concentração dos íons de hidrogenio [H+] COM INDICADORES

Prévia do material em texto

1.0 Introdução
1.0.1 conceito de acidez e sua medida
	As definições de ácidos e bases segundo as três teorias mais importantes, isto é, de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis. A maior ou menor acidez de um meio qualquer, por exemplo de uma solução aquosa, é a maior ou menor atividade dos íons H3O+, ou simplesmente H+, presentes no meio, que pode ser expressa em função da concentração dos íons H+ ([H+]) ou atividade dos íons H+ (aH+) presentes. A água pura se ioniza segunda a equação (E-1):
		2H2O + água H3O+(aq) + HO- (aq) 
		H2O + água H+ + HO- (E-1)
	Cuja a constante de equilibrio, chamada de constante de ionização da água, Kw, é:
		KW= (aH+).(aHO-) = {H+} . {HO-}
			 (aH2O) {H2O}
	
1°definição: uma solução que tenha um soluto na concentração
 1,0.10-7mol/L-1 é considerada praticamente diluída ao infinito e seu comportamento é tido como ideal e como tal
		AH+ = H+ . [H+] se H+ = 1,0 então aH+= [H+]
	2°definição: como uma solução neutra, isto é nem ácida nem básica, possui aH+=1,0.10-7 mol/L-1 que é igual a [H+]=1,0.10-7 mol/L-1 e este valor é pequeno, menor que 1,0, convencionou-se trabalhar com o logaritimo deste numero, tomando negativamente, denominado de ph, ou seja:
			Ph = -log[H+]	= -log 1,0.10-7 = 7,0
	Concluindo o pH é uma forma mais simples de expressar a acidez, atravez de números pequenos (variando no intervalo de interesse de 0 a 14), que correspondem ao expoentes dados a base 10, tomados com sinal negativo, equivalentes aos respectivos valores de acidez. A figura (F-1), mostra a variação do pH em função da concentração do íons hidrônio. Ref 1.
			
		(F-1) – varição de pH em função da concentração de H+.
1.0.2 Teoria de Bronsted e Lowry
	Uma das teorias com maior aplicação na química, principalmente na analítica, é a teoria ácido-base de Bronsted e Lowry. Os dois pesquisadores, em meados de 1923, independentemente um do outro, propuseram uma definição de ácido e de base, que aplicava a de Arrhenius e baseava-se na doação e aceitação (recepção) dos prótons (H+), independente do meio aquoso, ou não. Segundo eles: ácido é toda espécie química capaz de doar prótons e a base é toda espécie química receptora de prótons.
	Essa teoria mostra que um acido após ceder o próton torna-se uma espécie receptora de prótons, isto é, uma base, por isto denominada de base conjugada do ácido. A espécie que recebeu o próton agora é capaz de cedero próton, logo tornou-se acido, agora, denominado de ácido conjugado da base. Essa teoria para um meio aquoso é de maior interesse, pois a água nesta teoria, é anfiprótica. Ela doa e pode receber prótons. Ref 1.
1.0.3 indicadores de acido-base
	Algumas substancias mudam de cor quando no meio varia a acidez u a basicidade. Essas substancias podem ser naturais ou sinéticas e podem ser chamadas de indicadores. Portanto indicadores acido-base são chamados de substancias que mudam de cor com a mudança de PH. Entre varias subatancias usadas noi laboratorio como indicadores, cada uma possui um PH especifico de viragem, de mudança de cor. Na tabela (T-1), mostra o intervalo de pH e as cores apresentadas pelos indicadores mais comuns. Ref 1.
(T-1) - indicadores ácido-base.
	 Indicador
	Intervalo de PH
	MUDANÇA DE COR
	 Azul de timol
	 1,2 - 2,8
	Vermelho-amarelo
	Alaranjado de metila
	 2,1 - 4,4
	Laranja-amarelo
	Vermelho de metila
	 4,2 – 6,3
	Vermelho-amarelo
	Azul de bromotimol
	 6,0 – 7,6
	Amarelo-azul
	Vermelho de cresol
	 7,2 – 8,8
	Amarelo-vermelho
	fenolftaleina
	 8,3 – 10,0
	Incolor- vermelho
	Amarelo de alizarina	
	 10,1- 12,0
	
