Relatorio 1 - A PRATICA VISA DETERMINAR O pH VIA POTENCIOMETRIA E COMPARAR COM A INDICAÇÃO PDF

Preview

Summary

A PRATICA VISA DETERMINAR O pH VIA POTENCIOMETRIA E COMPARAR COM A INDICAÇÃO VIA INDICADORES VISUAIS ÁCIDOS-BASE....

Description

DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL.

RELATÓRIO DA PRÁTICA EM LABORATÓRIO: DETERMINAÇÃO DO pH VIA POTENCIOMETRIA EM COMPARATIVO A INDICAÇÃO VIA INDICADORES VISUAIS ÁCIDOS-BASE.

SETEMBRO – 2019

Sumário 1. OBJETIVOS 3 2. INTRODUÇÃO

3

3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

4

3.1 MATERIAIS E REAGENTES 4 3.2 METODOLOGIA

4

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 5. CONCLUSÃO

6

9

6. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 9 7. ANEXOS ..............................................................................................10

2

1. OBJETIVOS Medir o pH de uma solução utilizando-se dois processos: indicadores visuais ácido-base e potenciometria. E comparar os dois processos de medida de pH. 1. INTRODUÇÃO 2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 3.1 MATERIAIS E REAGENTES 

Potenciômetro;



Tubos de ensaios;



Amarelo de Alizarina;



Fenolftaleína;



Alaranjado de metila;



Vermelho de metila;



Azul de bromotimol



HCl 0,1 mol/L aproximadamente; 0,1 mol/L aproximadamente;



CH 3 COOH



NaOH 0,1 mol/L aproximadamente;



NH 4 Cl

0,1 mol/L aproximadamente;

3.2 METODOLOGIA 1. Inicialmente foram separados 20 tubos de ensaio, divididos em 4 grupos de 5 tubos. O grupo 1 foi numerado de 1 a 5, o grupo dois foi representado pelas letras de A a E, o grupo 3 foi representado pelos algarismos romanos de I a V e o quarto grupo foi representado pelas letras de F a J. 2. No primeiro grupo de tubos foi adicionado cerca de 2mL de solução 0,1mol/L de ácido acético. Em seguida, foram adicionadas a cada tubo algumas gotas dos indicadores. As cores das soluções foram observadas e as prováveis faixas de pH foram determinadas. 3. O procedimento supracitado foi feito com os demais grupos de tubos, utilizando as seguinte soluções ácidas ou básicas: Grupo 1 (ácido

3

acético -

CH 3 COOH ), Grupo 2 (ácido Clorídrico - HCl), Grupo 3

(Cloreto de Amônio - NH 4 Cl ) e grupo 4(Hidróxido de Sódio - NaCl). 4. Por último, utilizando o potenciômetro, cada grupo ficou responsável por medir o pH exato das soluções utilizadas como agentes ácidos ou básicos. 3. RESULTADOS E DISCUSSÃO  GRUPO 1 (Solução de ácido acético) Tabela 1: Coloração apresentada pela solução de ácido acético após a adição de indicadores e a faixa de pH provável.

Tubo

Indicador

pH

Transição de cor

Coloração

1

Alaranjado de

estabelecido 3,1 - 4,4

Vermelho - amarelo

apresentada Vermelho

2

Metila Azul de

6,0 - 7,6

Amarelo – Azul

Laranja

3

Bromotimol Alizarina

10,1 – 12,0

Amarelo - vermelho

Amarelo

4

Vermelho de

4,4 – 6,2

Vermelho - Amarelo

Rosa

5

metila Fenolftaleína

8,0 – 10,0

Incolor - rosa

Branco

GRUPO 2 (Solução de ácido clorídrico) Tabela 2: Coloração apresentada pela solução de ácido clorídrico após a adição de indicadores e a faixa de pH provável.

Tubo

Indicador

pH

Transição de cor

Coloração

A

Alaranjado de

estabelecido 3,1 - 4,4

Vermelho - amarelo

apresentada Vermelho

B

Metila Azul de

6,0 - 7,6

Amarelo – Azul

Laranja

C D

Bromotimol Alizarina Vermelho de

10,1 – 12,0 4,4 – 6,2

Amarelo - vermelho Vermelho - Amarelo

Amarelo Rosa

E

metila Fenolftaleína

8,0 – 10,0

Incolor - rosa

Branco

 GRUPO 3 (Solução de Cloreto de Amônio)

4

Tabela 3: Coloração apresentada pela Cloreto de Amônio após a adição de indicadores e a faixa de pH provável.

