Pratica 10 2015.2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E BIOLÓGICAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Relatório de Química Geral
QUI200 – T3
Alunos: Lucas Dimas de Souza
 Ney Alves Batista Junior
 Patryk Augusto de Lima Ferreira
 João Victor Castro
PRÁTICA 10
MEDIDAS DE VALOR DE pH E SOLUÇÕES TAMPÃO
SUMÁRIO
1- Objetivo..........................................................................................................................04
2- Introdução......................................................................................................................04
3- Materiais e Reagentes utilizados.....................................................................................05
4- Procedimentos
 4.1- Avaliação do valor de pH da água destilada..............................................................05
 4.2- Avaliação do valor de pH de soluções aquosas.........................................................05
5- Conclusão.......................................................................................................................07
6- Referências.....................................................................................................................07
1 – Objetivo
Estimar o pH de diversas substâncias em meio aquoso, usando uma tabela com intervalos de pH definidos por cores diferentes.
 Exemplo: a substância que estava incolor, estava com seu pH entre 6,0 e 7,6.
2 – Introdução
O valor do pH ou pOH se dá pela capacidade de dissociação do íon H+ ou do íon OH- em meio aquoso. Para a substância ser considerada um ácido forte, seus íons H+ devem ser completamente dissociados na água, como por exemplo, o HCl, onde efetua-se a seguinte reação:
HCl + H20 -------------------- H3O+ (aq.) + Cl – (aq.)
Vemos, por meio dessa reação, que durante a reação, o HCl, libera completamente seu íon H+ em meio aquoso, classificando-o como ácido forte.
No caso de uma base, temos a seguinte reação:
NaOH(s) + H2O(l) --------------------- Na+ + OH- + H2O
Vemos, também por meio dessa reação, que durante a reação, o íon OH- é completamente dissociado em meio aquoso, classificando-a como base forte.
Hoje em dia, temos um aparelho que mede o pH de qualquer solução, o pHmetro. O pHmetro é calibrado de acordo com os valores referenciais de cada solução que envolvem certas questões físicas e químicas. A leitura do aparelho se baseia na medida de uma tensão, em millivolts, a qual, pelo aparelho, é convertida para uma escala de pH, a qual, geralemte, o valor 7 se toma como ponto neutron, onde no qual o valor 1 é para substâncias muito ácidas e 14 para bases muito forte. 
Neste mesmo estudo de pH, existe um caso especial de soluções, que são chamadas de soluções tampão, as quais apresentam uma propriedade notável, elas são capazes de neutralizer soluções alcalinas ou ácidas com bastante eficiência, de tal modo que o valor de seu pH permanencer praticamente inalterado.
CH3COO- + H+ ---------------------- CH3COOH
Nessa reação, os íons de H+ reagem com o íon acetato formando a molécula de ácido acético, anulando o possível efeito do íon H+.
3 – Materiais e Reagentes utilizados
Tubos de ensaio; frasco conta-gotas; Erlenmeyer; Pipeta; Suporte para tubos de ensaio; Ácido acético; acetato de sódio; água destilada; alaranjado de metila; azul de bromotimol; fenolftaleína; vermelho de metila.
4 – Procedimentos
4.1 Avaliação do valor de pH da água destilada 
Em um erlenmeyer de 125,0mL colocou-se 50,0mL de água destilada e adicionou-se 2 a 3 gotas do indicador azul de bromotimol. A solução foi agitada e anotamos sua coloração. Em seguida foi adicionada gota a gota uma solução 0,1mol/L de hidróxido de sódio, NaOH, até ocorrer mudança de cor. Novamente agitamos a solução e anotamos a sua cor. Foi colocado a ponta de uma pipeta no interior da solução na qual assopramos, (borbulhando dióxido de carbono) até verificarmos a mudança de cor. Em seguida a solução foi agitada e anotamos a sua cor.
	Condição
	Cor
	Valor do pH estimado
	4.1.1
	Verde marinho
	6,5/7
	4.1.2
	Azul escuro
	9
	4.1.3
	Amarelo
	5
4.2 Avaliação do valor de pH de soluções aquosas 
No suporte para tubos de ensaio contém 09 tubos numerados. Foi colocado os volumes indicados das soluções e 4,0 gotas de indicador, como descrito na Tabela 3*. Em seguida, anotamos a cor de cada solução.
Avaliação do efeito tamponante das soluções aquosas 
No suporte para tubos de ensaio contém tubos de ensaio numerados de 10 a 13. Adicionamos os volumes indicados das soluções e 4,0 gotas de indicador, como descrito na Tabela 4* (condição inicial) e anotamos a cor de cada solução. Nos tubos 10 e 11 foi adicionado 10 gotas da solução 0,1mol/L de HCl (condição final) e anotado a cor. Nos tubos 12 e 13 foi adicionado 10 gotas da solução 0,1mol/L de NaOH (condição final) e anotado a cor.
* As Tabela 3 e 4 serão apresentadas na folha a seguir.
Tabela 3 – Cores das soluções em diferentes indicadores e avaliação de pH de cada solução.
	
