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1-Relatório aula prática -pH
Engenharia Mecânica
Universidade Braz Cubas (UBC)
9 pag.
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Patrícia Santana de Azevedo Salvador – 265263 
Joao De Mattos Carreira Junior - 265494 
Jesiel dos Santos – 265533 
João Raphael Garcia de Oliveira – 265699 
Ivan Expedito Mathias Leite - 265945 
Luiz Felipe De Oliveira Silva - 266381 
Jussara Assumpção Antonio de Andrade - 267423 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO AULA PRÁTICA - pH 
 
 
 
Atividade exigida para obtenção parcial de nota da disciplina de 
Química Geral e Experimental, do Curso de Engenharia Mecânica da 
Universidade Braz Cubas, sob a orientação da professora Juliana da 
Silva Yamauchi. 
 
 
 
 
 
MOGI DAS CRUZES 
2014 
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INTRODUÇÃO 
 
O Potencial Hidrogeniônico (pH) consiste num índice que indica a acidez, 
neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. As substâncias em geral, 
podem ser caracterizadas pelo seu valor de pH , sendo que este é determinado 
pela concentração de íons de Hidrogênio (H+). Quanto menor o pH de uma 
substância, maior a concentração de íons H+ e menor a concentração de íons 
OH-. Os valores de pH variam de 0 a 14, conforme classificação abaixo: 
 
Figura 1 - Escala de pH (Fonte: http://andre-godinho-cfq-8a.blogspot.com.br/2012/12/escala-de-ph.html) 
Valores abaixo de 0 e acima de 14 são possíveis, porém muito raros e 
não podem ser medidos com as sondas normais. O pH de uma substância pode 
variar de acordo com sua composição, concentração de sais, metais, ácidos, 
bases e substâncias orgânicas e da temperatura. 
O pH pode ser medido através de um aparelho chamado phmetro 
constituído basicamente por um eletrodo e um potenciômetro ou com menor 
precisão pode ser medido com o uso de indicadores. 
Indicadores são substâncias utilizadas para saber se uma solução 
apresenta um pH ácido, básico ou neutro, ou seja, revelam a presença de íons 
hidrogênio livres em uma solução, eles mudam de cor em função da 
concentração de H+ e de OH- de uma solução, ou seja, do pH. Geralmente as 
soluções indicadoras servem apenas para indicar se as soluções se encontram 
nessas faixas de pH, e não para identificar exatamente o pH da solução. 
 Nos laboratórios de química dois indicadores são muito utilizados: a 
fenoftaleína (uma solução que se apresenta incolor em meio neutro e ácido, e 
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apresenta uma coloração rosa em soluções básicas) e a fita de pH ( fita que 
apresenta diversos quadradinhos, quando embebida em uma solução cada 
quadrado muda para uma cor diferente, essas cores são comparadas com uma 
escala que vem impressa na embalagem podendo medir o pH com mais precisão 
em faixas menores de pH). 
 
 
OBJETIVOS 
 
 Realizar a medição de pH de várias soluções distintas com a utilização de 
papel indicador universal com quatro faixas e observar o coloração das soluções 
após a adição de fenolftaleína. 
 
 
MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS 
 
 02 Beckeres de 200 ml; 
 02 pipetas volumétricas graduadas de 10 ml; 
 01 balão volumétrico de 100 ml; 
 02 balões volumétricos de 1000 ml; 
 06 tubos de ensaio; 
 01 estante para tubo de ensaio; 
 08 fitas de papel indicador universal com quatro faixas; 
 01 caixa com fitas de papel indicador universal com escala 
calorimétrica em quatro faixas; 
 01 pinça de madeira para tubo de ensaio; 
 01 pisseta de 500 ml; 
 01 frasco conta gotas; 
 Água destilada; 
 Bicarbonato de sódio; 
 Refrigerante; 
 Hidróxido de magnésio; 
 Limão; 
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 Ácido clorídrico 0,1 mol/l; 
 Hidróxido de sódio 0,1 mol/l; 
 Fenolftaleína. 
 
Figura 2 - Parte dos materiais utilizados na bancada 
 
 
PROCEDIMENTOS 
 
 Parte I: 
1 - Mergulhar a fita indicadora de pH na solução contida no tubo de ensaio; 
2 - Realizar a leitura comparando as cores da fita com as da escala calorimétrica 
em quatro faixas da caixinha; 
3 - Anotar o valor de pH encontrado. 
4 - Realizar o mesmo procedimento para as outras cinco soluções. 
 
Figura 3 - Fitas indicadoras de pH após medição 
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 Parte II: 
1 - Retirar uma pequena amostra da solução de ácido clorídrico 0,1 mol/l em um 
becker; 
2 - Medir o valor de pH mergulhando e comparando as cores da fita com as da 
escala calorimétrica em quatro faixas da caixinha; 
3 - Com o auxilio de uma pipeta graduada de 10 ml transferir o volume de solução 
de ácido clorídrico 0,1 mol/l para um balão volumétrico de 100 ml; 
4 - Completar com 90 ml de água destilada (observar o menisco) e agitar 
cuidadosamente para homogeinizar obtendo uma solução de ácido clorídrico 
0,01mol/l; 
5 - Transferir a solução para o becker de 200 ml; 
6 - Mergulhar a fita indicadora de pH na solução contida no becker e realizar a 
leitura; 
7 - Realizar o mesmo procedimento para a solução de hidróxido de sódio 0,1 
mol/l e anotar os valores encontrados. 
8 - Adicionar 3 gotas de indicador fenolftaleína e observar. 
 
