Determinar o pH de soluções variadas

Determinar o pH de soluções variadas

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1 INTRODUÇÃO

O pH é uma característica de todas as substâncias, determinado pela concentração de íons de Hidrogênio (H+). Os valores variam de 0 a 14, sendo que valores de 0 a 7 são considerados ácidos, valores em torno de 7 são neutros e valores acima de 7 são denominados básicos ou alcalinos. Valores abaixo de 0 e acima de 14 são possíveis, porém muito raros e não podem ser medidos com as sondas normais.

Quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de íons H+ e menor a concentração de íons OH-. Como [H3O+][OH-] é uma constante, podemos dizer que estas duas concentrações são "balanceadas" uma em relação à outra, isto é, quando uma aumenta a outra diminui e vice-versa. Isso nos permite calcular a concentração de uma a partir da outra.

O pH de uma substância pode variar de acordo com sua composição, concentração de sais, metais, ácidos, bases e substâncias orgânicas e da temperatura.

A medição do pH pode ser feita através de indicadores de pH ou electrometricamente, através de um potenciómetro e eléctrodos.

Usualmente, para se medir a força ácido-básica de uma solução, utiliza-se uma escala de pH, que varia de 0 a 14. O pH é definido como o logaritmo negativo da concentração hidrogeniônica [H+]. Assim, os valores 0 e 14 significam, respectivamente, concentrações 1,0 mol/L e 1,0 x 10-14 mol/L, já que -log (1,0) = 0 e -log (1,0 x 10-14) = 14. Com o conceito de pH podemos introduzir outro: o pOH que, por analogia, é definido como o logaritmo negativo da concentração hidroxiliônica [OH-]. A soma de pH + pOH sempre resultará 14. Por isso, se o pH de uma solução é 3,2 seu pOH é 10,8 e vice-versa.

Podemos então classificar as soluções em três tipos, em relação à sua força ácido-básica:

  1. Soluções ácidas - A concentração de íons H3O+ é superior a de íons OH-  (pH < 7)

  2. Soluções básicas - A concentração de íons H3O+ é inferior a de íons OH(pH = 7)

  3. Soluções neutras - A concentração de íons H3O+ é igual a de íons OH-  (pH > 7)

A determinação do pH é feita eletrometricamente com a utilização de um potenciômetro e eletrodos. O princípio da medição eletrométrica do pH é a determinação da atividade iônica do hidrogênio utilizando o eletrodo padrão de hidrogênio, que consiste de uma haste de platina sobre a qual o gás hidrogênio flui a uma pressão de 101 kPa. O eletrodo de hidrogênio, no entanto, não é bem adaptado para uso universal especialmente em trabalho de campo ou em soluções contendo espécies químicas contaminantes do eletrodo. Assim, um outro eletrodo, o de vidro, é comumente utilizado.

O eletrodo de vidro é um bulbo construído em vidro especial contendo uma solução de concentração fixa (0,1 ou 1 M) de ácido clorídrico (HCl) ou uma solução tamponada de cloreto em contato com o eletrodo de referência interno, normalmente constituído de prata revestida de cloreto de prata, que assegura um potencial constante na interface da superfície interna do sensor com o eletrólito. O elemento sensor do eletrodo, situado na extremidade do bulbo, é constituído por uma membrana de vidro que, hidratada, forma uma camada de gel, externa, seletiva de íon hidrogênio. Essa seleção é, de fato, uma troca de íons sódio por íons hidrogênio os quais formam uma camada sobre a superfície do sensor. Além disso, ocorrem forças de repulsão de ânions por parte do silicato, negativamente carregado, que está fixo no sensor. Ocorre, na camada externa do sensor, a geração de um potencial que é função da atividade do íon hidrogênio na solução.

O eletrodo de referência consiste de uma meia célula de potencial constante e determinado. No interior de um bulbo o elemento de referência acha-se imerso num eletrólito a qual entra em contato com a amostra através de junção (líquida) ou diafragma por onde se forma uma ponte salina a qual deve desenvolver um potencial de junção mínimo possível. O eletrodo de referência é bastante útil nas determinações potenciométricas de pH, potencial de oxi-redução (POR) e espécies iônicas específicas as quais se baseiam na medida de diferença de potencial entre o eletrodo específico e o eletrodo de referência. Os eletrodos de referência mais comumente usados são calomelano (Hg / Hg2Cl2) e prata/cloreto de prata.

A utilização de um par de eletrodos sempre se impõe para a determinação de íons específicos e de pH em soluções viscosas e suspensões coloidais. O eletrodo de vidro combinado ilustrado na é um eletrodo compacto no qual o eletrodo de vidro acha-se envolvido pelo eletrodo de referência de prata/cloreto de prata. é um eletrodo adequado para a maioria das aplicações de laboratório sendo mais fácil de manusear que o par de eletrodos separados. Os eletrodos combinados mais recentes têm também um sensor de temperatura integrado útil na compensação automática de leituras de temperatura de diferentes amostras.

2 OBJETIVO

Determinar o pH de soluções variadas.

