Relatorio De Ph Inorg_nica 6n6h48

UNIVERSIDADE IBIRAPUERA Curso de Química

Relatório Prática n.1 – MÉTODOS E TÉCNICAS DE MEDIDAS DE pH EM SOLUÇÕES

Everton Bonturim RA: 0725486

São Paulo 2008

EVERTON BONTURIM RA: 0725486

Relatório Prática n.1 – MÉTODOS E TÉCNICAS DE MEDIDAS DE pH EM SOLUÇÕES

Trabalho apresentado como parte da avaliação da disciplina Química Inorgânica do curso de Química da Universidade Ibirapuera, sob orientação da professora Dra. Deiby Santos Gouveia.

São Paulo 2008

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Apresenta-se aqui o relatório da aula experimental realizada no dia 1 do mês de Setembro, em presença da professora Dra. Deiby Santos Gouveia e da turma do 4º semestre do curso de Química, no laboratório da Universidade Ibirapuera. Em princípio a intenção deste relatório é de analisar e comentar/discutir os resultados obtidos a partir dos testes realizados, para isso, contamos com a teoria estudada no decorrer do semestre, das aulas de Química Inorgânica. Para que possamos compreender melhor os fenômenos aqui estudados e observados iremos retomar alguns conceitos básicos das teorias de ácidos e bases de Arrhenius, Brwonsted-Lowry e Lewis, além das propriedades de cada valor de pH. Sabemos que grande parte das propriedades físicas e químicas das substâncias nos permite caracterizá-las e, uma que pode ser facilmente utilizada é essa, o pH.

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O objetivo deste relatório é constatar a existência das diferentes valores de potencial hidrogeniônico para cada substância e concentração, além de entender melhor como caracterizá-las e medi-las no que diz respeito a sua “força”. A acidez das soluções e materiais é determinada com base na escala de pH. A escala de pH está relacionada com a concentração de íons hidrogênio (H+ ou H3O+) presentes na solução. Essa escala varia de 0 a 14, embora algumas soluções possam apresentar valores fora dela. Sempre que tornamos o teórico em prático, gravamos em nossa mente uma espécie de ilustração e tradução do que apenas havíamos construído no imaginário, dessa forma, o abstrato às vezes representado e ilustrado nas páginas dos livros, torna-se “vivido” pelo aluno, facilitando a compreensão do fenômeno.

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A palavra ácido vem do latim acidus e significa “azedo”. Em geral, as soluções aquosas das substâncias classificadas como ácidas apresentam as seguintes propriedades químicas: reagem com certos metais (ferro, zinco, etc.), liberando hidrogênio (H2); reagem com bicarbonatos e carbonatos, liberando gás carbônico; neutralizam soluções básicas. A palavra álcali tem origem árabe e significa “cinzas vegetais”. A partir do século XVI, essas substâncias aram a ser também denominadas bases, que é atualmente o nome mais difundido. Já as soluções aquosas de bases apresentam, geralmente, sensação escorregadia ao tato (cuidado: essas substâncias são corrosivas) e neutralizam ácidos. Qualitativamente, podemos fazer testes visuais que indicam se os materiais são ácidos ou básicos (alcalinos). A forma mais simples é utilizar substâncias denominadas indicadores de ácido-base, como o extrato de repolho roxo ou indicadores comerciais produzidos por industrias químicas. Além disso, contamos com equipamentos que fornecem resultados mais precisos, os chamados phmetros. Para isso, eles desenvolveram uma grandeza denominada pH, que fornece medidas em uma escala que varia de 0 a 14. De acordo com essa escala, podemos saber se um material é ácido ou básico (alcalino). Materiais que apresentam pH abaixo de 7 são denominados ácidos, enquanto que materiais com valores de pH acima de 7 são alcalinos, conforme esquema abaixo.

