Relatório 10 pH, indicadores e soluções tampão

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Resumo 
No dia 15 de setembro de 2017 foi feito o experimento de laboratório do 
Departamento de Química na instituição USP-Ribeirão Preto com o 1° ano da 
turma de licenciatura no período noturno com supervisão dos docentes do 
departamento. Foram realizadas medidas de pH (potencial hidrogeniônico) a partir 
de instrumentos variados, como, por exemplo, o pHmetro, papel indicador 
universal e os indicadores de pH, para verificar seus objetivos. Os resultados 
encontram-se em tabelas e fotos para uma melhor organização. Os resultados reais 
de pH foram calculados a partir de logaritmos e esta técnica apresentou os valores 
teóricos que devem ser esperados no experimento, assim foi possível obter uma 
comparação dos valores obtidos experimentalmente e os valores teóricos 
esperados. 
 
Resultados e discussão 
Preparando as soluções 
Inicialmente, têm-se no laboratório ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol.L-1 e 
hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol.L-1 e partindo dessas soluções foram 
preparadas, por diluição, 3 soluções básicas e 3 soluções ácidas a 0,01 mol.L-1, 
0,001 mol.L-1 e 0,0001 mol.L-1 cada uma. Os cálculos realizados para isso foram 
estes a seguir: 
Os cálculos valem para as soluções básicas e ácidas 
 
• 0,0100 mol.L-1 
[ ] Volume 
0,100 mol.L-1 ___________ 0,050 L 
0,0100 mol.L-1 ___________ x 
x = 5 x 10-3 L = 5 mL 
 
 
• 0,00100 mol.L-1 
[ ] Volume 
0,0100 mol.L-1 ___________ 0,050 L 
0,00100 mol.L-1 ___________ x 
x = 5 x 10-3 L = 5 mL 
 
• 0,000100 mol.L-1 
[ ] Volume 
0,00100 mol.L-1 ___________ 0,050 L 
0,000100 mol.L-1 ___________ x 
x = 5 x 10-3 L = 5 mL 
 
Ou seja, foram adicionadas 5 mL do reagente em um balão volumétrico de 
50 mL e foi adicionada água deionizada até completar e atingir o menisco. Após 
isto, foram retiradas 5 mL dessa solução feita, adicionada em outro balão 
volumétrico de 50 mL e completado com água e foi retirada 5 mL da solução do 
segundo balão e transferida para o terceiro balão o completando com água 
deionizada. Este procedimento foi realizado para as soluções ácidas e básicas. 
Importante lembrar que, no preparo das soluções ácidas, diluindo em água, 
deve-se adicionar o ácido primeiro e posteriormente a água, para que não ocorra 
uma reação perigosa com o inverso. 
 
Preparo do indicador de repolho roxo 
No laboratório já estava preparado o indicador de repolho roxo e foi deixado 
em água gelada para conservar suas propriedades. Utiliza-se o suco do repolho 
roxo como indicador pois, o mesmo é rico em antocianinas. Antocianinas sofrem 
mudança de cor de acordo com o meio que for posta, por exemplo, em meio ácido 
tornam-se vermelhas, em meio neutro tornam-se roxas e em meio básico tornam-
se verdes. Se o meio que for colocada estiver extremamente básico, suas moléculas 
são destruídas e aparenta a cor amarela. 
 
Soluções de pH conhecido e indicadores 
Se tem uma solução de concentração conhecida, é possível determinar seu 
pH a partir de cálculos. O potencial hidrogeniônico refere-se a concentração 
relativa de íons H+ em uma solução, ou seja, indica a acidez da mesma. Assim, 
quanto maior o pH de uma substância, menor a concentração de íons H+ e maior 
de OH-. O valor de pH varia em uma escala de 0 a 14 em uma temperatura de 25 
ºC, sendo de 0 à 6 ácido, 7 neutro e de 8 à 14 básico, e pode ser identificado através 
de cálculos, soluções com indicadores, papel indicador universal e pHmetro. 
 
