Determinação Do Ph (potencial Hidrogênico)

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3 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO CAMPUS ZÉ DOCA Disciplina: Química Geral Experimental Professor: Daniel Pitombeira Turma: 1º Análises Químicas Data entregue: 01/02/2012 Determinação do pH (potencial hidrogênico) Alunos: Andressa Batalha Fabiana Silva da Cruz Karla Sterphanie Félix Laise Curvina Queiroz Luana Paiva de Sousa ZÉ DOCA – MA FEV/2012 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO CAMPUS ZÉ DOCA Disciplina: Química Geral Experimental Professor: Daniel Pitombeira Turma: 1º Análises Químicas Determinação do pH (potencial hidrogênico) Relatório a ser apresentado à disciplina de Química Geral Experimental, no Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Maranhão – Campus Zé Doca, para obtenção de nota no curso do 1º ano de Análises Químicas. ZÉ DOCA – MA FEV/2012 INTRODUÇÃO À muito tempo que os ácidos e bases são conhecidos. Dos ácidos do (latim acidus, ou aguçado, afiado) guardamos sempre a ideia de serem "corrosivos", e no laboratório, tomamos sempre as precauções necessárias para não nos "queimarmos". Mas nem todos são perigosos e alguns há que são mesmo fundamentais à nossa saúde. É o caso dos ácidos presentes nos alimentos e que lhes dão um sabor característico, azedo, como o ácido acético do vinagre e o ácido cítrico do limão, laranjas e outros cítricos (ESCOLA SECUNDÁRIA DE CANTANHEDE, 2001). Quanto às bases estas já eram conhecidas dos árabes que as denominavam de al- cali, referindo-se às cinzas de certas plantas que mostravam ter propriedades alcalinas ou básicas: sabor amargo, escorregadias ao tacto, etc. Há soluções com caráter ácido mais acentuado que outras e há soluções básicas com caráter alcalino mais acentuado que outras. Para diferenciar todas estas soluções, desde as mais ácidas às mais alcalinas, passando pelas neutras, os químicos definem as escala de pH (ESCOLA SECUNDÁRIA DE CANTANHEDE, 2001). O pH, potencial hidrogeniônico ou potencial hidrogênio iônico, é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A escala do pH pode variar de 0 até 14, sendo que quanto menor o índice do pH de uma substância, mais ácida esta substância será (LUMERTZ, et al, 2010). O pH menor que 7 indica que tal substância é ácida, para pH maior que 7 indica que a substância é básica e para substância com pH 7 indica que ela é neutra. O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução e pode ser obtido com o uso de indicadores. Do ponto de vista analítico, o pH é um dos parâmetros mais importantes na determinação da maioria das espécies químicas de interesse tanto de análise de águas potáveis como na análise de águas residuais. Seu controle também é aplicado nas práticas agrícolas, para medir a acidez do solo e possui ainda muitas outras aplicações importantes (LUMERTZ, et al, 2010). Ácidos são substâncias que, dissolvidas em água se ionizam liberando, na forma de cátions, exclusivamente íons H+. Apresentam sabor azedo e a propriedade de mudar a coloração de certos corantes vegetais e de neutralizar as bases, originando compostos denominados sais. Enquanto as bases são substâncias que, dissolvidas em água, sofrem dissociação iônica, liberando, na forma de aníons, exclusivamente OH-. Apresentam sabor adstringente, capacidade de tornar a pele lisa e escorregadia e as propriedades de mudar a coloração de certos corantes vegetais e neutralizar os ácidos, originando compostos chamados sais (RUSSEL, 2006). Indicadores ácido - base são substâncias orgânicas de elevado peso molecular que, em água ou outros solventes, comportam-se como ácidos fracos ou bases fracas e mudam gradualmente de coloração dentro de uma faixa relativamente estreita de pH, chamada zona de viragem. Zona de viragem é o nome dado à faixa de pH na qual um indicador ácido - base sofre a mudança de coloração. Os quadrados entre as cores de viragem indicam o pH da zona de viragem (RUSSEL, 2006). OBJETIVOS - Determinar o pH (potencial hidrogeniônico) das soluções diluídas de ácido clorídrico (HCl) PARTE EXPERIMENTAL Materiais e Reagentes 1 Béquer de 50 mL Ácido Clorídrico (HCl) 1 Béquer de 250 mL Água destilada 1 Pipeta graduada de 5 mL 1 Pisseta 1 Proveta de 10 mL Papel indicador Procedimentos 1) Colocou-se 1 mL de solução aquosa de ácido clorídrico 1 molL-1 em uma proveta de 10 mL. 2) Molhou-se o papel indicador com a solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) contido na proveta e determinou-se o pH da mesma. 