ph e indicadores

ph e indicadores

Experimento 3 - pH e Indicadores.

Resumo

Neste experimento foram realizadas medidas do pH de várias substancias, utilizando diferentes indicadores e um pHmetro.

Introdução

Todas as substâncias possuem características químicas e físicas que nos permite caracterizá-las, e uma que pode facilmente ser utilizada é o pH.

O potencial hidrogeniônico das substâncias está relacionado 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. Uma substância com pH igual a sete recebe o nome de básica menor que sete ácida e maior que sete alcalina.

É muito importante saber o pH das substancias antes de utilizá-las em laboratório ou até mesmo no cotidiano . Existem vários métodos para descobrirmos se uma solução é acida básica ou alcalina, nesse experimento usamos Papel indicador de tornasol (PIT), Papel indicador Universal (PIU),soluções de indicadores e pHmetro.

O papel de tornassol é um papel onde está presente uma tinta orgânica que muda de cor na presença de ácidos e bases, é usado apenas para indicar se uma solução é acida ou básica, existem dois tipos de papel de tornassol o azul e o vermelho, o primeiro fica vermelho quando pingamos uma gota de solução acida e o segundo fica azul quando pingamos uma Gota de solução básica, Isso ocorre porque os íons reagem mudando o arranjo dos átomos e assim mudando a cor da tinta presente no papel.(1)

Figura -papel de tornassol azul e vermelho (1) http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/indicadores-ph.htm

O papel indicador universal (PIU), são tiras de papel que apresentam distintas cores para cada pH de 1 a 14. Quando pingamos uma gota da solução no papel ocorre diferentes reações com as substancias presentes no papel e muda de cor conforme o pH de cada solução, existe uma tabela que serve para compararmos a cor encontrada com o seu respectivo pH(veja na figura2).

Figura -papel indicador universal e tabela para comparação. (3)

Soluções de indicadores são diferentes substancias que quando em contato com as soluções mudam de cor de acordo com seu potencial hidrogeniônico, as soluções usadas foram violeta de metila (VM), alaranjado de metila (AM), vermelho de metila (VM), vermelho neutro (VN), azul de timol (AT) e amarelo de alizarina (AA).

O medidor de pH ou pHmetro consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é conhecido como eletrodo de vidro, que na verdade, é um eletrodo do tipo "íon seletivo". (2)

Figura -pHmetro (4)

Objetivos

O objetivo deste experimento é mostrar as várias técnicas de medição do pH de soluções de diferentes tipos como básicas, acidas ou alcalinas.

Materiais e Métodos

-Materiais

1-Estante para tubos de ensaio;

2-Tubos de ensaio;

3-Pipetas graduadas de 5 mL;

4-Pisseta;

5- Papel Indicador Universal (PIU);

6-Papel Indicador Tornassol (PIT);

7-Indicadores (vermelho de metila, violeta de metila, alaranjado de metila, vermelho neutro, azul de timol, amarelo de alizarina);

8-pHmetro;

9-Pêra

10- Soluções HCl, CH3COOH, NaCl, NH4Cl, CH3COONH4, NH4Cl, NaOH, NH4OH, CH3COONa todas elas em concentração 0,1 M;

11-Béquer

Etapa I

Esta parte do experimento foi voltada à introdução de técnicas de medição de pH, como por exemplo os papéis indicadores PIU (Papel Indicador Universal) e PIT (Papel Indicador Tornassol) e os vários outros indicadores existentes como violeta de metila, alaranjado de metila, vermelho de metila, vermelho neutro, azul de timol e amarelo de alizarina.

Foram pipetadas, nas quantidades de 1,0 mL cada tubo de ensaio, as oito soluções a seguir: HCl, CH3COOH, NaCl, NH4Cl, CH3COONH4, NH4Cl, NaOH, NH4OH, CH3COONa. Depois de separadas as soluções, foram colhidas amostras com um bastão de vidro, e depois colocadas sobre o papel indicador tornassol (PIT) vermelho e azul. Depois foi repetido esse procedimento só que com o papel indicador universal (PIU).

