ROTEIRO PRÁTICA PH

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Roteiro de Aulas Práticas – Departamento de Fisiologia e Biofísica – ICB - UFMG
AULA PRÁTICA: pH
1. INTRODUÇÃO
O pH mede a concentração dos íons H+ dissociados, o que chamamos de acidez aparente. O pH não mede os íons H+ dissociáveis que ainda estão presos numa molécula. Fazendo-se uma titulação com base apropriada, pode-se medir a acidez total que reflete a quantidade total de íon H+ (dissociados e dissociáveis).
2. CONHECIMENTOS PRÉVIOS
Concentração de íon H+ e OH- 
Constante de equilíbrio
Constante de dissociação - dissociação da água
Indicadores - ponto de viragem
Conceito de pH
Ácidos, bases e hidróxidos fortes e fracos
EXPERIMENTO 1: ACIDEZ APARENTE
1. OBJETIVO
Mostrar como se comporta a acidez aparente, também conhecida como acidez real ou atual. Comprovar que ela reflete a concentração dos íons H+ dissociados.
2. MATERIAL
Ácido clorídrico (HCl) 0,1M
Ácido acético (CH3COOH) 0,1M (pK= 4,7)
Indicador misto nº 1 (Tropeolina 0,60 mg% + verde de Bromocresol 25 mg %)
Pipetas
Tubos de ensaio
Padrão cor x pH, para o Indicador misto nº 1.
3. MÉTODOS
Em uma série de 6 tubos de ensaio, colocar 10 mL de HCl 0,1M no primeiro tubo e 9 ml de H2O nos 5 tubos restantes.
Acrescentar 1 mL de HCl 0,1M ao segundo tubo, misturar bem e transferir 1 mL desta mistura para o terceiro tubo. Assim, o segundo tubo também ficará com 9 mL.
Repetir o procedimento do item anterior, até o sexto tubo. Deste, retire 1 mL e despreze. Assim, cada tubo ficará com 9 ml de solução.
Acrescente 1 gotas do Indicador misto nº 1 a cada tubo.
Compare as cores obtidas nos diversos tubos de ensaio com as cores padrões, para este indicador. A tabela aproximada de cores do padrão para cada pH, para o Indicador misto nº 1 está indicada no quadro a seguir:
	
pH
	
1
	
2
	
3
	
4
	
5
	
6
	
Cor
	
Vermelha
	
Alaranjado
	
Laranja
	
Amarelo
	
Verde-amarelo
	
Verde
Calcule a concentração do ácido em cada tubo de ensaio e complete a Tabela 1, expressando em potência de 10.
Lave os tubos de ensaio com água apenas e repita os procedimentos com o ácido acético 0,1M e anote a concentração na Tabela 1.
A partir da comparação das cores descritas no ítem (5), indique o pH de cada tubo e anote na tabela 1.
Agora, calcule o pH em cada solução e anote também na Tabela 1.
Tabela 1: Comparação do pH determinado experimentalmente utilizando indicadores de pH com valores teóricos calculados.
	
Ácido
	
	
Tubo 1
	
Tubo 2
	
Tubo 3
	
Tubo 4
	
Tubo 5
	
Tubo 6
	
	
Concentração
	
	
	
	
	
	
	HCl
	
pH observado
	
	
	
	
	
	
	
	
pH calculado
	
	
	
	
	
	
	
	
Concentração
	
	
	
	
	
	
	CH3COOH
	
pH observado
	
	
	
	
	
	
	
	
pH calculado
	
	
	
	
	
	
4. QUESTÕES
O que você conclui a respeito da relação entre concentração e pH para cada um desses ácidos? Explique.
Como você avalia a determinação de pH utilizando indicadores? Explique.
Explique os resultado do pH apresentado nos tubos 6, comparando os ácidos.
EXPERIMENTO 2: ACIDEZ TOTAL
1. OBJETIVO
Mostrar que a acidez total reflete os íons H+ livres (dissociados) e combinados (dissociáveis), através de uma titulação.
2. MATERIAL
Ácido clorídrico (HCl) 0,05M
Ácido acético (CH3COOH) 0,05M
Hidróxido de sódio (NaOH) 0,05M
Erlenmeyers
Pipetas
Bureta
Seringas de transferência
Fenolftaleína a 1% p/v
3. MÉTODO
Colocar em cada um dos 3 erlenmeyers, 5mL de HCl 0,05M
Adicionar 1 gota de fenolftaleína a cada frasco
Titular ao ponto final, rosa estável, com NaOH 0,05M
Repita os passos (1), (2) e (3) utilizando o ácido acético
4. RESULTADOS
Faça a média do consumo de NaOH nas titulações.
Explique os resultados encontrados.
‘
5. QUESTÕES
Como você associa o resultado obtido com o conceito de acidez?
O que você conclui em relação à acidez total de cada ácido? Explique.
Comparando com o experimento 1, o que você conclui a respeito de acidez aparente e acidez total em relação a dissociação de cada ácido?
Em qual solução há mais prótons livres? E combinados?
Explique o que é ponto de equivalência e ponto de viragem.