 
 
No cálculo do pH de soluções, geralmente, a concentração das mesmas são 
potências de dez com expoente negativo, assim, um químico dinamarquês Peter 
Lauritz Sörensen propôs uma maneira de indicar a acidez ou basicidade de uma 
solução utilizando-se de logaritmos. Por conseguinte, criou o conceito de pH 
(potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico) definindo-o como: 
 “Potencial hidrogeniônico é o logaritmo negativo da concentração molar 
de íons H+”. 
É representado pela seguinte equação: pH = – log [H+] 
Figura 1. Escala de pH 
Foi realizado o cálculo do Ph de todas as soluções que seriam utilizadas na 
aula de experimental, para posterior comparação do pH através de vários 
indicadores distintos. O cálculo para as soluções básicas calcula-se o potencial 
hidroxiliônico e depois obtêm-se o pH da solução com a relação pH + pOH = 14. 
Os resultados estão na tabela 1. 
[ ] (mol.L-1) pH obtido nos cálculos 
0,1 HCl 1 
0,01 HCl 2 
0,001 HCl 3 
0,0001 HCl 4 
0,0001 NaOH 10 
0,001 NaOH 11 
0,01 NaOH 12 
0,1 NaOH 13 
Água deionizada 7 
 
Foi preparada uma bateria com 8 tubos de ensaio, organizados de acordo 
com a ordem crescente de pH das soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio. 
Indicadores são corantes orgânicos apresentando estruturas complexas com 
ligações conjugadas para que uma molécula seja capaz de absorver energia no 
espectro visível, transmitindo uma coloração. Geralmente, são ácidos orgânicos 
fracos que possuem propriedade de apresentar coloração diferente em sua forma 
ionizada e não ionizada. 
Os indicadores são transcritos da seguinte maneira em consequência da 
complexidade de suas fórmulas estruturais: 
HIn(aq) ⇌ H+(aq) + In-(aq) 
 cor A cor B 
InOH(aq) ⇌ In+(aq) + OH-(aq) 
 cor C cor D 
 
A cor apresentada pelo indicador dependerá da concentração de íons H+ 
presentes no meio. 
 
Tabela 1. pH obtido a partir de cálculos 
1. Violeta de metila (C24H28N3Cl) 
Foi preparada uma bateria de 8 tubos de ensaio, em cada tubo foi adicionado 
5 mL de cada solução ácida e básica preparada e adicionou-se algumas gotas do 
indicador violeta de metila em cada tubo, o resultado pode ser observado na Figura 
2. Os tubos de ensaio estão numerados de 1 à 8 da esquerda pra direita e as soluções 
estão da mais ácida à mais básica respectivamente pH 1, 2, 3, 4, 10, 11, 12 e 13 da 
esquerda para a direita. 
 
 
O indicador violeta de metila é um indicador que apresenta um intervalo de 
viragem de pH entre 0,1 à 1,6 passando da cor amarela para azul-púrpura. Com 
base na figura 2, observa-se um gradiente de cor iniciando pelo azul claro, torna-
se mais azul conforme aumenta o pH até 4. Do pH 10 até o 13 o roxo se desbota 
até se tornar quase incolor. A diferença de cor inicial do teórico com o 
experimental pode ser justificada pela escala de pH utilizada, sendo que este 
indicador apresenta uma zona de viragem bem baixa, assim – com as 
concentrações de soluções utilizadas – não podendo ser observada uma coloração 
amarela e sim uma “mistura de cor” resultando na cor azul claro. 
No último tubo, pH 13, nota-se que a coloração puxa para o incolor, durante 
o experimento esta descoloriu completamente com o passar do tempo, isso se deve 
ao fato de que ele é mais sensível e descolora rapidamente. 
Figura 2. Bateria com violeta de metila 
O violeta de metila não pode ser 
considerado um indicador ácido-base, esse 
termo é usado erroneamente; o mesmo possui 
dois pontos de viragem, sendo eles 0,1 – 1,6 e 
1,6 – 3,2, ou seja, até 0,1 este tem determinada 
coloração (amarelo), conforme se aproxima de 
1,6 muda de esverdeado para azul intenso, sendo seu primeiro ponto de viragem. 
Acima de 3,2 sua coloração muda para roxo intenso. Em pH básico (>7) sua 
coloração é roxo intenso e conforme mais básica a solução é, mais claro o roxo 
fica, consequentemente, se pensa que quando o pH é básico este fica roxo, porém 
em pH 4 também fica roxo. Isso prova o motivode ser errado chama-lo de 
indicador ácido-base. 
 
