pratica 10, opção

pratica 10, opção

Componentes: Gisele dos Santos Oliveira (2009209314);

Juliana Dutra de Carvalho Leal (2009209097);

Mariane Martins Azevedo (2009209084)

Curso: Química.

Titulo: Equilíbrio ácido-base

Introdução

Soluções aquosas podem ser ácidas, neutras ou básicas. A acidez de uma solução aquosa é de fundamental importância em química, sendo sua determinação e seu controle muitas vezes necessários.

Uma solução ácida pode ser reconhecida por possuir sabor azedo, reagir com certos metais (Zn, Mg, Fe, etc.) produzindo sais e liberando gás hidrogênio (H2), mudar a cor de certas substancias denominados indicadores ácido-base, neutralizar as propriedades características das soluções básicas e possuir, a 25°C, pH abaixo de 7.

Uma solução básica, por sua vez, pode ser reconhecida, por possuir sabor amargo, ser escorregadia ao tato, mudar a cor dos indicadores ácido-base, neutraliza as propriedades características das soluções ácidas e possuir, a 25°C, pH abaixo de 7.

           A teoria de Arrhenius diz que o que causa acidez é a espécie H+(aq) produzida quando certas substancias (ÀCIDOS) se dissolvem em água e se ionizam.

De acordo com a teoria (mais avançada e mais geral) de Bronsted e Lowry, o que causa acidez é a espécie H3O+(aq) produzida pela reação destas mesmas substancias com a própria água.

O que causa BASICIDADE, por sua vez, segundo a teoria de Arrhenius e também a de Bronsted e Lowry, é a espécie OH-(aq) produzida quando certas substancias (BASES) são dissolvidas em água, sofrendo dissociação ou, então reagindo com a própria água.

            O motivo pelo qual uma solução ácida neutraliza (total ou parcialmente) uma solução básica ou vice-versa é facilmente compreendido a partir da formação de água.

            A concentração de uma ou outra espécie depende, principalmente, de três fatores:

- da quantidade de ácido, ou base, dissolvida (geralmente dada em termos de mol/L);

- do numero de hidrogênios ou grupos OH ionizáveis por molécula;

- de o ácido, ou base, ser forte ou fraco.

            Como a acidez de uma solução é uma função da (H+ (aq)) e a basicidade ou alcalinidade uma função da (H-(aq)),suas concentrações variam muito durante a neutralização de um ácido por uma base, ou vice-versa. O químico dinamarquês chamado Sorensen introduziu um sistema indireto de expressar as concentrações destas duas importantes espécies, o pH. O pH de uma solução é expresso de maneira simplificada por:

pH= -log10 [H+] mol/L

Por analogia, o pH de uma solução é expresso por

pOH= - log10 [OH-]mol/L

                     

Portanto, em qualquer solução aquosa, a 25°C. pH + pOH= 14

O pH refere-se a uma medida que indica se uma solução líquida é ácida (pH < 7), neutra (pH = 7), ou básica/alcalina (pH > 7)[1].

Do mesmo modo pode-se definir o pOH em relação à concentração de íons OH-. A partir da constante de dissociação da água que tem o valor de 10−14 à temperatura de 298 K (25 °C), pode-se determinar a relação entre pOH e pH. Assim, pela definição de Kw (produto iônico da água) tem-se a relação entre as duas atividades:Kw = [H+] · [OH-] [2].

Dois são os métodos principais paras e medir o pH de uma solução:

- pelo uso de indicadores ácido-base; e

- por um medidor eletrônico de pH, o potenciômetro.

O primeiro método baseia-se na cor que o indicador apresenta no meio em questão. Um indicador é um par conjugado de acido e base de Bronsted-Lowry cujo ácido apresenta uma coloração e a base outra [3]. O segundo método, mais preciso e exato, consiste no uso de um potenciômetro equipado com eletrodo de vidro, baseado na diferença do potencial eletroquímico entre uma solução de referencia e a solução analisada.

