Relatório 2 Química Analítica corr

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO – UFOP
DEPARTAMENTO DE QUIMICA - DEQUI
CURSO DE CIENCIA E TECNOLOGIA DE ALIMENTOS
DISCIPLINA: QUIMICA ANÁLITICA
PROFESSORA: FABIANA LOBO
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA Nº2
PREPARAÇÃO DE TAMPÕES, CALIBRAÇÃO DE ELETRODOS E MEDIÇÕES DE PH
Componentes: Danielle Corrêa Calegario,
Michel Valente Mafia,
Michelle de Padua,
Paula Regina Neves Rodrigues,
Renata Reis Tropia.
 
OURO PRETO – MG
JUNHO DE 2013
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA:
[1]O conceito original de ação tamponante surgiu de estudos bioquímicos e da necessidade do controle do pH em diversos aspectos da pesquisa biológica, como por exemplo em estudos com enzimas quem têm atividade catalítica muito sensível a variações de pH. Neste contexto, em 1900, Fembach e Hubert, em seus estudos com a enzima amilase, descobriram que uma solução que uma solução de ácido forfórico parcialmente neutralizado agia como uma “proteção contra mudanças abruptas na acidez e alcalinidade”. Esta resistência à mudança na concentração hidrogênica livre de uma solução foi então descrita por estes pesquisadores como “ação tamponante” (do inglês buffering) Seguido esta constatação, em 1904, Fels mostrou que o uso de misturas de ácidos fracos com seus sais (ou de bases fracas com seus sais) permitia a obtenção de soluções cuja acidez (ou basicidade) não era alterada pela presença de traços de impurezas ácidas ou básicas na água ou nos sais utilizados na sua preparação, em decorrência de dificuldades experimentais tais como a ausência de reagentes de água com elevado grau de pureza.
[2]Soluções tampão (química) são soluções que atenuam a variação dos valores de pH (ácido ou básico), mantendo-o aproximadamente constante, mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases. 
[2]As soluções tampão podem ser formadas por um ácido fraco e um sal formado pela reação desse ácido com uma base forte, ou, então, por uma base fraca e um sal formado pela reação dessa base com um ácido forte. As soluções tampão são usadas sempre que se necessita de um meio com pH aproximadamente constante.
[2]Medições de pH utilizando eletrodos indicadores de pH envolvem, inicialmente, a calibração de eletrodos. Para tanto se faz necessário o uso de tampões com valores de pH conhecidos. Esses podem ser adquiridos no comércio ou então preparados no próprio laboratório, conforme procedimentos bem conhecidos. Nesse caso, deve-se utilizar reagentes de alta pureza e água bidestilada. Além de todos esses cuidados, convém atentar para os cuidados requeridos na conservação e manuseio de cada uma dessas soluções.
 
 
OBJETIVOS
 Conhecer os procedimentos e técnicas para calibração de eletrodos e medições de pH.
METODOLOGIA
3.1 Preparação de tampões:
Tampão pH 4,01: Pesar 0,5060g de biftalato de potássio, previamente secado a 110ºC durante 1 hora, dissolver em cerca de 10mL de água e diluir para 50mL de solução. Colocar em frasco de vidro.
Tampão pH 6,87: Pesar 0,3530g de Na2HPO4 e 0,3390g de KH2PO4, previamente secados a 120ºC durante 2 horas, dissolvê-los em cerca de 10mL de água e diluir para 100mL de solução
Tampão pH 9,18: Pesar 0,3800g de bórax (Na2B4O7.10H2O), dissolver em cerca de 10mL de água e diluir para 100mL de solução.
Obs: é importante lembrar que os tampões foram previamente preparados pela técnica do laboratório a fim de poupar tempo.
3.2 Calibração de eletrodos:
 Calibrou-se os eletrodos conforme indicado no manual do equipamento que foi utilizado.
3.3 Medição de pH:
Uma vez calibrados os eletrodos, usou-se o eletrodo previamente calibrado para ler o pH das seguintes soluções na concentração de 0,1mol/L: NaCl, NaOAc, NH4Cl, HCl, NH3 e NaOH .
A partir destas soluções, preparou-se 50mL de soluções de concentração 0,002mol/L a partir da formula: Ci . Vi = Cf . Vf
RESULTADOS E DISCUSSÕES:
Medições de pH 0,1mol/L:
NaCl: 7,74
NaOAc: 7,90
NH4Cl: 6,18
HCl: 0,98
NH3: 11,24
NaOH: 12,83
CH3COOH: 2,85
Calculo para preparo de solução na concentração de 0,002mol/L:
Concentração inicial: 0,1mol/L
Volume inicial: é o que queremos saber
Concentração final: 0,002mol/L
Volume final: 50Ml
Ci . Vi = Cf . Vf
0,1 . Vi = 0,002 . 50
0,1Vi = 0,1
Vi = 1mL
NaCl: 6,74
NaOAc: 6,98
NH4Cl:6,80
HCl: 2,68
NH3: 10,11
NaOH: 11,02
CH3COOH: 3,88
É possível verificar que o pH de uma solução em uma determinada concentração é diferente do pH desta mesma solução quando ela é diluída, isso acontece porque uma solução diluída apresenta menores quantidades dos íons em solução. No caso de uma solução ácida, menores quantidades dos íons H+ fazendo com que sua capacidade de doar um próton seja menor e consequentemente ela se torna menos ácida, obtendo assim um pH maior.
EXERCICIOS EXTRAS:
5.1 Com os valores de pH faça uma tabela separando os resultados de pHs ácidos, básicos e neutros.
	Soluções
	
	Concentração 0,1mol/L
	Concentração 0,002mol/L
	Ácidas
	HCl
	0,98
	2,68
	
	CH3COOH
	2,85
	3,88
	
	NH4Cl
	6,18
	6,80
	Básicas
	NH3
	11,24
	10,11
	
	NaOH
	12,83
	11,02
	Neutras
	NaCl
	7,74
	6,74
	
	NaOAc
	7,90
	6,98
 5.2 Porque algumas soluções de sal apresentam pH ácido, enquanto outras apresentam pH básico e outras neutras?
 O caráter ácido, básico ou neutro de um sal varia de acordo com o ácido e a base que deram origem a esse sal. Ácido forte com base forte gera um sal básico, ácido forte com base fraca gera um sal ácido, ácido fraco com base forte gera um sal básico.
 5.3 Compare os valores obtidos com os valores teóricos esperados. Explique as eventuais diferenças.
 HCl ↔ H+ + Cl-
 
 
 6.CONCLUSÃO:
Através da prática pode-se conhecer os passos para medição de pHs e notar que pH de soluções diluídas são diferentes de pH de soluções concentradas. Pode-se perceber também que há relativa diferença no pH de soluções preparadas no laboratório em relação a valores teóricos esperados. Devido a erros, que podem ter ocorrido no decorrer do experimento.
 7.REFERÊNCIAS:
[1]http://www.cienciamao.usp.br/tudo/exibir.php?midia=qne&cod=_conceitoscientificosemde_15
[2]Wikipédia. Disponível em:
http://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o_tamp%C3%A3o . Acesso em 2 de Junho de 2013.