Baixe Determinação de pH e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity!
Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia
Departamento de Química e Exatas - DQE
Disciplina: Técnicas Básicas de Laboratório
Docente: Marcelo Eça Rocha
Determinação de pH – Técnicas de titulação Discente: Bárbara Reis
Jequié – Bahia 23 de outubro de 2010
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.
Pode-se reconhecer uma solução básica por características como: mudar de coloração ao entrar em contato com indicadores ácido-base como a fenolftaleína, ser dotada de um sabor amargo, e neutralizar soluções ácidas.
Já as soluções ácidas são reconhecidas por não mudarem de coloração ao entrarem em contato com o indicador fenolftaleína, possuírem sabor azedo, e neutralizar soluções básicas.
Outro fator utilizado para se afirmar que certa substância é ácida, básica ou neutra, e utilizar uma escala de valores de potencial de Hidrogênio, que varia entre 0 e 14, sendo o valor médio, o 7 que corresponde a soluções neutras e valores superiores a 7 são consideradas básicas, e para valores abaixo a 7, são ácidas. ( Liz, 2009)
Objetivo
Medir e comparar o pH de uma solução medido por meio de um indicador visual ácido-base e um potenciômetro.
- NaOH 0,0885 mol/ L
- Fenolftaleína
- Suco de laranja
- Vinagre
Procedimento
Encheu-se uma bureta de capacidade 50 mL com uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,0885 mol /L, e este recipiente foi aferido até o ponto zero a altura dos olhos a fim de se evitar o erro de paralaxe.
Em um erlemeyer de capacidade 250 mL, adicionou-se 10,00 mL de suco de laranja medidos por meio de uma pipeta de capacidade 10 mL que fora anteriormente aferida e 3 gotas do indicador ácido-base fenolftaleína. Esta
solução foi posta sob a bureta e abriu-se a torneira da mesma para que a solução de NaOH começasse a gotejar lentamente ao mesmo tempo em que se homogeneizava a solução contida no erlemeyer em movimentos circulatórios para que o NaOH se misturasse rapidamente com o suco de laranja e a fenolftaleína.
Quando já haviam sidos adicionados 14,80 mL de NaOH, a solução presente no erlemeyer mudou de coloração.
Para se certificar de que a titulação estava correta, fez-se uma duplicata, então o mesmo processo foi repetido exatamente na mesma ordem, porém desta vez a solução só mudou de coloração quando já haviam sido adicionados 15,40 mL de NaOH. E já que estes resultados foram muito diferentes foi necessária uma triplicata e repetiu-se o processo mais uma vez para se somar os valores de NaOH adicionados, dividir pelos dois valores mais próximos, para assim encontrar a média do valor de titulação.
Na segunda experiência, pipetou-se 5 mL de vinagre por meio de uma pipeta de capacidade 5 mL, este volume foi colocado em um erlemeyer onde também fora adicionadas 3 gotas do indicador ácido-base fenolftaleína. Este recipiente também foi posto sob a bureta, e a torneira desta foi aberta até que houvesse um fluxo de gotejamento lento.
A coloração desta solução mudou de tom quando já haviam sido adicionados 35,50 mL de NaOH padronizado. Para se certificar sobre o volume correto para a titulação, fez-se uma duplicata, ou seja, fez-se o mesmo processo novamente e exatamente na mesma ordem, porém nesta duplicata o volume de NaOH padronizado que foi utilizado até que a solução mudasse de coloração foi de 35,70 mL, então somou-se esses valores e esta soma foi dividida pela quantidade de vezes que se fez este procedimento. Neste caso não foi necessária uma triplicata como na experiência anterior, pois os valores foram bem próximos.
Concentração inicial(C 1 ) x Volume inicial(V 1 ) = Concentração final(C 2 ) x Volume final(V 2 )
0,0885x14,85 = C 2 x 10, C 2 = 0,1314225 mol / mL
pH = - log da raiz quadrada da concentração x Constante do ácido (Ka)
pH= - log 0,3624 x 7,40 x 10 -
pH = 3,
A mesma solução foi medida no potenciômetro e o seu pH foi 3,93.
Na segunda experiência, notou-se que a solução de vinagre não mudou de coloração ao entrar em contato com a fenolftaleína, e que só mudou de coloração, adquirindo um tom rosa escuro ao ser misturada com NaOH. Para saber a média da titulação do vinagre, somou-se os dois valores mais próximos da duplicata e estes foram divididos por dois:
14,80 mL + 14,90 mL /2 = 14,85 mL adicionados para que haja a mudança de coloração.
Sabendo-se que a constante do ácido acético presente no vinagre é 1,74x 10 -5^ fez-se os seguintes cálculos para se quantificar a concentração e o pH do mesmo, respectivamente:
Concentração inicial(C 1 ) x Volume inicial(V 1 ) = Concentração final(C 2 ) x Volume final(V 2 )
0,0885 x 35,60 = C 2 x 5 C 2 = 0,6301 mol/mL
pH = - log da raiz quadrada da concentração x Constante do ácido (Ka)
pH = - log 1,3811 x 10-
pH= 4,
A mesma solução foi medida no potenciômetro e o seu pH foi 3,93. Como ambos os resultados se mostraram muito diferentes do método de titulação para o potenciômetro, supôs-se que o último estivesse desregulado.
Conclusão
Ao fim da prática notou-se que o objetivo foi concluído, pois determinou- se o pH de soluções por meio de titulação e de um potenciômetro, comparando-os posteriormente.
Referências bibliográficas
- http://pt.wikipedia.org - acessado no dia 22/10/
- http://www.fisica.net/quimica/resumo18.htm - acessado no dia 23/10/
- www.dfq.pucminas.br/apostilas/quinica_fisica/prática%207.doc - acessado no dia 23/10/
- http://pessoal.utfpr.edu.br/marcusliz/arquivos/pH.pdf - acessado no dia 26/10/10.