3) Utilizando-se a pisseta adicionou-se água a solução aquosa de ácido clorídrico(HCl), contida na proveta e denominada solução I, colocou-se água até completar o volume de 10 mL, esta nova denominada solução II. Em seguida com o papel indicador, determinou-se o pH da solução. 4) Transferiu-se a solução II para um béquer de 250 mL e com uma pipeta graduada de 5 mL adicionou-se 1mL da solução II novamente para a proveta . Completou-se com água destilada o volume de 10 mL indicado na proveta. A solução obtida será denominada solução III. Determinou-se o pH da solução III utilizando o papel indicador e a a concentração de H+ e o pH+ da solução III. Repetiu o mesmo procedimento ate obter uma solução diluída com pH 7 (neutro). RESULTADOS E DISCURSSÕES I-Experimento: Com uma pipeta graduada de 5 mL adicionou-se 1 mL da solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 1 molL-1 na proveta, e com papel indicador mergulhou-se na solução, observou-se que o papel indicador de ácido – base obteve-se uma coloração avermelhada e de acordo com a escala do pH é igual a 1 portanto a solução é de caráter ácido. Utilizando-se uma pisseta completou-se a proveta com água, até obter-se 10 mL de solução, esta nova solução denominada solução II. Após isso utilizando o papel indicador mediu-se o pH obtendo-se o valor igual a 1 de acordo com a escala, por tanto é de caráter ácido, a solução II apresenta de acordo com a relação abaixo a seguinte concentração: ᶬi Vi = ᶬF VF Sendo a 1 molL-1 a molaridade inicial e 1 mL o volume inicial, é possível então calcular a molaridade final sabendo que o volume da solução final é 10 mL. Logo a molaridade final é: 1 molL-1 . 1 mL = ᶬF. 10 mL ᶬF = 0,1 molL-1 Portanto a molaridade da solução II é 0,1 molL-1. A partir do valor concentração molL-1 da solução é possível calcular o pH de acordo com a fórmula abaixo: pH = - log [H+] A concentração de H+ corresponde a 0,1 molL-1. Logo o pH da solução é: pH = - ( - 1) log10 1 pH = 1 Calculando a concentração de H+ a partir do valor do pH logo: pH = - log [H+] 1 = - log[H+] H+ = 10-1 Realizou-se novamente este mesmo procedimento. Transferiu-se a solução II para o béquer e com uma pipeta graduada de 5 mL retirou-se 1 mL da solução II para a proveta adicionando-se água até 10 mL obtendo-se uma solução denominada solução III, com o papel indicador mediu-se o valor do pH obtendo um valor igual a 2 de acordo com a tabela. Esta nova solução apresenta uma concentração igual a: 0,1. 1 = ᶬF . 10 ᶬF = 0,01 molL-1 Calculando o pH teórico de acordo com a relação estabelecida anteriormente: pH = - log [H+] pH = - ( - 2) log101 pH = 2 Sendo a concentração de H+ igual a: pH = - log [H+] 2 = -log [H+] [H+] = 10-2 Com a solução III realizou-se a mesma diluição, sabendo que a molaridade inicial da solução III é 0,01 molL-1 através da diluição obteve-se então a solução IV com a seguinte concentração molL-1: ᶬi Vi = ᶬF VF 0,01 . 1 = ᶬF . 10 ᶬF = 0,001 molL-1 pH = - log [H+] pH = - ( - 3) log101 pH = 3 Calculando-se a concentração de H+ a partir do valor do pH: pH = - log [H+] 3 = - log[H+] [H+] = 10-3 Este mesmo procedimento foi repetido, para a melhor visualização dos valores obtidos segue a tabela abaixo: Soluções Concentração molL-1 [H+] pH Experimental pH Teórico Solução I 1 100 1 0 Solução II Solução III Solução IV Solução V Solução VI Solução VII Solução VIII 0,1 0,01 0,001 0,0001 0,00001 0,000001 0,0000001 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 1 2 3 6 7 6 6 1 2 3 4 5 6 7 De acordo com a tabela acima percebe-se que os valores obtidos experimentalmente do pH não correspondem aos valores teóricos. CONCLUSÃO Observou-se que para determinação do pH é utilizados indicadores de acido -base, no caso neste experimento foi utilizado o papel indicador universal, a determinação do pH também pode ser obtida teoricamente utilizando o valor da concentração molL-1 dos íons de H+. Nesta prática pode-se evidenciar que nem sempre os valores do pH obtidos experimentalmente correspondem aos obtidos teoricamente ocorrendo-se uma variação. REFERÊNCIAS LUMERTZ, L. S; COSTA, M. C. R; FEREIRA, R. S; SOUZA, R. M; Determinação do pH. Criciúma- SC: Universidade do Extremo Sul Catarinense, 2010. Disponível em: http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAwOoAG/relatorio-ph. Acessado em: 30 de jan de 2012 às 14h e 52 min. RUSSEL, J. B. Química Geral, pag. 551, 2ª edição. São Paulo: Pearson Makron Books, 2006. ____________Projeto: Química analítica - pesquisar, detectar, controlar. Escola Secundária de Cantanhede: Apoio Programa Ciência Viva, 2001. Disponível em: http://quimica-na-web.planetaclix.pt/curricul/analitica/pH.pdf. Acessado em: 30 de jan de 2012 às 15 h e 16 min.