Tubo

Indicador

pH

Transição de cor

Coloração

Alaranjado de

estabelecido 3,1 - 4,4

Vermelho - amarelo

apresentada Laranja

I II

Metila Azul de

6,0 - 7,6

Amarelo – Azul

Amarelo

III

Bromotimol Alizarina

10,1 – 12,0

Amarelo - vermelho

Vermelho

IV

Vermelho de

4,4 – 6,2

Vermelho - Amarelo

Amarelo

V

metila Fenolftaleína

8,0 – 10,0

Incolor - rosa

Branco

 GRUPO 4 (Solução de Hidróxido de Sódio) Tabela 4: Coloração apresentada pela solução de Hidróxido de Sódio após a adição de indicadores e a faixa de pH provável.

Tubo

Indicador

pH

Transição de cor

estabelecid

Coloração apresentada

I

Alaranjado de

o 3,1 - 4,4

Vermelho - amarelo

Laranja

II

Metila Azul de

6,0 - 7,6

Amarelo – Azul

Azul

III IV

Bromotimol Alizarina Vermelho de

10,1 – 12,0 4,4 – 6,2

Amarelo - vermelho Vermelho - Amarelo

Roxo Amarelo

V

metila Fenolftaleína

8,0 – 10,0

Incolor - rosa

Rosa Escuro

Um indicador ácido–base ou indicador do potencial hidrogêniônico (pH) é um composto químico, normalmente bases fracas em soluções diluídas ou ácidos orgânicos, que sofre permutações na sua coloração de acordo com a concentração da solução. A mudança da coloração está diretamente ligada ao pH. Quando os compostos são adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se

5

+¿¿ H

aos íons

ou

−¿¿ OH

que consequentemente, provoca uma alteração

da configuração eletrônica dos indicadores, resultando-se assim, na alteração da cor. Por meio dos testes realizados com indicadores nas soluções de ácido acético, ácido clorídrico, cloreto de amônio e cloreto de sódio, foi possível observar que algumas substâncias apresentaram as colorações indicadas com base na tabela 1 – em ANEXO, porém, outras não, o que pode ser explicado pelo fato das vidrarias estarem contaminadas com algum produto, ou seja, mal lavadas, alterando assim as propriedades de algumas soluções. Além disso, o caso da fenolftaleína ter apresentado uma cor esbranquiçada em vez de incolor pode ser explicado em virtude da pouca solubilidade em água. Ademais, é de grande importância salientar que os indicadores visuais de pH não são aconselháveis para determinações precisas do valor de pH. O método mais recomendável é e frequentemente utilizado é a utilização de um aparelho chamado potenciômetro, que é responsável por determinar o pH das soluções de forma mais precisa. Após a determinação das faixas de pH por meio observação visual da coloração das soluções, utilizou-se um potenciômetro, visando ter um resultado mais preciso. Os valores estão apresentados na tabela abaixo: Tabela 5: Valores obtidos do pH com a utilização do potenciômetro.

Soluções Ácido acético Ácido Clorídrico Cloreto de Amônia Hidróxido de sódio

Valores de pH 2,51 1,02 6,35 12,62

De acordo com a tabela é possível observar que os valores de pH entre as soluções ácidas de ácido acético e ácido clorídrico foram divergentes, assim como entre as soluções de Cloreto de amônia e Hidróxido de sódio. Tais diferenças podem ser explicadas devido ao fato de os ácidos e as bases poderem ser classificados como fortes ou fracos. Ácidos e bases fortes são soluções que se dissociam completamente em solução, quando submetidos a temperatura e pressão constantes, liberando-se assim seus prótos. Assim, 6

pode-se dizer que ácidos e bases fracas são soluções que se dissociam parcialmente em solução. Deste modo, é possível observar que é vantajoso utilizar o potenciômetro nas medidas do potencial hidrogêniônico (pH), devido o método dos indicadores de pH não nos dar um valor exato, apenas aproximado. Os valores obtidos de pH são distintos entre si e isso pode ser explicado com base na teoria de Bronsted-Lowry que nos permite estabelecer o seguinte método de comparação – toda ou qualquer substância para ser considerada ácida, deve possuir o pH menor de 7. Para +¿ Bronstes-Lowry ácido é toda substância capaz de liberar um próton ( H ¿ ) +¿ e como pH = -log [ H ¿ ], podemos afirmar que quanto maior for a quantidade de íons

+¿¿ H

liberados, maior será a concentração de

+¿¿ H

e

menor será o pH do analito. Assim, é possível explicar o fato do pH do HCl ser menor que do ácido acético. Com relação as substâncias básicas, podemos utilizar a mesma teoria de Bronsted, que nos diz que base é toda substância capaz de recebe um +¿ +¿ próton ( H ¿ ) e como pH = -log [ H ¿ ], é possível afirmar que quanto menor for a quantidade de íons de

+¿¿ H

+¿ ¿ H

liberados, menor será a concentração

e maior será o pH da substância analisada. Deste modo, é possível

explicar o porquê o pH da solução de NaOH foi maior que o da solução de NH 4 Cl .

