Relatório Determinação De PH

DETERMINAÇÃO DO pH UTILIZANDO INDICADORES E PEAGÂMETRO

INTRODUÇÃO

O potencial hidrogeniônico (pH) consiste num índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. As substâncias em geral podem ser caracterizadas pelo seu valor de pH. Em 1909, Sören P. T. Sörensen (1868-1939), bioquímico dinamarquês, estabeleceu uma maneira conveniente de expressar o pH, utilizando o logaritmo negativo da concentração do íon hidrogênio: pH = - log [H+].

Assim, quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de íons [H+] e menor a concentração de íons [OH-]. Os valores de pH variam de 0 a 14. Substâncias que possuem valores de pH 0 a 7, são consideradas ácidas, valores em torno de 7 são neutras e valores acima de 7 são denominadas básicas ou alcalinas. O pH de uma substância pode variar de acordo com sua composição, concentração de sais, metais, ácidos, bases e substâncias orgânicas e da temperatura. (SOUZA)

Há basicamente duas maneiras de se determinar o pH de uma solução: com o peagâmetro (potenciômetro) ou de maneira clássica por meio dos indicadores, que podem ser usados em solução ou impregnados em papel. (CONSTANTINO, 2004)

O peagâmetro é um aparelho capaz de realizar medidas elétricas, possuindo um tipo especial de eletrodo apropriado para mergulhar em soluções aquosas. Após calibrar o aparelho, mergulha-se o eletrodo em uma solução de pH desconhecido e o aparelho fará todas as conversões necessárias, fornecendo o pH da solução como leitura direta em um instrumento de ponteiro (analógico) ou em um mostrador digital. (CONSTANTINO, 2004)

Os eletrodos são peças de vidro complexas e muito delicadas, contendo soluções (tipo solução de KCl, de calomelano, etc), condutores metálicos, membranas muito frágeis de vidro poroso, e devem ser mantidos sempre mergulhados em líquidos apropriados. (CONSTANTINO, 2004)

Na verdade, para medir o pH são necessários dois eletrodos (indicador + referência), mas os dois são geralmente combinados em uma única peça. Como exemplo, ilustra-se na Figura 1 o esquema de um eletrodo combinado. (CONSTANTINO, 2004)

Figura 1 – Eletrodo combinado

A calibração do peagâmetro é feita mergulhando-se seu eletrodo em uma solução de pH bem determinado e ajustando os botões apropriados. Em geral, são necessárias duas soluções, de pH diferentes, para calibrar o aparelho (alguns peagâmetro calibram-se com apenas uma solução, e outros requerem três soluções diferentes). As soluções usadas para calibrar os peagâmetros precisam ter seu pH bem determinado e constante. Consegue-se isso com soluções reguladoras chamadas de tampões. (CONSTANTINO, 2004)

É importante considerar que a temperatura afeta as medidas de pH. Por isso, os pH costumam ter compensação para a temperatura; em aparelhos mais sofisticados a compensação é automática (o próprio aparelho mede a temperatura e corrige a leitura de acordo com o valor medido), mas em aparelhos mais simples é necessário o ajuste manual no botão correspondente para o valor apropriado. (CONSTANTINO, 2004)

Outra maneira de medir o pH de uma solução é utilizando substâncias conhecidas como indicadores. Indicadores são geralmente ácidos ou bases orgânicos fracos que possuem a propriedade de ter uma cor na sua forma não ionizada e outra cor na sua forma ionizada. É comum que se representar de maneira abreviada HIn para indicadores que são ácidos e InOH para indicadores que são bases. As equações ficam então com o seguinte aspecto: (CONSTANTINO, 2004)

A cor apresentada pelo indicador depende da concentração de íons H¬¬+ presentes na solução. Por exemplo, o caso de um indicador que seja um ácido orgânico fraco:

Em solução ácida (grande concentração de H+) o equilíbrio está deslocado para a esquerda: a concentração de HIn é alta e a concentração de In- é baixa, resultando na cor A. Se for adicionado base a essa solução, a concentração de H+ vai sendo reduzida e o equilíbrio vai sendo deslocado para a direita, fazendo com que finalmente comece a predominar a cor B. (CONSTANTINO, 2004)

Para mudar de cor, o indicador precisa reagir com íons H+ ou então alguma base tem que retirar íons H+ do indicador. Ora, isso significa que, para indicar qual o pH da solução, o indicador introduz uma pequena variação desse mesmo pH. Por isso é importante que a quantidade de indicador utilizada seja bem pequena (isto é, precisa-se de indicadores que sejam fortemente coloridos) para que a modificação introduzida pelo indicador possa ser considerada desprezível. (CONSTANTINO, 2004)

A variação da cor de um indicador que corresponde a um meio ácido para a cor que corresponde a um meio básico não é brusca, mas ocorre num certo intervalo de pH (geralmente 1 a 2 unidades) denominado zona de viragem ou zona de transição. A Tabela 1 mostra os indicadores e suas correspondentes zonas de viragem. (CONSTANTINO, 2004)

Tabela 1 – Indicadores e faixas de transição

Indicador Faixa de transição Cor ácida Cor básica

Alaranjado de metila 3,1 – 4,4 Vermelho Amarelo

Vermelho de metila 4,8 – 6,0 Vermelho Amarelo

Verde de bromocresol 3,8 – 5,4 Amarelo Azul

Azul de bromotimol 6,0 – 7,6 Amarelo Azul

Fenolftaleína 8,0 – 9,6 Incolor Rosa-choque

OBJETIVOS

Determinar e comparar medidas de pH de soluções ácidas e básicas utilizando substâncias indicadoras e o peagâmetro.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiais e reagentes

Tabela