Universidade Católica de Petrópolis Alunos/RGU: Leandro Moreira da Silva – 08200362 Centro de Engenharias e Informática Letícia Moreira Dutra – 09200037 Química Geral e Experimental Thaís Leal Corrêa da Silva – 08200323 Professor: André Simões Victor Barboza da Silva – 08200311 Turma: 11110A4

Confronto Ácidos e Bases Data da entrega: 27/04/2010

I. Resumo

Foram realizados vários testes em diferentes substâncias, com o objetivo de determinar suas respectivas medidas de pH. A resultado pôde ser detectado pela diferença na coloração resultante em cada substância analisada e, com mais precisão, conferido pela medição de pH no pHmetro. II. Introdução

O pH refere-se a uma medida que indica se uma solução líquida é ácida (0 a 6,9), neutra (7), ou básica/alcalina (7,1 a 14). Uma solução neutra só tem o valor de pH = 7 a 25°C, o que implica variações do valor medido conforme a temperatura. PH é o símbolo para a grandeza físico-química 'potencial hidrogeniônico'. Essa grandeza indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução líquida. O termo pH foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês Søren Peter Lauritz Sørensen (1868-1939) com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas (à época trabalhava no Laboratório Carlsberg, da cervejaria homônima). O "p" vem do alemão potenz, que significa poder de concentração, e o "H" é para o íon de hidrogênio (H+).

Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução e que permite saber se essa solução é ácida ou alcalina. Normalmente, em da adição do indicador de pH, a cor da solução varia, dependo do seu pH.

Figura 1: escala de pH

Os indicadores de pH, são frequentemente, ácidos ou

bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e consequentemente, altera-lhes a cor. Dada a subjectividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são aconselháveis para determinações precisas de pH. O pH pode ser determinado usando um medidor de pH (também conhecido como pHmetro) que consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Este tipo de eletrodo é conhecido como eletrodo de vidro, que na verdade, é um eletrodo do tipo "íon seletivo". Outra maneira de se determinar o pH é, indiretamente, pela adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a fenolftaleína, o alaranjado de metila e o azul de bromotimol.

A seguir, tabela de cores para a determinação do pH usando os indicadores de pH.

Azul de Bromotimol coloração

pH abaixo de 6.6 amarela

pH entre 6.7 e 7.5 verde

pH acima de 7.6 azul

Fenolftaleína coloração

pH abaixo de 8,2 incolor

pH entre 8,0 e 10,0 rosa

pH entre 10,0 e 12,0 roxa

Alaranjado de Metilo coloração

pH abaixo de 3.1 vermelha

pH acima de 4.4 amarela III. Materiais e Métodos

Pipeta, 6 Béqueres, 6 tubos de ensaio, estante para tubos de ensaio, papel absorvente, pHmetro, recipiente com água. Indicadores de PH: Substâncias analisadas: A) Azul de Bromotimol 1) Vinagre B) Fenolftaleína 2) Hidróxido de Sódio C) Alaranjado de Metilo. 3) Suco de Limão

4) Sabão em pó 5) Ácido Clorídrico 6) Detergente diluídoem água

1) Com uma pipeta limpa, transportar 2 mL da substância 1, que está contida em um Becker na bancada, para um tubo de ensaio. Numerar o tubo de ensaio conforme a substância que foi colocada. 1.1) Repetir o procedimento 1 para as substâncias 2,3,4,5 e 6, descritas acima, sempre seguindo a ordem que foi atribuída. Cada substância tem seu respectivo Becker, pipeta, e papel absorvente. Nunca utilizar o material contaminado por uma substância em outra e sempre tomar extremo cuidado para não contaminar a substância contida no tubo de ensaio para que o resultado não seja afetado. 1.2) Acrescentar 3 gotas do indicador de pH A no tubo de ensaio numerado por 1, onde está contida a substância 1, e observar a coloração que foi obtida. Anotar coloração obtida. Repetir o mesmo procedimento para os tubos 2,3,4,5 e 6. 1.3) Lavar em água corrente e abundante todos os tubos de ensaio utilizados, secá-los e recolocá-los na estante de tubos. 2) Os procedimentos 1.1, 1.2, 1.3 e 1.4 serão realizados 3 vezes, 1 vezes para cada tipo diferente de indicador (A, B e C). 3) Com um Phmetro, fazer os testes de ph com todas as substâncias analisadas anteriormente, seguindo o seguinte procedimento: 3.1) Lavar o eletrodo do pHmetro com jatos de água potável contida em um recipiente. Mergulhar o eletrodo do pHmetro no Becker que contém a substância 1. Aguardar a estabilização do mostrador digital. Fazer a leitura do ph e da temperatura disponibilizados pelo mostrador. Anotar os dados. 3.2) Repetir o procedimento 3.1 para as substâncias 2,3,4,5 e 6.

