Relatorio bioquimica PH

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UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ
FERNANDA DE ALMEIDA - TURMA: 1028
MARIA LUIZA
MARIANA
LAURA
LARISSA
BIOQUÍMICA
NITERÓI
2017
SUMÁRIO
- INTRODUÇÃO 
1.1 – O que é pH.
 1.2 – O que é cada substância que usamos.
1.2.1 – Ácido acético
1.2.2 – Sabonete
1.2.4 – Hidróxido de sódio
1.2.5 – Água destilada
1.2.6 – Ácido clorídrico 
1.2.7 – Bicarbonato de sódio
1.2.8 – Fenolftaleína
1.2.9 – Alaranjado de metila
 1.3 – O que é fita de pH e fita de tornassol.
 1.3.1 – Fita de pH
 1.3.2 – Fita de tornassol 
2.0 - OBJETIVO
3.0 - PROCESSO 
4.0 - RESULTADO 
5.0 - CONCLUSÃO 
6.0 - REFERÊNCIAS 
Reconhecimento do comportamento Ácido, básico ou neutro de substâncias através da medida do PH.
– INTRODUÇÃO
1.1 – O que é pH?
 O pH, potencial hidrogeniônico ou potencial hidrogênio iônico, é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A escala do pH pode variar de 0 até 14, sendo que quanto menor o índice do pH de uma substância, mais ácida esta será. O pH menor que 7 indica que tal substância é ácida, para pH maior que 7 indica que a substância é básica e para substância com pH 7 indica que ela é neutra. 
 As soluções ácidas são aquelas que possuem dissolvidas substâncias que se designam por ácidos. As soluções ácidas têm como características um sabor azedo, reação com alguns metais, produzindo hidrogênio, reagem com o calcário, liberando dióxido de carbono, conduzem corrente elétrica, entre outras. Segundo o princípio de Le Chatelier, quando se causa alguma perturbação em um sistema em equilíbrio, este tende a se reajustar de modo a diminuir os efeitos dessa força. Isso significa que se um ácido for adicionado à água, os íons H3O+ ficarão em excesso e o equilíbrio irá se deslocar no sentido da reação inversa, para a esquerda. Então, esses íons em excesso reagirão com os íons OH-. Dessa forma, a concentração dos íons OH- diminuirá e a solução se tornará ácida. 
 As soluções básicas ou alcalinas são aquelas que possuem dissolvidas substâncias que se designam básicas em sua solução. Tem como características sabor amargo, conduzem corrente elétrica, são escorregadias ao tato, entre outras. No meio básico, a concentração dos íons OH- é maior que a dos íons H3O+. Se adicionarmos uma base na água, significa que estaremos adicionando íons OH- e, conforme explicado no item anterior, pelo princípio de Le Chatelier, o equilíbrio da reação de autoionização da água se deslocará para o sentido inverso, sendo que os íons em excesso reagirão com os íons H3O+, diminuindo a sua concentração e tornando a solução básica.
1.2 – O que é cada substância que usamos.
 1.2.1 – O ácido etanoico, também conhecido como ácido acético, é um composto do grupo dos ácidos carboxílicos e é o constituinte principal do vinagre. O ácido acético é um líquido incolor de cheiro irritante e penetrante e sabor azedo, que é quimicamente denominado de ácido etanoico. Ele é o principal constituinte do vinagre, que é uma solução aquosa de 4 a 10% em massa de ácido acético. Ele foi obtido pela primeira vez por meio do etanol do vinho, que se oxida com o oxigênio presente no ar. Daí a origem do seu nome, pois vinho azedo vem do latim acetum que significa “vinagre”.
 1.2.2 - Sabonete 
 1.2.3 - O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é um hidróxido cáustico usado na indústria (principalmente como uma base química) na fabricação de papel, tecidos, detergentes, alimentos e biodiesel. Também usado para desobstruir encanamentos e sumidouros pelo fato de ser corrosivo. É produzido por eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (salmoura). É utilizado em reações químicas por sua alta reatividade. Exemplos: em degradações, onde é usado para preparar alcanos a fim de diminuir a quantidade de carbono na cadeia. Usado também, juntamente com o óxido de cálcio (CaO), para diminuir a reatividade e prevenir a corrosão dos tubos de ensaio. O manuseio do hidróxido de sódio deve ser feito com total cuidado, pois apresenta um quadro considerável de danos ao homem. Se for ingerido, pode causar danos graves e as vezes irreversíveis ao sistema gastrointestinal, e se for inalado pode causar irritações, sendo que em altas doses pode levar à morte. O contato com a pele também é um fato perigoso, pois pode causar de uma simples irritação até uma úlcera grave, e nos olhos pode causar queimaduras e problemas na córnea ou no conjuntivo.
