Organica , Determinação de PH

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Disciplina: Fundamentos da Química Orgânica
Relatório de aula prática
Introdução
1.0 Determinação do pH de soluções
 O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H+] ( ou H3O+) em uma solução. Os valores variam de 0 a 14, sendo que valores de 0 a 7 são considerados ácidos, valores em torno de 7 são neutros e valores acima de 7 são denominados básicos ou alcalinos. 
A acidez ou basicidade de uma solução pode ser estimada através do uso de indicadores ácido-base. Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio. Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico. Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório, sendo que os três mais usados são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais, veja cada um: 
O tornassol é extraído da planta líquen (encontrado na Holanda) e fixado (impregnado) em papel poroso. O papel tornassol pode se apresentar em três diferentes cores: vermelha, azul ou neutra. O tornassol fica com cor azul na presença de bases, e adquire cor vermelha na presença de ácidos.
Os chamados indicadores universais apresentam uma combinação de cores diferentes para cada valor de pH. Eles são obtidos quando se imergem as tiras de papel em soluções contendo uma mistura de indicadores, que depois são secas. Assim, no laboratório, quando se quer determinar o pH de alguma solução, basta introduzir essas tiras na solução estudada e comparar a cor obtida com a escala que aparece na embalagem do indicador. 
Além dos papéis indicadores, existem também soluções indicadoras que apresentam substâncias orgânicas que mudam de coloração dependendo do pH do meio. A solução indicadora mais usada é a fenolftaleína que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico:
 
Além da fenolftaleína, existem muitas outras soluções indicadoras que mudam de coloração em determinadas faixas de pH.
O pH pode ser determinado mais precisamente usando um medidor próprio, também conhecido como pHmetro. Esse equipamento é composto por um eletrodo conectado a um potenciômetro, que possibilita a conversão do valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Quando o eletrodo é submerso na amostra, ele produz milivolts que são transformados para uma escala de pH. O pHmetro depende de sua calibragem, que deve ser feita de acordo com os valores de referência de soluções padrão.
1.1 Objetivos
Comparar os valores de ph encontrados das diferentes formas de aferição.
1.2 Materiais e métodos
Soluções 
Soluções: 
Solução HCl 1M 
Solução NaOH 1M 
Solução de Hidróxido de amônio 1M 
Solução Ácido acético 1M 
Solução Álcool Etílico 1M 
Solução Propanona 1M 
Material: 
Papel Tornassol 
Papel indicador universal 
Solução de fenolftaleína 
Phmetro 
6 Béqueres de 200 ou 250 Ml
Procedimento
1 - Encha 1/3 de um tubo de ensaio com de cada uma das soluções indicadas acima. 
2 – Molhe um pedaço de papel tornassol (Rosa / Azul) em cada um dos béqueres e anote sobre possíveis mudanças de coloração do papel. 
3 – Molhe uma tira de papel universal em cada um dos béqueres, compare com a escala da caixa e indique o pH da solução. 
4 – Meça o Ph das soluções através de um pHmetro. 
5 – Compare os valores de pH encontrados e explique-os em função da estrutura química das substâncias. 
1.3 Resultados e discussões
1-Papel Tornassol 
	Soluções 
	Papel Vermelho
	Papel Azul
	Ácido acético
	Vermelho
	Vermelho
	Propanona
	Vermelho
	Azul
	Hidróxido de amônio
	Azul
	Azul
	Hidróxido de Sódio
	Azul
	Azul
	Álcool Etílico
	Vermelho
	Vermelho
	Ácido Clorídrico HCl
	Vermelho
	Vermelho
 2- Papel indicador universal
	Soluções 
	Ph-Valores
	Ácido acético
	0
	Propanona
	7
	Hidróxido de amônio
	9
	Hidróxido de Sódio 
	14
	Álcool Etílico
	7
	Ácido Clorídrico HCl
	0
 3- Solução de fenolftaleína.
	Soluções 
	8,3 Incolor – 10 Rosa
	Ácido acético
	Incolor
	Propanona
	Incolor
	Hidróxido de amônio
	Rosa
	Hidróxido de Sódio 
	Rosa
	Álcool Etílico
	Incolor
	Ácido Clorídrico 
	Incolor
4-Phmetro
	Soluções 
	PH - 100
	Ácido acético
	2,6
	Propanona
	8,4
	Hidróxido de amônio
	10,8
	Hidróxido de Sódio 
	11,6
	Álcool Etílico
	4,9
	Ácido Clorídrico 
	0,1
No teste realizado utilizando o Papel Tornassol conclui-se que as soluções de Ácido acético, Álcool Etílico e Ácido Clorídrico são substancias ácidas e as soluções de Hidróxido de amônio e Hidróxido de Sódio são substancias básicas já a Propanona é uma solução neutra por não alterar a coloração de nenhum dos papéis. 
No teste realizado com o papel universal conclui-se que o Ácido acético e Ácido Clorídrico são ácidos, a Propanona e o Álcool Etílico são considerados ácidos-neutros, e o Hidróxido de amônio e Hidróxido de Sódio são substancias básicas.
No teste feito com a Solução de fenolftaleína concluiu-se que Hidróxido de amônio e Hidróxido de Sódio são substancias básicas e Ácido acético, Álcool Etílico, Ácido Clorídrico e Propanona são ácidos.
