UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO

CENTRO UNIVERSITÁRIO DO NORTE DO ESPIRÍTO SANTO

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS NATURAIS

ENGENHARIA QUÍMICA

CAMILA CAROLYNE DE OLIVEIRA SANTOS

FREDERICO KROHLING MAYER

JULIO PANSIERE ZAVARISE

RELATÓRIO Nº 4

EXPERIMENTO 07: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO

DE UM INDICADOR POR ESPECTROFOTOMETRIA

SÃO MATEUS-2015

RESUMO

Neste experimento, analisou-se a mudança de cor de indicadores químicos em

soluções tampão de hidrogenofosfato dissódico 0,2 mol.L-1 e ácido cítrico 0,1

mol.L-1 de pHs variados e ainda, aplicou-se o uso da técnica da espectroscopia

de absorção para determinar a constante de dissociação do indicador químico

vermelho de metila. Na realização do experimento, preparou-se uma série de 6

solução tampão com 15 mL totais cada , com pHs variando de 3,0 a 8,0 e

aferiu-se o pH de cada solução utilizando um peâgametro digital. Em seguida,

adicionou-se em cada tubo de ensaio uma gota de um indicador químico ácido-

base. Na segunda parte do experimento , adicionou-se 0,2 mL de uma solução

diluída de vermelho de metila a seis novos tubos de ensaio contendo 5 mL das

soluções tampão da série preparada anteriormente e utilizando-se um

espectofotômetro mediu-se a variação de absorbância das soluções, em uma

faixa de comprimento de onda de 400 a 600 nm. A partir dos valores

encontrados para as absorbâncias , determinou-se através da forma gráfica e

da equação que relaciona o pH da solução às absorbâncias encontradas a

constante de dissociação do indicador Vermelho de Metila. Os resultados

obtidos dos valores das constantes foram pK=4,3834 pela análise dos

espectros de absorção e pK=4,3876 através da regressão linear , pois

comparando com os valor da constante de dissociação encontrado na

literatura observa-se pK=5,0; o que indica a eficiência e praticidade deste

método na determinação da constante de dissociação de um indicador ácido-

base.

Palavras Chave : Espectroscopia de absorção .Vermelho de Metila .

Constante de dissociação.

1-INTRODUÇÃO :

A radiação eletromagnética pode ser descrita como uma onda com

propriedades como comprimento de onda, frequência, velocidade e amplitude.

O modelo ondulatório falha quando se considera os fenômenos associados

com a absorção e emissão de energia radiante. Para tanto, as ondas

eletromagnéticas podem ser tratadas como pacotes discretos de energia ou

partículas chamadas fótons. Essa dualidade não é mutuamente excludente,

mas sim complementar, dependendo do tipo de característica da onda que se

quer analisar. Para esse caso específico, a radiação eletromagnética é tratada

como uma onda constituída de um campo magnético e um campo elétrico, de

acordo com a figura 1.

Figura 1-Comportamento de uma onda eletromagnética. Fonte da imagem:

<http://www.if.ufrgs.br/public/tapf/v24_n4_bruscato_mors.pdf.>

O espectro eletromagnético cobre uma faixa enorme de frequências e,

portanto, comprimentos de onda. As frequências mais úteis variam de 1019 Hz

(raios Gama) a 103 Hz (ondas de rádio). O espectro eletromagnético está

ilustrado na figura 2.-------------------------------------------------------------------------------

Figura 2-Espectro eletromagnético com comprimentos de ondas mais usuais. Fonte

da imagem :<http://luztecnologiaearte.weebly.com/uploads/1/3/5/6/13567015/83095

13_orig.jpg?1>.

As técnicas que envolvem a medição dos espectros da luz visível empregam as

interações da radiação eletromagnética com a matéria para obter informações

sobre uma amostra. Quando a amostra é estimulada pela aplicação de uma

fonte de radiação eletromagnética externa, um dos processos que podem

ocorrer é a absorção da radiação incidente. Isso caracteriza a técnica de

espectroscopia de absorção, a qual mede a quantidade de luz absorvida em

função do comprimento de onda. Cada espécie molecular é capaz de absorver

suas próprias frequências características da radiação eletromagnética e resulta

num decréscimo da energia incidente.