2. Alaranjado de metila (C14H14N3NaO3S) 
Foi preparada uma bateria de 8 tubos de ensaio, em cada tubo foi adicionado 
5 mL de cada solução ácida e básica preparada e adicionou-se algumas gotas do 
indicador alaranjado de metila em cada tubo, o resultado pode ser observado na 
Figura 4. Os tubos de ensaio estão numerados de 1 à 8 da esquerda pra direita e as 
soluções estão da mais ácida à mais básica respectivamente pH 1, 2, 3, 4, 10, 11, 
12 e 13 da esquerda para a direita 
 
Figura 3. Estrutura do violeta de metila 
Figura 4. Bateria com alaranjado de metila 
O alaranjado de metila é um indicador orgânico apresentando ponto de 
viragem entre pH de 3,1 à 4,4 passando de vermelho para amarelo. Na figura 4 
pode-se observar que, em pH 1 e 3 aparenta coloração vermelha, nota-se a viragem 
deste indicador no 3º e 4º tubo e acima do pH 4 até o básico a solução revela-se 
em uma coloração amarela. 
 
 
Também é errado dizer que o alaranjado de metila é um indicador ácido-base; 
este tem apenas um ponto de viragem com pH até 3,1 vermelho e > 4,4 amarelo, 
ou seja, em pH 5 ou 9 a coloração é amarelada sendo eles uma base e um ácido. 
Assim, não se pode ter a completa certeza da acidez de uma solução através deste 
indicador. 
 
 
 
Figura 5. Estrutura do alaranjado de metila 
Figura 6. Faixa de pH do alaranjado de metila 
3. Azul de bromotimol (C27H28Br2O5S) 
Foi preparada uma bateria de 8 tubos de ensaio, em cada tubo foi adicionado 
5 mL de cada solução ácida e básica preparada e adicionou-se algumas gotas do 
indicador azul de bromotimol em cada tubo, o resultado pode ser observado na 
Figura 6. Os tubos de ensaio estão numerados de 1 à 8 da esquerda pra direita e as 
soluções estão da mais ácida à mais básica respectivamente pH 1, 2, 3, 4, 10, 11, 
12 e 13 da esquerda para a direita. 
 
 
O indicador azul de bromotimol é um indicador orgânico que apresenta um 
o intervalo de viragem de pH entre 6,0 a 7,6 passando de uma coloração amarela 
para o azul. 
 Com base na figura 6, pode-se observar uma coloração amarela indicando 
que o pH do sistema ácido e em meio básico assumindo a coloração azul. Por mais 
que não tenhamos uma solução com pH entre 5 a 9 é notório a mudança de pH das 
soluções pela observação da sua coloração conforme dados teóricos. 
Este indicador pode ser considerado um indicador ácido-base, pois em pH 
ácido possui uma determinada coloração, já em pH neutro outra cor e pH básico 
outra cor. Seu ponto de viragem é 6,0 – 7,6 ficando em tom amarelado em pH 
ácido (quanto mais ácido, mais amarelado tornando-se também um pouco 
alaranjado), passando para esverdeado em pH neutro e azulado em pH básico. 
Figura 7. Bateria com azul de bromotimol 
 
 
 
 
4. Fenolftaleína (C20H14O4) 
Foi preparada uma bateria de 8 tubos de ensaio, em cada tubo foi adicionado 
5 mL de cada solução ácida e básica preparada e adicionou-se algumas gotas do 
indicador fenolftaleína em cada tubo, o resultado pode ser observado na Figura 10. 
Os tubos de ensaio estão numerados de 1 à 8 da esquerda pra direita e as soluções 
estão da mais ácida à mais básica respectivamente pH 1, 2, 3, 4, 10, 11, 12 e 13 da 
esquerda para a direita. 
 
