Relatorio de PH

Prévia do material em texto

1 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA FRONTEIRA SUL 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 3: MEDIDAS DO pH 
 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA EXPERIMENTAL 
ANTONIO KRASNIEVIZ RODRIGUES 
BRENDA VIEIRA DE JESUS 
 
 
 
 
 
LARANJEIRAS DO SUL 
2018 
 
2 
 
1.OBJETIVO 
Mostrar as várias técnicas de medição do pH de soluções de diferente 
natureza. 
3.PROCEDIMENTO 
Calibração do pHmetro: A voltagem foi observada e o pHmetro ligado. A 
proteção do eletrodo removida e armazenada em um local seguro. O eletrodo lavado 
com água destilada em abundância, o excesso de água removido e inserido na 
solução padrão de pH 7, com uma barra magnética. A altura do eletrodo ajustada para 
que não tocasse na barra magnética, sob homogeneização o pHmetro foi calibrado. 
O comando “cal” foi pressionado e em seguida o comando “clr” automaticamente o 
instrumento fez a calibração para a solução de pH 7. 
Ao aparecer no display a sigla “CFM” o comando “CFM” pressionado e o 
eletrodo removido e limpo com água em abundância, introduzindo na solução padrão 
de pH 4. Automaticamente o instrumento fez a calibração e ao aparecer no display a 
sigla “CFM” o comando “CFM” pressionando e em seguida o comando “cal”. Neste 
momento o pHmetro esteve calibrado. O eletrodo foi retirado da solução, limpo com 
água em abundância e introduzido na capa protetora. 
 Uso de fita para medida de pH: Um volume de 25 mL de cada solução 
(NaOH, HCl, CH3COOH e NH3 0,01 mol L-1) foi transferido para 4 diferentes béquer 
de 50 mL previamente identificados. A fita de pH imergida em cada uma das soluções, 
sendo comparada a cor da fita com a escala de referência identificando o pH 
aproximado de cada solução. 
Uso de pHmetro para medida de pH: A barra magnética foi adicionada no 
béquer contendo a solução de ácido acético, com o agitador magnético desligado o 
eletrodo do pHmetro foi ajustado na solução evitando o contato entre o eletrodo e a 
barra magnética. Com a agitação ligada, o pH foi medido e anotado. A barra magnética 
e o eletrodo foram removidos do béquer e rinsados com água destilada em 
abundância, o eletrodo foi imerso em um béquer de 50 mL com água destilada. Os 
procedimento foram repetidos com as soluções de ácido clorídrico, amônia e hidróxido 
de sódio respectivamente. O eletrodo do pHmetro após o procedimento foi lavado com 
3 
 
água destilada em abundância e deixando imerso em um béquer de 50 mL com água 
destilada. 
Uso de indicadores ácido-base para medidas de pH: 7 mL da solução de 
ácido clorídrico foram transferidos para três diferentes tubos de ensaio previamente 
identificados, o procedimento foi repetido para as soluções de amônia e hidróxido de 
sódio e ácido acético. Três gotas de fenolftaleína foram adicionadas em um dos tubos 
de cada solução. O procedimento foi repetido para os indicadores vermelho de metila 
e alaranjado de metila. As soluções foram homogeneizados, anotada a cor e o pH da 
solução identificado a partir coloração de cada espécie química. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Abaixo segue a Tabela 1 com os dados experimentais de medidas de pH pelos 
diferentes métodos. 
Tabela 1: pH de soluções de ácidos e de bases obtido de diferentes maneiras. 
 Tipo de Medida 
Solução pHmetro pH 
teórico 
Fita de 
pH 
Indicador ácido-base 
Fenolftaleína Vermelho 
de metila 
Alaranjado 
de Metila 
HCl 2,42 2,0 3,0 Incolor Rosa Vermelho 
CH3COOH 3,30 3,37 4,0 Incolor Rosa Vermelho 
NaOH 11,21 12,00 10,0 Rosa Incolor Incolor 
NH3 9,35 10,62 7,0 Rosa Amarelo 
claro 
Incolor 
 
 A fim de comparar os diferentes métodos de medida de pH é importante saber 
qual o pH esperado, sendo que este pode ser calculado com base nas informações 
da força dos ácidos e bases e na concentração dos mesmos. 
 O pHmetro é entre os três métodos o mais eficaz pois apresenta valores com 
exatidão de duas casas decimais no entanto é um método de alto custo, que deve ser 
utilizado apenas quando necessita de resultados exatos sobre os valores de pH. 
4 
 
 O indicador universal é um dos métodos de baixo custo onde pode ser obtido 
valores próximos a faixa do pH pois apresenta somente números inteiros nos 
resultados. 
 Os indicadores ácido/base são os de custo mais baixos e apresentam valores 
satisfatórios quando necessário descobrir se a solução é acida ou base e a partir disso 
pode se estimar um pH a através da expressão 1 apKpH . 
Cálculo do pH teórico 
Solução de ácido clorídrico 0,01 mol/L (HCl). 
O ácido clorídrico é um ácido forte portanto se dissocia completamente como 
mostrado abaixo. 
01,001,00
0001,0
][ _


