M 1,00 mL do tubo D + 9,00 mL de água

5) Foi distribuído a solução do tubo A em quatro tubos de ensaio.

6) Foi umedecido os papéis universal e de tornassol azul no 1º tubo. Adicionou-se uma gota de cada indicador em cada tubo restante. Observou-se o procedimento e foi anotado as cores na tabela.

7) Repetiu-se os itens 5 e 6 com as soluções B até E, para completar a tabela

Parte B : Soluções Básicas

Repetiu-se o procedimento da parte A, iniciando com a solução de NaOH 0,1 M (10-1 M). Substituiu-se o papel de tornassol azul pelo vermelho.

4. - RESULTADOS E DISCUSSÃO.

4.1 - Entendendo Melhor a Prática.

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