A FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

INTRODUÇÃO

Todas as substâncias possuem características químicas e físicas que nos permitem analisá-las, e uma que pode facilmente ser utilizada é o pH. Este representa o potencial hidrogeniônico presente em uma determinada solução ou mistura. Esse potencial mensura a concentração molar ou molaridade de íon hidrônio H+ ou H3O+ presentes na solução e indica se essa solução ou mistura é ácida, alcalina ou neutra. A escala de pH varia entre 0 e 14, embora algumas soluções possam apresentar valores fora dela. Sendo 7 um meio neutro. Os valores abaixo de 7 são meios ácidos (quanto menor o pH, mais ácido é o meio), portanto, quando os valores estão acima de 7, são meios alcalinos (quanto maior o valor, mais alcalino é o meio).

É considerado meio alcalino a solução cuja concentração de íons OH- é maior que a dos íons H3O+. A situação oposta é vista em meios ácidos. Já o meio neutro tem a mesma concentração, em mol/L dos íons hidrônio (H3O+) e hidróxido (OH-). O pH de substâncias ou misturas pode ser medido através de diversas técnicas, nesta aula experimental foram utilizadas duas delas: papel indicador universal e pHmetro.

O objetivo deste relatório é analisar a mudança na variação do ph através do papel indicador e do pHmetro, identificar as mudanças na cor das substâncias com o uso do indicador ácido-base e atraves do indicador definir se a solução é ácida, alcalina ou neutra.



2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

2.1. Potencial hidrogeniônico – Ph

A concentração hidrogeniônica em uma solução pode variar de mais de 10 mol/L a menos de 10-15 mol/L. A escala de pH foi feita para expressar este grande intervalo de acidez de uma maneira mais conveniente. O pH é definido como logaritmo negativo da concentração hidrogeniônica (ou do íon hidrônio). (RUSSEL, 1994).

Segundo Brown (2005, p. 572) a concentração molar de H+(aq) em uma solução aquosa é geralmente muito pequena. Por conveniência, em geral usa-se [H+] em termos de pH, que é o co-logaritmo na base 10 de [H+].

Podendo assim ser demonstrado matematicamente, conforme a fórmula 1:

Fórmula 1:

pH=-log[H+]

De maneira semelhante, podemos determinar o pOH (potencial hidroxiliônico) de uma solução, conforme a fórmula 2:

Fórmula 2:

pOH=-log[OH-]

A escala de pH apresenta normalmente valores que variam de 0 á 14. Sendo assim possível calcular seu valor tendo como base os valores de pOH. Na fórmula 3 é possível notar que através de sua soma (pH e pOH), geralmente, obtém-se 14.

Fórmula 3:

pH + pOH=14

Também é possível reestruturá-la para melhor compreensão:

pH=14-pOH

A figura 1, a seguir, mostra uma relação entre os valores de pH e as concentrações de H+ em água, à 25°C:

Figura 1: Escala de Ph

(http://www.abq.org.br/cbq/2014/trabalhos/6/5754-17032.html)

2.2. Papel indicador universal

Esses indicadores, denominados indicadores universais, são obtidos pela mistura adequada de vários outros. Na sua produção, as tiras de papel são imersas em uma solução contendo uma mistura de indicadores e depois secas. Essas tiras serão, posteriormente, introduzidas nas soluções das quais se quer determinar o pH, o que é feito comparando-se a cor obtida na tira com a escala que aparece impressa na embalagem do indicador(usberco e salvador).

2.3 Indicador de pH

Apesar de menos precisos, os indicadores ácido-base podem ser usados para medir o pH. Um indicador ácido-base é uma substância colorida que pode por si mesma existir na forma ácida ou básica. As duas formas têm cores diferentes. Assim, o indicador fica de uma cor em um ácido e de outra cor em uma base.

(BROWN, 2005)

Segundo Russel (1994, p. 758) um indicador é um par conjugado de ácido e base Brønsted-lowry cujo ácido apresenta uma coloração e a base outra. Algumas vezes uma das duas é incolor. Pelo menos uma das colorações é suficientemente intensa para ser visualizada em uma soluções diluídas. A maioria dos indicadores são moléculas orgânicas com estruturas relativamente complexas; um indicador comum é o 3,3-bis(4-hidroxifenil)-1-(3H)-isobenzofuranona, cuja fórmula é HC20H13O4 e que, felizmente, é conhecida como fenolftaleína.

A interconversão entre duas formas pode ser representada pela equação de Brønsted-lowry, a seguir:

Equação de Brønsted-lowry

HC20H13O4(aq) + H2O C20H13O4- (aq) + H3O+(aq)

Fonte: Os Autores (2017).

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2.3.1. Fenolftaleina

Os indicadores mais comumente empregados em laboratório são sintéticos, por exemplo, a fenolftaleína que, como todos eles, quando dissolvida em água se ioniza e origina íons, estabelecendo um equilíbrio. O indicador e a sua forma ionizada apresentam cores diferentes. A fenolftaleína, em solução aquosa, estabelece o seguinte equilíbrio:

Meio ácido = [ H+] o equilíbrio é deslocado para a esquerda, prevalecendo a forma não-ionizada; logo, a solução é incolor.

Meio básico = [OH-] os íons OH- retiram H+ do equilíbrio que se desloca para a direita prevalecendo a forma ionizada; logo, a solução é rósea.

A mudança de cor ocorre em determinados intervalos de pH, que são denominados faixa ou intervalo de viragem. Quando o valor do pH é inferior ao intervalo de viragem, temos uma cor; quando o valor é superior ao intervalo na faixa de viragem temos uma cor intermediária às duas. (usberco e salvador)