Determinacao de ph

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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia
Departamento de Ensino, Processos Industriais, Informação e Comunicação
Técnico em Química
Alan Roberto Lima da Silva
Ariele Cruz Costa
Brenda Caroline Sousa
Joicy Corrêa de Oliveira
DETERMINAÇÃO DE pH
 
Relatório experimental do curso Técnico em Químico, do Instituto Federal de Educação e Ciência e Tecnologia do Pará-IFPA, na disciplina de Físico-Química Entregue a Prof. Patrícia Teresa Sousa da Luz.
 
 
 
Belém – 2016
SUMÁRIO
Introdução Teórica ....................................................................................03
Objetivos....................................................................................................05
Materiais Utilizados...................................................................................06
Procedimento Utilizados............................................................................07
Resultados e Discurssões...........................................................................08
Referências Bibliográficas.........................................................................10
Anexo(Respostas)......................................................................................11
INTRODUÇÃO TEÓRICA
	As soluções podem ser ácidas, neutras ou básicas. A acidez de uma solução aquosa é de fundamental importância em química. Dissociação de ácidos fracos pode ser descritas em termos das teorias de Arrhenius e ou Bronsted-Lowry. Em qualquer dos casos a condição de equilíbrio é que a expressão da Lei da ação das massas seja igual à constante de dissociação Ka+. Quanto mais fraco um ácido, menor será sua constante de dissociação. Ácidos polipróticos têm mais de um próton disponível por molécula e, por tanto, sofrem dissociação em etapas, tendo cada etapa sua própria constante de dissociação. 
	A condição de equilíbrio da dissociação de um ácido fraco pode ser usada para calcular as concentrações das espécies de solutos presentes em solução destes ácidos. Por meio destes cálculos pode ser mostrado que a presença de uma concentração apreciável de ânion de um ácido fraco em uma solução reprime a dissociação do ácido. Esta é uma ilustração do princípio de Le Chatelier chamada íon do efeito comum.
	Bases fracas se dissociam em água da mesma maneira que ácidos fracos, só que com um aumento de concentração de íons hidróxido, em vez de com aumento de íons hidrogênio (hidrônio). Uma base fraca e comum e importante é a amônia. Em suas soluções aquosas as espécies moleculares não-dissociadas foram formuladas com NH3 ou como NH4OH, embora se acredite hoje que ambas são formadas excessivamente simplificada. Cálculos de bases fracas se baseiam na igualdade da Lei da ação das massas e a constante de dissociação da base Kb (Junior et. Al, 2015).
O pH significa potencial hidrogeniônico e consiste em um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade em um meio qualquer. O pH é uma característica de todas as substâncias determinado pela concentração de íons de hidrogênio. Quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de íons hidrogênio e menor a concentração de íons hidroxila.
Os valores de ph variam em torno de 0 a 14 , as substâncias que possuem valores de ph 0 a 7, são consideradas ácidas, valores em torno de 7, são consideradas neutras e valores acima de 7 são denominadas básicas (UOL,2016).
	De acordo com Michelle da Silva Gama et al (2006, p.235), os métodos disponíveis para a determinação do pH são fundamentalmente colorimétricos e eletrométricos. Apesar de estes últimos serem usados quase que exclusivamente hoje em dia, os métodos colorimétricos foram favorecidos por muitos anos devido à falta de conhecimentos técnicos que pudessem fazer dos métodos eletrométricos algo rotineiro.
	As soluções de indicadores são diferentes substancias que quando em contato com as soluções mudam de cor de acordo com seu potencial hidrogeniônico. Alguns exemplos são violeta de metila (VM), alaranjado de metila (AM), vermelho de metila (VM), vermelho neutro (VN), azul de timol (AT) e amarelo de alizarina (AA). A tabela a seguir mostra alguns indicadores e suas respectivas cores em meio ácido e básico.
Tabela 1- Exemplo de alguns indicadores e seus respectivos pontos de viragem
	O medidor de pH ou pHmetro consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é conhecido como eletrodo de vidro, que na verdade, é um eletrodo do tipo "íon seletivo" (Fisicaanimada, 2008).
OBJETIVOS
O experimento tem como objetivo identificar substâncias ácidas e básicas pela ação de indicadores, verificar a mudança de cor nos diferentes indicadores testados e demonstrar que os ácidos e as bases reagem formando sal e água.
MATERIAIS UTILIZADOS
	Aparelhagem
	Reagentes
	- Tubos de Ensaio;
	- Solução de NaOH;
	- Estante para Tubos de Ensaio;
	- Solução de H2SO4;
	- Béquer de 250 mL;
	- Solução de HCl;
	- Micropipeta;
	- Água sanitária;
	- pHmetro;
	- Água mineral;
	- Pisseta.
	- Água da torneira;
	
