Indicadores de pH

Indicadores de pH

Nome: Jéssica Cleidiane Paraizo Magalhães RA: 1026305 Turma: AData : 16/03/2010.

Indicadores e papel indicador de pHLaboratório de Química Geral I

1.Objetivo. Entender como funcionam os indicadores ácido-base. Aprender como se usa o papel indicador de pH.

2.Introdução. A análise quantitativa é empregada para se determinar a quantidade de uma espécie ou elemento químico numa amostra. Sendo utilizada para a determinação de concentrações, volumes ou massa exata da substância, através de técnicas de: gravimetria, volumetria, instrumentais, entre outras é expressa por resultados numéricos dos componentes da amostra. O pH é o símbolo para a grandeza físico-química 'potencial hidrogeniônico'. Essa grandeza indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa. Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução e que permite saber se essa solução é ácida ou alcalina. Estes corantes são dotados de propriedades halocrômicas, que é a capacidade de mudar de coloração em função do pH do meio. Normalmente, variação do pH da solução, a cor da solução varia, com, por exemplo, pelo acréscimo de mais substância ácida ou básica ou mesmo pela diluição com água ou outro solvente. Os indicadores de pH, são frequentemente, ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e consequentemente, altera-lhes a cor. Representando a fórmula de um indicador por Hln (acido fraco), o seguinte equilíbrio existe em solução:

Hln ↔ H+ + In-

Já Indicadores que se comportam como bases fracas ionizam-se de acordo com a equação:

InOH ↔ In- + OH-

Indicadores

Intervalo e pH

1.Alaranjado de metila (C14H14N3O3SNa )

3,1-4,4

2.Azul de bromotimol (C27H28Br2O5S )

6,0-7,6

3. Fenolftaleína (C20H14O4 )

8,2-10,0

4.Timolftaleína (C28H30O4 )

9,3-10,4

5.Vermelho de fenol (C19H14O5S )

6,8-8,4

6.Vermelho de metila (C15H15N3O2 )

4,2-6,3

7.Violeta de metila (C24H28N3Cl )

1,5-3,2

3.Materiais necessários.

Violeta de metila Amarelo de alizarinaAlaranjado de metila Pisseta com água destiladaVermelho de metila NaCl 1 mol/LAzul de bromotimol Três soluções de pH desconhecidoVermelho de fenol Papel tornassolFenolftaleína 20 tubos de ensaioTimolftaleína Bastão de vidro

4.Procedimento experimental.

4.1 - INDICADORES - TRANSICÃO DE COR

1 – Pegou-se 14 tubos de ensaio e adicionou-se aos mesmos 2 a 3 mL de água destilada.

2 – Dividiu-se os tubos em duas séries de 7, adicionou-se aos da 1ª série, 1 gota de NaOH 6 mol/L e aos da 2ª série, 1 gota de HCI 6 mol/L.

3 -Adicionou-se uma gota de alaranjado de metila a um dos tubos da lª série e a uma dos tubos da 2ª série.

4 – Repetiu-se o procedimento do item anterior com os demais indicadores.

5 – Tabelou-se os resultados obtidos.

4.2 – DETERMINAÇÃO DO pH DE UMA SOLUÇÃO

Determinou-se o pH de uma solução, introduzindo um bastão de vidro limpo nesta solução, colocando, a seguir, a extremidade do bastão de vidro em contato com uma pequena tira de papel indicador. Verificando a cor produzida e o pH correspondente. Determinou-se o pH de cada uma das seguintes soluções com papel tornassol e universal:

1 - Uma amostra de água destilada;

2 - Uma solução de NaCl 1 mol/L;

3 - Três soluções de pH desconhecido;

5.Resultados e Discussões.

Trabalhou-s e a temperatura de 22°C, verificou-se que papel tornassol vermelho usa-se em bases e sua coloração em contato com soluções alcalinas é azul, já o papel tornassol azul usa-se para verificação de ácidos e sua coloração em contato com um ácido é vermelha.