  ClHHCl
 
Foi formado 0,01 mol/L de íons hidrônio e 0,01 mol/L de íons cloreto. Com a 
concentração de íons hidrônio é calculado o pH pelo logaritmo negativo da 
concentração de H+ assim temos: 
0,2
01,0log
]log[


 
pH
pH
HpH
 
 
Assim obtivemos um pH teórico de 2,0 para a solução de HCl 0,01 mol/L. 
Solução de hidróxido de sódio 0,01 mol/L (NaOH): 
 O Hidróxido de sódio é uma base forte portanto se dissocia completamente 
como mostrado abaixo. 
5 
 
01,001,00
0001,0
][ _


  OHNaNaOH
 
Foi formado 0,01 mol/L de íons sódio e 0,01 mol/L de íons hidróxido. Com a 
concentração de íons hidróxidos é calculado o pOH pelo logaritmo negativo da 
concentração de OH- assim temos: 
0,2
01,0log
]log[


 
pOH
pOH
OHpOH
 
Assim obtivemos um pOH teórico de 2,0 para a solução de NaOH 0,01 mol/L, 
e utilizando a equação abaixo é calculado o pH teórico. 
0,12
0,140,2
0,14



pH
pH
pOHpH
 
Assim obtivemos um pH teórico de 12,0 para a solução de NaOH a 0,01 mol/L. 
Cálculo do pH para de ácido acético 0,01 mol/L (CH3COOH) 
O ácido acético é um ácido fraco portanto não se dissocia completamente como 
demostrado abaixo: 
XXX
COOHCHHCOOHCH


 
01,0
0001,0
][ _33
 
Foi formado concentrações de íons hidrônio e íons acetato são desconhecidas, 
a partir da demonstração abaixo é possível calcular as concentrações: 
 
 
   
][ 3
3
COOHCH
COOHCHHKa 

6 
 
Ka (constante ácida) é um valor tabelado que para o ácido acético é 
Ka=1,75X10-5 assim temos: 
   
]01,0[
1075,1 5
X
XX

  
É possível desconsiderarmos a espécie –X da expressão [0,01-X] quando 
fazemos o seguinte cálculo e obtivemos valores maiores que 1,4. 
4,1
Ka
CHALog 
  4,1
1075,1
01,0
5  
Log 
4,176,2  
Como demostrado acima é possível se desconsiderar o valor citado. 
   
]01,0[
1075,1 5 XX   
25 01,0*1075,1 X  
71075,1 X 
41018,4 X 
Foi formado 4,18x10 -4 mol/L de íons hidróxido 4,18x10 -4 mol/L de íons acetato. 
Utilizando o logaritmo negativo da concentração de íons hidrônio é calculado o pH 
teórico que foi 3,37. 
Cálculo do pH teórico da solução de amônia 0,01 mol/L (NH3). 
A amônia é uma base fraca portanto não se dissocia completamente como 
demostrado a seguir: 
7 
 
XXX
OHNHOHNH


 
01,0
0001,0
_
423
 
A concentração formada de íons hidrônio e íons amônio são desconhecidas, a 
partir da demonstração abaixo é possível calcular as concentrações: 
   
][ 3
4
NH
OHNHKb
  
Kb (constante básica) não é tabelada, utilizando a seguinte relação a partir Ka 
do ácido conjugado de NH4, NH3 descobrimos Kb onde Ka=5,7X10-10 assim: 
1410  KbKa 
1410 10107,5   Kb 
51075,1 Kb 
Como demostrado nos cálculos do ácido acético acima, a espécie –X pode ser 
desconsiderado e assim: 
   
][
1075,1
3
5
XNH
XX

  
25 01,0*1075,1 X  
41018,4 X mol/L 
Foi formado uma concentração de 4,18x10-4 mol/L de íonshidróxido. Utilizando 
o logaritmo negativo da concentração de íons hidróxido obtemos pOH=3,38 e fazendo 
a relação 0,14 pOHpH temos pH de 10,62. 
 Medidas de pH com o pHmetro 
As medições do pH a partir do pHmetro apresentaram os seguintes valores 
2,42; 3,30; 11,21; 9,35 para as soluções de ácido clorídrico, ácido acético, hidróxido 
8 
 