Uma luz atravessando um meio contendo um analito de determinada

concentração sofre decréscimo de intensidade na proporção que o analito é

excitado. Quanto mais longo for o comprimento do caminho pelo qual a luz

passa, ou quando mais concentrada a solução estiver mais atenuada é a luz.

Deste modo, a absorbância (A) é definida como o logaritmo negativo da

transmitância (T). Esta ultima é a razão entre a incidência (I) da radiação antes

e depois de passar por uma solução absorvente. Essas variáveis estão

relacionadas através da Lei de Beer.

𝐴 = −log(𝑇) = −log(𝐼 𝐼𝑜) = 𝜀𝑏𝐶⁄ (1)

onde:

A é absorbância (adimensional);

ε é a absortividade (mol-1 .L.cm-1 );

b é o caminho ótico,(cm);

C é a concentração molar,(mol.L-1).

Neste experimento a absorbância será calculada para indicadores químicos e

será relacionada com a determinação de sua constante de equilíbrio. Segundo

Skoog , West e Holler, 2006, “os indicadores químicos são, geralmente, ácidos

ou bases orgânicos fracos e apresentam cores nitidamente diferenciáveis nas

suas formas dissociada e não dissociada”( Um indicador genérico possui os

seguintes equilíbrio químico e constante de dissociação:

𝐻𝐼𝑛𝑐𝑜𝑟𝐴 ↔ 𝐼𝑛𝑐𝑜𝑟𝐵− +𝐻+(𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜2)

𝐾 =[𝐻+][𝐼𝑛−]

[𝐻𝐼𝑛]→ 𝑝𝐾 = 𝑝𝐻 − 𝑙𝑜𝑔

[𝐼𝑛−]

[𝐻𝐼𝑛](𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜3)

Deste modo, de acordo com a equação 2, a cor resultante no equilíbrio é

proporcional às concentrações das formas dissociadas e não dissociadas. A

equação 3 exprime a proporcionalidade entre In- e HIn com a constante de

dissociação (K) e o pH do meio. Portanto, a cor resultante de um indicador

numa solução é diretamente proporcional ao pH do meio; que pode ser

determinado fazendo uso de um peâgametro digital.

Quando um indicador está não dissociado, a cor é predominantemente A e

representa a cor ácida pura do indicador , e para o outro, caso a cor é B, e

representa a cor básica pura do indicador. Para o primeiro caso, de acordo com

a equação 3, pH<pK. Para o segundo caso pH> pK. Por conseguinte um pH

variando de valores intermediários à maiores que pK resulta em uma escala de

cores do indicador. [1]

A tabela 1 mostra as cores A (cor ácida) e B (cor básica) para vários

indicadores.

Tabela 1-Indicadores químicos importantes.

Nome comum Faixa de

transição do pH

Mudança de Cor Tipo do

Indicador A B

Amarelo de Metila 2,9-4,0 Vermelho Amarelo Básico

Alaranjado de Metila 3,1-4,4 Vermelho Laranja Básico

Verde de Bromocresol 3,8-5,4 Vermelho Azul Ácido

Vermelho de Metila 4,2-6,3 Vermelho Amarelo Básico

Púrpura de Bromocresol 5,2-6,8 Azul Púrpura Ácido

Azul de Bromotimol 6,2-7,6 Amarelo Azul Ácido

Vermelho de Cresol 7,2-8,8 Amarelo Vermelho Básico

Fonte: SKOOG, Fundamentos de Química Analítica,2009 : 8 ed. pg 353, Ed.

Thomsom.