Figura 8. Estrutura do azul de bromotimol 
Figura 9. Faixa de pH do azul de bromotimol 
Figura 10. Bateria com fenolftaleína 
Fenolftaleína é uma das substâncias indicadoras de pH mais conhecidas, 
devido a sua grande aplicação em técnicas de volumetria. Apresenta ponto de 
viragem de pH entre 8,0 a 10,0 assumindo coloração rósea/vermelha em pH básico 
e descolorindo-se em pH ácido e neutro. Como pode-se notar na figura 10, incolor 
em pH ácido e rosa em pH básico. 
 
Este indicador não pode ser chamado de indicador ácido-base, pois ele é 
apenas um indicador básico. Sua mudança de cor é apenas visível em pH > 8,2, 
não sendo possível identificar uma solução básica com pH abaixo disso. Quanto 
mais intenso o rosa, mais básica é a solução. 
 
 
5. Repolho roxo 
Foi preparada uma bateria de 8 tubos de ensaio, em cada tubo foi adicionado 
5 mL de cada solução ácida e básica preparada e adicionou-se algumas gotas do 
indicador feito de repolho roxo em cada tubo, o resultado pode ser observado na 
Figura 13. Os tubos de ensaio estão numerados de 1 à 8 e as soluções estão com 
respectivamente pH 4, 3, 2, 1, 10, 11, 12 e 13 da esquerda para a direita. 
Figura 11. Estrutura da fenolftaleína em meio fortemente básico 
Figura 12. Faixa de pH da fenolftaleína 
 
 
Como já apresentado, o repolho roxo atua como indicador de pH por ser rico 
m antocianinas. Estas substâncias contam com dois pontos de viragem sendo um 
deles de pH 3 a 4 e o outro de pH 8 resultando em três colorações distintas. 
 
 
É o que mais pode ser chamado de indicador ácido-base, ficando vermelho 
em meio ácido, roxo em meio neutro e azul em meio básico. Quanto mais ácido, 
mais intenso o tom de vermelho e, dependendo da quantidade de indicador 
adicinada, torna-se rosa (menos gotas). Conforme o aumento de pH até ficar 
neutro, a coloração muda para roxo. Já em pH básico, a coloração varia de azul 
para amarelo, tornando amarelo apenas em meio extremamente básico (>13). A 
coloração esverdeada observada se dá pela mistura entre as cores azul e amarelo. 
Figura 13. Bateria com indicador produzido de repolho roxo 
Figura 14. Estrutura do íon flavílio, estrutura básica das antocianinas 
 
 
Resumindo todos estes resultados de ponto de viragem em uma tabela, temos: 
Indicador Intervalo de viragem 
em unidade de pH 
Mudança de cor de ácido 
para base 
Violeta de metila 0,1 – 1,6 e 1,6 – 3,2 Amarelo → Azul púrpura 
Azul → Violeta 
Alaranjado de metila 3,1 – 4,4 Vermelho → Amarelo 
Azul de bromotimol 6,0 – 7,6 Amarelo → Azul 
Fenolftaleína 8,2 – 10,0 Incolor → Rosa-carmim 
Repolho roxo 1,0 – 14,0 Rosa → Roxo/Azul 
 
