Ácidos e Bases - Medidas de pH

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INSTITUTO DE QUÍMICA - UnB

RELATÓRIO^[a]

Disciplina: Laboratório de Química Fundamental (LQF) – Semestre 2018/1

Turma: B (Bacharelado)

Alunos: Estevão Matheus César Castro (180041657) & Vinícius da Costa Santos (180038133)

Professora: Stefannie de Sá Ibraim

Experimento 7: Ácidos e Bases, medidas de pH (18/05)

Data: 24/05/18

1. Introdução^[b]

        O termo pH quer dizer potencial hidrogeniônico e expressa a quantidade de H+ presente em uma solução aquosa. É representado por uma sequência numérica simbólica que vai de 0 a 14 (o motivo será explicado posteriormente); para esta o 7 é considerado neutro, qualquer valor abaixo é ácido e acima, básico (à 25ºC). Quanto maior for a concentração desses íons em solução maior será também sua acidez.

        O pOH é o oposto, isto é, sua sequência começa de 14 e vai até o 0. O 7 continua representando a neutralidade porém desta vez os valores entre 14 e 7 são ácidas e os entre 7 e 0 tem caráter alcalino.

O ‘‘p’’  de pH deriva do alemão "potenz", que significa poder de concentração, porém matematicamente representa o simétrico do logaritmo de base dez, isto é, o pH pode ser calculado tirando o logaritmo negativo da concentração de H+ em solução, portanto pH = - log10 [H+]. O mesmo serve para o pOH, pKa e pKb.

        Em uma solução aquosa, a água é fracamente ionizada, porém considera-se que ela pode sofrer o que chamamos de autoionização de acordo com o equilíbrio apresentado logo abaixo na equação dessa reação:

H2O ⇌ H+(aq) + OH-(aq)

        Para este equilíbrio a constante é chamada Kw que tem um valor fixo de 1.10-14  e é dada pela multiplicação das concentrações dos produtos, já que a água líquida não entra no cálculo, pois sua concentração permanece inalterada. Então Kw = [H+].[OH-] = Ka.Kb, o que explica o porquê da soma entre pH e pOH ou entre pKa e pKb ser sempre igual a 14.

        Para a reação de ionização de um ácido qualquer é possível aplicar a Lei de Diluição de Ostwald ao montar a tabela de equilíbrio como se vê abaixo:

HX(aq)  ⇌ H+(aq) + X-(aq)

INÍCIO	M	0	0
REAGE/FORMAR	- α.M	+ α.M	+ α.M
EQUILÍBRIO	M - α.M	+ α.M	+ α.M

        Primeiramente é importante definir que M representa a concentração molar da espécie e o ‘‘α’’ é o grau de ionização que nada mais é que o quociente entre o número de hidrogênios ionizáveis e o número de hidrogênios totais, portanto α = [H+] / M. O Ka do equilíbrio é dado pela concentração dos produtos sobre a dos reagentes, portanto:

Ka = [H+]. [X-] / [HX]

        Aqui podemos dividir em 2 casos: se o ácido for fraco e se for forte. Para o 1º caso considerando que o ácido seja fraco, o Ka é bem baixo, por isso mesmo se o multiplicarmos por 10² ainda sim ele seria menor que a concentração do ácido, isto é, 100Ka<[HX]. Com este fato podemos fazer a aproximação nos reagentes, afinal como o grau de ionização é muito baixo podemos considerar que α ≅ 0. Portanto, colocando o M em evidência no termo de equilíbrio do ácido temos que este se transforma em M(1-α), e como α se aproxima de 0, no equilíbrio ficamos apenas com M.1 e a constante ficaria: Ka= (α.M)² / M = α².M.

No 2º caso o ácido é forte e é evidente que o Ka é muito alto, ou seja, a reação é produto favorecida, ionizando mais (grau de ionização muito alto), portanto essa mesma aproximação não pode ser feita de forma que o Ka=(α.M)² / M(1-α) = α².M / (1-α).

Por último podemos delinear os conceitos de uma solução tampão que, normalmente, é uma solução que contém um par ácido-base conjugado fraco, que resiste consideravelmente à variação de pH (não permitindo grandes alterações) quando pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes são adicionadas a ela. Uma solução tampão ácida, por exemplo, a água sanitária (Kiboa), será formada por uma solução de ácido fraco com sal solúvel que possua o mesmo ânion do ácido.

Todos estes conceitos são extremamente importantes e serão muito utilizados no cálculo do pH de soluções diversas.

2. Objetivos^[c]

Este experimento busca compreender como se dá a determinação do pH através da análise de uma série de processos distintos, observando suas vantagens e desvantagens, margens de erro e o que os valores obtidos significam, podendo através deles classificar substâncias em categorias diferentes, para usos variados, técnica esta que é uma ferramenta muito útil na química industrial.

3. Descrição^[d]

a) Instrumentos utilizados

• 13 Tubos de Ensaio
• 1 Estante
• 4 Béqueres de 50 mL
• Papel Tornassol Azul e Vermelho
• Papel Indicador Universal
• Pinça
• Soluções Tampão Universal (11≥pH≥3)
• Indicador Misto de Yamada
• 9 Pipetas de Pasteur
• pHmetro
• Pisseta de Água Destilada

• Solução de Cloreto de Amônio (NH4Cl)  0,1M
• Solução de Bicarbonato de Sódio (NaHCO3) 0,1M
• Solução de Ácido Acético (H3CCOOH) 0,1M
• Solução de Carbonato de Sódio (Na2CO3) 0,1M
• Fenolftaleína
• Vermelho de Metila
• Azul de Bromotimol

b) Procedimentos e Técnicas (Parte Experimental)

• Parte α

1. Primeiramente, foram enumerados nove tubos de ensaio de 3 a 11 (representando o pH de cada solução que será colocada).
2. Individualmente, a cada tubo, com a sua respectiva pipeta, foram adicionadas aproximadamente 5 mL das soluções tampão.
3. Em seguida pingou-se 5 gotas de indicador misto de Yamada, já preparado, e observou-se a mudança na coloração das soluções nos tubos.
4. Estes tubos foram colocados na estante, sendo mantidos à disposição como uma escala de cores para futuras análises.