 1.2.4 - A água destilada é aquela produzida em laboratório com o uso de um destilador. A principal função desse aparelho é retirar os sais da água, deixando-a pura, sem nenhuma substância dissolvida. Sua utilização é frequente em laboratórios, na fabricação de medicamentos e em baterias de carros. Além disso, alguns pesquisadores defendem também a sua ingestão.
 1.2.5 - O ácido clorídrico vem da dissolução do gás cloreto de hidrogênio em água. Ele é usado em laboratório, em indústrias, na forma impura em produtos de limpeza de pisos com o nome de ácido muriático e é um dos componentes do suco gástrico do estômago. Quando dissolvemos o gás cloreto de hidrogênio (também chamado de gás clorídrico ou cloridreto) em água ele torna-se o ácido clorídrico, cuja fórmula molecular é HCl. Esse ácido é muito utilizado em laboratórios e em processos industriais, principalmente para a formação de haletos orgânicos (como o CH3Cl, cloreto de metila, por exemplo). Também é usado na extração de petróleo: ele dissolve uma parte das rochas, pois é introduzido no bolsão rochoso e facilita o fluxo do petróleo até a superfície. Também é usado na produção de corantes, hidrólise de amidos e proteínas, produção de tintas, couros, entre outros.
 
 1.2.6 - O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é uma mistura cristalina, solúvel em água e com sabor alcalino. É também chamado de hidrogeno carbonato de sódio, e apresenta-se como um pó branco que, por aquecimento, perde gás carbônico. Pode ser produzido por reação de dióxido de carbono com hidróxido de sódio líquido. Seu uso contínuo destrói o equilíbrio ácido-base do organismo causando alcalose metabólica. Seu sódio também causa problemas em cardíacos e em pessoas de pressão alta. O NaHCO3 é um potente elemento tampão produzido pelo organismo e se for misturado a um ácido qualquer libera dióxido de carbono e água. Seu uso mais conhecido é como antiácido estomacal porque tem o poder de neutralizar o excesso de HCl do suco gástrico. É usado como fermento químico, no feitio de quitandas como bolo, roscas e pães, o crescimento da massa deve-se à liberação de CO2 gasoso. Outras utilizações desse composto: reagente de laboratório, na eletrodeposição de ouro e platina; em curtumes; no tratamento de lã e da seda; na nutrição de animais; na cerâmica; para preservação da manteiga e de madeiras; é um dos componentes dos talcos desodorantes.
 1.2.7 - A solução de fenolftaleína é um indicador sintético que ao se dissolver em água se ioniza originando íons. Os íons liberados são H+ e OH- que estabelecem um equilíbrio em meio aquoso. Quando se adiciona fenolftaleína em uma solução incolor, esta ao entrar em contato com uma base ou ácido muda de cor. Exemplo: se adicionarmos solução de fenolftaleína em um meio ácido ela fica incolor, pois o aumento da concentração de H+ desloca o equilíbrio. Por outro lado, se o meio for básico, a solução de fenolftaleína se torna rósea (rosa claro a rosa escuro).
 1.2.8 - O alaranjado de metila, também chamado de alaranjado de metilo, laranja de metila, laranja de metilo, heliantina ou ainda metilorange (MO) é um indicador de pH frequentemente usado em titulações. É frequentemente escolhido para ser usado em titulações por causa de sua clara mudança de coloração. Devido a sua mudança de coloração na faixa de pH medianamente ácido, é normalmente usado em titulações de ácidos. Diferentemente de um indicador universal, o alaranjadode metila não tem um largo espectro de mudança de cores, mas tem um bem definido ponto final.
