relatorio metodos[1]

relatorio metodos[1]

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO JOÃO DEL-REI

CCO-DONA LINDU – DIVINÓPOLIS – MG

Relatório de Práticas em Métodos Instrumentais de Análise

AULA PRÁTICA 01: Determinação do pH em diferentes soluções

  1. COMPONENTES

Turma: Bioquímica

  1. INTRODUÇÃO

O pH ou potencial de hidrogénio iônico,é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio. Matematicamente, o pH pode ser definido por:

pH = -log aH+

onde a corresponde à atividade dos íons H+ em solução aquosa. Por aproximação, recomendado pela IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry, de 1986) para a definição de escalas de pH, considera-se que em soluções diluídas a atividade torna-se igual a concentração em mols de íons H+ na solução. Dessa forma:

pH= -log [H+]

em que [H+] representa a concentração de íons H+ em mol/dm3.

Assim, como a constante de equilíbrio por exemplo, o pH de uma solução é uma quantidade adimensional. Como o pH é simplesmente uma forma de exprimir a concentração dos íons hidrogênio, as soluções ácidas e básicas a 25º C podem ser identificadas através dos seus valores de pH, como se segue:

.     Soluções ácidas: [H+] > 1,0 x 10 -7 M, pH < 7,00

.     Soluções básicas: [H+] < 1,0 x 10 -7 M, pH > 7,00

.     Soluções neutras: [H+] = 1,0 x 10 -7 M, pH = 7,00

O equipamento necessário para a medição de pH -o pHmetro, consiste de um eletrodo de referência, um eletrodo indicador e um pHmetro, um dispositivo eletrônico de baixa impedância para medir o potencial entre os eletrodos. A temperatura dever ser medida com um termopar diretamente conectado ao pHmetro ou um termômetro separado junto ao eletrodo.

Esse aparelho permite converter o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Ao ser submerso na amostra, o eletrodo gera milivolts que são convertidos para uma escala de pH.

Para o funcionamento ideal do pHmetro é necessária a calibração do aparelho com as soluções tampões, indicadas pelo fabricante, dentro da faixa desejada (7-4 ou 7-10). Sempre começando com a solução de pH 7. Isso deve ser feito diariamente ou sempre antes da utilização do aparelho.

Mesmo com esses cuidados as medições de pH estão sujeitas a erros, devido a alguns fatores que podem interferir na veracidade da medição, como:

Padrões de calibração – a medida de pH não pode apresentar precisão maior que os padrões de referência, levando a erros na ordem de ±0,01 unidades de pH;

Potencial de junção – A composição iônica entre o meio interno e externo do eletrodo não pode ser distante da composição da solução tampão utilizada na calibração do eletrodo, pois o potencial de junção pode ser modificado e as medidas de pH podem apresentar variações em torno de 0,01 unidades;

Sódio (erro alcalino) – Se a concentração de íons H+ é baixa e a concentração de Na+ é alta, o eletrodo responde ao Na+ como se fosse o H+, podendo apresentar resultados mais baixos que o pH verdadeiro;

Ácido –  Em ácidos fortes, o pHmetro pode apresentar valores maiores que o pH verdadeiro, isso acontece devido à saturação de íons H+ na superfície da membrana de vidro do eletrodo;

Hidratação – Um eletrodo hidratado apresenta respostas mais adequadas às variações de pH, já um eletrodo seco necessita ser hidratado por horas antes de realizar a medição;

Temperatura – É necessário que as medições de pH sejam realizadas na mesma temperatura em que ocorreu sua calibração. Caso contrário, a inclinação da curva potencial do eletrodo X pH é acentuada.

Além do uso do pHmetro, o pH de uma solução pode ser determinado por meio da Fita Indicadora de pH Universal , que contém substâncias colorimétricas ligadas covalentemente com a celulose do papel reagente. Através da mudança da coloração é possível a detecção do pH por meio da comparação da tabela fornecida pelo fabricante. A vantagem desse método é sua rapidez, o baixíssimo risco de contaminação e a possibilidade de utilização diretamente na amostra sem necessidade de auxílio preparação de amostras. Porém por se tratar de um teste colorimétrico de comparação não é possivel estabelecer um valor exato de pH e sim uma faixa. Ao contrário do pHmetro em que o resultado pode ser dado com até três casas decimais.

A medição de pH em soluções aquosas, é realizada mundialmente, em larga escala, em laboratórios químicos, bioquímicos, industriais e hospitalares, e ainda, universidades e centros de pesquisas, constituindo assim, provavelmente a medição de utilização mais ampla, dentre as técnicas instrumentais empregadas em química analítica. Estas medições tornam-se indispensáveis, especialmente quando se trata de produtos destinados ao consumo humano, abrangendo alimentos e bebidas, medicamentos e produtos de higiene pessoal. É importante assinalar também que a maioria das reações bioquímicas e microbiológicas são favorecidas em faixas de pH determinadas, requerendo medições em todas as etapas dos processos. Um destaque atual da importância do monitoramento do pH está na biotecnologia, principalmente quando se trata do controle biológico de pragas, clonagem de seres vivos e sequenciamento genômico de uma série de organismos de fundamental importância à ciência e também a comunidade.

  1. OBJETIVO

Analisar o pH de diferentes soluções usando um Potenciômetro (pHmetro) e a Fita Indicadora Universal.