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FIGURA Nº 1

Na Idade Média, ao estudar os materiais, os alquimistas perceberam que muitas substâncias e materiais podiam ser classificados quanto à alteração que produziam na cor de certos extratos vegetais, quando em contato com eles. O teste da mudança de cor já era bastante difundido, mas Robert Boyle está entre os primeiros a notar que todos os ácidos, e não apenas alguns, realizavam a mudança de cor nas substâncias usadas como indicadores. Ele também foi um dos primeiros a perceber que os indicadores poderiam ser usados ainda para

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testar a alcalinidade. Os indicadores são substâncias orgânicas que possuem moléculas grandes que se alteram em função da acidez do meio. Ao terem suas estruturas moleculares alteradas, as substâncias am a apresentar cores diferentes. Há diversas substâncias que servem de indicadores, atuando em diferentes faixas de acidez. Veja na tabela a seguir a coloração de alguns indicadores usados em laboratório:

EXEMPLOS DE INDICADORES UTILIZADOS NO LABORATÓRIO INDICADOR FENOLFTALEÍNA AZUL DE BROMOTIMOL TORNASSOL ALARANJADO DE METILA INDICADOR UNIVERSAL

COR NA SOLUÇÃO MEIO ÁCIDO INCOLOR

MEIO NEUTRO INCOLOR

AMARELO

AZUL

MEIO BÁSICO VERMELHO (CARMIM) AZUL

VERMELHO

AZUL

AZUL

VERMELHO

AMARELO

AMARELO

DE VERMELHO A ALARANJADO

AMARELOESVERDEADO

DE AZUL A VERDE

Tabela A-1

O cálculo de pH:

O cálculo de pH de ácidos fracos envolve uso das constantes de equilíbrio, uma vez que não estão 100% dissociados. O mesmo vale para as bases fracas. Na água pura, tem-se o seguinte equilíbrio, a 25°C: H2O(l)

H+(aq) + OH-(aq), onde

→

[H+] = 1,0x10-7 [OH-] = 1,0x10-7

*NOTA: UTILIZA-SE [ ] PARA INDICAR A CONCENTRAÇÃO.

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Desse modo, pode-se escrever a seguinte expressão para a constante da água:

Kw = [H+][OH-] Kw = 1,0x10-7 . 1,0x10-7 Kw = 1,0x10-14 Aplicando p(-log) em toda a expressão, tem-se pKw = pH + pOH -log 1,0x10-14 = (-log 1,0x10-7) + (1,0x10-7) 14 = 7 + 7 ou, pH + pOH = 14

A partir desses cálculos que determinaram os valores de pH e pOH para substâncias, visto que 7 é considerado valor de pH neutro, tendo como base a água pura.

O logaritmo: Resumindo, o artifício matemático chamado logaritmo é utilizado para se trabalhar com valores inteiros e sem potencia, facilitando assim os cálculos. Para se calcular o log das concentrações dadas em potência devemos nos lembrar do conceito de logaritmo que se segue: Loga b = c

assim, C=x

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ac = b

MATERIAIS E REAGENTES:

•

Estantes para tubos de ensaio (A-B-C-D)

•

Tubos de ensaio

•

Fenolftaleína

•

Azul de bromotimol

•

Papel indicador universal

•

pHmetro

•

HCl (0,1 mol/L)

•

NaOH (0,1 mol/L)

•

Vinagre branco puro

•

Detergente

•

Suco de limão concentrado

•

Água gaseificada

•

Água de torneira

•

Água mineral

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PARTE EXPERIMENTAL:

1- Coloque aproximadamente 3cm de cada substância nos tubos da estante A, na ordem abaixo e com o uso do papel indicador e do phmetro analise o pH de cada substância.

Primeiramente, foi preparado todos os tubos de ensaio com as amostras a serem analisadas, posteriormente foi medido a temperatura de cada solução, sendo esta anotada na tabela informativa. Apresenta-se agora os valores de pH encontrados em cada amostra utilizando como referência de medida o papel indicador universal e o aparelho pHmetro:

TUBO 1 TUBO 2 TUBO 3 TUBO 4 TUBO 5 TUBO 6 TUBO 7 TUBO 8

HCl NaOH Vinagre Detergente Suco de limão Água gaseificada Água da torneira Água mineral