de sódio e amônia respectivamente onde a partir de cálculos obtivemos um pH teórico 
de 2,0; 3,37; 12,00; 10,38 respectivamente, comparando os resultados podemos notar 
que os mesmos são diferentes, mas aproximado ao teórico, onde pode ser 
relacionado aos seguintes fatores como: A calibração do pHmetro pode ter sido 
efetuada de forma errada ou pouco precisa, os reagentes não são de grau primário, o 
preparo das soluções podem ter sido feitas com concentrações erradas, pois há 
restrições nos equipamentos e vidrarias utilizados referente a perfeição das medidas, 
a água destilada utilizada não era 100% pura e pode ter influenciado na medição do 
pH pelo pHmetro, a temperatura em que foi feito as medições não era a de 25°C 
(temperatura padrão) pois os cálculos teóricos são baseados na mesma, 
considerando assim todos estes fatores houve algumas influencias externas nas 
medições. 
Medidas de pH com Fita de pH 
Os valores obtidos a partir do indicador universal foram 3,0; 4,0; 10,0; 7,0 para 
as soluções de ácido clorídrico, ácido acético, hidróxido de sódio e amônia 
respectivamente, comparando com os valores teóricos 2,0; 3,37; 12,00; 10,38 
respectivamente podemos notar variações significativas alguma em casas decimais 
que é justificado pelo fato deste método apenas apresentar valores inteiros (sua 
limitação). 
A medida é influenciada pela precisão do analista, pois a cor vista pelo analista 
pode variar dependendo a percepção de cada um pois os tons vistos variam 
dependendo da capacidade visual de cada analista. 
Indicadores ácido base 
Por este método não é possível medir o pH exato, mas apenas saber se está 
abaixo ou acima de uma determinada faixa a qual está relacionada ao pKa do 
indicador. A mudança de cor dos indicadores está relacionada a seguinte equação: 
1 apKpH 
O uso de indicadores ácido/base é o método mais simples para identificar se 
uma solução é acida ou básica. Ao predominar a espécie ácida ou básica do indicador 
a solução exibe cor diferente, mas não apresenta o valor do pH, pois apenas indica 
se a solução é ácida ou básica e a faixa que está situado o pH. 
9 
 
Para a fenolftaleína a faixa de pH em que ocorre a mudança de cor incolor para 
rosa é de 8,3 a 10. 
Para o vermelho de metila a faixa de pH em que ocorre a mudança de cor 
vermelho para amarelo é de 4,2 a 6,3. 
A faixa de pH em que ocorre a mudança de cor vermelho para amarelo para o 
alaranjado de metila é de 3,1 a 4,4. 
Para a solução de ácido clorídrico foi observado as seguintes cores, incolor, 
rosa e vermelho para os indicadores fenolftaleína, vermelho de metila e alaranjado de 
metila respectivamente, analisando as cores obtidas com as cores que os indicadores 
apresentam nas faixas de pH concluímos que o pH da solução de ácido clorídrico 
estava na faixa de 3,1 a 4,2, comparando com o valor teórico temos uma diferença de 
proximamente 1,0 na escala de pH acima do valores teórico. 
Para a solução de hidróxido de sódio as cores observadas das amostras com 
os indicadores fenolftaleína, vermelho de metila e alaranjado de metila foram, rosa, 
incolor e incolor respectivamente, analisando os resultados observamos que a faixa 
de pH em que a solução estava situada era de 8,0 a 10,3 faixa de pH próxima ao valor 
teórico que pare esta solução seria de 12,00, valor consideravelmente disperso do 
esperado. 
O ácido acético apresentou as seguintes cores, incolor, rosa e vermelho para 
os indicadores fenolftaleína, vermelho de metila, alaranjado de metila 
respectivamente, analisando os resultados concluímos que o pH estava situado na 
faixa de 3,1 a 4,4 faixa onde está situado o valor teórico de pH para o ácido acético 
que é de 3,37 assim podemos dizer que o indicador alaranjado de metila pode 
apresentar a mudança de cor em uma faixa bem próxima ao do valor teórico e assim 
o resultado obtido foi foram significativos. 
A solução de amônia apresentou as cores rosa, amarelo claro e incolor para os 
indicadores fenolftaleína, vermelho de metila e alaranjado de metila respectivamente, 
com isso podemos indicar que a faixa em que o pH ficou situado foi de 8,0 a 10,3 uma 
faixa próxima ao pH teórico que era de 10,62, podendo consideram como um resultado 
próximo ao desejado. 
10 
 
5. Conclusão 
Para identificação do pH de substâncias ácidas ou básicas foi observado que 
existe diversas técnicas para a medição e identificação, como o pHmetro e o uso de 
indicadores ácido base, a qual pode ser medido e identificado através da cor e através 
do uso de escalas. O pHmetro é o método mais preciso, mas as dificuldades 
encontradas para manusear o equipamento, a necessidade de um analista preparado 
que atue com um bom desempenho na técnica e o custo do equipamento, preservação 
e manutenção, são uns dos motivos para técnica ter um maior custo. A calibragem do 
equipamento é fundamental para obter um resultado preciso. 
 Os indicadores ácidos bases são métodos visuais, o que acaba sendo apenas 
útil para descobrir somente se a solução é acida ou base, pois a mudança de cor é 
gradual em uma certa faixa de pH é um método em que não há precisão e nem 
exatidão porque indica apenas uma certa faixa de cor. 
 A fita de é um indicador onde há maior exatidão em relação aos indicadores 
ácido base e possui baixo custo por isto é ideal quando deseja saber o pH aproximado. 
Todos os métodos apresentam resultados satisfatório dependendo qual o uso 
destinado, pois cada um tem sua especificidade e seu custo ao aplica-lo, por isto vai 
do analista identificar qual o melhor método para devida analise e aplicar o mais 
adequado.