1.3 – O que é fita de pH e fita de tornassol.
O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução e pode ser obtido com o uso de indicadores:
1.3.1 - A Tira Universal de pH é a forma mais simples, rápida e amplamente usada em diversos setores para medir o pH de soluções. Esse tipo de medição é a mais frequente em laboratórios, porém é aplicada ainda no campo da agronomia, medicina, biologia, química, nutrição, tratamento de água, entre outros. As tiras de pH não necessitam de nenhuma calibração, manutenção e são muito práticas para aplicar em qualquer rotina. As tiras de pH consistem num filtro de papel impregnado com um indicador ou uma mistura de indicadores, que aponta a escala de pH – do ácido ao básico – através de uma variedade de cores. Ou seja, existe uma cor diferente para cada número na escala do pH e através dessa diferenciação é possível classificar a solução em análise.
1.3.2 - O Papel tornassol é um tipo especial de papel desenvolvido semelhante ao que acompanha o indicador universal, mas não possui tabela de comparação, pois seus resultados possíveis são apenas dois, sendo róseo para substancia ácida e vermelho para substancia básica, não sendo capaz de indicar o valor numérico do pH da substancia.
2.0 - OBJETIVO
Caracterizar as substâncias em ácido, básico e neutro.
3.0 - PROCESSO
Experimento 1 - Efetuamos a pipetagem, com a pipeta Pasteur, de 5ml das soluções de ácido acético, sabonete, hidróxido de sódio, água destilada, ácido clorídrico e bicarbonato de sódio na respectiva ordem da esquerda para direita e foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína em cada tubo de ensaio e obtivemos as seguintes colorações:
Experimento 2 – Efetuamos a pipetagem, com a pipeta Pasteur, de 5ml das soluções de bicarbonato de sódio, ácido clorídrico, água destilada, hidróxido de sódio, sabonete e ácido acético na respectiva ordem da esquerda para direita foi adicionado 3 gotas de metila em cada tubo de ensaio e obtivemos as seguintes colorações:
Utilizamos a fita de pH, como instrumento para indicação do pH das substâncias. Emergimos um papel indicador dentro de cada solução durante alguns segundos e depois retiramos removendo o excesso de líquido e comparamos com as cores da tabela presente na caixa da fita.
4.0 - RESULTADO
Após emergirmos uma fita de pH em cada substância, comparamos às cores presentes na tabela na caixa da fita e obtivemos os seguintes resultados:
● Ácido acético apresentou pH 2 (ácido) e reagiu a metila apresentando cor vermelha.
● Sabonete apresentou pH entre 6 e 7 pois foi diluído em água que estava com caráter um pouco ácido que gerou essa variação. Não reagiu a metila nem a fenolftaleína.
● Hidróxido de sódio apresentou pH 14 (básico) e reagiu a fenolftaleína apresentando cor rosa.
● Água destilada apresentou pH 6 (ácido) e não reagiu a metila nem a fenolftaleína.
● Ácido Clorídrico apresentou pH 1 (ácido) e reagiu a metila apresentando cor vermelha
● Bicarbonato de sódio apresentou pH 9 (básico) e reagiu a fenolftaleína apresentando cor rosa.
As substâncias que não formaram cor rosa nem vermelha não reagiram às substâncias, mas apresentaram cor diferente devido a própria coloração da metila ou fenolftaleína.
5.0 - CONCLUSÃO
Ao fim do processo de emergir as fitas de pH às soluções e comparar com a tabela, podemos verificar que a fenolftaleína reage em meio básico, ou seja, do pH 8 ao 14 e o alaranjado de metila reage em meio ácido, ou seja, pH abaixo de 7. 
6.0 - REFERÊNCIAS
http://www.infoescola.com/quimica/indicadores-de-ph/
http://alunosonline.uol.com.br/quimica/o-que-e-o-ph.html
http://www.kasvi.com.br/como-usar-tira-universal-ph/
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/Acido-acetico.htm
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/hidroxido-de-sodio.htm
http://brasilescola.uol.com.br/biologia/tipos-agua.htm
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/Acido-cloridrico.htm
http://brasilescola.uol.com.br/busca/?q=bicarbonato+de+sodio
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/indicadores-ph.htm