	Amarelo-vermelho
	
1.1Objetivos gerais
Determinar a faixa de viragem dos indicadores: alaranjado de metila, alaranjado IV, carmim índigo e amarelo alizarina R.
1.1.1objetivo especifico
Determinar a concentração de íons hidrogênio (H+) de uma solução, e calcular a constante de ionização, Ka, do ácido ácetico (HC2H3O2)
2.0 Procedimentos 5A 2A 3A 4A 1A’ 5A’ 2A’ 3A’ 4A’
EXPERIEMNTO 01. Preparação de soluções padrão ácida e básica:
Dispôs-se dez tubos de ensaio limpos e secos em duas séries (A e A’) de cinco tubos cada e foi numeradas de 1A-5A e 1A’-5A’. Foi adicionado ao tubo 1A com uma pipeta graduada, 10,0mL de solução 1,0mol/L de ácido clorídrico (HCL), transferiu-se em seguida 1,0mL da solução do tubo 1A para o tubo 2A e adicionar 9,0mL de água destilada e homogeneizou-se a solução, depois foi transferido 1,0mL da solução do tubo 2A para o tubo 3A e adicionar 9,0mL de água destilada e homogeneizou-se a solução, em seguida transferiu-se em seguida 1,0mL da solução do tubo 3A para o tubo 4A e adicionar 9,0mL de água destilada e homogeneizou-se a solução, depois foi transferido 1,0mL da solução do tubo 4A para o tubo 5A e adicionar 9,0mL de água destilada e homogeneizou-se a solução. Foi transferido metade da solução do tubo 1A para o tubo 1ª’ e repetiu-se o mesmo procedimento com os tubos 2A 3A 4A 4A perfazendo, assim, duas séries com 5 tubos cada. Em sequencia, dispôs-se dez tubos de ensaio limpos e secos em duas séries (B e B’) de cinco tubos cada e foi numeradas de 1B-5B e 1B’-5B’, foi preparado soluções padrão básicas, partindo de uma solução 1,0mol/L de hidróxido de sódio (NaOH), repetindo os procedimentos das séries A. Adicionou-se a cada tubo da série A da solução de ácido clorídrico, duas gotas de indicador alaranjado IV, em seguida adicionou-se a cada tubo da série A’ da solução de ácido clorídrico duas gotas de indicador metil Orange, e agitou para observar a coloração da solução de cada tubo e cada série. Adicionou-se a cada tubo da série B da solução de hidróxido de sódio duas gotas de indicador camin índigo, em seguida adicionou-se a cada tubo da série B’ da solução de hidróxido de sódio duas gotas de indicador alizarina R, e agitou para observar a coloração da solução de cada tubo e cada série. Em seguida foi construído uma tabela para anotar as cores observadas em cada uma das séries das soluções padrão, e para finalizar foi calculado o pH da solução inicial, a concentração em mol/L, e o pH tanto da solução de ácido clorídrico (HCL) como da solução de hidróxido de sódio (NaOH) após a diluição, e determinou-se a faixa de viragem de cada indicador utilizado.
EXPERIMENTO 02. Determinação da concentração de íons hidrogênio, (H+) em uma solução:
Adicionou-se em um tubo de ensaio limpo e seco 4mL de solução da amostra desconhecida, em seguida acrescentou ao tubo duas gotas de indicador fenolftaleína para verificar se a solução problema é acida ou básica. Tomou-se dois tubos de ensaio limpos e secos e numerou de 1 e 2, foi adicionado aos tubos 1 e 2 cerca de 4mL da solução problema, em seguida ao tubo 1 foi adicionado duas gotas de um indicador e ao tubo 2 foi adicionado duas gotas do outro (se a amostra fosse ácida utilizaria os inicadores adicionados às soluções de HCL, e se a amostra fosse básica utilizaria os indicadores das soluções de NaOH. Finalizou então determinando o pH e a concentração de íons H+ na solução problema comparando sua coloração com a cor das soluções padrões dos tubos 1A-5A e 1A’-5A’ ou 1B-5B e 1B’-5B’
EXPERIMENTO 03. Determinação da contante de ionização, Ka, do ácido acético:
Adicionou-se em dois tubos de ensaio limpos e secos cerca de 4mL de solução 0,10mol/L de ácido acético (CH3COOH), foi adicionado a um dos tubos duas gotas de indicador alaranjado IV e ao outro tubo duas gotas de alaranjado de metila, comparou-se a coloração da solução dos dois tubos com as dos outros tubos das soluções padrão ácida (A e A’), registou o valor da concentração de íons hidrogênio (H+) comparando as cores dos tubos que contem as amostras com ostubos das séries A e A’, e calculou a constante de ionização, Ka, do ácido ácetico (CH3COOH).
3.0 resultados
	No experimento 1, preparamos as soluçõespadrão ácidas e básicas.
Abaixo temos a tabela 1 de anotações das cores, indicadores utilizados, concentração, coloração e pH observadas em cada uma das séries A e A’ das soluções padrão de HCl e na figura 1 representando a coloração.
 Tabela1: soluções acidas ph entre 1 a 6
	 série
	 solução
	indicador
	coloração
	Concentração [H+
	pH=-log(H+)
	 1a
	 HCl
	Alaranjado Iv 
	 roxo
	 0,1mol/L
	 1
	 2a
	 HCl
	Alaranjado Iv 
	 violeta
	 0,01 mol/L
	 2
	 3a
	 HCl
	Alaranjado Iv 
	 Laranja claro
	 0,001 mol/L
	 3
	 4a
	 HCl
	Alaranjado Iv 
	 Laranja 
	0,0001 mol/L
	 4
	 5a
	 HCl
	Alaranjado Iv 
	 amarelo
	0,00001 mol/L
	 5
	 1a’
	 HCl
	Alaranjado de metila
	 Vermelho claro
	 0,1 mol/L
	 1
	 2a’
	 HCl
	Alaranjado de metila
	 Vermelho 
	 0,01 mol/L
	 2
	 3a’
	 HCl
	Alaranjado de metila
	Vermelho
	 0,001 mol/L
	 3
	 4a’
	 HCl
	Alaranjado de metila
	laranja
	0,0001 mol/L
	 4
	 5a’
	 HCl
	Alaranjado de metila
	 laranja
	0,00001 mol/L
	 5
	
