Exp I_relatorio ph de soluções

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA 
CENTRO DE CIÊNCIAS DE IMPERATRIZ - CCIM 
CURSO DE ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
DISCIPLINA: QUÍMICA EXPERIMENTAL I 
DOCENTE: PROF.ALAN BEZERRA 
 
ALINE CRISTINE DA SILVA CUNHA 
 
 
 
 
 
 
PH DE SOLUÇÕES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IMPERATRIZ - MA 
2022 
ALINE CRISTINE DA SILVA CUNHA 
 
 
 
 
 
 
 
PH DE SOLUÇÕES 
 
Relatório apresentado à disciplina de 
Química Experimental I do curso de 
Engenharia de Alimentos - UFMA, como 
requisito parcial para obtenção de nota. 
Orientador: Prof. Alan Bezerra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IMPERATRIZ - MA 
2022 
SUMÁRIO 
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................ 4 
1.1 INDICADORES DE PH ................................................................................................ 5 
1.1.1 Papel Tornassol e Papel indicador universal ........................................................... 5 
1.1.2 pHmetro ....................................................................................................................... 6 
1.1.3 Indicadores .................................................................................................................. 7 
2 OBJETIVO ....................................................................................................................... 8 
3 MATERIAIS ..................................................................................................................... 9 
3.1 Instrumentos .................................................................................................................. 9 
3.2 Amostras ......................................................................................................................... 9 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ......................................................................... 9 
4.1 Determinação do pH por papel indicador universal .................................................. 9 
4.2 Determinação do pH por pHmetro .............................................................................. 9 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO ................................................................................... 10 
CONCLUSÃO .................................................................................................................... 10 
REFERÊNCIAS ................................................................................................................ 11 
ANEXOS ............................................................................................................................ 12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
Ácidos e bases são encontrados em quase todo lugar. No interior de cada célula viva 
existe uma fábrica que produz os ácidos e bases que suportam a vida e controlam a 
composição de nosso sangue e fluidos celulares. Ácidos e bases afetam o sabor, a qualidade 
e a digestão de nossa comida 1. Segundo a teoria da dissociação iônica de Arrhenius, uma 
substância é considerada ácida se, em meio aquoso, ela liberar como único cátion o H+ ou 
(H3O
+). Quanto maior a quantidade desses íons no meio, maior será a acidez da solução. E 
uma base é um receptor de próton. O bioquímico Peter Lauritz Sorensen (1868-1939) propôs 
o uso de uma escala logarítmica para trabalhar com as concentrações do íon hidrônio 
[H3O
+(aq)] nas soluções, que ele chamou de pH (potencial (ou potência) hidrogeniônico) 2, 
assim o pH é uma escala numérica que determina o grau de acidez de uma solução aquosa, 
baseado na concentração de íons hidrônio (H3O+). Soluções ácidas possuem excesso de íons 
de hidrônio e pH menor que 7. Soluções básicas possuem excesso de íons hidroxila (OH-) e 
valores de pH superiores a 7. Soluções consideradas neutras têm igual concentração de íons 
H3O
+ e íons OH-, e sua medida de pH é 7. 3 
A escala de pH varia entre 0 e 14 na temperatura de 25 C, sendo possível classifica-
la como ácida (pH < 7), básica (pH > 7) ou neutra (pH = 7). 
 
Figura 1: Escala de pH 
Fonte: google fotos. 
1.1 INDICADORES DE PH 
1.1.1 Papel Tornassol e Papel indicador universal 
O papel de tornassol ou tiras de pH são usados para determinar a acidez ou 
alcalinidade de uma substância. O papel de tornassol mostra apenas se um material é ácido 
ou básico. O papel tornassol pode se apresentar em três diferentes cores: vermelha, azul ou 
neutra. Tornassol vermelho é usado para testar bases, tornassol azul para testar ácidos e 
tornassol neutro para testar os dois. 
 