 
Figura 4 - Balões volumétricos com soluções de HCL e NaOH a 0,1 mol/l 
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Figura 5 - Solução de NaOH 0,01 mol/l após adição de Fenolftaleína 
 
 
RESULTADOS 
 
 Parte I: 
Solução pH 
Bicarbonato de sódio 7 
Refrigerante 5 
Hidróxido de magnésio 12 
Limão 2 
Ácido clorídrico 0,1 mol/l 0 
Hidróxido de sódio 0,1 mol/l 13 
 
 Parte II: 
Solução pH Cor da solução com fenolftaleína 
Ácido clorídrico 0,01 mol/l 2 Incolor 
Hidróxido de sódio 0,01 mol/l 12 Rosa 
 
 
CONCLUSÃO 
 
 Ao utilizar o Papel Indicador Universal com quatro faixas observou-se 
colorações variadas dependendo do pH da substância. 
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Durante a utilização do indicador líquido Fenolftaleína foram observadas 
mudanças de cor em cada uma das soluções, o que já era esperado. As escalas 
de cores variaram conforme a substância, pois em meio ácido ele manteve-se 
incolor e em meio alcalino tornou-se rosado. 
Ao longo dos experimentos notou-se que existem várias possibilidades 
mais ou menos precisas de se obter o potencial hidrogeniônico de soluções. 
Comprovou-se a existência de vários graus de pH quando mudamos o 
meio da solução para um meio mais básico. 
 
 
QUESTIONÁRIO1 - Converter os valores de pH encontrados na parte I para valores em 
concentração em mol/litro. 
Solução: 
 Solução 01 – Bicarbonato de sódio – pH 7 
lmolOH
OH
pH
/10][
10][
7
3
3




 
 Solução 02 – refrigerante – pH 5 
lmolOH
OH
pH
/10][
10][
5
3
3




 
 Solução 03 – Hidróxido de magnésio – pH 12 
lmolOH
OH
pH
/10][
10][
12
3
3




 
 Solução 04 – Limão – pH 2 
lmolOH
OH
pH
/10][
10][
2
3
3




 
 Solução 05 – Ácido clorídrico 0,1 mol/l – pH 0 
lmolOH
OH
pH
/110][
10][
0
3
3




 
 Solução 06 – Hidróxido de sódio 0,1 mol/l – pH 13 
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lmolOH
OH
pH
/10][
10][
13
3
3




 
 
2 - Com o experimento realizado na parte II o que podemos concluir sobre 
concentração x pH? 
Solução: 
Conclui-se que há aumento significativo de pH quando diminui-se a 
concentração da solução de 0,1 mol/l para 0,01 mol/l . 
 
3 - Calcular o pH de um meio cuja concentração hidrogeniônica é 0,01 mol/L. 
Solução: 
2
12]10log[)2(]10log[
]log[
/10/01,0
2
2







pH
pH
HpH
lmollmol
 
 
4 - Qual o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica [H+] é 10^-8 ? 
Solução: 
8
18]10log[)8(]10log[
]log[
/10
8
8






pH
pH
HpH
lmol
 
 
5 - Qual é o pH de uma solução cuja concentração hidroxiliônica é de 0,1 mol/L? 
Solução: 
13
114141
14
110log
10
1
log
][
1
log]log[
/10/1,0][
1
1





















pH
pHpH
pOHpH
pOH
OH
pOHOHpOH
lmollmolOH
 
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6 - O que são indicadores? 
Solução: 
Indicadores são substâncias utilizadas para saber se uma solução 
apresenta um pH ácido, básico ou neutro, ou seja, revelam a presença de íons 
hidrogênio livres em uma solução, eles mudam de cor em função da 
concentração de H+ e de OH- de uma solução, ou seja, do pH. Geralmente as 
soluções indicadoras servem apenas para indicar se as soluções se encontram 
nessas faixas de pH, e não para identificar exatamente o pH da solução. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
SOUZA, Líria Alves de. Conceito de pH. Disponibilizada por Brasil Escola. 
Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/conceito-ph.html>. Acesso 
em: 01 out. 2014. 
 
SOUZA, Líria Alves de. Você sabe o que significa pH?. Disponibilizada por 
Mundo Educação. Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com/quimica/vo 
ce-sabe-que-significa-ph-.html>. Acesso em: 01 out. 2014. 
 
LORENA, Suzana. Indicadores químicos. Disponibilizada por InfoEscola. 
Disponível em: <http://www.infoescola.com/quimica/indicadores-quimicos/>. 
Acesso em: 01 out. 2014. 
 
GODINHO, André. Escala de pH. Portugal. Publicada em Blog de Físico-
Química do André. Disponível em: <http://andre-godinho-cfq-8a.blogspot.com.br 
/2012/12/escala-de-ph.html>. Acesso em: 01 out. 2014. 
 
 
 
 
 
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