 
 Fig 1: coloração final com indicador.
	Através dos resultados da tabela, calculou cada faixa de viragem de ph de cada coloração pela equação 1, pela concentração de cada tubo e pela retirada de 1 ml que transferiu-se do tubo 1a ate 5a e 1a’ ate 5a’. Resultou que a faixa de ph aumentou conforme se transferiu 1ml para cada tubo. Como o HCl é um ácido forte conforme sua concentração diminui seu pH fica cada vez mais baixo pelo fato de que o PH=1 fique pH=2. A variação em [H+] por um fator 10 faz com que o pH varie de 1. Assim, uma solução de pH 6, por exemplo, tem 10 vezes a concentração de H+(aq) de uma solução de pH 7. Para o indicador alaranjado de metila sua faixa de viragem de ph (2,1 a 4,4).
 Ph=-log [H+] (E- 1)
	Abaixo temos a tabela 2 de anotações das cores, indicadores utilizados, concentração, coloração e pH observadas em cada uma das séries B e B’ das soluções padrão de NaOH e na figura 2 mostra a coloração final com indicadores.
	 
	Tabela 2: soluções básicas pH entre 9 a 14.
	 série
	solução
	 indicador
	 coloração
	concentração
	 pH
	 1B
	 NaOH
	 Carmim indico
	amarelo
	 0,1 mol/L
	 13
	 2B
	 NaOH
	Carmim indico
	Verde claro
	0,01 mol/L
	 12
	 3B
	 NaOH
	Carmim indico
	Azul escuro
	0,001 mol/L
	 11
	 4B
	 NaOH
	Carmim indico
	Azul escuro
	0,0001 mol/L
	 10
	 5B
	 NaOH
	Carmim indico
	Azul escuro
	0,00001mol/L
	 9
	 1B’
	 NaOH 
	Amarelo de alizarina
	 laranja
	 0,1 mol/L
	 13
	 2B’
	 NaOH
	Amarelo de alizarina
	 laranja
	0,01 mol/L
	 12
	 3B’
	NaOH
	Amarelo de alizarina
	laranja
	0,001 mol/L
	 11
	 4B’
	
 NaOH
	Amarelo de alizarina
	
 salmão
	0,0001 mol/L
	
 10
	 5B’
	 NaOH
	Amarelo de alizarina
	amarelo
	0,00001 mol/L
	 9
		Fig 2: coloração final com indicadores.
	Através dor resultados da tabela 2, calculou-se o pH pela equação 2 através das concentrações de cada tubo calculado, que resultou em uma faixa de ph de 13 a 9. Isso indica que para uma solução de básica forte como NaOH, quanto menor a sua concentração [OH-], maior a faixa de pH para uma solução básica forte. Para o indicador carmim indico a faixa de viragem de pH (11 a 13), e para o indicador amarelo de alizarina sua faixa de viragem de pH (10 a 12).
			 pOH+pH=14 (E-2)
No experimento 2, utilizou uma amostra no tubo (solução desconhecida + fenolftaleína) observou ser uma coloração rosa indicando ser basica. No tubo 1 (ácido + alaranjado de metila), a coloração amarela, semelhante ao tubo 5A’, com pH igual a 5 e concentração [H+] de 0,0001 mol/L, como mostra na figura 3.
 
 Fig 3: solução de pH=5
 No tubo 2 (solução problema + alaranjado IV), a coloração amarela, semelhante ao tubo 4A, com pH igual a 4 e concentração [H+] de 0,001 mol/L como mostra a figura 4.
 
 Fig 4: solução ser ácida com pH=4
		No experimento 3, verificou-se que no tubo 1 (ácido acético + indicador alaranjado IV), a coloração amarela, semelhante aos tubos 4A e 5A’, com pH igual a 5 , com concentração [H+] de 0,0001 mol/L como mostra a figura 5.
 
				Fig5: tubos semelhantes com pH=5
	No tubo 2 (ácido acético + indicador alaranjado de metila), a coloração alaranjada, semelhante aos tubos 3b’, com pH igual a 11, com concentração de 0,001 mol/L, como mostra a figura 5.
 
 Fig 5: amostra de acido sendo igual ao tubo 3b’.
	Para o calculo da constante de ionização (ka) para o ácido acético, obteve-se a reação:
 HC2H3O2 ↔ H+ + C2H3O2			
Pela equação 1 calculou-se a constante (Ka) que resultou a
		 Ka = [H+] . [C2H3O2] [E-1]
 		 [HC2H3O2]
 
5.0 referencias bibliográficas
1.LENZI,E.; FAVERO,L.O.B.; TANAKA,A.S.; VIANA FILHO,E.A.;SILVA,M.B. Química geral experimental. Rio de Janeiro: Freitas Bastos Editora, 2004. 360 p.