No teste feito no Phmetro conclui-se que Ácido acético, Álcool Etílico e Ácido Clorídrico são substancias ácidas e a Propanona, Hidróxido de amônio e Hidróxido de Sódio são substancias básicas.
Introdução
2.0 Titulação Ácido Forte – Base Forte
A titulação ácido-base é uma técnica experimental, muito usada em laboratórios químicos e em indústrias de pequeno porte, para determinar a concentração desconhecida de uma solução. 
Sabemos que quando um ácido reage com uma base, produz sal e água. Tomemos como exemplo a reação do HCl com o NaOH: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O
O NaOH, que nesse caso é o titulante, fica na bureta. E o titulado, substância da qual queremos saber a concentração, fica no Erlenmeyer.No início o pH não varia muito, essa é a zona de tampão. Um tampão é quando pode-se adicionar base (ou ácido, dependendo do tampão), e não há variação significativa no pH. Se continuarmos adicionando a base, eventualmente esse pH vai aumentar aos poucos. Até chegar ao ponto de equivalência bem no meio da curva, pH 7 nesse caso. A partir desse ponto, o NaOH passa a estar em maior quantidade que o HCl. O Erlenmeyer se torna rosa porque, nesse caso, o indicadorfenoftaleína foi adicionado para indicar quando o NaOH parasse de consumir o HCl indicando assim o fim da reação..
Considerando que cada mol de HCl reage com um mol de NaOH (estequiometria 1:1) quando reagimos quantidades iguais de HCl e NaOH teremos uma reação de neutralização onde o pH resultante (produtos) será neutro. 
Na titulação ácido-base o princípio da reação de neutralização é utilizada para determinar a concentração desconhecida de uma solução ácida através de sua reação com uma solução básica de concentração conhecida (ou vice-versa). 
Nessa técnica a solução que possui a concentração desconhecida é chamada de titulado e é colocada em um erlenmayer e a que possui concentração conhecida é chamada de titulante e é colocada em uma bureta. Realiza-se o gotejamento da solução titulante sobre a solução titulada, presente no erlenmeyer, sob constante agitação. 
Ao longo do gotejamento o ácido presente no erlenmeyer vai reagindo com a base até que seja atingida a neutralização, momento em que todo o ácido do erlenmeyer foi consumido/neutralizado pela base adicionada. Este ponto é chamado de ponto de equivalência. 
O ponto de equivalência e pode ser observado através da mudança de coloração de um indicador ácido-base, previamente adicionado ao titulado. Na titulação de ácidoforte com base forte geralmente é adicionado o indicador fenolftaleína que tem viragem em pH neutro. Na solução titulante inicial (ácida) ela é incolor e após a neutralização, ela se torna rósea com o mínimo excesso da base. 
Conhecendo-se a concentração da solução de NaOH usada como titulante e o volume gasto da mesma na reação de neutralização, podemos caucular a concentração da solução de HCl usada como titulante. 
2.1 Objetivos
Calcular a concentração da solução de HCl utilizado e o volume de NaOH.
2.2 Materiais e métodos
Soluções: 
Solução HCl 1M 
Solução NaOH 1M 
Solução de fenolftaleína 
Material: 
Montagem para titulação (tripé / bureta/erlenmayer) 
Béqueres de 200 ou 250 mL 
Béqueres de 500 mL
Procedimento
1. Com auxílio de uma pipeta retire uma amostra de 10 ml de solução ácida e transfira para o erlenmeyer; 
2. Acrescente 10 ml de água à solução no erlenmeyer; 
3. Adicione três gotas de indicador ao erlenmeyer; 
4. Ponha a solução do erlenmeyer 
5. Transfira a solução de hidróxido de sódio para a bureta aferindo-a; 
6. Transfira lentamente a solução de hidróxido de sódio para o erlenmeyer, até observar a mudança de coloração na solução. 
7. Leia o volume de NaOH gasto na titulação e calcule a concentração da solução de HCl
2.3 Resultados e discussões
Após ter realizado todo o procedimento conforme pedido no roteiro da aula pratica observamos que ao fazer a leitura do volume utilizado na titulação notou-se que foi utilizado 11ml de NaOH para fazer com que a solução que antes era ácida se tornasse básica .
20ml ------------ 25ml x = 8,8 ml de HCl
X ------------ 11ml
Conclusão
Concluímos que Os indicadores são muito usados em titulações, técnica de laboratório para descobrir a concentração de uma solução por meio do gotejamento de outra solução de concentração conhecida, mas basicamente o indicador mostra o momento de parar a reação, que é no ponto de viragem, quando há a mudança brusca de cor. No entanto, para se escolher o indicador certo, é preciso considerar as forças relativas dos ácidos e das bases que participam da reação e também da faixa de viragem do indicador.
Referências bibliográficas
www.dec.ufcg.edu.br/saneamento/PH.html
www.inmetro.gov.br/producaointelectual/obras_intelectuais/38_obraIntelectual.pdf
www.infoescola.com/quimica/titulacao/
brasilescola.uol.com.br/quimica/calculos-envolvidos-na-titulacao.htm