 

Objetivos

- medir o pH de uma solução utilizando-se dois processos: indicadores visuais ácido-base e potenciômetro;

- compara os dois processos de medida de pH;e

- efetuar cálculos com os valores de pH encontrados na determinação das constantes de equilíbrio Ka e Kb.

 

Material e Reagentes

- Potenciômetro com eletrodo de vidro

- tubos de ensaios

- alaranjado de metila

- amarelo de alizarina

- azul de bromofenol

- azul de bromotimol

- azul de timol

- fenolftaleína

- timolftaleína

-verde de bromocresol

-vermelho de metila

-HCl 0,1 mol/L

-HOAc 0,1 mol/L

-NaOAc 0,1 mol/L

-NaOH 0,1 mol/L

-NH4Cl 0,1 mol/ L

-NH3 0,1 mol/

 

Procedimentos

A tabela 10.1 mostra as faixas de variam de cor de uma série de indicadores ácido- base, bem como as cores que os indicadores apresentam em valores de pH acima e abaixo dessas faixas.

  1. Tome quatro tubos de ensaio e coloque em cada um deles cerca de 2mL de solução 0,1 mol/L de ácido acético. Adicione a cada tubo algumas gotas dos indicadores azul de timol, alaranjado de metila, azul de bromofenol e verde de bromocresol. Anote as cores observadas e determine a faixa de pH provável da solução de HOAc.

  2.  Repita o procedimento do item 1 usando a solução de HC3 0,1 mol/L e os mesmos indicadores.

  3. Repita o procedimento do item 1 usando a solução de NaOH 0,1 mol/L e os indicadores azul de timol, fenolftaleína, timolftaleína e amarelo de alizarina.

  4. Repita o procedimento do item 1 usando a solução de NaOAc  0,1 mol/L e os indicadores azul bromotimol, azul de timol, fenolftaleína, timolftaleína.

  5. Repita o procedimento do item 1 usando a solução de NH4Cl 0,1 mol/L e os indicadores azul de bromofenol, verde de bromocresol, vermelho de metila e azul de bromotimol.

  6. Usando o potenciômetro, meça o pH exato das soluções utilizadas nos itens anteriores. Qual a vantagem de usar o potenciômetro nas medidas de pH? Qual a razão de serem observados valores diferentes de pH para as soluções de HOAc eHCl e entre NH3 e NaOH? Justifique pela equação de equilíbrio os diferentes valores de pH para as soluções NaOAc e NH4Cl. Utilizando os valores de pH encontrados para as soluções de HOAc e NH3, determine as constantes de ionização do ácido acético e do hidróxido de amônio.

Alguns indicadores ácidos – base

Indicador

Intervalo de ph a mudança de cor

Mudança de cor correspondente

Azul de timol

1,2 a 2,8

Vermelho para o amarelo

alaranjado de metila

 

3,1 a 4,4

Vermelho para alaranjado

- azul de bromofenol

 

3,0 a 4,6

Amarelo para violeta

- verde de bromocresol

 

4,0 a 5,6

Amarelo para azul

- vermelho de metila

 

4,4 a 6,2

Vermelho para amarelo

- azul de bromotimol

 

6,2 a 7,6

Amarelo para azul

- azul de timol

 

8,0 a 9,6

Amarelo para azul

Fenolftaleína

 

8,0 a 10,0

Incolor para vermelho

- timolftaleína

 

9,4 a 10,6

Incolor para azul

amarelo de alizarina

10,1 a 12,0

Amarelo para vermelho

 

 

 

Resultados e Discussões

A primeira substância a ser utilizada foi o ácido acético que possui um pH de 2,8 segundo o potenciômetro.

Feitos os experimentos com no primeiro tubo com azul de timol, a solução ficou amarelo alaranjado, que corresponde a um pH de aproximado 2,8.

No segundo tubo o verde de bromocresol ficou amarelo alaranjado, o que corresponde a um pH de aproximado 4,0.

No terceiro tubo foi acrescentado alaranjado de metila que ficou com um a cor vermelho leitoso, o correspondente a um pH 3,1.