A absorbância e as concentrações molares das espécies em equilíbrio podem

ser relacionadas da seguinte forma:

[𝐼𝑛−] = 𝐴 − 𝐴𝐻𝐼𝑛𝑒[𝐻𝐼𝑛] = 𝐴𝐼𝑛 − 𝐴(4)

Substituindo 4 em 3:

𝑝𝐾 = 𝑝𝐻 − 𝑙𝑜𝑔𝐴 − 𝐴𝐻𝐼𝑛𝐴𝐼𝑛 − 𝐴

(5)

Com a equação 5 determina-se a constante de dissociação do indicador

através de sua absorbância. AHIn e AIn são obtidos nos extremos da faixa de

viragem do indicador nos pHs mínimo e máximo em que o indicador apresenta

mudança de cor perceptível ao olho humano.

A absorbância é medida em um espectrofotômetro na região da luz visível e

possui seu desenho esquemático apresentado na figura 4. Ele mede a

diferença em relação a um padrão da incidência de luz (I) na amostra.

Figura 3- Esquema dos principais componentes de um Espectrofotômetro. Fonte da

imagem : <http://fit2.fit.br/sitedoprofessor/professor/link/201403061116388%20Espect

rofotom.pdf>.

2-MATERIAIS E REAGENTES :

2.1-Equipamentos :

Micropipeta automática com capacidade de 10 a 100 µL ±0,5 µL ;

Micropipeta automática com capacidade de 1 a 5 mL ± 0,5 mL;

Peagâmetro digital ;

Espectrofotômetro ;

04 cubetas de quartzo ;

Frasco lavador;

Pipeta Pasteur.

2.2-Vidrarias:

12 tubos de ensaio numerados;

Pipeta volumétrica de 5,00 mL ;

Pêra de sucção;

Bastão de vidro .

2.2-Reagentes:

Água destilada;

Hidrogeno fosfato dissódico 0,2 mol/L(aq.) ;

Ácido cítrico 0,1 mol/L(aq.);

Vermelho de Metila (aq.);

Alaranjado de Metila (aq.);

Vermelho do Congo (aq.);

Bromocresol Púrpura (aq.);

Azul de Bromotimol (aq.);

Vermelho de Cresol (aq.).

3-PROCEDIMENTOS:

O experimento foi dividido em duas partes :

Parte I -Determinação do pH e da coloração da série de tampões

Mcllvaine :

Com as micropipetas automáticas, com capacidades de 10-100 µL e 1-5 mL

transferiu-se alíquotas de quantidades determinadas na tabela 1 de soluções

de hidrogêniofosfato de sódio , 0,1 mol.L-1 e ácido cítrico 0,2 mol.L-1,

preparadas, a fim de preparar-se 6 soluções tampão (série Mcllvaine) em tubos

de ensaio numerados de 1-6, perfazendo um volume total de 15 mL em cada

tubo de ensaio.Utilizando a pipeta volumétrica de 5 mL e com auxílio da pêra

de sucção, transferiu-se uma alíquota de 5mL de cada solução tampão da

série Mcllavaine preparadas conforme o procedimento descrito acima para uma

nova série de seis tubos de ensaio também numerados de 1-6 para realização

da 2ª parte do experimento. O pH das soluções desta primeira parte foi aferido

utilizando-se um peagâmetro digital , aferindo diretamente no tubo de ensaio

contendo a solução. Após a medição do pH com o peagâmetro em cada

solução foi adicionado um indicador químico específico previamente

determinado, conforme consta na tabela 2 e observou-se a coloração adquirida

pela solução.

Tabela 2-Série Mcllvaine obtida pela mistura de hidrogênio fosfatodissódico e ácido

cítrico.

Solução Nº pH teórico Na2HPO4 0,2M

(mL)

Ácido cítrico

0,1M (mL)

Volume

final (mL)

01 3,0 3,09 11,91 15

02 4,0 5,79 9,21 15

03 5,0 7,73 7,27 15

04 6,0 9,48 5,52 15

05 7,0 12,36 2,64 15

06 8,0 14.60 0,41 15

Tabela 3-Determinação do pH aparente.

