2. Prática de análise volumetrica agua de rio

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UNILAB
Universidade da Integração Internacional da Lusofonia Afro-Brasileira
Instituto de Ciências Exatas e da Natureza
Química Analítica Experimental II
Prof. Dr. Kelber Dos Anjos De Miranda
DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ (OU BASICIDADE) TOTAL DE ÁGUA DE LAGOA
Dayana Nascimento Dari
Lizatória Joanico Fernandes
Domingos Malu Quade 
CAMPUS DAS AURORAS
30 de junho de 2016
RESUMO
 
 
 
INTRODUÇÃO
 O termo pH, usado como sigla para potencial hidrogeniônico, expressa o grau de acidez ou basicidade de uma solução, ou seja, expressa a concentração de íons de hidrogênio nessa solução. Quanto maior a concentração de íons de hidrogênio em solução aquosa, menor o pH, e vice-versa. 
Geralmente as águas doces superficiais têm pH entre 4 e 9. Às vezes são ligeiramente alcalinas devido à presença de carbonatos e bicarbonatos. Naturalmente, nestes casos, o pH reflete o tipo de solo por onde a água percorre. Geralmente um pH muito ácido ou muito alcalino está associado à presença de despejos industriais.
A água pura está fracamente dissociada em íons hidrogênios e íons hidroxilas (BACCAN, N. et al, 2001). A concentração de moléculas não ionizadas de água é uma constante em água pura e em soluções diluídas geralmente usadas em análises químicas, por esta razão a constante de ionização da água é geralmente estabelecida como a constante do produto iônico, KH2O. na temperatura de 25ºC, 
KH2O = [H+] x [OH-] = 1,0 x 10-14
Na água pura é sabido que a concentração de íons hidrogênios é igual à concentração de íons hidroxilas, pois são formados em igual número pela ionização da água, daí:
[H+]=[OH-]== 1,0 x 10-7 mol/L
A água pura é neutra, pois não existe nenhum excesso de íons H+ e nem íons OH-. Quando um ácido é adicionado à água, ocorre a formação de íons H+, e consequentemente a concentração destes íons H+ numa solução ácida deve ser maior do que na água pura ou maior do que 10-7 mol/L. A concentração (mol/L) de íons H+ numa solução é um número muito pequeno, daí um método simples para se expressar a concentração do íon H+ é dada por definição:
pH = -log [H+]
Similarmente, pOH = -log [OH-] e pKH2O = -log KH2O. Assim, é fácil mostrar que: 
pH + pOH = pKw
OBJETIVO
PARTE EXPERIMENTAL
 4.1.MATERIAIS E REAGENTES
- Bureta 
- 3 Erlenmeyer 
- Béquer 
- Pipeta volumétrica
- Papel indicador ácido-base 
- Tubo de ensaio
- Amostra de água de lagoa
- Fenolftaleína 
- NaOH 0,09524 mol/L
4.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Colocou-se uma pequena quantidade da amostra de água em um tubo de ensaio e mediu-se o pH com ajuda de um papel indicador ácido-base. 
Na etapa seguinte realizou-se três titulações com a mostra de água com o titulante padrão secundário NaOH 0,09524 mol/L na bureta, esta foi lavada com três pequenas porções da solução titulante. 
Primeira titulação 
Retirou-se uma alíquota de 10 mL da amostra de água com auxílio de uma pipeta volumétrica e transferiu-se para um erlenmeyer. Logo após, adicionou-se 2 gotas de fenolftaleína. Titulou-se a amostra de água com a solução padrão secundário de NaOH 0,09524 mol/L. Em seguida, anotou-se o volume de titulante gasto e calculou-se a concentração da amostra de água. 
Segunda titulação
Retirou-se uma alíquota de 20 mL da amostra de água com auxílio de uma pipeta volumétrica e transferiu-se para um erlenmeyer. Logo após, adicionou-se 2 gotas de fenolftaleína. Titulou-se a amostra de água com a solução padrão secundário de NaOH 0,09524 mol/L. Em seguida, anotou-se o volume de titulante gasto e calculou-se a concentração da amostra de água. 
Terceira titulação
Retirou-se uma alíquota de 20 mL da amostra de água com auxílio de uma pipeta volumétrica e transferiu-se para um erlenmeyer. Logo após, adicionou-se 2 gotas de fenolftaleína. Titulou-se a amostra de água com a solução padrão secundário de NaOH 0,09524 mol/L. Em seguida,anotou-se o volume de titulante gasto e calculou-se a concentração da amostra de água. 
Após as titulações foi calculado a média das concentrações da amostra de água. E a seguir, calculou-se o teor de H+, OH- na água em mol/l, e também o pOH e pH. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO
O pH da amostra de água medido com o papel indicador foi de 3,0. A amostra de água apresentou-se ácida. Com base neste resultado preliminar titulou-se a amostra com uma solução padrão secundário de NaOH 0,09524 mol/L.
Primeira titulação 
A alíquota de 10 mL da amostra de água transferida para o erlenmeyer e posteriormente adicionada do indicador fenolftaleína, foi titulada com a solução de NaOH contida na bureta até a observação do aparecimento de uma coloração rosa persistente no erlenmeyer. O volume gasto de NaOH foi de 1,0 mL.
 Sabendo-se o volume 1,0 mL de solução NaOH 0,09524 mol/L gasto na titulação, e 10 mL de volume da amostra de água, converteu-se os volumes dados em mililitros para litro e depois calculou-se a concentração da amostra de água: 
 
Segunda titulação 
A alíquota de 20 mL da amostra de água transferida para o erlenmeyer e posteriormente adicionada do indicador fenolftaleína, foi titulada com a solução de NaOH contida na bureta até a observação do aparecimento de uma coloração rosa persistente no erlenmeyer. O volume gasto de NaOH foi de 2,0 mL.
Sabendo-se o volume 2,0 mL de solução NaOH 0,09524 mol/L gasto na titulação, e 20 mL de volume da amostra de água, converteu-se os volumes dados em mililitros para litro e depois calculou-se a concentração da amostra de água:
Terceira titulação 
A alíquota de 20 mL da amostra de água transferida para o erlenmeyer e posteriormente adicionada do indicador fenolftaleína, foi titulada com a solução de NaOH contida na bureta até a observação do aparecimento de uma coloração rosa persistente no erlenmeyer. O volume gasto de NaOH foi de 2,1 mL.
Sabendo-se o volume 2,1 mL de solução NaOH 0,09524 mol/L gasto na titulação, e 20 mL de volume da amostra de água, converteu-se os volumes dados em mililitros para litro e depois calculou-se a concentração da amostra de água:
A média das concentrações da amostra de água foi obtida a partir do seguinte cálculo:
 A concentração de íon H+ é igual á 0,00968 mol/L. E o pH é dado por: 
pH = -log [H+]
pH = -log (0,00968 mol/L)
pH = 2,01
A concentração de íon OH- e o pOH foram calculados das seguintes maneiras:
Kw = [H+] x [OH-]
[OH-] = 
[OH-] = 1,03 x 10-12 
pH + pOH = 14
pOH = 14 – pH
POH = 14 – 2,01
pOH = 11,99
 
 
CONCLUSÕES
 
 
REFERÊNCIAS 
SKOOG, A.D; WEST, M.D.; HOLLER; CROUCH, S.R. Fundamentos de química analítica. 8 ed. São Paulo: Cengage Learning, 2008.