Determinação de pH, Diluição de soluções e Curva de calibração.

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SUMÁRIO
Apresentação....................................................................................03
Objetivos..........................................................................................04
Introdução Teórica............................................................................05
Materiais Empregados.......................................................................11
Metodologia.....................................................................................12
Procedimento Experimental..............................................................13
Resultados........................................................................................14
Conclusão........................................................................................18
Referências Bibliográficas.................................................................19
APRESENTAÇÃO
Quando um sal é dissolvido em água os seus íons se dissociam. Quando esses íons são totalmente cercados por moléculas de água ocorre a solvatação, mas quando os íons dissociados começam a reagir com essas moléculas de água, ocorrendo um processo chamado de hidrólise, onde há uma reação entre a água e os cátions e ânions liberados na dissolução do sal.
Alguns desses íons dissolvidos são chamados de ácidos ou bases de Brönsted-Lowry que reagem com a água liberando ou recebendo prótons. Dessa forma pode-se preparar uma solução ácida ou básica a partir da dissolução de um sal, mas para isso é necessário que ocorra a hidrólise dos íons desse sal. É importante lembrar que a hidrólise é a reação inversa da reação de neutralização.
Para determinar a acidez ou a alcalinidade da solução final podem-se usar muitos artifícios, como: medição do pH teórico, medição do pH através do pHmetro e pode-se ainda utilizar indicadores que determinam, dentro de uma certa escala, o pH da solução. No caso do uso do pHmetro, é necessário que o mesmo seja calibrado previamente.
Para melhor entendimento dos experimentos, serão elaboradas curvas qualitativas, bem como outros artifícios, criados a partir de uma solução principal até três fatores de diluição (fator 1 = 1:10, fator 2 = 1:100 e fator 3 = 1:1000). Esses fatores serão empregados na diluição das soluções de bases fracas (NH4OH), ácidos fracos (CH3COOH), ácidos fortes (HCl) e bases fortes (NaOH).
Assim, através deste experimento, serão mostrados várias técnicas de medição do pH de soluções ácidas e básicas.
OBJETIVOS
OBJETIVO GERAL
1.	O objetivo deste experimento é demonstrar as várias técnicas de medição do pH de soluções de diferentes tipos como ácidos ou básicos.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Utilizar nas soluções, como medidores de pH, o papel indicador universal (PIU), soluções de indicadores e pHmetro;
Observar e relatar os efeitos de cada medidor de pH nas soluções, classificando-os como básico ou ácido;
Demonstrar através de esboços gráficos a variação de pH.
INTRODUÇÃO TEÓRICA
Segundo Marcos Villela Barcza, a hidrólise é um termo aplicado a reações orgânicas e inorgânicas em que água efetua uma dupla troca com outro composto: 
Também são consideradas reações de hidrólise aquelas onde são colocados ácidos minerais em água, em pequena ou grande quantidade. Esta adição invariavelmente ajuda a iniciar ou acelerar o processo de hidrólise.
São conhecidos cinco tipos de hidrólise: Hidrólise pura, Hidrólise ácida, Hidrólise básica, Fusão alcalina a alta temperatura e Hidrólise enzimática. Processos de hidrólise são realizados em fase líquida ou vapor. A maioria dos processos industriais utiliza o primeiro tipo, entretanto, existe um crescente interesse por reações em fase vapor.