Etapa II

Após os procedimentos anteriores, iniciou-se a utilização dos indicadores restantes. Pipetou-se novamente 1,0 mL de cada solução nos tubos de ensaio. Após isso foram adicionados 3 gotas do indicador violeta de metila (VM) e anotados os resultados. As soluções em que foram colocados os indicadores foram descartadas e os tubos de ensaio devidamente lavados. Novamente pipetou-se 1,0 mL de cada solução nos tubos de ensaio, e adicionados 3 gotas de alaranjado de metila (AM), anotados os resultados, foram descartadas as soluções que entraram em contato com os indicadores e os tubos de ensaio foram devidamente lavados. Foi repetido o mesmo processo com os indicadores vermelho de metila (MV), vermelho neutro (VN), azul de timol (AT) e amarelo de alizarina (AA).

Etapa III

Parte (a)

Nesta etapa do experimento, foram pipetados 5 mL de cada solução em um tubo de ensaio, mediu-se o pH das soluções com um pHmetro e anotados os valores obtidos.

Parte (b)

Foram pipetados 25 mL de HCl em um béquer e em seguida adicionamos 75 mL de água destilada e após uma leve agitação na solução determinou-se o pH através de um pHmetro. Após isso foi adicionado 5,0 mL de NaOH à essa solução e medido o pH com o pHmetro, esse processo foi repetido até que se chegasse a um volume de 30 mL de NaOH.

Esse procedimento foi repetido com a solução de HAc. Os resultados foram anotados.

Resultados e Discussão

Etapa I

Ao colocar a amostra colhida com o bastão de vidro em contato com o Papel Indicador Tornassol Azul, observou-se imediata mudança de coloração para vermelho nas soluções de HCl, HAc, NH4OH, NH4HAc. Ao repetir o mesmo procedimento só que com o Papel Indicador Tornassol Vermelho observou-se mudança de cor para azul nas substancias NaOH, NH4OH, NaHAc e NH4HAc. Quando o indicador foi o Papel Indicador Universal observou-se colorações variadas dependendo do pH da substancia.

Tabela 1: Observações de mudanças de cor nos indicadores PIT e PIU.

Soluções

HCl

HAc

NaOH

NH4OH

NaCl

NH4OH

NaHAc

NH4HAc

PIT(azul)

Vermelho

Vermelho

Não alterou

Não alterou

Não alterou

Vermelho

Não alterou

Vermelho

PIT(verm.)

Não alterou

Não alterou

Azul

Azul

Não alterou

Não alterou

Leve Azul

Leve Azul

PIU

1

3

14

12

7

6

6

6

Figura -escala do papel indicador universal (5)

Etapa II

Quando pingados os indicadores líquidos foram observadas mudanças de cor em cada uma das soluções, o que já era esperado. As escalas de cores variaram conforme o indicador e a substancia.

Tabela 2: Observações de mudança de cor nos indicadores indicados

Soluções

HCl

HAc

NaOH

NH4OH

NaCl

NH4OH

NaHAc

NH4HAc

VM

Azul

Roxo

Roxo

Roxo

Roxo

Roxo

Roxo

Roxo

AM

Vermelho

Vermelho

Alaranjado

Alaranjado

Alaranjado

Alaranjado

Alaranjado

Alaranjado

MV

Vermelho

Vermelho

Amarelo

Amarelo

Vermelho

Vermelho

Alaranjado

Alaranjado

VN

Rosa

Rosa

Alaranjado

Alaranjado

Rosa

Rosa

Rosa

Rosa

AT

Rosa

Amarelo

Azul

Azul

Amarelo

Amarelo

Amarelo

Amarelo

AA

Amarelo

Amarelo

Vermelho

Vermelho

Laranja

Laranja

Laranja

Laranja

Com uma tabela de viragem pudemos ter a base para o cálculo do ΔpH

Tabela 3: Diferentes faixas de viragem para diferentes Indicadores.