5.1 - INDICADORES - TRANSICÃO DE COR

1 – Pegou-se 14 tubos de ensaio e adicionou-se aos mesmos 2 a 3 mL de água destilada.

2 – Dividiu-se os tubos em duas séries de 7, adicionou-se aos da 1ª série, 1 gota de NaOH 6 mol/L e aos da 2ª série, 1 gota de HCI 6 mol/L.

3 -Adicionou-se uma gota de alaranjado de metila a um dos tubos da lª série e a uma dos tubos da 2ª série.

4 – Repetiu-se o procedimento do item anterior com os demais indicadores.

5 – Tabelou-se os resultados obtidos.

Cor Inicial do Indicador

Tubo 1:

Laranja

Tubo 2:

Amarelo

Tubo 3:

Transparente

Tubo 4:

Transparente

Tubo 5:

Amarelo

Tubo 6:

Vermelho

Tubo 7:

Roxo

Tabela demostrando como é a cor inicial dos indicadores. Obs.: Nas reações quando o indicador permanece com a mesma coloração é porque ele não é indicador da solução. E o indicador que mede um alto nível de pH também medira um com um baixo nível, mas o que mede um baixo nível de pH não medira um de alo nível.

NaOH: Coloração Obtida. 1ª série.

HCl : Coloração Obtida. 2ª série.

Tubo 1 +

Indicador 1

Laranja

Vermelho

Tubo 2 +

Indicador 2

Azul

Amarelo

Tubo 3 +

Indicador 3

Rosa

Transparente

Tubo 4 +

Indicador 4

Azul

Transparente

Tubo 5 +

Indicador 5

Róseo

Laranjado

Tubo 6 +

Indicador 6

Amarelo

Vermelho

Tubo 7 +

Indicador 7

Roxo

Azul Marinho

Tabela com os resultados das cores dos indicadores em soluções ácidas ou acalinas.

5.2 – DETERMINAÇÃO DO pH DE UMA SOLUÇÃO

Determinou-se o pH de uma solução, introduzindo um bastão de vidro limpo nesta solução, colocando, a seguir, a extremidade do bastão de vidro em contato com uma pequena tira de papel indicador. Verificando a cor produzida e o pH correspondente. Determinou-se o pH de cada uma das seguintes soluções com papel tornassol e universal:

Água destilada

NaCl

Amostra Desconhecida 1

Amostra Desconhecida 2

Amostra Desconhecida 3

Tornassol Azul

Azul

Azul

Vermelho

Azul

Azul

Tornassol Vermelho

Vermelho

Vermelho

Vermelho

Azul

Vermelho

Tornassol Universal

pH 5

pH 6

pH 1

pH 10

pH 5

Tabela com os resultados para NaCl e as amostras desconhecidas, amostra 1:ácido, amostra 2: base, amostra 3: levemente ácida. Obs.: A água destilada deveria apresenta pH 7 mas como a água usada na experiencia estava a muito tempo no laboratório em contato com o ar ela absorve Co2 e então acaba reagindo e formando ácido carbônico por isso ela apresenta características levemente ácidas.

6.Conclusão

Conclui-se que pH refere-se a uma medida que indica se uma solução líquida é ácida (pH < 7), neutra (pH = 7), ou básica/alcalina (pH > 7). Uma solução neutra só tem o valor de pH = 7 a 25 °C, o que implica variações do valor medido conforme a temperatura. Dada a subjetividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são aconselháveis para determinações precisas de pH. Um medidor de pH é frequentemente usado em aplicações onde é necessária uma rigorosa determinação do pH da solução. Por isso o mais aconselhável é usar o pHmetro ou medidor de pH é um aparelho usado para medição de pH. Constituído basicamente por um eletrodo e um circuito potenciômetro. O aparelho é calibrado (ajustado) de acordo com os valores referenciado em cada soluções de calibração. Para que se conclua o ajuste é então calibrado em dois ou mais pontos.