Solução é a denominação ao sistema em que uma substância está distribuída, ou disseminada, numa segunda substância sob forma de pequenas partículas, ou seja, são todas as misturas homogêneas constituídas de duas ou mais substâncias. As soluções se diferenciam inicialmente quanto a dois fatores principais: fase de agregação e condutibilidade elétrica. Elas também podem ser classificadas segundo a relação existente entre a quantidade de soluto na solução quanto insaturadas, saturadas e supersaturadas. E ainda é comum, classificar as soluções em diluídas ou concentradas, considerando a proporção entre soluto e solvente. Naciencias, 2010.
A solubilidade é a propriedade que as substâncias têm de se dissolverem espontaneamente numa outra substância denominada de solvente. A quantidade de substância que se dissolve em determinada quantidade de solvente varia muito de substância para substância, dependendo também das condições externas (pressão e temperatura) e pode depender ainda de propriedades em comum entre as substâncias (polaridade). Por exemplo, à temperatura de 25 ºC, conseguem-se dissolver cerca de 36 gramas de cloreto de sódio (o sal de cozinha) em 100 ml de água, sendo, portanto de 36 g/100 ml a solubilidade do cloreto de sódio em água. Se se adicionar mais sólido à solução este não se irá dissolver, permanecendo o soluto dissolvido em equilíbrio com o respectivo sólido que está em contacto com a solução. Francisco Lemos, Maria Amélia Lemos, Ana Patrícia Almeida, Edgar Tavares, Lúcia Volta e Sousa et al. Rita Pedro.
Tendo em conta a quantidade de soluto dissolvido num determinado solvente e a solubilidade deste, as soluções podem apresentar-se:
Insaturadas: quando a quantidade de soluto na solução é inferior à sua solubilidade;
Saturadas: se a quantidade de soluto em solução for igual à solubilidade desse soluto;
Supersaturadas: soluções em que a concentração de soluto em solução é superior à sua solubilidade.
As soluções (assim como qualquer substância) podem ser caracterizadas pelo seu pH (Potencial Hidrogeniônico), no qual este indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. O pH é determinado pela concentração de íons de hidrogênio (H+); assim, quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de íons H+ e menor a concentração de íons OH-.
Existem diversos conceitos sobre ácidos e bases como: Arrhenius, no qual associou a ideia de ácido com a presença de íons H3O+ e de base com a presença de íons OH-; Brønsted-Lowry, no qual propuseram um conceito de ácido e base mais geral, pelo qual se definem ácidos (bases) como substâncias eletricamente neutras ou iônicas que, em solução, são capazes de doar (aceitar) “prótons”; Lewis, onde propôs que ácida seria uma substância que pode “aceitar” um par de elétrons em uma reação química e que básica é uma substância que pode “doar” um par de elétrons em uma reação química; dentre outros. João Carlos de Andrade, 2010.
Segundo Líria Alves de Sousa, os valores de pH variam numa escala de 0 a 14, valores abaixo de 0 e acima de 14 são possíveis, porém muito raros e não podem ser medidos com as sondas normais. As substâncias que possuem valores de pH 0 a 7, são consideradas ácidas, valores em torno de 7 são neutras e valores acima de 7 são denominadas básicas ou alcalinas. 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 valor do pH é calculado a partir da concentração de íons hidróxido presentes numa determinada solução:
pH = -log[H+]
Onde o operador p representa o simétrico do logaritmo de base 10 da concentração dos íons hidrogênio. Como se pode ver, o pH é dado por um número positivo. Se não o sinal menos iria afetar o logaritmo, e o pH seria um numero negativo devido aos valores normalmente muito pequenos de [H+]. Repare-se que o termo [H+] na equação acima apenas diz respeito à parte numérica da concentração do íon de hidrogênio, pois não se pode determinar o logaritmo em unidades. Assim, tal como a constante de equilíbrio, o pH de uma solução é uma quantidade adimensional. João Andrade, 2007.