4. MATERIAIS E MÉTODOS

4.1. Materiais

Fita indicadora Universal (pH 0 – 14)

Copos (do tipo café) descartáveis

Padrões ácidos (pH = 4 ) e neutro (pH = 7) para a calibração do pHmetro

Reagentes:

Vinagre de maçã

Água gaseificada

Leite UHT integral

Água Destilada

Bicarbonato de sódio (NaHCO3) 1%

NaOH 0,1 mol M

4.2. Métodos

Calibrar o pHmetro usando as soluções específicas (pH=4 e pH=7) para esse fim, conforme as instruções do fabricante.

Numerar os copos descartáveis de 1 a 6 e adicionar aproximadamente 20 mL de cada substância:

Copo 1: Vinagre de maçã

Copo 2: Água gaseificada

Copo 3: Leite UHT integral

Copo 4: Água Destilada

Copo 5: Bicarbonato de sódio (NaHCO3) 1%

Copo 6: Hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol M

Utilizar o pHmetro para a leitura do pH de cada uma das substâncias 1, 2, 3, 4, 5 e 6. Anotar o pH correspondente para cada análise. Em seguida adicionar a Fita Indicadora Universal sobre cada uma das soluções. Anotar o pH característico.

5. RESULTADOS

Os valores de pH obtidos na Aula Prática utilizando-se o pHmetro e a Fita Indicadora Universal encontram-se na Tabela1.

Tabela 1: Valores de pH obtidos utilizando-se o pHmetro e a Fita Indicadora Universal

pHmetro

Fita Indicadora

Vinagre

2,41

3

Água gaseificada

4,70

5

Leite UHT integral

6,76

7

Água Destilada

7,72

7

NaHCO3 1%

8,43

8

NaOH 0,1 mol M

12,99

14

6. DISCUSSÃO E CONCLUSÃO

Antes de iniciar as medidas do pH das substâncias fornecidas, usando o pHmetro, foi preciso calibrar o aparelho. Primeiramente fez-se a lavagem de seus eletrodos com água destilada, em seguida esses foram imersos em solução tampão de pH=7 aguardando o tempo para equilíbrio químico e visualização do resultado do pH. Logo após lavou-se novamente com água destilada e os eletrodos foram novamente imersos em solução tampão, mas agora de pH= 4. Aguardou-se o tempo para o equilíbrio químico e novamente fez-se a lavagem dos eletrodos com água destilada deixando-o preparado para o uso.

A escala de pH padronizada e utilizada por estudantes e profissionais da área, varia de 0 a 14. Sendo que substâncias que possuem variação do pH na faixa de 0 a 6 são consideradas ácidas, substâncias com pH em torno de 7 são neutras ou fisiológicas e acima de 7 chegando a 14 são consideradas básicas.

O pH do vinagre medido no pHmetro foi de 2,41 e da água gaseificada 4,70. Conclui-se que essas substâncias são ácidas, porém o vinagre possui maior concentração de íons H+ na solução que quando captados pelos eletrodos do pHmetro e convertidos matematicamente através da fórmula pH= -log [H+] fornece um resultado de menor valor, ou seja é mais ácido.

Para o leite obtivemos o valor de pH= 6,76, essa é uma substância relativamente ácida pois está bem próximo do pH neutro. Em substâncias com valores de pH superiores a 7, há maior concentração de íons OH- livres na solução, e consequentemente menor concentração de íons H+ .

Dessa forma quando o pHmetro converte matematicamente uma pequena concentração de íons H+, resulta em um valor de pH maior do que 7. Como pode ser observado para a água destilada (pH=7,72),NaHCO3 1% (pH= 8,43) e NaOH 0,1 molM (pH= 12,99). A água destilada é ligeiramente básica, ou seja, possui uma concentração um pouco superior de íons OH- se comparados com a de íons H+. O bicarbonato e o hidróxido de sódio são substâncias básicas, sendo que o valor superior de pH do NaOH indica que possui uma alta concentração de íons OH-.

Após a leitura do pH de todas as amostras, utilizando-se o pHmetro, adicionou-se sobre cada uma a Fita Indicadora Universal. Essa fita é comumente usada na predição de pH quando não é necessário um valor exato (como o detectado no pHmetro com até três casas decimais) mas apenas uma faixa. A Fita Indicadora em contato com a solução muda da coloração rosada até a azulada e através da análise comparativa dessa Fita com a tabela de cores presente no rótulo da embalagem predizemos a faixa de pH característica de cada substância.

Conforme observado na Tabela 1 todos os resultados previstos pela Fita Indicadora estão na faixa dos valores medidos pelo pHmetro.

A invenção do pHmetro é um claro exemplo de instrumento concebido para responder às deficiências e necessidades da ciência em geral, na tentativa de buscar medidas confiáveis de um parâmetro de grande aplicabilidade prática. Esse invento só foi possível ao se conjugar conhecimentos de diversas áreas que possibilitaram o grande salto que o viabilizou: a integração dos componentes, antes empregados isoladamente, em um único aparelho.

7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Acesso em 21 e agosto de 2010.

  • Merck Chemicals do Brasil –Testes de pH . Disponível em:

<http://www.merck-chemicals.com.br/ph-tests/c_wQKb.s1OCm0AAAEdpy01tkzb?back=true > Acesso em 21 de agosto de 2010.

Comentários