 
Figura 2: papel tornassol 
Fonte: lojanel.lab 
O papel indicador universal é essencialmente composto por hidróxido de magnésio 
juntamente com água, sal de sódio de fenolftaleína, sal monossódico de azul de bromotimol, 
propano-1-ol, hidróxido de sódio e sal monossódico de azul de timol. O uso é simples apenas 
mergulhe a tira do papel indicador de pH por dois segundos no fluido que deseja controlar e 
aguarde dez segundos. 
 
Figura 3: papel indicador universal. 
Fonte: Portfólio SPLABOR 
1.1.2 pHmetro 
O phmetro é um aparelho capaz de realizar medidas elétricas, possuindo um tipo 
especial de eletrodo apropriado para mergulhar em soluções aquosas. Após calibrar o 
aparelho, mergulha-se o eletrodo em uma solução de pH desconhecido e o aparelho fará 
todas as conversões necessárias, fornecendo o pH da solução como leitura direta em um 
instrumento de ponteiro (analógico) ou em um mostrador digital. O eletrodo é uma peça de 
vidro complexa e muito delicada, contém geralmente uma solução de KCl. A calibração do 
pHmetro é feita mergulhando seu eletrodo em uma solução de pH bem determinado e 
ajustando os botões apropriados (ou teclas). 4 
• Cuidados com o manejo do pHmetro 
✓ Os eletrodos são muito sensíveis e devem ser manejados com extremo cuidado. 
✓ Sempre mantenha o eletrodo preso em seu suporte. 
✓ Não deixe o eletrodo exposto ao ar por longos períodos. Ele deve ser sempre mantido 
mergulhado em alguma solução para manter sua membrana sensora hidratada. 
✓ Para transferir o eletrodo de uma solução para outra, é necessário lavá-lo. 
✓ Se estiver utilizando agitação magnética, cuide para evitar que o agitador se choque 
com o eletrodo. 
✓ Após utilizar, não deixe o eletrodo mergulhado na solução que você testou; remova, 
lave e volte a colocá-lo na solução de armazenamento. 
✓ Ao ligar o instrumento, dê-lhe alguns minutos para estabilizar antes de iniciar 
qualquer operação. 
✓ Não se esqueça da necessidade de calibração. 
 
Figura 4: pHmetro digital 
Fonte: CAP-LAB. 
1.1.3 Indicadores 
Indicadores são geralmente ácidos ou bases orgânicos fracos que possuem a 
propriedade de ter uma cor na sua forma não ionizada e outra cor na sua forma ionizada. 
Como exemplo, a fenolftaleína, que na forma incolor, as ligações duplas de cada anel não 
estão conjugadas com as duplas dos outros anéis, mas na forma vermelha há conjugação 
entre as duplas)4 
 
 
Figura 5: Fenolftaleína 
Fonte: fundamentos de Química Experimental, 2004. 
Outro indicador, o alaranjado de metila (também chamado de heliantina) tem as 
seguintes estruturas: 
 
 
Figura 6: Alaranjado de metila 
Fonte: fundamentos de Química Experimental, 2004. 
A cor apresentada pelo indicador depende da concentração de íons H+ presentes na 
solução. Tomemos como exemplo o caso de um indicador que seja um ácido orgânico fraco: 
 
Em solução ácida (grande concentração de H+) o equilíbrio está deslocado para a 
esquerda: a concentração de HIn é alta e a concentração de In é baixa, resultando na cor A. 
Se formos adicionando base a essa solução, a concentração de H+ vai sendo reduzida e o 
equilíbrio vai sendo deslocado para a direita, fazendo com que finalmente comece a 
predominar a cor B. 
 