Por exemplo, Qual o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica [H+] é 10-8 ?
Resposta: 
Existem várias formas de medir o pH de uma solução sem recorrer a cálculos matemáticos:Indicadores de pH: A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não dissociadas difere da cor dos respectivos íons. 
O comportamento destas moléculas pode ser resumido como:
- Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio (s) ionizável (eis) na estrutura, quando o meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).
-Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não ionizadas, e em meio ácido (pH<7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da coloração da molécula). 
 No entanto, a teoria iônica dos indicadores não oferece explicações sobre o mecanismo pelo qual as cores são produzidas ou deixam de existir. A tabela a seguir mostra alguns indicadores e suas respectivas cores em meio ácido e básico. UFPA, 2001.
		 Indicador
	Cor a pH baixo
	Intervalo de pH de mudança de cor
(aproximado)
	Cor a pH alto
	Alaranjado de Metila
	Vermelho
	3.1 - 4.4
	Amarelo
	Azul de Alizarim
	Rosa
	0.0 – 1.6
	Amarelo
	Azul de Alizarim
	Amarelo
	6 – 7.6
	Verde
	Azul de Timol
	Vermelho
	1.2 – 2.8
	Amarelo
	Azul de Timol
	Amarelo
	8.0 – 9.6
	Azul
	Fenolftaleína
	Incolor
	8.2 – 9.8
	Rosa Carmim
	Verde de Bromocresol
	Amarelo
	4.0 – 5.4
	Azul
	Vermelho de Metila
	Vermelho
	4.2 – 6.2
	Amarelo
	Vermelho de Fenol
	Amarelo
	6.8 – 8.2
	Vermelho
	Vermelho de metila e Verde de Bromocresol
	Laranja
	4,3
	Verde azulado
	Timolftaleína
	Incolor
	9.3 – 10.5
	Azul
	Tabela 1- Soluções Indicadoras com seus respectivos pontos de viragem e colorações.
	Existem também indicadores em fita de papel, o qual basta mergulhar na solução e verificar a cor que o papel adquire.
Segundo Rui de Oliveira, hoje em dia já existem vários aparelhos que permitem determinar o pH de uma determina solução, os chamados medidores eletrônicos de pH ou pHmetros, que consiste de um potenciômetro (aparelho medidor de diferença de potencial), um eletrodo de vidro, um eletrodo de referência e um sensor de compensação de temperatura. Para a maioria dos instrumentos existem dois controles importantes:
- o controle de desvio lateral (intercept) usado para corrigir desvios laterais da curva potencial do eletrodo de pH em função do pH, com relação ao ponto isopotencial, conforme ilustrado na Figura 4. A calibração do instrumento com uma solução tampão de pH 7 é uma aplicação prática de correção de desvio lateral;
- o controle de inclinação (slope) usado para corrigir desvios de inclinação, devidos por exemplo à influência da temperatura, promove uma rotação da curvatura do eletrodo em torno do ponto isopotencial (pH = 7 e E = 0). Na prática, para evitar a inclinação da curva, para uma dada temperatura, calibrar o eletrodo com a solução tampão de pH = 7 (correção do desvio lateral) e, em seguida, com auxilio de um outro tampão promover o ajuste da inclinação.
	Os ajustes dos desvios lateral e de inclinação utilizando soluções tampões padrões constituem os procedimentos básicos de calibração instrumental para a determinação de pH. 
Figura 1- pHmetro de bancada
Para o funcionamento ideal do pHmetro é necessária a calibração do aparelho com as soluções tampões, indicadas pelo fabricante, dentro da faixa desejada (7-4 ou 7-10). Sempre começando com a solução de pH 7, depois de uma solução tampão básica e outra solução tampão ácida. Flávia Costa Medonça, 2010.