3 MATERIAIS E MÉTODOS

Para realizar os objetivos deste relatório foram utilizados os seguintes materiais e soluções:

- Béquer de 100ml;

- conta-gotas;

- papel tornassol;

- papel indicador universal;

- vidro de relógio;

- pHmetro;

- solução tampão pH 4;

- solução tampão pH 6;

- solução tampão pH 7;

- solução tampão pH 10;

- solução tampão pH 3;

- solução de HCl concentração de 1 e 3 mol;

- solução de NaOH concentração de 1e 3 mol.

Procedimentos

Determinação do pH das soluções com a utilização de papel tornassol azul e rosa:

Colocou-se em um vidro de relógio 7 (sete) pedaços de papel tornassol azul e pingou-se uma gota de cada solução em cada um, observou-se e anotou-se as variações na coloração, limpou-se o vidro e repetiu-se o procedimento com papel tornassol rosa.

Determinação do pH das soluções com a utilização do papel indicador universal:

Colocou-se em 7 (sete) vidros de béquer uma porção de cada solução em seguida mergulhou-se uma tira de papel universal em cada uma das soluções e retirou-se, comparou-se as variações de coloração com a tabela e anotou-se.

Determinação do pH das soluções com a utilização do pHmetro:

Primeiramente ligou-se o pHmetro e aguardou-se o seu aquecimento. Verificou-se os níveis dos eletrólitos dentro dos eletrodos. Calibrou-se o pHmetro com tampões de pH 7 e 4. Acertou-se a temperatura. Lavou-se o eletrodo com água destilada e secou-se a gota na ponta do eletrodo. Em seguida colocou-se o eletrodo em cada um dos vidros de béquer anteriormente abastecidos com as soluções, um de cada vez, e anotou-se os valores medidos, limpou-se o eletrodo com água destilada após cada medição.

4 RESULTADOS E DISCUSSÕES

Os resultados da determinação do pH das soluções com a utilização de papel tornassol azul e rosa foram inseridos na tabela abaixo:

Material

Solução

Resultado

Papel tornassol rosa

Tampão de pH 3

Rosa

Papel tornassol rosa

Tampão de pH 6

Rosa

Papel tornassol rosa

Tampão de pH 7

Lilás

Papel tornassol rosa

Tampão de pH 10

Azul

Papel tornassol rosa

HCl 1mol.

Rosa

Papel tornassol rosa

HCl 3mols.

Rosa

Papel tornassol rosa

NaOH 1 mol.

Azul escuro

Papel tornassol rosa

NaOH 3 mols.

Azul escuro

Tabela 1: resultados com papel tornassol rosa

Material

Solução

Resultado

Papel tornassol azul

Tampão de pH 3

Rosa

Papel tornassol azul

Tampão de pH 6

Rosa escuro

Papel tornassol azul

Tampão de pH 7

Lilás

Papel tornassol azul

Tampão de pH 10

Violeta

Papel tornassol azul

HCl 1mol.

Rosa

Papel tornassol azul

HCl 3mols.

Rosa

Papel tornassol azul

NaOH 1 mol.

Violeta

Papel tornassol azul

NaOH 3 mols.

Violeta

Tabela 2: resultados com papel tornassol azul

Os resultados da determinação do pH das soluções com a utilização de papel indicador universal foram inseridos na tabela abaixo:

Material

Solução

Resultado

Papel universal

Tampão de pH 3

pH 3

Papel universal

Tampão de pH 6

pH 7

Papel universal

Tampão de pH 7

pH 7

Papel universal

Tampão de pH 10

pH 10

Papel universal

HCl 1mol.

pH 1

Papel universal

HCl 3mols.

pH 0

Papel universal

NaOH 1 mol.

pH 14

Papel universal

NaOH 3 mols.

pH 14

Tabela 3: resultados com papel universal

Os resultados da determinação do pH das soluções com a utilização do pHmetro foram inseridos na tabela abaixo:

Material

Solução

Resultado

pHmetro

Tampão de pH 3

pH 3,07

pHmetro

Tampão de pH 6

pH 6,15

pHmetro

Tampão de pH 7

pH 7,23

pHmetro

Tampão de pH 10

pH 10,14

pHmetro

HCl 1mol.

pH 1,36

pHmetro

HCl 3mols.

pH 0,98

pHmetro

NaOH 1 mol.

pH 12,91

pHmetro

NaOH 3 mols.

pH 11,15

Tabela 4: resultados com pHmetro

5 CONCLUSÃO

As medições de pH estão entre as grandezas químicas mais importante e mais determinadas em todos os processos químicos por estar diretamente relacionada com química da água e da vida. A grandeza pH foi definida como sendo igual a logaritmo negativo da atividade do íon hidrogênio (pH = -log aH+). De todos os métodos utilizados o mais operacional é o método eletroquímico que utiliza eletrodos sensíveis ao íon hidrogênio, como o eletrodo de vidro. Neste método o pH é determinado pela força eletromotriz produzida em um eletrodo sensível ao pH contra um eletrodo de referência. O eletrodo de vidro não é um eletrodo reversível ao par H2/2H+ e por isso requer calibrações constantes.

REFERÊNCIAS

VOGEL, Análise Química Quantitativa. 5. ed. Rio de Janeiro: 1992.

RUSSELL, B. John, Química Geral. 2. ed. Volume 2. São Paulo: 1994.

Site consultado:

www.quimlab.com.br/produtos/como%20medirPH.html

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