Relatório de Aula Prática - pH (1)

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

CENTRO UNIVERSITÁRIO DAS FACULDADES METROPOLITANAS UNIDAS
FMU - CAMPUS SANTO AMARO
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA – pH
São Paulo
2019
Introdução
A sigla pH significa Potencial Hidrogeniônico, e consiste num índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer.
O pH é uma característica de todas as substâncias determinado pela concentração de íons de Hidrogênio (H+). Quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de íons H+ e menor a concentração de íons OH-.
Os valores de pH variam de 0 a 14, valores abaixo de 0 e acima de 14 são possíveis, porém muito raros e não podem ser medidos com as sondas normais.
As substâncias que possuem valores de pH 0 a 7, são consideradas ácidas, valores em torno de 7 são neutras e valores acima de 7 são denominadas básicas ou alcalinas. O pH de uma substância pode variar de acordo com sua composição, concentração de sais, metais, ácidos, bases e substâncias orgânicas e da temperatura.
O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução, as substâncias que revelam a presença de íons livres em uma solução são conhecidas como indicadores, esses mudam de cor em função da concentração de H+ e de OH- de uma solução, ou seja, do pH.
Exemplos de indicadores são o papel tornassol e a fenolftaleína. 
Na presença de ácidos, o papel de tornassol fica com a coloração vermelha e a solução de fenolftaleína muda da coloração vermelha para a incolor na presença de um ácido. Uma maneira mais moderna de se medir o pH de uma solução é usando o aparelho phmetro, constituído basicamente por um eletrodo e um potenciômetro. O potenciômetro é utilizado na calibração do aparelho com soluções de referência, a medida do pH é feita com a imersão do eletrodo na solução a ser analisada.
Em química, pH é uma escala numérica adimensional utilizada para especificar a acidez ou basicidade de uma solução aquosa. Uma boa aproximação geralmente utilizada é o logaritmo na base dez da concentração de íons hidrônio em mol por litro multiplicado por menos um (-1). A rigor, o pH é o logaritmo na base dez da atividade de íons hidrônio em mol por litro multiplicado por menos um (-1). As soluções com valores de pH menor do que 7 são ácidas e soluções com valores maior do que 7 são básicas
Objetivo
Durante a aula prática analisaremos cada uma das substâncias e usando fitas de pH verificaremos o potencial hidrogeniônico de cada amostra, entendo sua escala.
Materiais e métodos
Pipeta Pasteur
Fita marcadora de pH universal
Tubos de ensaio
Azul de Bromotimol
Fenolftaleína
Vermelho Congo
Ácido Clorídrico
Hidróxido de sódio
Água destilada
Sabão Líquido Neutro
Álcool 70%
Procedimentos
Teste I - Verificar o pH de cada solução
Tubo 1 - ácido clorídrico – 1 ml
Tubo 2 - hidróxido de sódio - 1ml 
Tubo 3 - ácido clorídrico + hidróxido de sódio - 2ml
Tubo 4 - água destilada – 1ml
Colocar as fitas marcadoras nos tubos para verificar o pH.
Teste II - Adicionar o indicador de pH (Vermelho Congo) nas soluções
Tubo 1 - ácido clorídrico – 1 ml + 3 gotas de Vermelho Congo
Tubo 2 - hidróxido de sódio - 1ml + 3 gotas de Vermelho Congo
Tubo 3 - ácido clorídrico + hidróxido de sódio - 2ml + 3 gotas de Vermelho Congo
Tubo 4 - água destilada – 1ml + 3 gotas de Vermelho congo 
Observar a cor que fica e explicar a reação de cada tubo.
Teste III - Adicionar o indicador de pH (Fenolftaleína) nas soluções
Tubo 1 - ácido clorídrico – 1 ml + 3 gotas de Fenolftaleína
Tubo 2 - hidróxido de sódio - 1ml + 3 gotas de Fenolftaleína
Tubo 3 - ácido clorídrico + hidróxido de sódio - 2ml + 3 gotas de Fenolftaleína
Tubo 4 - água destilada – 1ml + 3 gotas de Fenolftaleína
Observar a cor que fica e explicar a reação de cada tubo.
Teste IV - Adicionar o indicador de pH (Azul de Bromotimol) nas soluções
Tubo 1 - ácido clorídrico – 1 ml + 3 gotas de Azul de Bromotimol
Tubo 2 - hidróxido de sódio - 1ml + 3 gotas de Azul de Bromotimol
Tubo 3 - ácido clorídrico + hidróxido de sódio - 2ml + 3 gotas de Azul de Bromotimol
Tubo 4 - água destilada – 1ml + 3 gotas de Azul de Bromotimol
Observar a cor que fica e explicar a reação de cada tubo.
Teste V - pH + Azul de Bromotimol
Tubo 1: Sabão Neutro – 1 ml
Tubo 2: Álcool 70% - 1ml
Verificar o pH e a cor atingida após o corante marcador. Explicar a reação de cada tubo.
Resultados e discussão
Teste I 
Tubo 1: pH = 0 
Tubo 2: pH = 13
Tubo 3: pH = 1
Tubo 4: pH = 5 
Teste II
Os tubos 1 e 3 após adicionar 3 gotas do indicador de pH “Vermelho Congo” atingiram a coloração azul escuro, o que indica pH ácido
 
 
Os tubos 2 e 4 após adicionar 3 gotas do indicador de pH “Vermelho Congo” ficou atingiram a coloração vermelha, o que indica pH básico.
Observamos que o tubo 4 deu pH 5, pois está mais próximo do básico. 
O intervalo de pH aproximado é de 3-5.2
Teste III
Os tubos 1, 3 e 4 após adicionar 3 gotas do indicador de pH “Fenolftaleína” atingiram a coloração incolor, que indica pH ácido.
O tubo 2 após adicionar 3 gotas do indicador de pH “Fenolftaleína” atingiu a coloração rosa carmim, que indica pH básico.
A faixa de viragem do Fenolftaleína ocorre a partir do pH 8 (básico)
Teste IV
Os tubos 1, 3 e 4 após adicionar 3 gotas do indicador de pH “Azul de Bromotimol” atingiram a coloração amarela, que indica pH ácido
O tubo 2 após adicionar 3 gotas do indicador de pH “Azul de Bromotimol” atingiu a coloração azul, que indica pH básico.
A faixa de viragem do Azul de Bromotimol ocorre a partir do pH 6
Teste V
Tubo 1 - Sabão Líquido Neutro: pH = 10
Tubo 2 – Álcool 70%: pH = 5 
O sabão líquido após adicionar 3 gotas do indicador de pH Azul de Bromotimol atingiu a coloração azul, que indica pH básico
O álcool 70% após adicionar 3 gotas do indicador de pH Azul de Bromotimol atingiu a coloração amarela, que indica pH básico. 
Conclusão
O pH 7 representa uma solução neutra (por exemplo, a água pura). Já os que estão antes dele são consideradas soluções ácidas (pH ácido), e os que estão após o 7 são as soluções básicas (pH alcalino).
Feita essa observação, o caráter ácido é crescente da direita para a esquerda. Já o caráter básico, da esquerda para a direita. Note que, quanto menor o valor do pH mais ácida será a solução.
Referências bibliográficas:
Livro: Química para ciências da Saúde
www.todamateria.com.br
https://pt.wikipedia.org/wiki/PH