 
Medida do pH de soluções 
Foi medido o pH das soluções ácidas e básicas utilizadas no experimento com 
o papel indicador universal e com o pHmetro. Os resultados estão agrupados na 
tabela 3. 
Papeis indicadores universais são tiras que contém uma mistura de vários 
indicadores, e quando essa tira é colocada em meio ácido ou básico, sua cor é 
alterada, e com a cor resultante é possível inferir o pH da solução comparando a 
cor da tira com a uma tabela que está na em sua embalagem. 
Figura 15. Faixa de pH do indicador produzido de repolho roxo 
Tabela 2. Ponto de viragem dos indicadores 
pHmetro é um instrumento sensível que quando o eletrodo é submerso na 
amostra, ele produz milivolts que são transformados para uma escala de pH. 
O funcionamento do pHmetro depende de sua calibragem, que deve ser feita 
de acordo com os valores de referência que constam nas soluções de calibração. A 
frequência com que o pHmetro deve ser calibrado está diretamente relacionada à 
frequência de medições e à qualidade do equipamento. Portanto inúmero cuidados 
devem ser tomados para sua utilização como lavagem e secagem a cada medida 
para não interferir nas medidas. Por ser um instrumento delicado deve ser 
manuseado com total cuidado e não pode ser mergulhado diretamente em certas 
soluções. 
Assim, se tratando de uma substância muito forte, o diclorometano (CH2Cl2) 
por exemplo, seu pH é medido indiretamente pois, o pHmetro possui eletrodos 
sensíveis e em contato direto com essa solução, estraga. O pH do diclorometano é 
medido da seguinte forma: coloca-se diclorometano e água em um funil de 
decantação, ambos não se misturam então se chacoalha a vidraria para que as duas 
soluções tenham um maior contato entre elas, fazendoassim o íons H+ passarem 
para a água e assim, retira-se a água e mede seu pH, obtendo assim o pH do 
diclorometano. Isto é uma medida indireta de pH om o pHmetro. 
[ ] (mol.L-1) pH obtido no pHmetro pH obtido no papel 
indicador universal 
0,1 HCl 1,27 1 
0,01 HCl 2,03 2 
0,001 HCl 3,06 3 
0,0001 HCl 4,12 4 
0,0001 NaOH 9,97 10 
0,001 NaOH 10,98 11 
0,01 NaOH 11,87 12 
0,1 NaOH 13,07 13 
Água deionizada 6,08 7 
 Tabela 3. pH obtido a partir de papel indicador universal e pHmetro 
Com relação aos dados, nota-se que chegou em resultados próximos aos da 
teoria, ou seja, não ocorreram muitos erros durante o experimento e os valores do 
papel indicador universal foram próximos aos do pHmetro mostrando eficiência 
em suas medidas. Apesar de todos esses métodos de identificação de pH, o mais 
preciso é o pHmetro portanto se necessita de um meio preciso para medidas em 
algum tipo de experimento, recomenda-se o uso deste instrumento. 
 
 
 
 
 
Figura 16. Fita de pH das soluções de HCl Figura 17. Fita de pH das soluções de NaOH 
Figura 18. Tabela de cores das fitas de pH 
 O experimento e as medidas realizadas foram feitas a uma temperatura de 
26,8 ºC, visto que a temperatura influencia na medida de pH. 
 
Solução de ácido acético 
Foi preparada uma solução com volume de 100 mL cuja concentração 
foi de 0,100 mol.L-1 de ácido acético, por diluição, de uma solução estoque de 
1,00 mol.L-1. Para isso, efetuou-se o seguinte cálculo. 
 
 [ ] Volume 
 1,00 mol.L-1 ___________ 0,100 L 
0,100 mol.L-1 ___________ x 
x = 0,100 L • 0,100 mol.L-1 
1,00 mol.L-1 
x = 0,01 L = 10 mL de CH3COOH 
 
 Determinando assim que o volume necessário da solução estoque para 
preparar a solução de 0,100 mol.L-1 era de 10 mL. Portanto, 10 mL de ácido acético 
e 90 mL de água, preparando a solução, em um balão volumétrico, que será 
utilizada. 
Foi preparada uma bateria de 5 tubos de ensaio, em cada tubo foi adicionado 
5 mL da solução preparada e adicionou-se algumas gotas de cada indicador em 
cada tubo, o resultado pode ser observado na Figura 19. Os tubos de ensaio estão 
com respectivamente, da esquerda pra direita, os indicadores violeta de metila, 
alaranjado de metila, azul de bromotimol, fenolftaleína e repolho roxo. 
 