PAPEL INDICADOR COR* pH 0-1 14 2-3 5 1-2 5 6-7 6

pH* 1,21 12,09 2,55 5,59 2,32 5,15 7,66 8,03

PHMETRO TEMPERATURA 24°C 23°C 23°C 24°C 23°C 23°C 23°C 23°C

FUNÇÃO ÁCIDO BASE Ácido Ácido Ácido Ácido Base Base

Tabela nº 1.A

*Obs: os valores identificados com o papel indicador universal podem apresentar diferenças quando comparados com os valores encontrados pelo pHmetro. Isso pode ter acontecido, pois devido a falta de tempo, as medidas feitas com o pHmetro foram tiradas de amostras diferentes daquelas que utilizamos o papel indicador. As amostras usadas com o aparelho já estavam na bancada e já haviam sido utilizadas por outros grupos, o que torna a contaminação das solução uma explicação plausível, explicando assim a diferença nas medições. A coluna (cor) foi cancelada pela professora, visto que o papel indicador apresenta um gradiente de cores para que fique mais preciso a comparação com a tabela da caixa, ou seja, não temos como identificar uma única cor, mas sim uma faixa de cores próximas entre si.

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2- Teste para ácidos: coloque aproximadamente 3cm de cada substância nos tubos da estante B, na ordem abaixo e acrescente 3 gotas do indicador Azul de Bromotimol em cada tubo. a. Coloração do indicador: i. Vermelho = ácido forte ii. Amarelo = ácido fraco iii. Azul = base Segue os valores de pH encontrados em cada amostra utilizando como referência de medida o indicador Azul de Bromotimol:

AZUL DE BROMOTIMOL TUBO 1 TUBO 2 TUBO 3 TUBO 4 TUBO 5 TUBO 6 TUBO 7 TUBO 8

HCl NaOH Vinagre Detergente Suco de limão Água gaseificada Água da torneira Água mineral

COR Vermelho alaranjado Azul intenso Amarelo Amarelo Laranja Amarelo Azul Azul

FUNÇÃO Ácido forte Base forte Ácido fraco Ácido fraco Ácido levemente forte Ácido fraco Base Base

Tabela nº 2.A

3- Teste para bases: coloque aproximadamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante C, como foi feito no este acima. Acrescente 3 gotas do indicador Fenolftaleína em cada tubo. Segue os resultados apresentados após a adição do indicador em cada tubo:

FENOLFTALEÍNA TUBO 1 TUBO 2 TUBO 3 TUBO 4 TUBO 5 TUBO 6 TUBO 7 TUBO 8

COR Incolor Vermelho Incolor Incolor Incolor Incolor Incolor Incolor

HCl NaOH Vinagre Detergente Suco de limão Água gaseificada Água da torneira Água mineral

Tabela nº 3.A

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FUNÇÃO ÁCIDO BASE Ácido Ácido Ácido Ácido Ácido Ácido

4- Coloque aproximadamente 3 cm de cada substância trazida pelos grupos nos tubos da estante D, e faça as medições com o papel indicador e com o pHmetro. Segue os resultados apresentados após a medição em cada substância. Papel indicador

pH DAS SUBSTÂNCIAS pHmetro Temperatura

Função

TUBO 1

Suco de pêssego

3-4

3,44

21°C

Ácido

TUBO 2 TUBO 3

Café Coca-cola

6 2-3

5,60 2,77

24°C 22°C

Ácido Ácido

Tabela nº 4.A

Como podemos observar, a maioria das substâncias que consumimos apresentam um valor de pH baixo, ou seja, apresentam caráter ácido. Isto porque grande parte do que consumimos contém acidulantes que ajudam a preservar e manter o produto por longos períodos de tempo, além daquelas que já são ácidas naturalmente.

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III – Questionário:

1. Das técnicas utilizadas para identificar o pH das substâncias, qual delas é a mais efetiva? Justifique. a. Acredito que o uso do pHmetro tenha mais precisão nas medidas, visto que este tem uma sensibilidade bem maior do que alguns indicadores utilizados e, este não depende do laboratorista para consumar o valor encontrado, ou seja, não há a necessidade de comparar visualmente o resultado para se ter uma resposta, como é o caso dos indicadores que mudam de cor. O papel indicador universal, por exemplo, deve ser comparado a uma tabela de cores que vem na caixa, o que pode variar de acordo com a visão de quem analisa, já o pHmetro te dá de cara o valor exato.