TUBO
	GOTAS DE ACIDO ACÉTICO
	GOTAS DE ACETADO DE SÓDIO
	
ÁGUA
	INDICADOR
(4 GOTAS)
	COR DA SOLUÇÃO
	FAIXA PROVÁVEL DO PH
	1
	20 gotas
	-------
	20 gotas
	Alaranjado de metila
	Vermelho
	Menor que 3,1
	2
	20 gotas
	-------
	20 gotas
	Azul de bromotimol
	Amarelo escuro
	Menor que 6,0
	3
	20 gotas
	-------
	20 gotas
	Fenolftaleína
	Incolor
	Menor que 8,3
	4
	-------
	20 gotas
	20 gotas
	Vermelho de metila
	Amarelo
	Maior que 6,3
	5
	-------
	20 gotas
	20 gotas
	Azul de bromotimol
	Azul
	Maior que 7,6
	6
	-------
	20 gotas
	20 gotas
	Fenolftaleína
	Rosa Claro
	Maior qupe 10,0
	7
	20 gotas
	20 gotas
	-------
	Alaranjado de metila
	Laranja
	Entre 3,1 e 4,4
	8
	20 gotas
	20 gotas
	-------
	Azul de bromotimol
	Amarelo claro
	Menor que 6,0
	9
	20 gotas
	20 gotas
	-------
	Fenolftaleína
	Incolor
	Menor que 8,3
Tabela 4 – Efeito da adição de ácido ou base em solução tampão e em água pura.
	
TUBO
	GOTAS DE ACIDO ACÉTICO
	GOTAS DE ACETADO DE SÓDIO
	
ÁGUA
	
INDICADOR
(4 GOTAS)
	
CONDIÇÃO
	
COR DA SOLUÇÃO
	FAIXA PROVÁVEL DO PH
	10
	20 gotas
	20 gotas
	
-------
	Alaranjado de metila
	Inicial
	Laranja
	3,1 – 4,4
	
	Adicione 10 gotas de HCl 0,1 mol/L
	
	
	Final
	Laranja
	3,1 – 4,4
	
11
	-------
	-------
	
4,0 gotas
	Alaranjado de metila
	Inicial
	Laranja
	3,1 – 4,4
	
	Adicione 10 gotas de HCl 0,1 mol/L
	
	
	Final
	Vermelho
	Menor que 3,1
	
12
	20 gotas
	20 gotas
	
-------
	
Fenolftaleína
	Inicial
	Incolor
	Menor que 8,3
	
	Adicione 10 gotas de NaOH 0,1 mol/L
	
	
	Final
	Incolor
	Menor que 8,3
	
13
	-------
	-------
	
4,0 gotas
	
Fenolftaleína
	Inicial
	Incolor
	Menor que 8,3
	
	Adicione 10 gotas de NaOH 0,1 mol/L
	
	
	Final
	Rosa claro
	Maior que 10,0
5– Conclusão
Com a realização desses experimentos, concluímos que o pH se tornou variável de acordo com as soluções e quantidades dos reagents que utilizarmos, ou seja, demonstrando que a quantidade é um fator que irá interferer no nosso número de pH, com isso através dessa prática foi possível analisar as variações que ocorreram no pH, com a análise da tabela com as cores que a solução assumia em relação a quantidade de pH presente nela.
6- Referências
Apostila de práticas de Química Geral – QUI200. UFOP, 2015.
BROWN, Theodore L. et al (2005), Quimica – A ciência Central, São Paulo, Pearson Education do Brasil, 9º edição.