UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA
CENTRO DE CIÊNCIAS DE IMPERATRIZ - CCIM
CURSO DE ENGENHARIA DE ALIMENTOS
DISCIPLINA: QUÍMICA EXPERIMENTAL I
DOCENTE: PROF.ALAN BEZERRA
ALINE CRISTINE DA SILVA CUNHA
PH DE SOLUÇÕES
IMPERATRIZ - MA
2022
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relatorio ph de soluções, Manuais, Projetos, Pesquisas de Química
relatório experimental I ; ph de soluções
Tipologia: Manuais, Projetos, Pesquisas
2022
1 / 12
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA
CENTRO DE CIÊNCIAS DE IMPERATRIZ - CCIM
CURSO DE ENGENHARIA DE ALIMENTOS
DISCIPLINA: QUÍMICA EXPERIMENTAL I
DOCENTE: PROF.ALAN BEZERRA
ALINE CRISTINE DA SILVA CUNHA
PH DE SOLUÇÕES
IMPERATRIZ - MA
ALINE CRISTINE DA SILVA CUNHA
PH DE SOLUÇÕES
Relatório apresentado à disciplina de Química Experimental I do curso de Engenharia de Alimentos - UFMA, como requisito parcial para obtenção de nota. Orientador: Prof. Alan Bezerra. IMPERATRIZ - MA 2022
1 INTRODUÇÃO
Ácidos e bases são encontrados em quase todo lugar. No interior de cada célula viva existe uma fábrica que produz os ácidos e bases que suportam a vida e controlam a composição de nosso sangue e fluidos celulares. Ácidos e bases afetam o sabor, a qualidade e a digestão de nossa comida 1. Segundo a teoria da dissociação iônica de Arrhenius, uma substância é considerada ácida se, em meio aquoso, ela liberar como único cátion o H+^ ou (H 3 O+). Quanto maior a quantidade desses íons no meio, maior será a acidez da solução. E uma base é um receptor de próton. O bioquímico Peter Lauritz Sorensen ( 1868 - 1939) propôs o uso de uma escala logarítmica para trabalhar com as concentrações do íon hidrônio [H 3 O+(aq)] nas soluções, que ele chamou de pH (potencial (ou potência) hidrogeniônico) 2 , assim o pH é uma escala numérica que determina o grau de acidez de uma solução aquosa, baseado na concentração de íons hidrônio (H3O+). Soluções ácidas possuem excesso de íons de hidrônio e pH menor que 7. Soluções básicas possuem excesso de íons hidroxila (OH-) e valores de pH superiores a 7. Soluções consideradas neutras têm igual concentração de íons H 3 O+^ e íons OH-, e sua medida de pH é 7. 3 A escala de pH varia entre 0 e 14 na temperatura de 25 C, sendo possível classifica- la como ácida (pH < 7), básica (pH > 7) ou neutra (pH = 7). Figura 1: Escala de pH Fonte: google fotos.
1.1 INDICADORES DE PH
1.1.1 Papel Tornassol e Papel indicador universal O papel de tornassol ou tiras de pH são usados para determinar a acidez ou alcalinidade de uma substância. O papel de tornassol mostra apenas se um material é ácido ou básico. O papel tornassol pode se apresentar em três diferentes cores: vermelha, azul ou neutra. Tornassol vermelho é usado para testar bases, tornassol azul para testar ácidos e tornassol neutro para testar os dois. Figura 2: papel tornassol Fonte: lojanel.lab O papel indicador universal é essencialmente composto por hidróxido de magnésio juntamente com água, sal de sódio de fenolftaleína, sal monossódico de azul de bromotimol, propano- 1 - ol, hidróxido de sódio e sal monossódico de azul de timol. O uso é simples apenas mergulhe a tira do papel indicador de pH por dois segundos no fluido que deseja controlar e aguarde dez segundos.
Figura 4: pHmetro digital Fonte: CAP-LAB. 1.1.3 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. Como exemplo, a fenolftaleína, que na forma incolor, as ligações duplas de cada anel não estão conjugadas com as duplas dos outros anéis, mas na forma vermelha há conjugação entre as duplas)^4 Figura 5: Fenolftaleína Fonte: fundamentos de Química Experimental, 2004. Outro indicador, o alaranjado de metila (também chamado de heliantina) tem as seguintes estruturas:
Figura 6: Alaranjado de metila Fonte: fundamentos de Química Experimental, 2004. A cor apresentada pelo indicador depende da concentração de íons H+^ presentes na solução. Tomemos como 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 formos adicionando 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. Figura 7 : Indicadores Fonte: fundamentos de Química Experimental,2004. 2 OBJETIVO Determinar o pH de algumas amostras aquosas e comparar qual método de determinação é mais eficiente.
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO
Resultados obtidos na determinação do pH pelos métodos de papel indicador universal e pelo pHmetro: Amostras pH determinado no papel indicador pH determinado no pHmetro Kombucha 4 2, Suco de pêssego 4 2, Coca-cola 4 2, 23 Suco de uva 4 2, Leite 7 6, Café 4 5, Limão 2 2, Tabela 1: Resultados obtidos na determinação do pH por papel indicador e pHmetro. Fonte: próprio autor,2022. A partir dos resultados obtidos na tabela com os valores de pH é possível observar uma mudança muito considerável de valores comparando o pH de uma mesma amostra pelos dois métodos isso mostra o quanto um método é mais eficiente para se usar. E medir o pH é de extrema importância para vários processos dentro da engenharia de alimentos. CONCLUSÃO Portanto, dentre os métodos utilizados para a determinação do pH das amostras o pHmetro foi o que apresentou maior eficiência isso porque seus valores contêm mais exatidão ao medir. Já o papel indicador universal ao mergulha-lo na solução mesmo com a mudança de coloração o resultado era definido por interpretação do visualizador, ou seja, o valor de pH ficou com uma interpretação em aberto onde cada pessoa poderia entender de uma forma diferente. Assim, conhecer e entender qual método de determinação se encaixar na metodologia que for trabalhar é que suma importância para ter valores com o máximo de exatidão possível, principalmente na indústria de Alimentos onde o pH é importantíssimo em toda cadeia de produção.
REFERÊNCIAS
[1] ATKINS, P. JONES. L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5a Ed, Bookman Companhia Ed., 2011. [2] FOGAÇA, J. R. V. Conceito de pH. Manual da Química. Disponível em: https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/conceito-ph.htm. Acesso em: 15 de novembro de 2022. [3] LIMA. A. L. L. Você sabe o que é pH. Mundo Educação. Disponível em:https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/voce-sabe-que-significa ph.h tm#:~ :tex t = O%20pH%20%C3%A9%20uma%20escala,acidez%20de%20algumas%20sbst%C3%A2n cias%20comuns.> Acesso em: 15 de novembro de 2022. [4] CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J.; DONATE, P. M. Fundamentos de Química Experimental. São Paulo: EDUSP, 2004.