Relatório pH

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Relatório 
De
				Medidas
							De
								pH
Universidade Federal Fluminense
Aluna: Rute Barbosa Santos
Turma: AM
Professor: Sérgio F. Jerez Vegueira
Curso: Farmácia
Introdução:
O pH de uma solução é definido como pH=-log[H3O+] e a escala de pH é utilizada para expressar a acidez ou basicidade de soluções aquosas diluídas. O pH de uma solução pode ser determinado, experimentalmente, utilizando-se um pHmetro ou pelo uso de indicadores. Os valores variam de 0 a 14, sendo que valores entre 0 e 7 são considerados ácidos (quanto mais próximo do 0 mais ácida é a solução), o 7 é dito neutro e valores de 7 a 14, básicos ou alcalinos. Quando a concentração está ácida (0 – 7) há uma maior concentração de íons H3O+ na solução e menor concentração de íons OH-. Quando está básica, diz-se ao contrario, há uma maior concentração de íons OH-.
	A concentração de íons H3O+ em solução (e portanto, o pH) pode ser afetada por diversos fatores, entre os quais se incluem: concentração e forca dos eletrólitos; força iônica e temperatura. Além disso, o pH da solução pode ser afetado pela presença de CO2 dissolvidos na água utilizada no preparo de soluções.
Neste estudo serão realizadas medidas de pH de algumas soluções de ácidos e bases (fortes e fracos) em diferentes concentrações; soluções salinas diferentes composições e soluções ácidas em presença de um sal para verificar o efeito da força iônica no pH.
Do ponto de vista analítico, o pH é um dos parâmetros mais importantes da determinação da maioria das espécies químicas de interesse tanto na analise de águas potáveis como na analise de águas residuais. Seu controle também é aplicado nas práticas agrícolas, para medir a acidez do solo e possui ainda muitas outras aplicações importantes.
Objetivos:
Preparo de diferentes soluções, ou da mesma solução com diferentes concentrações, afim de medir o pH de algumas soluções preparadas.
Preparação para o procedimento experimental:
Preparando soluções:
Solução 1 – Cloreto de Sódio 0,2 mol/L
Usar a amostra de sódio do grupo V de cátions.
Solução 2a – Cloreto de Amônio 0,1 mol/L
Transferir 10ml de NH4Cl 1 mol/L para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 2b – Cloreto de Amônio 0,01 mol/L
Transferir 10mL da solução 2a para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 3a – Ácido Acético 0,1 mol/L
Transferir 5mL de CH3COOH 2 mol/L para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 3b – Ácido Acético 0,01 mol/L
Transferir 10mL da solução 3a para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 4a – Amônia 0,1 mol/L
Transferir 5mL de NH3 2 mol/L para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 4b – Amônia 0,01 mol/L
Transferir 10mL da solução 4a para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 5a – Mistura de amônia e Cloreto de amônio 0,1 mol/L
Transferir 5mL de NH3 2 mol/L e 10mL de NH4Cl para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 5b – Mistura de amônia e Cloreto de amônio 0,01 mol/L
Transferir 10mL da solução 5a para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 6a – Ácido Clorídrico 0,1 mol/L
Transferir 5mL de HCl 2 mol/L para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 6b – Ácido Clorídrico 0,01 mol/L
Transferir 10mL da solução 6a para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 6c – Ácido Clorídrico 0,001 mol/L
Transferir 10mL da solução 6b para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Solução 6d – Ácido Clorídrico 0,001 mol/L com NaCl 0,1 mol/L
Transferir 10mL da solução 6b e 50mL de NaCl 0,2 mol/L para balão de 100ml e completar o volume com água destilada.
Medindo pH:
Medir o pH da água destilada e das soluções 1, 2b, 3b, 4b, 5b, 6c e 6d, registrando na tabela os resultados comparando o valor obtido com o obtido teoricamente.
Aparelhagem utilizada:
Preparando soluções:
- Soluções preparadas previamente à aula experimental;
- Balão volumétrico de 100ml;
- Tampa do balão de destilação.
Medindo pH:
- Soluções recém-preparadas, na aula prática;
- Sete Béchers 
- pHmetro (medidor de pH )
 
Procedimento Experimental:
	Depois de preparadas as soluções e antes de medir o pH de cada solução preparada, é necessário calibrar o pHmetro da seguinte forma:
Ligar o aparelho e deixar estabilizar por 15 minutos na posição SB (stand by);
Mergulhar o eletrodo de vidro combinado no tampão pH 6,86. Medir a temperatura da solução e ajustá-la no aparelho no botão “Temperatura”;
Colocar o botão sensibilidade no máximo. Mudar o botão da posição “SB” para “pH”;
Com o botão “zero”, ajustar o valor de pH para o valor do tampão;
Colocar o aparelho novamente na posição “SB”, lavar o eletrodo com água deionizada;
Mergulhar o eletrodo no tampão 4,01. Verificar a temperatura do tampão. Caso haja uma variação de temperatura superior a 1ºC em relação ao tampão 6,86, ajustar novamente a temperatura;
Colocar o aparelho na posição “pH” e com o botão sensibilidade, diminuir a sensibilidade até que o valor de pH no aparelho coincida com o valor de pH do tampão;
Na posição “SB”, lave o eletrodo e repita o procedimento de calibração com tampão 6,86. Caso ocorra variação no valor de pH, ajuste o valor no botão “zero”.
OBS: Cada aluno ficou responsável pelo preparo de uma das soluções listadas acima e pela medida do pH da respectiva solução.
Depois colocamos um pouco de cada solução em diferentes bécheres a fim de medir o pH com o pHmetro, a cada vez que medimos nós lavamos o eletrodo de vidro com água destilada e secamos com papel higiênico.
Resultados e discussão:
	Os resultados obtidos são demostrados na seguinte tabela:
	Soluções
	pH medido
	pH calculado
	pH
	1
	7,27
	6,94
	0,33
	2b
	5,80
	5,63
	0.17
	3b
	4,48
	3,39
	1.09
	4b
	9,34
	10,61
	1,27
	5b
	8,45
	9,26
	0,81
	6c
	2,99
	3,00
	0,01
	6d
	3,58
	3,00
	0,58
	Alguns dos resultados obtidos experimentalmente se diferenciaram um pouco dos obtidos teoricamente, porém esses valores não são tão discrepantes, pois as soluções que tinham que ficar com pH ácido ficaram um pouco menos ácidos, as que tinha que ficar com pH básico ficaram um pouco menos básicos e as que tinham que ficar neutras, ficaram com pH neutro, quando comparamos os valores teóricos com os experimentais.
Conclusão:
A partir do experimento concluímos que as soluções ficaram com concentrações corretas e que as medidas de pH no pHmetro não são exatamente iguais as obtidas teoricamente, porém observamos que as medidas não tiveram um erro tão grande.
Bibliografia:
_ Apostila de Química Analítica I Experimental, GQA, 2014.
_http://www.ebah.com.br/content/ABAAAfLSwAD/pratica-2-preparo-solucoes-medidas-ph
_ http://www2.iq.usp.br/docente/gutz/Curtipot.html