	- Água destilada;
	
	- Vinagre;
	
	- Sabão;
	
	- Amônia (NH3);
	
	- Café;
	
	- Fenolftaleína;
	
	- Vermelho de Metila
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Procedimento I
Após lavar todos os tubos, numerou-os de 1 a 4, colocando-os em ordem na estante para tubos. Em seguida, colocou-se 3 ml de NaOH nos dois primeiros tubos, e nos tubos 3 e 4 colocou-se 3 ml de H2SO4. Feito isto, adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína em um tubo com NaOH e em outro com H2SO4, depois adicionou-se de 3 gotas do indicador vermelho de metila no outro tubo com NaOH e no outro com H2SO4. E por fim, observou-se a coloração. 
Em seguida, numerou-se 7 tubos na estante. No tubo 1, adicionou-se uma pequena quantidade de amônia, no tubo 2 adicionou-se água sanitária, no tubo 3 sabão, no tubo 4 água mineral, no tubo 5 vinagre, no tubo 6 água da torneira e no tubo 7 água destilada. Após isto, adicionou-se de 3 gotas do indicador vermelho de metila, verificando o pH qualitativo em cada substância. 
Por fim, utilizando o pHmetro, mediu-se o pH e a temperatura, da água destilada, água mineral, água da torneira e do café. 
Procedimento II
	Em um suporte, colocou-se na primeira fileira, tubos de ensaio com solução de NaOH e na segunda fileira, tubos de ensaio com HCl. As quantidades necessárias estão na tabela abaixo:
	Nº DO TUBO
	1
	2
	3
	4
	5
	HCl (mL)
	5 mL
	4 mL
	3 mL
	2 mL
	1 mL
	NaOH (mL)
	1 mL
	2 mL
	3 mL
	4 mL
	5 mL
Tabela 02
	Em seguida, adicionou-se 3 gotas do indicador ...... nos tubos de ensaio que contêm NaOH. Por fim, despejou-se o HCl nos tubos que contêm o NaOH e se anotou os resultados.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Procedimento I
Após a adição de cada indicador, observaram-se as seguintes colorações para cada tubo contento as soluções ácidas e básicas.
	TUBOS
	SOLUÇÃO
	INDICADOR
	COLORAÇÃO
	01
	NaOH (0,1 M)
	Vermelho de Metila
	Amarelo
	02
	H2SO4 (0,1 M)
	Vermelho de Metila
	Vermelho
	03
	H2SO4 (0,1 M)
	Fenolftaleína
	Incolor
	04
	NaOH (0,1 M)
	Fenolftaleína
	Vermelho
Tabela 03- Cores obtidas das soluções indicadoras em função de diferentes substâncias de mesma concentração
	Sabendo-se que a solução indicadora Vermelho de Metila apresenta coloração vermelha em meio ácido, alaranjado em meio neutro e amarela em meio alcalina, conclui-se que o Ácido Sulfúrico é ácido e o Hidróxido de Sódio é uma solução básica. Já a solução indicadora Fenolftaleína se torna incolor em meio ácido, apresenta coloração rosada em meio neutro e vermelha em meio alcalino. Desta forma, conclui-se também que o Ácido Sulfúrico é ácido e o Hidróxido de Sódio é uma solução básica. 
	Para as substâncias NH3,água sanitária, sabão, água mineral, vinagre, água da torneira e água destilada, nos quais foram submetidos ao mesmo procedimento, obteve-se os seguintes resultados:
	SUBSTÂNCIAS
	COLORAÇÃO TRANSFERIDA AOS INDICADORES
	