7.Referências bibliográficas.

SILVA, R.R; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à Química ExperimentaL São Paulo: McGrawHíII, 1990, p.81-94. COTTON, F. A & LINCH, L. D. Manual do curso de Química. Rio de Janeiro: Forum, 1968,p. 322-336. GIESBRECHT, E (coord.), Experiências de Química: Técnicas e Conceitos Básicos, PEQ - Projetos de Ensino de Química, São Paulo: Ed. Moderna, 1982, p.53. RUSSEL, J.B. Química Geral. São Paulo: Makron Books, 1982. SEMICHIN, V., Práticas de Química Geral Inorgânica, São Paulo, Editora Mir, 1979. http://www.bettabrasil.com.br/manejo.asp http://crispassinato.wordpress.com

Exercícios

  1. Explicar a teoria geral de ação de indicadores ácido-base. Exemplificar com a fórmula estrutural de alguns indicadores.

  2. Experimentalmente, qual deve ser a relação entre as concentrações das formas dissociada e não dissociada para se perceber as alterações de cor dos indicadores ?Deduzir qual é o intervalo de viragem de um indicador.

  3. Para o caso do indicador alaranjado de metila:

a) Qual o pH para o indicador apresentar cor vermelha?

b) Calcular a concentração de OH- (aq) necessária para o menor pH no qual o indicador apresenta cor alaranjada.

c) Calcular a concentração de OH- (aq) e H+ (aq) para soluções preparadas usando 1 gota de HCl 6 mol/L e 1 gota de NaOH 8,0 mol/L em 3 mL de água (considerar 1 gota = 0,05 mL).

d) Comparar esses resultados com o observado na região de transição de cor dos indicadores.

Respostas

  1. Os indicadores de pH, são frequentemente, ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e consequentemente, altera-lhes a cor. Alaranjado de metila (C14H14N3O3SNa) indicador de ácidos, Azul de bromotimol (C27H28Br2O5S ) indicador de bases.

  2. A concentração das formas dissociadas e não dissociadas devem ser diferentes, pois o equilíbrio deve estar deslocado para podermos perceber a alteração de cor de um indicador. Deduzindo o ponto de viragem é quando a solução entra em equilibrio.

  3. a) Menor que 3,1.

b)Para obter a concentração de OH – necessária para o menor pH temos q considerar que o menor pH no qual o alaranjado de metila apresenta cor alaranjada é 3,1. Então,a concentração de H+ na solução deve ser de 10 - 3,1 mol/L e como a soma dos expoentes das concentrações de H+ e de OH- em uma solução deve ser de -14, então o expoente de base 10 que indica a concentração de OH- deve ser: 14 - 3,1 =10,9 Ou seja, a concentração de OH- deve ser de 10-10,9 mol/L.

c)(0,05ml =0,00005L)

HCl: 1L 6 mol 0,00005L x x = 6 .0,00005 x =0,003 mol M =n1 / V M =0,003 mol / 0,003L M =1 mol/L ,Concentração H+ 100 mol/L pH =1.

NaOH 1L mols 0,00005L x x = 5 .0,00005 x =0,00025 mol M =n1 / V M =0,00025 mol / 0,003L M =0,083 mol/L ,Concentração OH- (aproximadamente) 10-0 mol/L pH = 10.

d) Comparando os resultados percebemos que o indicador universal mediu corretamente o pH das substâncias usadas nas experiencias, os indicadores indicaram com a mudança de coloração as substâncias ou básicas ou acidas.

UNESP – Universidade Estadual Paulista “Julio de Mesquita Filho”Campus Bauru

Química Licenciatura

Laboratório de química geral I

Professor: Gilbert BannachTécnico de laboratório: Marcelo Adorno Uchida

2010

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