2. Questão-problema: “Será que a água que se bebe, seja água da torneira ou água de mesa engarrafada, apresenta o mesmo valor de pH?” a. Como visto nos teste realizados e apresentados neste relatório, podemos concluir que os valores de pH da água de torneira e mineral são diferentes, visto que a água de torneira apresenta uma quantidade de cloro e outras substâncias bem superior ao da água mineral (água engarrafada), por isso, o pH da água mineral tende a ser mais próxima do neutro, ou seja, do pH igual à 7.

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TABELAS E GRÁFICOS:

FIGURA Nº 1 – ESCALA DE PH (0 À 14) – PÁGINA 05 TABELA A-1 - EXEMPLOS DE INDICADORES UTILIZADOS NO LABORATÓRIO – PÁGINA 06 TABELA Nº 1.A - PH ENCONTRADOS EM CADA AMOSTRA UTILIZANDO COMO REFERÊNCIA DE MEDIDA O PAPEL INDICADOR UNIVERSAL E O APARELHO PHMETRO – PÁGINA 09 TABELA Nº 2.A - PH ENCONTRADOS EM CADA AMOSTRA UTILIZANDO COMO REFERÊNCIA DE MEDIDA O INDICADOR AZUL DE BROMOTIMOL –PÁGINA 10 TABELA Nº 3.A - PH ENCONTRADOS EM CADA AMOSTRA UTILIZANDO COMO REFERÊNCIA DE MEDIDA O INDICADOR FENOLFTALEÍNA –PÁGINA 10 TABELA Nº 4.A – PH DAS SUBSTÂNCIAS TRAZIDAS PELOS GRUPOS, MEDIDAS COM PAPEL INDICADOR E PHMETRO – PÁGINA 11

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REFERÊNCIAS BBLIOGRÁFICAS:

BIANCHI, J.C.A. et al, UNIVERSO DA QUÍMICA, FTD, São Paulo, 2005. USBERCO, J. e SALVADOR, E., QUÍMICA – QUÍMICA GERAL 1, Saraiva, São Paulo, 12ª ed., 2006. REIS, M., INTERATIVIDADE QUÍMICA, CIDADANIA, PARTICIPAÇÃO E TRANSFORMAÇÃO, FTD, São Paulo, 2003. SANTOS, W.L.P. et al, QUÍMICA E SOCIEDADE, Editora Nova Geração, São Paulo, 2008. VOGEL, A.I. QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA, Mestre Jou, São Paulo, 1981. Caderno de Química Analítica Qualitativa, 4º semestre/2008 ATKINS, P. PRINCÍPIOS DE QUÍMICA – QUESTIONANDO A VIDA MODERNA E O MEIO AMBIENTE, BOOKMAN, Porto Alegre, 2001.

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Sumário INTRODUÇÃO.................................................................................................................................................................... 3 OBJETIVOS ........................................................................................................................................................................ 4 HISTÓRICO ........................................................................................................................................................................ 5 Ácidos .................................................................................................................................................................. 5 Álcali .................................................................................................................................................................... 5 Indicadores .......................................................................................................................................................... 5 Escala de pH ........................................................................................................................................................ 5

CÁLCULO DE pH ................................................................................................................................................................ 6 LOGARITMO ...................................................................................................................................................................... 7 MATERIAIS E REAGENTES ................................................................................................................................................. 8 PARTE EXPERIMENTAL 1 .................................................................................................................................................. 9 PARTE EXPERIMENTAL 2 ................................................................................................................................................ 10 PARTE EXPERIMENTAL 3 ................................................................................................................................................ 10 PARTE EXPERIMENTAL 4 ................................................................................................................................................ 11 QUESTIONÁRIO............................................................................................................................................................... 12 ÍNDICE DE TABELAS E GRÁFICOS .................................................................................................................................... 13 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ...................................................................................................................................... 14

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