	FENOLFTALEÍNA
	VERMELHO DE METILA
	NH3
	Vermelho
	Amarelo
	Água sanitária
	Vermelho
	Amarelo
	Sabão
	Vermelho
	Amarelo
	Água mineral
	Incolor
	Vermelho
	Vinagre
	Incolor
	Vermelho
	Água da Torneira
	Incolor
	Vermelho
	Água Destilada
	Incolor
	Vermelho
Tabela 04- Cores obtidas das soluções indicadoras em função de diferentes substâncias
	Dessa forma, para o indicador fenolftaleína, as substâncias NH3, água sanitária e sabão são básicas e as substâncias água mineral, vinagre, água da torneira e água destilada são ácidas. Para o indicador vermelho de metila, as substâncias NH3, água sanitária e sabão são básicas. Já as substâncias vinagre, água mineral ,água da torneira e água destilada são ácidas.
	Por fim, com o auxílio de um pHmetro, mediu-se o pH das substâncias café, água destilada, água mineral e água da torneira. Os resultados obtidos seguem na tabela abaixo:
	SUBSTÂNCIA
	pH
	TEMPERATURA (°C)
	Café
	5,0
	25,7
	Água Destilada
	6,4
	25,3
	Água Mineral
	5,6
	23,7
	Água da Torneira
	5,1
	25,3
Tabela 05– pH medido para diferentes substâncias
	Assim, todas as substâncias em que foram submetidas ao teste, possuem pH abaixo de 7, ou seja, são soluções ácidas.
Procedimento II
	As colorações obtidas após a mistura das substâncias estão apresentadas na tabela abaixo:
	Nº DO TUBO
	1
	2
	3
	4
	5
	HCl (mL)
	5 mL
	4 mL
	3 mL
	2 mL
	1 mL
	NaOH (mL)
	1 mL
	2 mL
	3 mL
	4 mL
	5 mL
	COLORAÇÃO
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Incolor
	Incolor
Tabela 06 – Coloração obtida após a mistura das substâncias
	Ao contrário do que se esperava, todas a misturas ficaram incolor. Isso aconteceu porque utilizou-se ácido clorídrico concentrado e hidróxido de sódio de baixa concentração. Assim, mesmo colocando grande quantidade de base, como foi o caso do tubo 5, a solução permaneceu ácida.
ANEXOS (QUESTÕES)
Explique o que indica as mudanças de cor observadas?
O funcionamento dos indicadores baseia-se no fato de serem eles ácidos fracos (HÁ) que existe em equilíbrio em meio aquoso, sendo que HÁ e A- possuem diferentes colorações. Quando o pH diminui (aumenta [H+]), o equilíbrio se desloca para a esquerda, prevalecendo determinada cor 1. Quando o pH aumenta (aumenta [OH-]), os íons OH- reagem com H+ diminuindo sua concentração. Isso desloca o equilíbrio para a direita e prevalece determinada cor 2.
Por que a mistura do tubo número 3 fica verde?
O Azul de bromotimol é um indicador de pH que em solução ácida fica amarelo, em solução básica fica azul. A cor verde significa que a solução está no ponto de viragem, um faixa que varia de 6,0 a 7,6. Quando o valor do pH está dentro da faixa de viragem, forma-se uma cor intermediária (esverdeada), ou seja, neutro.
Equacione a reação que ocorre entre HCl e o NaOH.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS
Gama, Michelle da Silva; Afonso, Júlio Carlos. De Svante Arrhenius ao peagâmetro digital: 100 anos de medida de acidez, Revista Química Nova, vol.30, no.1, São Paulo, Jan./Feb, 2007. Disponível em: http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttex t&pid=S0100-40422007000100038#back. Acesso em 09/10/16.
Manuel Aguilar Merino. Determinação do pH. Disponível em: http://classroom.orange.com/pt/determinacao-do-ph.html. Acesso em 09/10/16.
Junior et al. Equilíbrio Ácido-Base. Disponível em: http://docslide.com.br/documents /relatorio-10-equilibrio-acidobase.html. Acesso em 09/10/16.
UOL. Disponível em: http://mundoeducação.bol.uol.com.br/quimica/voce-sabe-que-significa-ph-.htm. Acesso em 09/10/16.
Monitoria Ativa. Disponível em: https://sites.google.com/site/monitoriaativa/home/ quimica-geral/roteiros-de-experimentos/identificando-acidos-e-bases-com-indicadores. Acesso em 09/10/16.