Indicadores de pH

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE PONTA GROSSA
 QUIMICA GERAL EXPERIMENTAL – ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
RELATORIO EXPERIMENTAL – Turma: C
Docente: Hágata Cremasco da Silva
Discentes: Alessandra Orlonski, Ana Maria Zagobinski, Lohayne Aparecida Szeremeta, Rossana Cristine de Almeida.
Relatório: Indicadores e papel de indicador de pH.
Introdução e Objetivos
Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio.
O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H+] ( ou H3O+) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução. Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico.
A escala de pH geralmente varia entre zero e quatorze, sendo que o sete representa um meio neutro. Os valores abaixo de sete são meios ácidos onde quanto menor o pH mais ácido é o meio, e os valores acima de sete são denominados de básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio.
Essa prática tem por finalidade descobrir qual o pH das soluções, afim de identificar quais são ácidas e quais são básicas.
Experimental
Para a experimentação de identificação do pH foram dados os seguintes indicadores: Violeta de metila, Alaranjado de metila, Vermelho de bromotimol, Azul de bromotimol, Vermelho fenol, Timolfetaleina, Amarelo de Alizarina. Onde com estes foi realizado teste com a solução de pH ácido (HCl 6 mol L-1) e com a solução de pH básico (NaOH 6 mol L-).
Assim inicialmente, utilizando 18 tubos de ensaio divididos em dois suportes, foram adicionadas pequenas quantidades de HCl em nove tubos de ensaio, e da mesma forma foi realizado com NaOH para os nove tubos restantes.
Posteriormente foi acrescentado cerca de 1 a 2 gotas dos indicadores químicos solicitados, tanto nas soluções ácidas (HCl) quanto nas soluções básicas (NaOH).
Então, para saber qual é o valor do pH da solução ácida (HCl) e da solução básica (NaOH), foram acrescentados papéis de tornassol azul nas duas soluções, posteriormente se fez o mesmo com os papéis de tornassol vermelho.
Por fim, com o auxílio de duas filipetas de indicador de pH universal mergulhadas nas soluções de HCl e NaOH, foi-se observado o pH das mesmas
Resultados e Discussão
O quadro1 a seguir mostra a coloração tanto do pH ácido quando para o pH básico, ao serem adicionados os indicadores químicos:
QUADRO 1:
	INDICADOR
	Cor do pH ácido
	Cor do pH básico
	Violeta de metila
	AZUL
	VIOLETA
	Alaranjado de metila
	VERMELHO
	LARANJA
	Vermelho de metila 
	VERMELHO 
	AMARELO
	Azul de bromotimol
	AMARELO
	AZUL
	Vermelho de fenol
	AMARELO
	VERMELHO
	Fenolftaleína
	INCOLOR
	VERMELHO
	Timolftaleína
	INCOLOR
	AZUL 
	Amarelo de alizarina
	INCOLOR
	INCOLOR
Com as devidas colorações analisadas pode-se notar as taxas de variação do pH. Onde a mais próxima do meio ácido foi o indicador Violeta de metila com o pH inferior à 1,5. Já ressaltando o meio básico, o indicador que obteve melhores resultados foi o Timolftaleína com o pH superior à 10,5.
Pode-se notar que o indicador químico Amarelo de Alizarina falhou no teste para indicar sua coloração. Não se sabe certo o porque, mas pode-se considerar que ocorreu a falha por estar presente alguns fungos em seu frasco.
O quadro 2 a seguir, mostra os resultados dos papéis de tornassol (indicadores de pH) que foram acrescentados tanto na solução ácida como também na básica:
QUADRO 2:
	O papel tornassol 
	Coloração do pH ácido (HCl)
	Coloração do pH básico
(NaOH)
	P.T azul
	Vermelho
	Não mudou
	P.T vermelho
	Não mudou 
	Azul
Analisando a tabela, dá pra se notar que o Tornassol vermelho é usado para testar bases e o tornassol azul para testar ácidos. A explicação para isso se dá que o mesmo muda de cor ao entrar em contato com uma determinada solução. Como no exemplo do quadro: 
O papel tornassol azul, em presença de uma solução ácida como o HCl muda da cor azul para a vermelha, e o papel tornassol vermelho, em contato com uma base como o NaOH muda da cor vermelha para a azul. Isso ocorre porque os íons reagem mudando o arranjo dos átomos presentes no indicador.
Referente a análise com o indicador de pH universal (Representado na imagem 1), obteve que a solução de HCl tem um pH menor ou igual à 1, e a solução de NaOH tem o pH maior ou igual à 13.
(Imagem 1)
Considerações finais
Com o auxílio dos indicadores e dos papéis indicadores foi possível identificar o pH das soluções dadas e assim concluir se estas eram ácidas ou básicas. Assim conclui-se que existem diversas formas para identificar o pH de uma solução, pois há uma diversidade de indicadores.
Referências 
MundoEducação. 
Disponível em: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/papel-tornassol.htm 
Acesso dia: 22 de junho de 2018.
Disponível em:https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm
Acesso dia: 26 de junho de 2018.
InfoEscola.
 Disponível em:
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/papel-tornassol.htm 
Acesso dia: 22 de junho de 2018.
Questões:
1 – Explicar a teoria geral de ação dos indicadores ácido-base. Exemplificar com a fórmula estrutural de alguns indicadores.
A primeira teoria sobre os indicadores dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald, tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores.
Segundo esta teoria, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não- dissociadas difere da cor dos respectivos íons.
 
Exemplos de formulas estruturais de indicadores:
Fenolftaleína: um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico:
Azul de bromotil: indicador amarelo em pH ácido, azul em pH alcalino.
 
2 – Experimentalmente, qual deve ser a relação entre as concentrações das formas dissociadas e não dissociada para se perceber as alterações de cor dos indicadores? Deduzir qual é o intervalo de viragem de um indicador.
Para se perceber a alteração de cor de um indicador, a concentração das formas dissociadas e não dissociadas devem ser diferentes, pois o equilíbrio deve estar deslocado, para que se possa ver a diferença entre cores das moléculas (acidas ou básicas) com a cor dos íons. 
3 – Para o caso do indicador alaranjado de metila:
a) Qual o pH para o indicador apresentar cor vermelha?
Menor que 3,1.
b) Calcular OH- necessária para o menor pH no qual o indicador apresenta cor alaranjada.
O menor pH no qual o alaranjado de metila apresenta cor alaranjada é 3,1. Portanto, a concentração de H+ na solução deve ser de 10-3,1 mol/L. Como a soma dos expoentes das concentrações de H+ e de OH- em uma solução deve ser de -14, então o expoente de base 10 que indica a concentração de OH- deve ser:
14 – 3,1 = 10,9
Ou seja, a concentração de OH- deve ser de 10-10,9 mol/L.
c) Calcular OH- e H+ para soluções preparadas usando 1 gota de HCl 6 mol/L e 1 gota de NaOH 8 mol/L em 3ml de água (considerar uma gota = 0,05mL).
(0,05ml = 0,00005L)
HCl:
1L----------------- 6 mol
0,00005L--------- x
x = 6 . 0,00005
x = 0,003 mol
 
M = n1 / V
M = 0,003 mol / 0,003L
M = 1 mol/L
 
Concentração H+ = 10 mol/L
pH = 1
 
NaOH
1L---------------- 8 mols
0,00005L --------x
x = 8 . 0,00005
x = 0,0004 mol
 
M = n1 / V
M = 0,0004 mol / 0,003L
M = 0,13 mol/L
Concentração OH- ≈ 10-1 mol/L
pH = 13