14- Determinação dos íons H+ com indicadores

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Determinação da concentração dos íons H+ com indicadores
Alunos:	Lucas Osipi - 80199
		Caio Luiz Srutkoske - 79655
		Guilherme Domingues- 79509
		Guilherme Mattos- 78839
		João Pedro - 80203
 Curso: Engenharia Química
Disciplina: Laboratório de Química Geral e Inorgânica (5261)
Turma: 5
Professor: Rodrigo
Maringá-Pr / 2012
	
	Seguidos os procedimentos referentes aos experimentos, obtiveram-se como resultados:
Experimento 1:
	Ao adicionar 10,00 de ácido clorídrico(1.0mol/L) ao tubo 1A e transferir 1,0mL da solução para a diluição com 9mL de água no tubo 2B, obteve-se uma nova concentração.
[HCl]=n/Ln=[HCl]*L
	Como a quantidade de mols de HCl presente antes e após a diluição, pode-se igualar na fórmula acima as quantidades iniciais e finais de concentração e volume:
CV=CV
[1.0]*0.1mL=[HCl]*(0.1+0.9)mL
[HCl]=0,1 mol/L
	Como se pode observar, a solução ficou 10 vezes menos concentradas de um frasco para o outro. O mesmo ocorreu com as outras soluções. Com NaOH ocorreu semelhante fato: houve também a mesma diluição de frasco para frasco.
	Sabendo as concentrações de HCl e NaOH, pode-se calcular o pH de cada solução(vale ressaltar que, por serem ácido e base fortes, HCl e NaOH sofrem total dissociação na água) pelas seguintes fórmulas:
pH=-log[H+}
pOH=-log[OH-]
pH+pOH=14
	Utilizando-se da primeira formula, é possível calcular o pH dos tubos da séria A. Com a segunda fórmula calculou-se primeiramente o pOH e com a terceira fórmula o pH dos tubos da série B. Como resultado, teve-se a tabela 1.
Tabela 1- concentrações e pH contidos nos tubos:
	Série A e A’
	[HCl](mol/L)
	pH
	Série B e B’
	[NaOH] (mol/L)
	pOH
	pH
	Tubo 1
	1,0
	0
	Tubo 1
	1,0
	0
	14
	Tubo 2
	0,1
	1
	Tubo 2
	0,1
	1
	13
	Tubo 3
	0,01
	2
	Tubo 3
	0,01
	2
	12
	Tubo 4
	0,001
	3
	Tubo 4
	0,001
	3
	11
	Tubo 5
	0,0001
	4
	Tubo 5
	0,0001
	4
	10
	Sabendo-se as concentrações contidas em cada tubo, foi possível determinar o ponto de viragem de cada indicador. O indicador alaranjado IV teve o ponto de viragem entre os tubos 3A e 5A, ou seja, entre pH 2 e 4. Assim foi feito com os outros indicadores. O resultado obtido localiza-se na tabela 2.
Tabela 2- Ponto de viragem dos indicadores ácido-base
	Indicador
	Início da viragem(cor)
	Fim da viragem (cor)
	Faixa de pH de viragem
	Alaranjado IV
	5A (laranja)
	3A (rosa)
	4 ~ 2
	Alaranjado de metila
	5A’(amarelo)
	3A’(vermelho)
	4 ~ 2
	Índigo carmin
	1B (amarelo)
	3B (verde)
	14 ~ 12
	Amarelo de alizarina R.
	4B’(laranja escuro)
	5B’(amarelo)
	11 ~ 10
Experimento 2:
	Conhecidas as faixas de viragem dos indicadores, foi possível determinar a concentração dos íons H+ em uma solução desconhecida.
	Primeiramente, com o indicador fenolftaleína(ponto de viragem em pH~7), determinou-se que a substância tinha caráter básico(pH>7). Assim utilizaram os indicadores Índigo carmin e Amarelo de alizarina R. para a determinação mais precisa do pH. Comparando as cores com os tubos tabela 1, determinou-se que a solução, com o índigo carmin, possuía coloração semelhante aos tubos 4B’e 1B’(pH entre 14 e 11). Com o amarelo de alizarina, percebeu-se que a cor do frasco se assemelhava aos tubos 3B e 5B (pH entre 12 e 10). Assim, pode-se afirmar que o pH da solução estava em torno de 11 e 12, ou seja a concentração dos íons H+ estava entre 1*10-11 e 1*10-12 mol/L.
Experimento 3:
	Procurou-se, nesse experimento, determinar a Ka do ácido acético(0,10mol/L). Para isso, utilizaram-se os indicadores alaranjado de metila e alaranjado IV. Comparando as cores obtidas de solução com a tabela 1, teve-se que a coloração dos indicadores se assemelharam com os tubos 3~5 (série A e A’). Entretanto, observou-se que a solução, quando reagida com o alaranjado IV, teve uma coloração muito semelhante ao tubo 4A. Assim determinou-se que o pH era de 3 e a concentração de H+ era 0,001 mol/l.
	Fazendo a dissociação do ácido acético:
H3CCOOH(aq) H3CCOO(aq)- + H+(aq)
	Calculando o Ka:
Ka=[ H3CCOO-]*[ H+]/ [H3CCOOH]
	Na equação acima, são conhecidas a concentrações do ácido e de H+ (como foi apresentado acima), entretanto, por estequiometria, pode-se ver que as concentrações dos íons produzidos são iguais. Assim: 
Ka=[0,001]*[0,001]/ [0,10]
Ka=1*10-5