4. CONCLUSÃO Conclui-se que é possível realizar a medição de pH das soluções por diferentes

métodos,

tais

como:

utilizando

indicadores

ácido-base

(fenolftaleína, alaranjado de metila, azul de Bromotimol e etc.), que são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ou uma base, 7

sofrem alteração na coloração ou, aparelhos como o potenciômetro, que nos permite a leitura do pH imediata e de forma mais precisa. 5. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA - ATKINS, Peter W. Physical Chemistry. 4th. ed. Oxford : Oxford University Press, 1990. p. 209-39. - KOTZ, J.C. & PURCELL, K.F. Chemistry and chemical reactivity. New York : Saunders College, 1991. p. 659-689. - PIMENTEL, George C. Química: uma Ciência Experimental. 4. ed. Lisboa : Fundação Calouste Gulbenkian, 1963. p. 206-238. - PIMENTEL, G.C. & SPRATLEY, R.D. Química: um Tratamento Moderno. São Paulo: Edgard Blücher, 1974. p. 69-79.

8

6. ANEXOS 7.1 TABELA DA FAIXA DE VARIAÇÃO DO PH E DE SUAS COLORAÇÕES ESTABELECIDAS PARA CADA INDICADOR ÁCIDO-BASE. A tabela mostra as faixas de viragem de cor de uma série de indicadores ácidos-base, bem como as cores que os indicadores apresentam em valores de pH acima e abaixo dessas faixas. Tabela 6: Dados de indicadores ácido-base. Indicador Alaranjado de Metila Azul de Bromotimol Alizarina Vermelho de metila Fenolftaleína Violeta de Cristal Azul de timol

pH estabelecido 3,1 - 4,4 6,0 - 7,6 10,1 – 12,0 4,4 – 6,2 8,0 – 10,0 0 – 1,8 1,2 – 2,8

Transição de cor Vermelho - amarelo Amarelo – Azul Amarelo - vermelho Vermelho - Amarelo Incolor - rosa Amarelo – azul Vermelho - Amarelo

6.2 QUESTÕES  Qual a vantagem de usar potenciômetro? Embora os medidores de pH, tal como o potenciômetro, sejam mais difíceis de usar, porque devem ser calibrados e receber manutenção, com a devida calibração eles fazem a medição com mais precisão do que uma fita de teste ou outro método de medição de pH. O número de íons de hidrogênio é quantificado pelo medidor, que é essencialmente um voltímetro e é muito mais sensível que outros métodos. Os medidores de pH são muito mais precisos que outros métodos de medição e pH e são capazes de medir até 1 décimo da unidade de pH. Os medidores de pH oferecem a vantagem de não serem descartáveis. Além de ter de comprar padrões de calibragem ocasionalmente e soluções para armazenamento de sondas ao fazer a compra inicial, é possível medir quantos valores de pH você desejar. Toda vez que você medir o pH usando outro método, você terá de reabastecer seu estoque.  Qual a razão de serem observados valores diferentes de pH em algumas situações?

9

O indicador azul de timol apresenta duas faixas de viragem distintas. Por isso aparece duas vezes na tabela; e os

indicadores

fenolftaleína e timolftaleína, em virtude da pouca solubilidade em água, apresentam abaixo das faixas uma cor esbranquiçada em vez de incolor.  Determine quais os indicadores ideais para cada solução, se possível. Toda ou qualquer solução tem um caráter ácido-base de pH, para verifica-lo é necessário e interessante utilizar um indicador que tenha dentro de sua faixa de pH. O ideal é utilizar o que estiver com a menor faixa, pois assim pode-se obter uma maior precisão na observação do pH da solução. Na tabela abaixo, podemos observar os indicadores ideais para cada solução utilizada ao longo da prática de acordo com os valores de pH estabelecidos na tabela 1 – ANEXO: Solução

Valores de pH

Faixa de

Indicador ideal

Ácido acético Ácido clorídrico Cloreto de Amônia

obtidos 2,51 1,02 6,35

Viragem (pH) 1,2 – 2,8 0 – 1,8 6,0 – 7,6

Azul de timol Violeta de Cristal Azul de

Hidróxido de Sódio

12,62

10,1 – 12,0

bromotimol Alizarina

10...