IV. Resultados e Discussão Tabela 1: Colorações obtidas na prática ácidos e bases

Azul de

Bromotimol Fenolftaleína Alaranjado de

Metilo Vinagre amarelo incolor vermelho

Hidróxido de Sódio azul roxa amarelo Suco de Limão amarelo incolor vermelho

Sabão em pó azul roxa amarelo

Ácido Clorídrico amarelo incolor vermelho Detergente diluído em

água verde incolor amarelo Tabela 2: Colorações obtidas na medição realizada com o pHmetro

substância temperatura

(°C) pH obtido

Vinagre 20 1,64

Hidróxido de Sódio 20 13

Suco de Limão 19,9 1,94

Sabão em pó 19,9 11,05

Ácido Clorídrico 19,9 0,29

Detergente diluído em água 20 6,98 V. Conclusão

Levando em consideração apenas a tabela 1, de colorações obtidas com os indicadores de pH e, com as tabelas de cores para cada indicador de pH pode-se concluir que: a) O vinagre apresentou colorações equivalentes a uma substância de pH ácido, e devido a coloração vermelha pode-se estimar que seu pH fica abaixo de 3.1. b) O hidróxido de sódio apresentou colorações equivalentes a uma substância de pH básico, com seu pH variando entre 10,0 e 12,0. c) O suco de limão apresentou colorações equivalentes a uma substância de pH ácido, e devido a coloração vermelha pode-se estimar que seu pH fica abaixo de 3.1. d) O sabão em pó apresentou colorações equivalentes a uma substância de pH básico, com seu pH variando entre 10,0 e 12,0. e) O ácido clorídrico apresentou colorações equivalentes a uma substância de pH ácido, e devido a coloração vermelha pode-se estimar que seu pH fica abaixo de 3.1. f) O detergente diluído em água apresentou colorações equivalentes a uma substância de pH ácido, e devido a coloração obtida pode-se estimar que seu pH varia entre 6,7 e 7,5.

Quando foi medido o pH, com mais precisão, no pHmetro (tabela 2), pode-se observar que os resultados obtidos foram similares aos obtidos com indicadores de pH. Apesar da falta de precisão dos indicadores de pH, os resultados foram conforme esperado. A falta de precisão dos indicadores do pH impede que se tenha um erro percentual. A temperatura também influencia obtenção do resultado real, o que certamente seria mais um fator de erro.

VI. Questões

a) Que substância deve estar presente no comprimido de lacto-purga?

A fenolftaleína b) Será que existem outras substâncias que podem ser

usadas como indicadores de pH? Que propriedade esta substância teria que ter?

Sim, existem muitas outras substâncias, como por exemplo: Violeta de Metilo, Vermelho do Congo, Carmim de Indigo, etc.; e também soluções naturais como por exemplo: brócolis, beterraba, rabanete, repolho roxo, etc. Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas; isto significa que mudam de cor em função do pH.

VII. Bibliografia •Brady, James E., 1938 – Química Geral/ James Brady e Gerard E. Humiston – 2ª Ed. – Rio de Janeiro: LTC – Livros Técnicos e Científicos Editora, 1986. •USBERCO & SALVADOR. Química Geral, v.1, 11. ed. Editora Saraiva: 2005 •http://pt.wikipedia.org/wiki/PH •http://pt.wikibooks.org/wiki/Bioqu%C3%ADmica/pH,_pKa_e_solu%C3%A7%C3%B5es_tamp%C3%A3o •http://www.labec.iqm.unicamp.br/cursos/QG107/aula8_4x.pdf •http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/acidos.html •http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc01/exper1.pdf