• Parte β

1. Foram enumerados 4 béqueres de 50 mL de 1 a 4. A estes foram colocadas cerca de 40 mL de soluções aquosas de ácido acético, cloreto de amônio, bicarbonato e carbonato de sódio, respectivamente; todas à uma concentração de 0,1 mol/L.
2. Após isto, enumerou-se também 4 tubos de ensaio, para o mesmo propósito, e com 4 pipetas diferentes foram acrescentadas a eles 5 mL de cada solução-teste.
3. Após esta etapa, pingou-se 5 gotas do misto de Yamada em cada tubo.
4. Comparou-se as cores obtidas com a escala já pronta e os dados obtidos foram registrados.

• Parte γ 

1. Após a lavagem dos tubos, foram adicionadas novamente 5 mL das soluções teste ao respectivo número de seu tubo.
2. Foi adicionado o indicador A (fenolftaleína) e observou-se a mudança na coloração das soluções. Os resultados foram anotados.
3. O mesmo procedimento foi repetido utilizando os indicadores B e C (vermelho de metila e em seguida o azul de bromotimol). Os resultados finais foram catalogados.

• Parte δ

1. Aos tubos enumerados foram recolocadas as 5 mL das soluções-teste.
2. Dentro de cada um, com o auxílio de uma pinça, foi posta uma fita de papel indicador universal até que foi observada uma mudança na coloração original do papel.
3. Cada fita foi retirada e comparada à tabela indicada na caixa. Os pH’s obtidos foram fichados.
4. O mesmo foi feito com os papéis tornassol azul e vermelho, listando as informações à respeito dos resultados.

• Parte ε

1. Nesta etapa primeiramente foi necessário calibrar o pHmetro. No caso foi utilizado um modelo semelhante ao PG-2000 (digital, de bancada), cuja calibração é semi-automatizada. Para esta, o aparelho solicita primeiramente uma solução tampão de pH 7 e logo depois um de pH 4 (em alguns é solicitado uma pH 10, todas à temperatura ambiente).
2. Após a lavagem e secagem da célula foram colocadas soluções de refrigerante de cola, cimento e café e esperou-se até que as medidas parassem de variar, listando-as em seguida.

Observações:

• É muito importante que antes do experimento todos os materiais que serão utilizados sejam checados para verificar se não há nenhuma falha visível; algo que possa interferir nas medições ou alterar os resultados.
• Sempre manusear equipamentos ou vidrarias com cuidado                                                            para não quebrar ou danificar algo, acelerando seu desgaste e diminuindo seu tempo de vida útil.
• Verificar se todos os materiais que serão utilizados estão limpos e secos antes de utilizá-los, principalmente em experimentos que envolvem ácidos e bases, afinal resquícios de reagentes podem comprometer medidas futuras.
• Após o experimento, lavar, secar e guardar os instrumentos para os próximos usuários.
• Sempre utilizar os Equipamentos de Proteção Individual (EPI), como luvas e óculos de proteção principalmente quando se trabalha com substâncias corrosivas ou inflamáveis.
• O pHmetro é um instrumento de medição de pH que usa eletrodos associados a um potenciômetro. Todo este aparato é muito sensível, e sua utilização exige certa maestria e cuidados específicos. Ele é composto por um termômetro com uma célula que realiza as leituras. Esta contém sais como o cloreto de potássio e é coberta por um vidro poroso, que além de não poder ser deixado destampado, antes de qualquer medição é preciso lavá-lo com água destilada para evitar seu ressecamento. Além disso, também é indispensável a secagem do mesmo, com lenço de papel macio, sem friccionar o bulbo, para que a água não dê interferência nos resultados.
• O papel indicador universal pode ser reutilizado, se após a leitura este for deixado de molho em um béquer com água destilada.
• Para o preparo de 1L da solução tampão universal adicione a um balão: ácido cítrico, fosfato de potássio monobásico, tetraborato de sódio, tris e cloreto de potássio na concentração de 0,1 mol/L em proporções iguais. Em seguida complete o balão com água destilada e corrija com HCl ou NaOH no pH desejado.
• Os resíduos das soluções-teste devem ser descartados em local designado.
• Indicadores naturais podem ser utilizados como o extrato de algumas frutas e hortaliças como uva, jabuticaba, açaí, amora e repolho roxo, por exemplo.

4. Resultados e Discussões^[e]

Na parte ‘‘α’’ primeiramente calculou-se matematicamente o pH de cada uma das soluções-teste, através da fórmula de Ostwald e das relações entre pKa, pKb, pH e pOH. A 1ª era composta de ácido acético. É importante destacar que todos os ácidos orgânicos são fracos, como é o caso deste em questão, por isso usaremos a equação sem a necessidade do termo ‘‘1-α’’. Para seu cálculo o valor do pKa=4,756. Com isto podemos obter o   Ka=1,75.10-2. De posse deste podemos estabelecer o α=7,54.10-5, a [H+]=7,5.10-6 e por fim o pH=2,88.