 
 
 
Foi medido o pH do ácido acético com o pHmetro e a fita de pH e obteve-se: 
 
Reagente pH obtido no pHmetro pH obtido no papel 
indicador universal 
Ácido acético 2,87 3 
 
 
Sendo assim, as colorações obtidas condizem com a medida obtida, já que 
ambas se aproximaram do valor teórico. 
 Comparando o tubo com violeta de metila, com os tubos contendo o mesmo 
indicador com pH variado, observou-se não é possível determinar o pH exato, pois 
após o ponto de viragem a cor dos tubos são muito parecidas assim dificultando a 
determinação do pH. 
 Comparando o tubo com alaranjado de metila, com os tubos contendo o 
mesmo indicador com pH variado, é possível inferir que o pH do ácido acético é 
próximo do pH 3. 
Figura 19. Ácido acético com 5 indicadores distintos 
Tabela 4. pH do ácido acético com pHmetro e papel indicador 
 Comparando o tubo com azul de bromotimol, com os tubos contendo o 
mesmo indicador com pH variado não é possível determinar um pH exato para o 
ácido acético, mas pode-se inferir que ele está entre o pH 2 e 4. 
Comparando o tubo com fenolftaleína, com os tubos contendo o mesmo 
indicador com pH variado não é possível determinar o pH da solução de ácido 
acético. 
 Comparando o tubo com ácido acético e o indicador feito a partir de repolho 
roxo, com os tubos contendo o mesmo indicador com pH variado, pode-se inferir 
que o pH do ácido acético está entre pH 1 e 3. 
 
 
 
 
A força de algum ácido ou base tem relação com seu grau de dissociação. No 
pHmetro existem vários tipos de erros que podem ocorrer e interferir na medida de 
pH, por exemplo o pH da água deionizada deveria ser 7 mas estava medindo 6,08 
Figura 20. Faixas de pH para variações de cor de cada indicador 
então ou a água estava ácida ou ocorreram erros durante a medida, e estes erros 
são: 
 Calibração (calibra-se com soluções de pH conhecido, apresentando erros 
da ordem de ±0,01 unidades de pH). 
 Junção (Se a composição iônica entre estes diferentes meios (interno e 
externo do eletrodo) apresenta-se muito distante da composição da solução 
tampão padrão utilizada na calibração do eletrodo, o potencial de junção é 
modificado, ocasionando variações nas medidas de pH em torno de 0,01 
unidades). 
 Deslocamento de junção (Se a solução do analito a ser medido conter um 
agente redutor, pode ocorrer ainda a precipitação de Ag(s) na própria 
membrana. Estes efeitos modificam o potencial de junção provocando um 
deslocamento lento do valor de pH no visor do instrumento durante um 
período grande de tempo). 
 Alcalino (quando a concentração de íons H+ é baixa e a concentração de 
Na+ é alta, o eletrodo responde ao Na+ como se este fosse o H+ e o pH 
medido torna-se menor que o pH verdadeiro). 
 Ácido (em ácidos fortes, o valor do pH medido torna-se maior que o pH 
verdadeiro, devido à saturação de íons H+ na superfície da membrana de 
vidro do eletrodo). 
 Tempo de atingir o equilíbrio (espera-se em torno de 30 segundos para o 
pHmetro atingir um valor certo, em uma solução mal tamponada necessita 
de um tempo maior para atingir o equilíbrio). 
 Hidratação do vidro (um eletrodo seco, necessita ser hidrato por várias 
horas antes de ser realizada uma medida). 
 Temperatura (As medições de pH necessariamente devem ser realizadas 
na mesma temperatura em que ocorreu sua calibração pois a temperatura 
influencia significamente na medida de pH). 
 
A medida de pH depende da temperatura, pois, de acordo com o princípio 
de Le Chatelier, quando se alteram as condições da reação em equilíbrio, esta irá 
evoluir no sentido de contrariar essas alterações. Assim quando aumenta a 
temperatura da água, o equilíbrio 2 H2O(l)↔H+(aq) + HO-(aq), evoluirá de forma a 
diminuir a temperatura (absorvendo a energia do meio exterior). 
Como a constante de ionização da água aumentou, então pode concluir-se 
que as concentrações de H+ e OH- também aumentaram. Isto significa que a 
reação é endotérmica e o pH da água diminui com a temperatura. 
 