Segundo Jennifer Fogaça, um tampão ou solução tampão é uma solução cujo pH varia muito pouco quando pequenas quantidades de íons H3O+ e OH- são adicionadas a ela. Existem dois tipos de solução-tampão:
Mistura de ácido fraco com sua base conjugada:
Para a formação de uma solução assim, mistura-se o ácido fraco com um sal do mesmo ânion desse ácido.
Por exemplo, uma solução-tampão constituída de ácido acético (H3CCOOH(aq)) e acetato de sódio (H3CCOONa(s)). Percebe-se que ambos possuem o ânion acetato: (H3CCOO-(aq)). A concentração desses íons se deve praticamente à dissociação do sal, que é grande. Já a ionização do ácido é pequena.
Existem as seguintes possibilidades de adição:
Adição de uma pequena quantidade de ácido forte:
A adição de um ácido forte aumenta a concentração do íon hidrônio, H3O+, e visto que o ácido acético é um ácido fraco, o ânion acetato possui grande afinidade pelo próton (H+) hidrônio. Dessa forma, eles reagem e mais ácido acético é formado:
Com isso, o pH do meio praticamente não sofre alteração. No entanto, se for adicionado cada vez mais ácido forte chegará o momento em que todo o ânion acetato será consumido e o efeito tampão cessará.
Adição de uma pequena quantidade de base forte:
A adição de uma base forte aumenta a concentração dos íons OH-. Mas esses íons são neutralizados pelos íons H3O+1 liberados na ionização do ácido acético:
Com essa reação, a concentração dos íons H3O+(aq) irá diminuir e haverá um deslocamento do equilíbrio no sentido de aumentar a ionização do ácido e, com isso, a variação de pH da solução será muito pequena. A concentração dos íons H3O+(aq) será praticamente constante.
Nesse caso também existe uma capacidade limite do tampão. Portanto, se adicionarmos cada vez mais base, o equilíbrio da ionização do ácido será mais e mais deslocado no sentido da sua ionização, até que todo o ácido seja consumido.
Mistura de base fraca com seu ácido conjugado.
Esse tipo de solução-tampão é constituído de uma base fraca e um sal solução que contenham o mesmo cátion da base.
Por exemplo, uma solução-tampão formada por hidróxido de magnésio, MgOH2(aq) (base fraca) e cloreto de magnésio, MgCl2(s) (sal). Ambos contêm o cátion magnésio (Mg2+(aq)). Os íons magnésio presentes no meio são praticamente todos provenientes da dissociação do sal, pois a dissociação da base é fraca:
Adição de uma pequena quantidade de ácido forte:
Nesse caso, os íons H3O+1 vindos da adição do ácido forte serão neutralizados pelos íons OH-, vindos da dissociação da base fraca. Isso deslocará o equilíbrio de dissociação da base para a direita.
Assim, a variação de pH (se houver) será muito pequena, porque a concentração dos íons OH-permanece constante. O efeito tampão irá cessar quando toda a base for dissociada.
Adição de uma pequena quantidade de base forte:
A base forte adicionada sofre dissociação liberando íons OH-. Visto que o hidróxido de magnésio é uma base fraca, o magnésio liberado na dissociação do sal terá maior tendência de reagir com o OH-:
Portanto, o aumento dos íons OH- é compensada pelo aumento proporcional de MgOH2(aq). Com isso o pH não sofre grandes alterações.
Esse efeito acaba quando todo cátion magnésio tiver sido consumido.
Cabe salientar que para o entendimento de conceito de solução tampão é necessário o conhecimento do conceito de ácido e base de Brønsted-Lowry. Antonio Rogério Firucci, Márlon Hebert Flora Barbosa Soares et al. Éder Tadeu Gomes Cavalheiro, 2010.
MATERIAIS EMPREGADOS
	Aparelhagem: 
	Reagentes:
	- Provetas; 
	- HCl(conc.)
	- Balão volumétrico (25 mL); 
	- CH3COOH(conc.)
	- Pipeta Pasteur; 
	- NaOH(conc.)
	- Pipeta graduada
	- NH4OH(conc.)
	- Béqueres;- Indicadores: Azul de timol; Alaranjado de
	- Balança analítica;
	metila; Verde de bromocresol; vermelho de 
	- pHmetro
	Metila; Vermelho de Fenol; timolftaleína;
	