Série Mcllvaine Indicador Coloração da

Solução

pH medido

pH 3,0 Alaranjado de Metila - -

pH 4,0 Vermelho do Congo - -

pH 5,0 Vermelho de Metila - -

pH 6,0 Bromocresol púrpura - -

pH 7,0 Azul de Bromotimol - -

pH 8,0 Vermelho de Cresol - -

Parte II -Medida da absorbância de vermelho de metila:

Utilizando-se as soluções de 5 mL contidas nos 6 tubos de ensaio numerados

preparadas na primeira parte do experimento e reservadas para esse fim,

adicionou-se com o auxílio da micropipeta automática de 10-100 µL duas

alíquotas de 100 µL ( equivalente a 0,1 mL de solução em cada alíquota ) de

vermelho de metila diluído, perfazendo um volume adicionado de 200 µL (0,2

mL) em cada tubo de ensaio numerado de 1-6, agitando-se após adicionar a

solução com o bastão de vidro para homegeinizar a mistura. Com o auxílio de

um espectrofotômetro e adicionando-se separadamente nas cubetas de

quartzo, previamente rinsadas com as soluções preparadas , uma pequena

quantidade de cada solução da série de 1-6 contendo o Vermelho de Metila,

foram medidas as absorbâncias de cada solução preparadas no procedimento

anterior, variando o comprimento de onda de 400 nm a 600 nm e a fazendo uso

da água destilada em uma das cubetas como o padrão de referência de

absorbância nula.

4-RESULTADOS E DISCUSSÔES :

Parte I -Determinação do pH e coloração da série de tampões Mcllvaine :

Conforme tabela 3 do procedimento experimental, os volumes de Ácido Cítrico

0,1M e Hidrogenofosfato Dissódico 0,2M foram adicionados para a preparação

das soluções-tampão de acordo com a Série McIlvaine e foram adicionados

indicadores nas alíquotas conforme o pH teórico. As cores das soluções

resultantes e o pH medido das soluções para posterior cálculo do logaritmo

negativo da constante de dissociação foi obtido através do peagâmetro, esses

dados experimentais estão sintetizados na tabela 4:

Tabela 4: Determinação do pH aparente

Solução nº

Serie McIlvaine

Indicador Coloração da

solução pH medido

01 pH 3,0 Alaranjado de metila Vermelho 2,67

02 pH 4,0 Vermelho do congo roxo claro 3,90

03 pH 5,0 Vermelho de metila Incolor 5,03

04 pH 6,0 Bromocresol

púrpura Púrpura 6,50

05 pH 7,0 Azul de bromotimol Azul claro 7,37

06 pH 8,0 Vermelho de cresol Violeta 8,54

Analisando as cores obtidas da tabela 4, tem-se que as soluções 02 e 03 tem

pH dentro da faixa de viragem dos seus respectivos indicadores porem com pH

mais próximo da cor não dissociada (cor A). Já as soluções 04, 05 e 06

possuem pH, mais próximo do pH da cor dissociada(cor B) do indicador. A

solução 01 tem pH fora da faixa de viragem do alaranjado de metila (2,9 a 4,6)

portanto possui a cor A (vermelha)do indicador.[2]

Parte II -Medida da absorbância de vermelho de metila:

As absorbâncias encontradas, utilizando o espectrofotômetro para cada solução num comprimento de onda variando de 400nm a 600nm e pH específicos para cada solução estão relacionadas na tabela 3.