No quarto tudo foi acrescentado azul de bromofenol e ficou com uma cor verde, que esta mais para um pH 3,0.

Logo levando em consideração que o potenciômetro é o que possui o pH mais exato, é possível se concluir que o melhor tipo de indicador a ser utilizado é o azul de timol para se calcular o pH do acido acético.

O próximo a ser utilizado foi o ácido clorídrico (HCl) possui pH de 1,1 segundo o potenciômetro.

Feitos os experimentos no primeiro tubo foi acrescentado azul de bromofenol e ficou com uma cor amarelo que esta mais para um pH 3,1.

No segundo foi feito o experimento com alaranjado de metila. A solução ficou vermelha, o que corresponde a um pH de aproximado 3,1.

No terceiro tubo foi adicionado o verde de bromocresol ficou laranja, o que corresponde a um pH de 4,0 a 5,6.

No tubo quarto foi acrescentado azul de timol, que ficou com rosa, o correspondente a um pH entre 8,0 a 9,6.

Conclui-se assim que o melhor indicador a ser usado para se identificar o pH de cloreto de amônio é o azul de bromotimol.

O Hidróxido de sódio (NaOH) possui pH de 12,8 segundo o potenciômetro.

Feitas os experimentos com no primeiro tubo com azul de timol a solução ficou azul, o que corresponde a um pH entre 1,2 a 2,8.

No segundo tubo o fenofitaleina ficou rosa (vermelho), o que corresponde a um pH de 10.

No terceiro tubo foi acrescentado timolftaleína que ficou com um azul escuro, o correspondente a um pH de 10,6.

No quarto tubo foi acrescentado azul de azinarina alcoólica e ficou com uma cor azul escuro, que esta mais para um pH entre 10,1 e 12.

Conclui-se assim que não existe melhor indicador entre os 4 para se saber o pH de hidróxido de sódio.

O acetato de sódio possui pH de 6,7 segundo o potenciômetro.

Feitas os experimentos com no primeiro tubo com timolftaleina, a solução ficou esbranquiçada, que corresponde a um pH de aproximado 9,4..

No segundo tubo o azul de timol ficou amarelo, o que corresponde a um pH de 2,8.

No terceiro tubo foi acrescentado fenolfitaleína. Ficou com branco, o correspondente a um pH entre 8,0 a 10,0...

No quarto tudo foi acrescentado azul de bromotimol e ficou com uma cor verde escuro, que esta mais para um pH entre 6,2 a 7,6.

Conclui-se assim que o melhor indicador a ser usado para se identificar o pH de acetato de sódio é o azul de bromotimol, levando em consideração que por ter apresentado uma cor verde, o que significa que seu pH esta entre 6,2 e 7,6, como foi encontrado no potenciômetro.

O cloreto de amônio (NH4Cl) possui pH de 6,7 segundo o potenciômetro.

Feitas os experimentos com no primeiro tubo com azul de bromofenol, a solução ficou vermelho azulado, que corresponde a um pH de aproximado 4,6.

No segundo tubo o verde de bromocresol ficou verde, o que corresponde a um pH de 4 a 5,6..

No terceiro tubo foi acrescentado vermelho de metila que ficou com um violeta, o correspondente a um pH de 4,4..

No quarto tudo foi acrescentado azul de bromotimol e ficou com uma cor amarelo, que esta mais para um pH 6,2.

Conclui-se assim que o melhor indicador a ser usado para se identificar o pH de cloreto de amônio é o azul de bromotimol, pois quando apresenta cor amarela que dizer que possui um pH aproximado de 6,2.

Conclusão

Concluí-se assim que o melhor meio de se encontrar o pH de uma solução é através do potenciômetro e que indicadores como azul de bromofenol, azul de timol, azul de timol entre outros indicadores, podem não ser exatos quanto a concentração de hidrogênio da solução.

Referências bibliográficas

[1] disponível em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/PH> . acesso em 19 nov.2009.

[2] disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/PH. acesso em 19 nov.2009.

[3] Russel, John b.; química geral; 2ª edição; volume 1; editora Pearson, 1994.

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