Analica 1
Por: JESSIKAaaaa • 8/10/2015 • Trabalho acadêmico • 2.676 Palavras (11 Páginas) • 315 Visualizações
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS
Instituto de Química e Biotecnologia
Química Bacharelado
Relatório de Aula Prática
Preparo de soluções e medida de pH
Equilíbrio ácido - base: indicadores
Solução Tampão
Aluna: Jessika L. dos S. Bispo
Professor: Josué Carinhanha
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS
Instituto de Química e Biotecnologia
Química Bacharelado
Relatório de Aula Prática
Preparo de soluções e medida de pH
Equilíbrio ácido - base: indicadores
Solução Tampão
[pic 1]
Maceió - 2013
SUMÁRIO
- Objetivo.........................................................................................................03
- Introdução Teórica.........................................................................................03
- Material utilizado............................................................................................04
- Procedimento experimental............................................................................04
- Resultados......................................................................................................05
- Conclusão.......................................................................................................06
- Referências.....................................................................................................07
- Objetivo
- Medir o pH de soluções para comparação com o pH teórico;
- utilizar indicadores para determinação de pH;
- Preparar soluções tampões a fim de analisar o efeito de diluição e a capacidade tamponante.
- Introdução Teórica
O pH (Potencial Hidrogeniônico ) é um numero que determina a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A concentração de íons de Hidrogênio (H+) é o que determina o pH pois quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de íons H+ e menor a concentração de íons OH-. A escala de pH varia entre os valores de 0 a 14, sendo o 7 um valor neutro. O 0 (zero) valor de maior acidez e o 14 valor de maior alcalinidade . Algumas substâncias podem apresentar Valores menores que zero ou maiores que 14 .
A concentração dos ions H+ pode variar muito, podendo ser maior que 1 mol⋅L-1 e menor que 10-14 mol⋅L-1, dependendo da solução. Essa faixa grande de valores foi evitada pelos químicos utilizando logaritmos. Dessa forma o pH é calculado pelo logaritmo negativo (na base 10) da concentração de H+.
pH = - log [ H+]
Assim, o pH da água em que a concentração de H+ é 1,0×10-7 mol⋅L-1, é
pH = - log ( 1 x 10-7 ) = 7, 00 (neutro)
Para expressar a concentração de OH- utiliza – se a mesma razão de pH, só que agora para pOH:
pOH = −log[OH-]
Há uma relação entre pH e pOH que podemos perceber se levamos em consideração a equação de autoprotólise da água, Kw = [H+][OH−] ao aplicarmos a propriedade de logaritmos : log ab = log a + log b. temos:
log [H+]+ log [OH−] = log Kw x (- 1)
-log [H+]- log [OH−] = -log Kw
Que é igual :
pH + pOH = pKw
Sendo pKw = 14,00, logo :
pH + pOH = 14,00
Quando uma solução é formada pela mistura de um acido fraco e sua base conjugalda ou por uma base fraca e seu acido conjulgado temos uma solução tampão, esta solução resiste a variação do pH quando adicionarmos ácidos ou bases fortes. Alem disso ela resiste ao efeito da diluição. Para esta solução utilizarmos as seguintes formulas para calculo do pH.
pH = pKa + log [A-]/ [HA] pH = pKa + log [B]/ [BH+]
Existe algumas formas de determinar experimentalmente o pH de uma solução como por exemplo os diferentes indicadores ácido-base, que são substancias que mudam sua coloração original quando estão em contato com diferentes valores de pH.
O indicador universal é uma mistura de vários indicadores (alfa-naftolftaleína, azul de bromotimol, fenolftaleína, timolftaleína, e vermelho de metilo). Consiste em uma tabela de cores que vai do vermelho escuro (ácido) ao roxo (básico) e fitas de um papel que ao entrar em contato com uma solução alteram sua cor inicial para uma cor que indica o pH.
O papel tornassol é semelhante ao indicador universal porem com ele não é possível indicar o valor numérico do pH da solução. Ao entrar em contato com uma solução o papel tornassol muda de cor, o papel azul muda par o vermelho em solução acida enquanto que o vermelho muda para azul em uma solução básica.
Além desses indicadores ainda temos a fenolftaleina que quando adicionada em solução básica se torna rosa e em solução ácida ou neutra ela permanece incolor. o alaranjado de metila que quando adicionado em uma solução básica adquire a cor amarela, e se a solução for ácida adquire cor vermelho. O azul de bromotimol que em solução básica fica azul, em solução acida fica amarelo e em solução neutra fica verde.
- Material Utilizado
Pipetas volumétricas e graduadas 5, 10 e 25 mL
Balão volumétrico de 100, 250, 10, 50 mL
Medidor de pH (com eletrodo combinado de vidro)
Provetas de 10 mL
Béqueres de 50, 100 e 250mL
Bureta 25,00 mL
Espátulas
HCl concentrado e NaOH
Estante para tubo de ensaio
Azul de bromotimol 0,02%
Papel de tornassol azul
Papel de tornassol vermelho
Solução de NaOH 0,1 e 1 mol L –1
Solução de NH4OH 0,1 mol L -1
Solução de NaH2PO4 0,1 mol L -1
Solução acetato de sódio 0,1 mol L -1
Tubos de ensaio
Solução de fenolftaleína 0,02%
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