Figura 7: Indicadores 
Fonte: fundamentos de Química Experimental,2004. 
2 OBJETIVO 
Determinar o pH de algumas amostras aquosas e comparar qual método de 
determinaçãoé mais eficiente. 
3 MATERIAIS 
3.1 Instrumentos 
• pHmetro 
• Papel indicador universal; 
3.2 Amostras 
• Kombucha; 
• Suco de pêssego; 
• Coca-cola; 
• Suco de uva; 
• Leite; 
• Café; 
• Limão; 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Determinação do pH por papel indicador universal 
Mergulhe a tira do papel indicador de pH por dois segundos no fluido que deseja 
controlar e aguarde dez segundos. Após dez segundo compare a cor indicada no papel com 
as cores da embalagem, onde cada faixa de cor indicar um pH. Para todas as amostras 
kombucha, suco de pêssego, coca-cola, suco de uva, leite, café e limão utilizou o mesmo 
procedimento. 
4.2 Determinação do pH por pHmetro 
Remova o copo de proteção do eletrodo, ligue o pHmetro, pressionando o botão 
liga/desliga. Lave o eletrodo em água destilada ou deionizada em abundância e remova o 
excesso de água utilizando um papel toalha levemente. Realize a calibragem do 
equipamento, caso necessário, onde deve-se mergulhar o eletrodo na solução tampão de pH 
bem definido por exemplo (pH 7, pH 4 e pH 10) ajustando os botões apropriados. Com 
pHmetro calibrado e devidamente lavado e secado, mergulhe a ponta do eletrodo na amostra 
em análise. Após a leitura estabilizar, observe no visor os valores de pH da amostra. 
Importante ressaltar que a cada nova analise deve-se lavar e secar o eletrodo. Esse 
procedimento foi realizado em todas amostra: kombucha, suco de pêssego, coca-cola, suco 
de uva, leite, café e limão. 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Resultados obtidos na determinação do pH pelos métodos de papel indicador 
universal e pelo pHmetro: 
Amostras 
pH determinado no papel 
indicador 
pH determinado no 
pHmetro 
Kombucha 4 2,98 
Suco de pêssego 4 2,57 
Coca-cola 4 2,23 
Suco de uva 4 2,50 
Leite 7 6,32 
Café 4 5,30 
Limão 2 2,20 
Tabela 1: Resultados obtidos na determinação do pH por papel indicador e pHmetro. 
Fonte: próprio autor,2022. 
A partir dos resultados obtidos na tabela com os valores de pH é possível observar 
uma mudança muito considerável de valores comparando o pH de uma mesma amostra pelos 
dois métodos isso mostra o quanto um método é mais eficiente para se usar. E medir o pH é 
de extrema importância para vários processos dentro da engenharia de alimentos. 
CONCLUSÃO 
Portanto, dentre os métodos utilizados para a determinação do pH das amostras o 
pHmetro foi o que apresentou maior eficiência isso porque seus valores contêm mais 
exatidão ao medir. Já o papel indicador universal ao mergulha-lo na solução mesmo com a 
mudança de coloração o resultado era definido por interpretação do visualizador, ou seja, o 
valor de pH ficou com uma interpretação em aberto onde cada pessoa poderia entender de 
uma forma diferente. Assim, conhecer e entender qual método de determinação se encaixar 
na metodologia que for trabalhar é que suma importância para ter valores com o máximo de 
exatidão possível, principalmente na indústria de Alimentos onde o pH é importantíssimo 
em toda cadeia de produção. 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
[1] ATKINS, P. JONES. L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5a Ed, Bookman Companhia Ed., 2011. 
[2] FOGAÇA, J. R. V. Conceito de pH. Manual da Química. Disponível em: 
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/conceito-ph.htm. Acesso em: 15 de 
novembro de 2022. 
[3] LIMA. A. L. L. Você sabe o que é pH. Mundo Educação. Disponível 
em:https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/voce-sabe-que-significa ph.h tm#:~ :tex t = 
O%20pH%20%C3%A9%20uma%20escala,acidez%20de%20algumas%20sbst%C3%A2n
cias%20comuns.> Acesso em: 15 de novembro de 2022. 
[4] CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J.; DONATE, P. M. Fundamentos de Química 
Experimental. São Paulo: EDUSP, 2004. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANEXOS 
 
 
Figura 8: cores de alguns indicadores (ácido e base) 
Fonte: próprio autor,2022. 
 
 
Figura 9: pHmetro utilizado na aula. 
Fonte: próprio autor, 2022.