Transcript
Patrícia Santana de Azevedo Salvador – 265263 Joao De Mattos Carreira Junior - 265494 Jesiel dos Santos – 265533 João Raphael Garcia de Oliveira – 265699 Ivan Expedito Mathias Leite - 265945 Luiz Felipe De Oliveira Silva - 266381 Jussara Assumpção Antonio de Andrade - 267423
RELATÓRIO AULA PRÁTICA - pH
Atividade exigida para obtenção parcial de nota da disciplina de Química Geral e Experimental, do Curso de Engenharia Mecânica da Universidade Braz Cubas, sob a orientação da professora Juliana da Silva Yamauchi.
MOGI DAS CRUZES 2014
INTRODUÇÃO
O Potencial Hidrogeniônico (pH) consiste num índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. As substâncias em geral, podem ser caracterizadas pelo seu valor de pH , sendo que este é 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, conforme classificação abaixo:
Figura 1 - Escala de pH (Fonte: http://andre-godinho-cfq-8a.blogspot.com.br/2012/12/escala-de-ph.html)
Valores abaixo de 0 e acima de 14 são possíveis, porém muito raros e não podem ser medidos com as sondas normais. 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 pH pode ser medido através de um aparelho chamado phmetro constituído basicamente por um eletrodo e um potenciômetro ou com menor precisão pode ser medido com o uso de indicadores. Indicadores são substâncias utilizadas para saber se uma solução apresenta um pH ácido, básico ou neutro, ou seja, revelam a presença de íons hidrogênio livres em uma solução, eles mudam de cor em função da concentração de H+ e de OH- de uma solução, ou seja, do pH. Geralmente as soluções indicadoras servem apenas para indicar se as soluções se encontram nessas faixas de pH, e não para identificar exatamente o pH da solução. Nos laboratórios de química dois indicadores são muito utilizados: a fenoftaleína (uma solução que se apresenta incolor em meio neutro e ácido, e
apresenta uma coloração rosa em soluções básicas) e a fita de pH ( fita que apresenta diversos quadradinhos, quando embebida em uma solução cada quadrado muda para uma cor diferente, essas cores são comparadas com uma escala que vem impressa na embalagem podendo medir o pH com mais precisão em faixas menores de pH).
OBJETIVOS
Realizar a medição de pH de várias soluções distintas com a utilização de papel indicador universal com quatro faixas e observar o coloração das soluções após a adição de fenolftaleína.
MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
02 Beckeres de 200 ml;
02 pipetas volumétricas graduadas de 10 ml;
01 balão volumétrico de 100 ml;
02 balões volumétricos de 1000 ml;
06 tubos de ensaio;
01 estante para tubo de ensaio;
08 fitas de papel indicador universal com quatro faixas;
01 caixa com fitas de papel indicador universal com escala calorimétrica em quatro faixas;
01 pinça de madeira para tubo de ensaio;
01 pisseta de 500 ml;
01 frasco conta gotas;
Água destilada;
Bicarbonato de sódio;
Refrigerante;
Hidróxido de magnésio;
Limão;
Ácido clorídrico 0,1 mol/l;
Hidróxido de sódio 0,1 mol/l;
Fenolftaleína.
Figura 2 - Parte dos materiais utilizados na bancada
PROCEDIMENTOS
Parte I: 1 - Mergulhar a fita indicadora de pH na solução contida no tubo de ensaio; 2 - Realizar a leitura comparando as cores da fita com as da escala calorimétrica em quatro faixas da caixinha; 3 - Anotar o valor de pH encontrado. 4 - Realizar o mesmo procedimento para as outras cinco soluções.
Figura 3 - Fitas indicadoras de pH após medição
Parte II: 1 - Retirar uma pequena amostra da solução de ácido clorídrico 0,1 mol/l em um becker; 2 - Medir o valor de pH mergulhando e comparando as cores da fita com as da escala calorimétrica em quatro faixas da caixinha; 3 - Com o auxilio de uma pipeta graduada de 10 ml transferir o volume de solução de ácido clorídrico 0,1 mol/l para um balão volumétrico de 100 ml; 4 - Completar com 90 ml de água destilada (observar o menisco) e agitar cuidadosamente para homogeinizar obtendo uma solução de ácido clorídrico 0,01mol/l; 5 - Transferir a solução para o becker de 200 ml; 6 - Mergulhar a fita indicadora de pH na solução contida no becker e realizar a leitura; 7 - Realizar o mesmo procedimento para a solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/l e anotar os valores encontrados. 8 - Adicionar 3 gotas de indicador fenolftaleína e observar.