Comprimento de onda (nm)

Solução 01

Solução 02

Solução 03

Solução 04

Solução 05

Solução 06

400 0,034 0,046 0,235 0,791 2,301 2,500

420 0,038 0,056 0,272 0,857 2,500 2,500

440 0,061 0,072 0,290 0,857 2,500 2,500

460 0,118 0,108 0,317 0,740 1,940 2,096

480 0,200 0,161 0,324 0,541 1,492 2,221

500 0,291 0,222 0,347 0,338 0,729 1,282

520 0,354 0,266 0,372 0,237 0,238 0,397

540 0,336 0,255 0,360 0,186 0,102 0,102

560 0,261 0,205 0,298 0,145 0,062 0,042

580 0,090 0,080 0,117 0,061 0,030 0,029

600 0,019 0,033 0,036 0,025 0,015 0,023

Tabela 3: Absorbâncias medidas em espectrofotômetro com comprimentos de onda variando de 400 à 600nm para 6 soluções com vermelho de metila de pH diferentes. O gráfico que relaciona esse valores está representado na figura 1.

Para o cálculo de pK e a constante de dissociação (K) do indicador foram selecionadas as absorbâncias no comprimento de onda de 520nm de cada solução e aplicadas na Equação 5, onde a absorbância da solução 4 corresponde a AHin e a da solução 6 a Ain

-. Assim, os valores que serão utilizados para determinação de pK e K, serão das soluções 1, 2, 3 e 5, com valores de pH calculados na parte 1 do experimento. O valor da constante de dissociação do indicador corresponderá a uma média aritmética dos quatro valores encontrados. Substituindo os valores de AHin e Ain

- na equação, obteremos a seguinte relação:

𝑝𝐾 = 𝑝𝐻 − 𝑙𝑜𝑔 ((𝐴) − (0,237)

(0,397) − (𝐴))

Os resultados encontrados para as quatro soluções são relacionados na tabela 4.

Solução pH pK K

01 2,67 3,1047 7,858x10-4

02 3,90 3,2451 5,687x10-4

03 5,03 6,0153 9,654x10-7

05 7,37 5,1686 6,783x10-6 Tabela 4: Valores de pK e constante de dissociação (K) do indicador vermelho de metila

0

0,25

0,5

0,75

1

1,25

1,5

1,75

2

2,25

2,5

2,75

400 420 440 460 480 500 520 540 560 580 600

Ab

so

rbân

cia

Comprimento de onda λ (nm)

Espectros de absorbância do Vermelho de Metila

Solução 1

Solução 2

Solução 3

Solução 4

Solução 5

Solução 6

A média dos valores de pK e K obtidos foram 4,3834 e 4,134x10-5. Outro modo

de se calcular o pK do indicador é através do gráfico pH versus 𝑙𝑜𝑔 ((𝐴)−(0,237)

(0,397)−(𝐴)),

mostrado na figura abaixo. O pK é dado pelo coeficiente linear da reta do gráfico.

Figura 1: Espectros de Hin em soluções tampão da série Mcllvaine em diferentes pH.

Construindo uma linha de tendência linear para os valores obtidos e a equação do gráfico têm-se que o valor do coeficiente linear foi de 4,3876. Os valores de pK encontrado algebricamente e através deste gráfico divergem numa diferença de 0,042. Isto está relacionado à linha de tendência construída no gráfico, pois a mesma não está sobre os valores correspondentes. Esta diferença não muito significativa valida os dois métodos para cálculo de pk. O valor teórico do pK do indicador vermelho de metila é 5,0. Assim, o erro experimental de acordo com o valor encontrado algebricamente foi de 12,33%.

QUESTIONÁRIO 1. Com os dados de absorbância extraídos dos espectros, determine pK e a constante de dissociação (K) do indicador utilizando a equação 5 (Figura 2). Obs: Os valores de absorbância para os cálculos deverão ser obtidos do gráfico em 520 nm (aproximadamente). A constante de dissociação corresponde a média aritmética dos quatro valores encontrados. Respondido em Resultados e Discussões. 2. Faça um gráfico conforme figura 3 e calcule o pK. Compare o pK do indicador calculado algebricamente (questão 1) e através do gráfico, discuta os resultados. Respondido em Resultados e Discussões

y = 0,9884x + 4,3876 R² = 0,4822

0

1

2

3

4

5

6

7

8

-1,5 -1 -0,5 0 0,5 1 1,5 2 2,5

pH

log {[(A) – (AHInd)] / [(AInd-) – (A)]}

pH versus log {[(A) – (AHInd)] / [(AInd-) – (A)]}

3. Obtenha na literatura o valor teórico do pK do indicador e calcule o erro experimental. Respondido em Resultados e Discussões 4. É possível observar a existência de ponto isosbéstico nos espectros de

absorbância que você obteve? O que é o ponto isosbéstico? Quando isto

acontece?