	Azul de Alizarina; Azul de metileno; Azul
	
	de Metiltimol; Fenolftaleína; Vermelho de 
	
	metila + Verde de Bromocresol e um 
Indicador X
	
	- Fita Indicadora Universal
METODOLOGIA
Preparar soluções com concentrações de 1M, 0,1M, 0,01 M e 0,001 M de HCl, NaOH, CH3COOH e NH4OH. Realizar testes com indicadores universais nas soluções preparadas.
Analisar com os indicadores visuais: Azul de timol; Alaranjado de metila; Verde de bromocresol; Vermelho de Metila; Vermelho de Fenol; timolftaleína; Azul de Alizarina; Azul de metileno; Azul de Metiltimol; Fenolftaleína; Vermelho de metila + Verde de Bromocresol, a faixa de pH das soluções preparadas.
Efetuar a calibração do pHmetro (utilizando solução tampão de pH= 4, pH= 10 e pH= 10), e medir o pH das soluções preparadas.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
	Inicialmente, fizeram-se os cálculos necessários para preparar as soluções com concentração de 1M de HCl, NaOH, CH3COOH e NH4OH em balões volumétricos de 25 mL, assim como os cálculos necessários para diluir as mesmas nas concentrações de 0,1M; 0,01M e 0,001M.
	Em seguida, pesou-se a quantidade de NaOH que foi calculada em uma balança, dissolveu-o um pouco em água destilada, transferiu-se para o balão volumétrico, aferiu-se e transferiu-se para um frasco. A mesmo metodologia foi empregado no preparo das soluções de HCl, CH3COOH e NH4OH, porém, ao invés de terem sido pesados, foram utilizadas pipetas graduadas já que estas substâncias estavam na fase líquida e também foram medidas dentro de uma capela, por conta dos vapores que estas substâncias liberam. 
	Após o preparo das soluções, foi realizada a diluição destas da seguinte maneira: retirou-se da solução o volume calculado para o preparo de soluções de 0,1M, transferiu-se para um balão de 25 mL e aferiu-se. O mesmo procedimento foi utilizado na diluição da solução para a concentração de 0,01M, porém esta foi feita a partir da solução de 0,1M; e na concentração de 0,001M, entretanto esta foi feita a partir da solução de 0,01 M.
	Logo depois do preparo de todas as soluções, realizou-se os testes de pH. Primeiramente, empregou-se o teste com diversas soluções indicadoras, no qual se retirou uma alíquota de cada substância, transferiu-se para uma placa e acrescentou-se a uma solução indicadora. Neste procedimento, utilizou-se os indicadores: Azul de timol; Alaranjado de metila; Verde de Bromocresol; vermelho de Metila; Vermelho de Fenol; Timolftaleína; Azul de Alizarina; Azul de metileno; Azul de Metiltimol; Fenolftaleína; Vermelho de metila + Verde de Bromocresol e um indicador desconhecido, onde para cada indicador empregou-se o procedimento citado anteriormente.
	Posterior ao teste com as soluções indicadoras, se aplicou o teste com a fita indicadora universal, onde em cada fita, colocou-se uma alíquota de cada uma das soluções. Em seguida, realizou-se o teste com o pHmetro, onde primeiramente calibrou-se o instrumento com as soluções tampões de pH neutro, em seguida uma solução tampão ácida e depois uma solução tampão básico. Assim, mediu-se o valor do pH de cada solução, começando da solução de menor concentração para a solução de maior concentração.
	Ao fim de todos os testes, preparou-se um gráfico analítico para cada substância.
RESULTADOS
	Seguem-se na tabela, os resultados obtidos a partir do teste realizado com a fita indicadora universal:
	Concentração
(mol/L)
	Solução
	
	HCl
	NaOH
	CH3COOH
	NH4OH
	1
	0,00
	14,00
	2,00
	11,00
	0,1
	1,00
	13,00
	03,00
	10,00
	0,01
	3,00
	10,00
	4,00
	9,00
	0,001
	5,00
	9,00
	5,00
	8,00
Tabela 2 – Valores de pH obtidos pela fita indicadora universal em função da concentração (mol/L).	
Como foram utilizadas diversas soluções indicadoras, as tabelas seguintes mostram as colorações obtidas ao adicioná-las nas soluções de HCl, NaOH, NH4OH e CH3COOH:
HCl
	
	1M
	0,1M
	0,01M
	0,001M
	Alaranjado de Metila
	Vermelho
	Vermelho
	Vermelho
	Laranja
	Azul de Alizarina
	Incolor
	Incolor
	Preto
	Azul
	Azul de Metileno
	Azul Claro
	Azul Claro
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Azul de Metiltimol
	Amarelo
	Amarelo
	Azul
	Azul
	Fenolftaleína
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Indicador X
	Vermelho
	Vermelho
	Vermelho
	Laranja
	Timolftaleína
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Vermelho de Metila/Verde de Bromocresol
	Amarelo
	Amarelo
	Amarelo
	Azul
	Vermelho de Fenol
	Rósea
	Rósea
	Amarelo
	Amarelo
Tabela 3 – Cores obtidas de várias soluções indicadoras em função da concentração de HCl.
NaOH
	
	1M
	0,1M
	0,01M
	0,001M
	Alaranjado de Metila
	Amarela
	Laranja
	Laranja
	Laranja
	Azul de Alizarina
	Verde Escuro
	Preto
	Azul
	Preto
	Azul de Metileno
	Azul 
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Azul de Metiltimol
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Fenolftaleína
	Rósea
	Rósea
	Rósea
	Incolor
	Indicador X
	Verde
	Verde
	Verde
	Verde
	Timolftaleína
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Incolor
	Vermelho de Metila/Verde de Bromocresol
	Azul
	Azul
	Azul
	Azul
	Vermelho de Fenol
	Violeta
	Rósea
	Rósea
	Laranja Amarelado
Tabela 4 – Cores obtidas de várias soluções indicadoras em função da concentração de NaOH.
CH3COOH
	