Indicador

Faixa de viragem

Mudança de cor

Violeta de metila

0,1- 1,6

Amarelo- azul

Azul de timol*

1,2- 2,8

Vermelho- amarelo

Púrpura de m-cresol*

1,2- 2,8

Vermelho- amarelo

4-dimetilazobenzeno

2,9- 4,0

Vermelho –alaranjado

Azul de bromofenol

3,0-4,6

Amarelo-violeta avermelhado

Vermelho do Congo

3,0-5,2

Violeta azul-alaranjado

Alaranjado de metila

3,1-4,4

Vermelho- alaranjado

Verde de bromocresol

3,8-5,4

Amarelo-azul

Indicador misto 5

4,4-5,8

Violeta avermelhado-verde

Vermelho de metila

4,4-6,2

Vermelho –alaranjado

Tornassol

5,0-8,0

Vermelho-azul

Púrpura de Bromocresol

5,2-6,8

Amarelo - púrpura

Vermelho de Bromofenol

5,2-6,8

Alaranjado- púrpura

Azul de Bromotimol

6,0-7,6

Amarelo- azul

Vermelho de fenol

6,4-8,2

Amarelo-vermelho

Vermelho neutro

6,8-8,0

Vermelho-azul- alaranjado

Vermelho de Cresol

7,0-8,8

Amarelo-púrpura

Púrpura de m-cresol*

7,4-9;0-,0

Amarelo-púrpura

Azul de Timol

8,0-9,6

Amarelo-azul

Fenolftaleína

8,2-9,8

Incolor-violeta avermelhado

Timolftaleína

9,3-10,5

Incolor –azul

Amarelo de Alizarina

10,-12,1

Amarelo-castanho

Azul de Epsilon

11,6-13,0

Alaranjado-violeta

Índigo carmim

11,5-14,0

Azul- amarelo

* Exibem mais de uma viragem

Tabela 4: Dados coletados e valores de ΔpH obtidos.

Soluções

HCl

HAc

NaOH

NH4OH

NaCl

NH4OH

NaHAc

NH4HAc

PIT(azul)

Vermelho

Vermelho

Não alterou

Não alterou

Não alterou

Vermelho

Não alterou

Vermelho

PIT(verm.)

Não alterou

Não alterou

Azul

Azul

Não alterou

Não alterou

Leve Azul

Leve Azul

PIU

1

3

14

12

7

6

6

6

VM

Azul

Roxo

Roxo

Roxo

Roxo

Roxo

Roxo

Roxo

AM

Vermelho

Vermelho

Alaranjado

Alaranjado

Alaranjado

Alaranjado

Alaranjado

Alaranjado

MV

Vermelho

Vermelho

Amarelo

Amarelo

Vermelho

Vermelho

Alaranjado

Alaranjado

VN

Rosa

Rosa

Alaranjado

Alaranjado

Rosa

Rosa

Rosa

Rosa

AT

Rosa

Amarelo

Azul

Azul

Amarelo

Amarelo

Amarelo

Amarelo

AA

Amarelo

Amarelo

Vermelho

Vermelho

Laranja

Laranja

Laranja

Laranja

ΔpH

Entre 0 e 2

Entre 2 e 3

maior que 12

Entre 11 e 12

Entre 5 e 6

Entre 5 e 6

Entre 7 e 8

Entre 6 e7

Etapa III

Parte (a)

Quando o eletrodo do pHmetro entrou em contato com as soluções o nível do pH saiu impresso na tela do aparelho, foi preciso esperar alguns instantes para esse valor se estabilizar.

Tabela : Observações de Valores de pH medidos pelo pHmetro.

Solução

HCl

HAc

NaOH

NH4OH

NaCl

NH4Cl

NaHAc

NH4HAc

pH

1,17

2,35

12,63

11.29

5,51

5,23

7,32

6,87

Parte (b)

Conforme a base NaOH era colocada no meio acido da solução de HCl, o pH ia aumentando, tornando o meio mais básico até que estabiliza-se num pH alto, pois o meio estava básico. O mesmo aconteceu com a solução de HAc, só que esta solução tem um pH inicial mais alto que o do HCl, por se tratar de um ácido fraco.