Figura 4 - Balões volumétricos com soluções de HCL e NaOH a 0,1 mol/l
Figura 5 - Solução de NaOH 0,01 mol/l após adição de Fenolftaleína
RESULTADOS
Parte I: Solução
pH
Bicarbonato de sódio
7
Refrigerante
5
Hidróxido de magnésio
12
Limão
2
Ácido clorídrico 0,1 mol/l
0
Hidróxido de sódio 0,1 mol/l
13
Parte II: Solução
pH
Cor da solução com fenolftaleína
Ácido clorídrico 0,01 mol/l
2
Incolor
Hidróxido de sódio 0,01 mol/l
12
Rosa
CONCLUSÃO
Ao utilizar o Papel Indicador Universal com quatro faixas observou-se colorações variadas dependendo do pH da substância.
Durante a utilização do indicador líquido Fenolftaleína foram observadas mudanças de cor em cada uma das soluções, o que já era esperado. As escalas de cores variaram conforme a substância, pois em meio ácido ele manteve-se incolor e em meio alcalino tornou-se rosado. Ao longo dos experimentos notou-se que existem várias possibilidades mais ou menos precisas de se obter o potencial hidrogeniônico de soluções. Comprovou-se a existência de vários graus de pH quando mudamos o meio da solução para um meio mais básico.
QUESTIONÁRIO
1 - Converter os valores de pH encontrados na parte I para valores em concentração em mol/litro. Solução:
Solução 01 – Bicarbonato de sódio – pH 7
[ H 3O ] 10 pH [ H 3O ] 10 7 mol / l
Solução 02 – refrigerante – pH 5
[ H 3O ] 10 pH [ H 3O ] 10 5 mol / l
Solução 03 – Hidróxido de magnésio – pH 12
[ H 3O ] 10 pH [ H 3O ] 10 12 mol / l
Solução 04 – Limão – pH 2
[ H 3O ] 10 pH [ H 3O ] 10 2 mol / l
Solução 05 – Ácido clorídrico 0,1 mol/l – pH 0
[ H 3O ] 10 pH [ H 3O ] 10 0 1mol / l
Solução 06 – Hidróxido de sódio 0,1 mol/l – pH 13
[ H 3O ] 10 pH [ H 3O ] 10 13 mol / l
2 - Com o experimento realizado na parte II o que podemos concluir sobre concentração x pH? Solução: Conclui-se que há aumento significativo de pH quando diminui-se a concentração da solução de 0,1 mol/l para 0,01 mol/l .
3 - Calcular o pH de um meio cuja concentração hidrogeniônica é 0,01 mol/L. Solução:
0,01mol / l 10 2 mol / l pH log[ H ] pH log[10 2 ] (2) log[10] 2 1 pH 2
4 - Qual o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica [H+] é 10^-8 ? Solução:
10 8 mol / l pH log[ H ] pH log[10 8 ] (8) log[10] 8 1 pH 8
5 - Qual é o pH de uma solução cuja concentração hidroxiliônica é de 0,1 mol/L? Solução:
[OH ] 0,1mol / l 10 1 mol / l 1 pOH log[ OH ] pOH log [OH ] 1 pOH log 1 log 10 1 10 pH pOH 14 pH 1 14 pH 14 1 pH 13
6 - O que são indicadores? Solução: Indicadores são substâncias utilizadas para saber se uma solução apresenta um pH ácido, básico ou neutro, ou seja, revelam a presença de íons hidrogênio livres em uma solução, eles mudam de cor em função da concentração de H+ e de OH- de uma solução, ou seja, do pH. Geralmente as soluções indicadoras servem apenas para indicar se as soluções se encontram nessas faixas de pH, e não para identificar exatamente o pH da solução.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
SOUZA, Líria Alves de. Conceito de pH. Disponibilizada por Brasil Escola. Disponível em: . Acesso em: 01 out. 2014. SOUZA, Líria Alves de. Você sabe o que significa pH?. Disponibilizada por Mundo Educação. Disponível em: . Acesso em: 01 out. 2014. LORENA, Suzana. Indicadores químicos. Disponibilizada por InfoEscola. Disponível em: . Acesso em: 01 out. 2014. GODINHO, André. Escala de pH. Portugal. Publicada em Blog de FísicoQuímica do André. Disponível em: . Acesso em: 01 out. 2014.
