aula pratica quimica analitica qualitativa 27 09

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Química Analítica Qualitativa 
 
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PRÁTICA no 2. pH E SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
1. OBJETIVOS 
 
Ao final desta experiência o aluno deverá ser capaz de: 
- Compreender o significado de pH. 
- Caracterizar soluções tampões. 
- Determinar a constante de ionização de um ácido fraco. 
- Identificar reações ácido-bases. 
 
2. MATERIAIS 
 
- pH-metro - Suco de limão 
- Béqueres - Leite de magnésia 
- Pipetas - Suco de laranja 
- HCl 0,010M - Leite 
- Ácido acético 0,10M - Coca-cola 
- Solução de ácido acético + 
acetato de sódio (0,10M) 
 - Guaraná 
- HCl 5 x 10-5M - Detergente 
- Vinagre - Papel macio 
- NaOH 1,0M - Tampões pH 4 e 7 
 
Obs.: O tampão pH 4 pode ser uma solução 0,050M de biftalato de potássio 
(ftalato ácido de potássio). O tampão pH 7 pode ser preparado misturando um 
litro de solução 0,05M de fosfato diácido de potássio com 582 mL de NaOH 
0,05M. 
 
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3. PROCEDIMENTO 
 
A. Calibrando o pH-metro. 
 
Calibração a pH = 7,0. 
1. Enxágüe o eletrodo várias vezes com água destilada usando o frasco 
lavador. 
2. Coloque aproximadamente 20 mL de solução tampão pH = 7,0 em um 
béquer de 50 mL. 
3. Mergulhe a extremidade do eletrodo nessa solução, agite levemente e 
aguarde ± 2 minutos, em seguida pressione o botão CAL, no painel do pH-
metro. Aguarde até aparecer o número 7,00 no visor do aparelho. 
 
Calibração a pH = 4,0. 
4. Repita o procedimento anterior (pH 7,0), usando ± 20 mL de uma 
solução tampão pH = 4,0. Obs.: nesta experiência você está calibrando o pH-
metro em pH neutro e ácido (7 e 4), poderia ser calibrado em pH básico 
também, por exemplo pH = 10,0. 
 
Medindo o pH. 
5. Para iniciar as medidas de pH das soluções, enxágüe o eletrodo várias 
vezes com água destilada usando um frasco lavador. 
6. Mergulhe e extremidade do eletrodo na solução, aguarde ± 2 minutos e 
pressione a tecla READ localizada no painel do aparelho. Anoet o valor do pH. 
 
B. Usando o pH-metro determine o pH das soluções propostas. 
Obs.: nos itens 3, 4 e 5, além de medir o pH, adicione gotas de NaOH 1,0M 
anotando o valor do pH a cada gota adicionada. 
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1. Água destilada 
2. HCl 0,010M 
3. Ácido acético 0,10M 
4. Solução de acido acético + 
acetato de sódio (0,10M) 
5. HCl 5x10-5M 
6. Vinagre 
7. Suco de limão 
8. Suco de laranja 
9. Leite 
10. Água da torneira 
11. Coca-cola 
12. Guaraná 
13. Detergente 
14. Leite de magnésia + 15 mL 
de água 
 
4. PRÉ-LABORATÓRIO 
 
1. Complete o quadro abaixo: 
[H+], mol/L pH [OH-], mol/L pOH 
1,0 x 10-2 
 1,0 x 10-1 
1,0 x 10-4 
 1,0x 10-3 
 6,0 
 5,0 
 8,0 
 7,0 
3,0 x 10-3 
 7,0 x 10-4 
 
2. Determine o pH, pOH e a concentração de íons OH- de uma solução de 
HCl 10-3M. 
 
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3. Escreva a expressão da constante de dissociação do ácido cianídrico. 
Se o pH de uma solução de HCN 10-1M é cerca de 5, qual o valor de Ka? 
 
5. QUESTIONÁRIO 
 
1. Usando os valores de pH das soluções 3, 4 e 5 calcule [H+], pOH e [OH-] 
 pH [H+], mol/L pOH [OH-], mol/L 
3 
4 
5 
 
2. Compare e explique a diferença do pH das soluções 4 e 5. 
 
3. Para a dissociação do ácido acético (CH3COOH(aq)): 
a) Primeiro, use os valores das concentrações e pH da solução 3 para 
calcular a constante, Ka para o ácido acético. 
b) Segundo, use as concentrações e o pH da solução 4 e calcule a 
constante, Ka do ácido acético. 
 
4. Explique as diferenças na variação do pH (quando gotas de NaOH são 
adicionadas) entre as soluções 4 e 5. 
 
Referência Bibliográfica: 
SZPOGANICZ, B.; DEBACHER, N.A.; STADLER, E. Experiências em 
química geral. 2. ed. – Florianópolis – SC: Fundação do Ensino da 
Engenharia em Santa Catarina, 2005.