1.
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

2.
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

3.
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

4.
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

5.
(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]

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

7.
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.

8.
Materiais e Reagentes
• Carbonato de Sódio
• Hidróxido de Sódio
• Hidróxido de Amônio
• Solução de Ácido Clorídrico
• Repolho Roxo (extrato)
• Refrigerante (Laranja)

9.
• 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;

10.
 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;
 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.
Tabela 1 – Soluções a preparar

11.
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:
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.

12.
Figura 1 – utilizando extrato de
repolho roxo
Figura 2 – utilizando extrato de
beterraba
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 Solução
Coloração
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
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.
Tabela 2 – Resultados obtidos com os indicadores naturais

13.
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:

14.
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.
 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)
Figura 3 – Cor
apresentada pelo
solução

15.
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.

16.
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.

17.
[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