Tabela 3:pH das soluções conforme o volume de NaOH presente na solução

NaOH(ml)

pH da solução de HCl

pH da solução de HAc

0

1,57

2,96

5

1,57

3,90

10

1,65

4,35

15

1,81

4,72

20

2,05

5,16

25

3,04

7,01

30

11,29

11,43

Gráfico 1: pH do HAc conforme adição de NaOH

Gráfico 2:pH do HCl conforme adição de NaOH

Questões

1-Compare as medidas de pH efetuadas em ambos os ácidos. Como você explica as diferenças observadas?

Basicamente podemos dizer que como o HCl é um acido forte e o HAc é um acido fraco o pH de HCl irá ser mais acido que o de HAc, o que foi observado em todas as medições de pH efetuadas com ambos os ácidos.

2-Compare os volumes empregados em ambos os casos.Considerando a resposta anterior como você analisa os resultados que obteve?

O que se verificou foi que por HCl ser um acido forte ele não sofreu inicialmente uma grande variação de pH com a adição de NaOH na solução, isso não aconteceu com o HAc, que desde o começo do experimento sofreu variações de pH. Em certo instante os pHs ficam parecidos, pois o meio em que estão fica básico e não deixa o caráter acido do HCl e do HAc atuar.

3-Por que os pH das soluções de HCl e HAc são diferentes se ambas tem a mesma concentração?

Como o HCl é um acido forte a sua ionização em água é total, coisa que não ocorre no HAc, pois este é um acido fraco e ácidos dessa natureza não têm ionização total, e isso se reflete nos pHs das soluções.

4-Como se explica os diferentes pH obtidos para as soluções salinas?

Quando um sal se dissolve na água, o pH resultante pode ser básico, ácido ou neutro. Se for um sal de ácido forte e base forte, o pH é próximo de 7 (neutro), e nenhum dos íons hidrolisam. Se for um sal de ácido fraco e base forte, a solução é básica (pH > 7), pois somente o ânion hidrolisa, aumentando a concentração de íons OH-. Se for um sal de ácido forte e base fraca, a solução é ácida (pH < 7), pois somente o cátion hidrolisa, aumentando a concentração de íons H3O+. No caso de um sal de ácido e base fracos, ambos os íons sofrerão hidrólise. Para se determinar o pH da solução, precisaremos conhecer os valores de Kh para o ânion e para o cátion. Se o Kh para hidrólise do cátion (que tende a tornar a solução ácida) for maior do que o Kh para hidrólise do ânion (que tende a tornar a solução básica), a solução será ácida, por causa de um pequeno excesso de íons H3O+. E vice-versa. (6)

5-Escreva uma equação química que explique esses resultados. O que está acontecendo em solução aquosa?

HX + H2O ⥨ X- + H3O+ : a solução aquosa está ficando mais ácida pois aumenta o nível de H3O+.

XOH + H2O ⥨ B+ + OH- : a solução aquosa está ficando mais básica, pois aumenta o nível de OH-.

Conclusões

Foi notado ao longo do experimento que existem várias possibilidades mais ou menos precisas de se obter o potencial hidrogeniônico de soluções, comprovamos a existência de vários graus de pH quando mudamos o meio da solução para um meio mais básico.

Bibliografia

(1)http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/indicadores-ph.htm

(2)http://fisicanimada.blogspot.com/2008/10/phmetro-virtual.html

(3) http://allchemy.iq.usp.br/agregando/ABQ/OQSP02Final.pps

(4) http://www.fcfrp.usp.br/dcf/laprofar/paginas/lab_infraestrutura.htm

(5)http://1.bp.blogspot.com/_MBYhXuy8234/SeC3Uu2cW0I/AAAAAAAAADc/Frvc2ZtgECU/s320/Imagem2.jpg

(6) FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química, Volume Único, 1ª Edição, Editora Moderna.

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