PRÁTICA REALIZADA NOS DIAS 26 DE OUTUBRO E 09 DE NOVEMBRO DE 2016

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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.

1.   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.

1.   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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1.   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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