Ponto isosbéstico é o ponto onde as formas acida e básicas apresentam os

mesmos índices de absorbâncias em um comprimento de onda fixo. Isso

acontece no ponto onde as curvas todas se juntam na qual as duas espécies

em equilíbrio químico com concentrações distintas apresentam o mesmo

coeficiente de absorção molar. Nos espectros de absorbância obtidos tem-se o

ponto isosbéstico do indicador vermelho de metila experimentalmente de

440nm.

5. O que são espectros de absorção? Explique.

É a representação gráfica de medidas de comprimento de onda

eletromagnéticas versus absorbância de uma solução. O aparelho calcula a

diferença de luz , de um comprimento de onda previamente selecionado, que é

absorvida pelo padrão menos a quantidade absorvida pela amostra obtendo

assim a absorbância. O esquema abaixo mostra um método de obtenção dos

espectros de absorção:

Esquema 1: procedimento para obtenção de espectro de absorção.

6. Que tipos de moléculas apresentam absorção no ultravioleta e/ou no visível?

As moléculas que apresentam esse tipo de absorção são as que possuem

maiores comprimentos de arranjo dos elétrons que possibilitam maior o

comprimento de onda absorvido e assim maior a possibilidade de alcançar a

região do visível considerada entre os comprimentos de onda de 400 à 800nm

e ultravioleta na região de comprimentos de onda entre 200 à 400nm. Por isso

moléculas que apresentam ligações duplas e triplas, anel benzênico, grupo

nitro, nitroso, azo, carbonila e tiocarbolina, ou seja , é necessário que existam

grupos cromóforos na molécula que são grupos funcionais com elétrons de

valência com energias de excitação pequenas.

5-CONCLUSÃO:

Foi possível observar neste experimento as mudanças de coloração de acordo com a faixa de viragem de diversos indicadores, também foi determinado a constante de dissociação do indicador vermelho de metila de soluções tampão de diferentes composições em volume de Ácido Cítrico e Hidrogenofosfato dissódico , de duas maneiras através da espectrofotometria e através de regressão linear da reta pH versus log[(A) – (Ahin)/(Ain- ) – (A)]. Obteve-se valores de pK=4,3834 pela análise dos espectros de absorção e pK=4,3876 através da regressão linear sendo obtido pela literatura um valor de pK para o vermelho de metila de 5,0 tendo assim um erro experimental de 12,33% mostrando assim uma relativa eficácia do método de obtenção do pK de soluções tampão.

BIBLIOGRAFIA

[1] Skoog, D. A, West, D. M., Holler, F. J., Crouch, S. R. Fundamentos de

Química Analítica, , tradução da 8ª edição. São Paulo: Editora Thomson,

2006 .

[2] Quimibras Indústrias Químicas S/A. Indicadores de Ácidos e

Bases.Disponível em:

<http://www.quimibras.com.br/homepage/especificacoes/5.html>. Acesso

em 22 out. 2015

FICHA DE CORREÇÃO

Prática DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO

Alunos

CAMILA CAROLYNE DE OLIVEIRA SANTOS

FREDERICO KROHLING MAYER

JULIO PANSIERE ZAVARISE

Critério Peso Nota atribuída

Nota do item

Resumo 1,5 8 12

Introdução 1,0 9,7 9,7

Materiais e Métodos 1,0 10 10

Resultados e Discussão 4,0 9,3 37,2

Conclusão 1,0 9 9

Referência 0,5 10 5

Questionário 1,0 8 8

Nota do relatório (média ponderada da "nota do item") 9,1