Relatório pH Química

INTRODUÇÃO

Os ácidos e bases são comumente conhecidos por serem prejudiciais e por vezes corrosivos, porém nós os utilizamos em nosso cotidiano de um modo bem menos agressivos do que supomos, pois os mesmos estão presentes em medicamentos, alimentos, cosméticos, bebidas, entre outros.

Um ácido de acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, é um doador de prótons e uma base é um receptor de prótons. Em 1904, Hans Friedenthal recomendou a utilização da concentração do íon hidrogênio para caracterizar soluções, e também sugeriu que as soluções alcalinas poderiam ser caracterizadas, em termos de concentração do íon hidrogênio, desde que fossem sempre iguais a 1 x 10-14/CH+, isto é, [H+] x [OH-] = 10-14. Naquela época, na área de ácido-basicidade e de tampões, os gráficos de neutralização eram apresentados tendo como uma das variáveis a concentração do íon hidrogênio [H+] ou o log [H+].

Para contornar o uso de muitos zeros trabalhava-se com notação científica e, quando da aplicação do logaritmo, com números negativos. O pH é mais bem definido como sendo pH = - log a h, onde a h é a atividade do íon hidrogênio. Em soluções contendo mais de um íon a atividade e a concentração são diferentes, porque a atividade é a concentração real de um eletrólito em solução.

Ela é função de todos os componentes iônicos em solução (força iônica), ou seja, em soluções concentradas é o produto da molaridade pela força iônica. O conceito de pH, a rigor, só se aplica a soluções aquosas e tanto mais diluídas estas forem. Caso se necessitasse calcular a basicidade de um meio (pOH), utilizava-se a expressão pH + pOH = 14. Por isso, a importância do produto iônico da água (Kw) no estabelecimento do pH. Isso também ilustra que os valores da escala de pH não são arbitrários, mas se originam da medida experimental do Kw.

Como este varia com a temperatura, a escala de pH também variará. Indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das características físico-químicas de solução na qual estão contidos, em função de diversos fatores, tais como pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e adsorção em sólidos. Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas; isto significa que mudam de cor em função do pH.

OBJETIVO

OBJETIVO GERAL

∙ Preparar soluções químicas a partir de reagentes líquidos.

OBJETIVO ESPECÍFICO

∙ Realizar cálculos estequiométricos para a preparação de soluções químicas de ácido clorídrico (HCl) e ácido súlfurico (H2SO4), nas concentrações 1,0 mol/L e 0,1 mol/L respectivamente.

 

MATERIAIS E REAGENTES

∙ Potenciômetro;

∙ Tubos de ensaio;

∙ Estante para tubos de ensaio;

∙ Béquer de 125 mL;

∙ Alaranjado de metila;

∙ Azul de timol;

∙ Azul de bromofenol;

∙ Verde de bromocresol;

∙ Vermelho de metila;

∙ Azul de bromotimol;

∙ Azul de timol;

∙ Fenolftaleína;

∙ Timolftaleína;

∙ Amarelo de alizarina;

∙ Solução de CH3COOH 0,1 mol/L (ácido acético);

∙ Solução de HCl 0,1 mol/L (ácido clorídrico);

∙ Solução de NH4OH 0,1 mol/L (hidróxido de amônia);

∙ Solução de NaOH 0,1 mol/L (hidróxido de sódio);

∙ Solução de CH3COONa 0,1 mol/L (acetato de sódio); e

∙ Solução de NH4Cl 0,1 mol/L (Cloreto de amônia).

PROCEDIMENTO

Foi numerado os 4 primeiros tubos de ensaio, e colocado em cada tubo de ensaio 2 mL de solução de CH3COOH (ácido acético) 0,1mol/L. No tubo 1 adicionou 2 gotas de azul de timol, no tubo 2 adicionou 2 gotas de alaranjado de metila, no tubo 3 adicionou 2 gotas de azul de bromofenol e no tubo 4 adicionou 2 gotas de verde bromocresol.

Nos 4 tubos seguintes, foi colocado em cada um deles 2 mL de HCl (ácido clorídrico) 0,1mol/L e os mesmos indicadores já citados acima.

Nos próximos 4 tubos, foi colocado em cada um 2 mL de NH4OH (hidróxido de amônia) 0,1mol/L. A cada tubo adicionou-se duas gotas de indicador, segundo a sequência a seguir: tubo1 adicionou azul de timol, no tubo 2 adicionou fenolftaleína e no tubo 3 adicionou amarelo de alizarina.

Nos outros 4 tubos foi colocado 2 mL de NaOH (hidróxido de sódio) 0,1mol/L. A cada tubo adicionou-se duas gotas de indicador, segundo a sequência: tubo 1 adicionou azul de timol, no tubo 2, fenolftaleína e no tubo 3, amarelo de alizarina.

Nos 4 tubos conseguintes colocou-se 2 mL de CH3COONa (acetato de sódio) 0,1mol/L. A cada tubo adicionou-se duas gotas de indicador, segundo a sequência: no tubo 1, adicionou azul de bromotimol, no tubo 2, azul de timol, no tubo 3, fenolftaleína e no tubo 4, timolftaleína.

Nos 4 últimos tubos colocou-se  2 mL de NH4Cl (Cloreto de amônia) 0,1mol/L. A cada tubo adicionou-se duas gotas de indicador, segundo a seguir: no tubo1 adicionou azul de bromotimol, no tubo 2, verde de bromocresol, no tubo 3, vermelho de metila e no tubo 4, azul de bromotimol.