	1M
	0,1M
	0,01M
	0,001M
	Alaranjado de Metila
	Vermelho
	Vermelho
	Laranja
	Laranja
	Azul de Alizarina
	Preto
	Preto
	Preto
	Preto
	Azul de Metileno
	Azul
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Azul de Metiltimol
	Amarelo
	Amarelo
	Amarelo azulado
	Azul
	Fenolftaleína
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Indicador X
	Vermelho
	Vermelho
	Vermelho
	Vermelho
	Timolftaleína
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Vermelho de Metila/Verde de Bromocresol
	Amarelo
	Amarelo
	Azul
	Azul
	Vermelho de Fenol
	Amarelo
	Amarelo
	Amarelo
	Amarelo
Tabela 5 – Cores obtidas de várias soluções indicadoras em função da concentração de CH3COOH.
NH4OH
	
	1M
	0,1M
	0,01M
	0,001M
	Alaranjado de Metila
	Laranja
	Laranja
	Laranja
	Laranja
	Azul de Alizarina
	Preto
	Azul
	Preto
	Preto
	Azul de Metileno
	Azul
	Azul
	Azul
	Azul Escuro
	Azul de Metiltimol
	Azul Claro
	Azul Claro
	Azul Escuro
	Azul Escuro
	Fenolftaleína
	Rósea
	Rósea
	Rósea
	Incolor
	Indicador X
	Verde
	Verde
	Verde
	Verde
	Timolftaleína
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Vermelho de Metila/Verde de Bromocresol
	Azul
	Azul
	Azul
	Azul
	Vermelho de Fenol
	Rósea
	Vermelho
	Rósea
	Amarelo
Tabela 6 – Cores obtidas de várias soluções indicadoras em função da concentração de NH4OH.
Através de pesquisas, verificou-se que o Indicador X não é indicador e sim um corante que dependendo do pH do meio apresenta diferentes tonalidades, como se pode observar na figura abaixo:
Após os testes com a fita indicadora universal e várias soluções indicadoras, mediu-se o pH de cada substância com o pHmetro do tipo. Os resultados adquiridos estão relacionados na tabela abaixo:Figura 2- Cores que são obtidas em função do pH.
	
	HCl
	NaOH
	CH3COOH
	NH4OH
	1
	2,15
	11,2
	3,53
	10,25
	0,1
	2,6
	10,76
	4,0
	9,7
	0,01
	3,0
	10,33
	4,8
	9,13
	0,001
	3,82
	9,15
	6,2
	3,7
Tabela 7 – Valores de pH obtidos no pHmetro em função da concentração (mol/L).
Depois da realização dos testes, um dos principais objetivos dessa prática experimental pode ser alcançado, isto é, a montagem das curvas qualitativas que estão expostas abaixo. 
HCl
Gráfico 1
NaOH
Gráfico 2
CH3COOH
NH4OH
	Em cada gráfico com as curvas qualitativas, pode-se perceber que muitos não estão de acordo com a curva de referência (pH teórico). Os principais motivos que levam a esse erro são: contaminação das amostras,má calibração do equipamento ou....... EXPLICAR PORQUE OCORREM ERROS AO SE PREPARAR SOLUÇÕES, PORQUE NO GRÁFICO HÁ LINHAS MUITO DIFERENTES DA LINHA DE REFERÊNCIA (PH TEÓRICO), 
CONCLUSÃO
	Em processos químicos normalmente são necessários muitas pesquisas e aplicações de técnicas específicas para se chegar ao objetivo previamente determinado. No procedimento experimental descrito no decorrer deste relatório, pôde-se analisar a acidez e a alcalinidade de uma solução através de diferentes meios.
Para o preparo das soluções usadas foi diluída uma solução padrão em até três fatores e posteriormente utilizou-se os indicadores e a fita indicadora universal para medição do pH. Em seguida, houve a necessidade do preparo de uma solução tampão para a calibração do pHmetro, sendo assim possível uma última verificação do pH viabilizando a comparação entre os números obtidos.
Resultados satisfatórios são obtidos aliando métodos teóricos e práticos, porém o desvio apresentado nos gráficos pode ter ocorrido por consequência de fatores como: o mau desempenho de um equipamento, de um reagente, de um indicador ou do operador. Apesar disso ainda foi possível a construção de tabelas e curvas analíticas que exibem as variações de pH. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ANEXOS