PRÁTICA REALIZADA NOS DIAS 26 DE OUTUBRO E 09 DE NOVEMBRO DE 2016
Por: João Vitor Santos • 28/11/2018 • Trabalho acadêmico • 2.383 Palavras (10 Páginas) • 156 Visualizações
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PROF. Dr. FERNANDO LUIS FERTONANI
JOÃO VITOR DOS SANTOS RA: 161040241
MATHEUS ROBERTO ALVES ANDRADE RA: 161042988
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PRÁTICA REALIZADA NOS DIAS 26 DE OUTUBRO E 09 DE NOVEMBRO DE 2016.
- OBJETVO[pic 5]
O objetivo desta prática é identificar ácidos e bases por métodos diferentes, determinar o pH de uma substância por observações feitas, tais como a mudança de cor através de indicadores ácido-base e utilizando um pHmetro.
- PRINCÍPIO DO MÉTODO
Teoria dos indicadores de pH: Tomou por base a teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius. Wilhelm Ostwald postulou a teoria iônica dos indicadores, admitindo que os mesmos sejam ácidos ou bases fracos, em que são moléculas não dissociadas deveriam possuir uma coloração diferente das dos respectivos íons. A teoria iônica explica de maneira simples a mudança de coloração dos indicadores em função dos deslocamentos dos processos de dissociação em meios ácido ou básicos, porém não explica qual o mecanismo que provoca a mudança de coloração do indicador. Tal fato pode ser explicado pela teoria cromófora, em que “A coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas nas moléculas”. É o resultado de um reagrupamento intramolecular. A teoria cromófora explica a mudança de coloração dos indicadores como devido a um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio. A mudança de coloração reflete a formação ou o desaparecimento de grupos cromóforos. Entre os grupos cromóforos, conta-se o grupo nitro representado pela Figura 1.1, pela Figura 1.2, o núcleo quinoídico, que se forma a partir do núcleo benzênico, e o grupo azo representado pela Figura 1.3, entre outros.
Figura 1.1 Grupo nitro Figura 1.2 Grupo quinoídico Figura 1.3 Grupo azo
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- RESULTADOS
Tabela 1.1 Soluções testadas com indicadores e suas respectivas cores, pH encontrado pelo indicador, teórico e utilizando o pHmetro.
Soluções | Indicador/Cor | pH encontrado indicador | pH teórico | pHmetro |
CH3COOH | Alaranjado de metila/Vermelho | ≤ 3,1 | 3,0 | 3,61 |
Azul de bromotimol/ Amarelo | ≤ 6,2 | |||
Verde de bromocresol/Amarelo | ≤ 4,0 | |||
Fenolftaleína/Incolor | ≤ 8,0 | |||
HCl | Alaranjado de metila/Vermelho | ≤ 3,1 | 1,0 | 1,76 |
Azul de bromotimol/Amarelo | ≤ 6,2 | |||
Verde de bromocresol/Amarelo | ≤ 4,0 | |||
Fenolftaleína/Incolor | ≤ 8,0 | |||
NH3 | Alaranjado de metila/alaranjado | ≥ 4,4 | 10 | 10,78 |
Azul de bromotimol/azul | ≥ 7,6 | |||
Verde de bromocresol/azul | ≥ 5,6 | |||
Fenolftaleína/Vermelho | ≥ 8,0 |
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Soluções | Indicador/Cor | pH encontrado indicador | pH teórico | pHmetro |
NH4Cl | Alaranjado de metila/Alaranjado | ≥ 4,4 | 5,5 | 6,45 |
Azul de bromotimol/Amarelo | ≤ 6,2 | |||
Verde de bromocresol/Azul | ≥ 5,6 | |||
Fenolftaleína/Incolor | ≤ 8,0 | |||
NaOH | Alaranjado de metila/Alaranjado | ≥ 4,4 | 12,5 | 13,37 |
Azul de bromotimol/Azul | ≥ 7,6 | |||
Verde de bromocresol/Azul | ≥ 5,6 | |||
Fenolftaleína/Vermelho | ≥ 8,0 | |||
CH3COONa | Alaranjado de metila/Alaranjado | ≥ 4,4 | 7,0 | 7,20 |
Azul de bromotimol/Azul | ≥ 7,6 | |||
Verde de bromocresol/Azul | ≥ 5,6 | |||
Fenolftaleína/Incolor | ≤ 8,0 |
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