Conclusão 
Com este experimento, conclui-se que, foi aprendido a utilizar diferentes 
técnicas para medição de pH de algumas soluções. Entre estas técnicas estão: 
utilização do pHmetro (mais preciso), seguido pelo papel indicador universal e 
indicadores orgânicos. Foi possível a observação de atuação visual de cada 
indicador e suas particularidades na análise de pH. Os indicadores orgânicos 
possuem intervalos de viragem, e esta é a característica que deve ser levada em 
conta quando o assunto for, escolher o indicador necessário para tal objetivo. 
Os resultados encontrados foram próximos dos valores teóricos, ou seja, 
taxas de erros pequenas então resultado satisfatório, embora seja necessário ainda 
que sejam corrigidas algumas fontes de erro que ocorreram durante o 
experimento. 
São técnicas eficientes para medição de pH. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências bibliográficas 
 
 APOSTILA DE FUNDAMENTOS DE QUÍMICA EXPERIMENTAL. 
Disponível em 
<https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/3072878/mod_resource/content/
1/Apostila%20QGExp%202017_S1.pdf>. Acesso em 16 de set. de 2017. 
 FOGAÇA, Jennifer. “Conceito de pH”. Disponível em 
<http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/conceito-ph.htm>. 
Acesso em 16 deset. de 2017. 
 FOGAÇA, Jennifer. “Indicadores ácido-base”. Disponível em 
<http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/indicadores-acido-
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 PREVIDELLO, B.A.F. CARVALHO, F.R. TESSARO, A.L. SOUZA, 
V.R. HIOKA, N. “O pKa de indicadores ácido-base e os efeitos coloidais”. 
Disponível em 
<http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-
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 SANTOS, Camila Souza. “Indicadores ácido-base”. Disponível em 
<http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAzO0AG/indicadores-acido-
base>. Acesso em 16 de set. de 2017. 
 OLIVEIRA, Ricardo. “Fatores que alteram o pH de uma água”. Disponível 
em 
<http://www.notapositiva.com/old/trab_estudantes/trab_estudantes/fisico_
quimica/fisico_quimica_trabalhos/factoresafectamph.htm>. Acesso em 16 
de set. de 2017. 
 
 
 
 
Imagens 
 
 Figura 1 disponível em <http://aguasaludable.cl/wp-
content/uploads/2015/12/pH.jpg> . 
 Figura 5 disponível em 
<http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-
40422006000300032#fig7>. 
 Figuras 6 e 9 disponível em 
<https://image.slidesharecdn.com/6478157/95/utilizando-indicadores-de-
ph-2-728.jpg?cb=1294391406> . 
 Figura 8 disponível em 
<http://n.i.uol.com.br/educacao/saladoprofessor/planos/ind-acidos-
base04.gif>. 
 Figura 12 disponível em 
<https://image.slidesharecdn.com/6478157/95/utilizando-indicadores-de-
ph-3-728.jpg?cb=1294391406>. 
 Figura 14 disponível em 
<https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/e/eb/Anthocya
nidins.svg/220px-Anthocyanidins.svg.png>. 
 Figura 15 disponível em 
<http://www.abq.org.br/cbq/2012/trabalhos/7/imagens/1276-
d3a7b1d144.jpg>. 
 Figura 20 disponível em <https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-
131212161742-phpapp02/95/aula8acidos-36-638.jpg?cb=1386865117>. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Universidade de São Paulo – USP 
Faculdade de Filosofia, Ciências e 
Letras de Ribeirão Preto 
Departamento de Química – DQ 
 Licenciatura em Química 
 
 
Relatório do experimento 10 
 
 
pH, indicadores e soluções 
tampão 
 
 
 
Integrantes do grupo: Ana Beatriz Defendi da Silva nº USP: 10348751 
Lizandra B. S. de Oliveira 10292180 
 
 
 
 
Docentes responsáveis: Profª. Drª. Glaucia Maria da Silva Dègreve 
 Profª. Drª Daniela Gonçalves de Abreu 
 
Técnicos responsáveis: Rodrigo Ferreira Silva 
Vinícius Palaretti 
 
 
Data de entrega: 22/09/2017.