Ph e poh

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INTRODUÇÃO

“A necessidade de se determinar a acidez de um meio foi reconhecida muito antes de se estabelecerem metodologias experimentais confiáveis e reprodutíveis de dosagem. Desse modo, pode-se traçar a evolução da inserção da determinação da acidez na rotina do trabalho em Química.” (Gama & Afonso. Química nova, 2007).
Com base nos conhecimentos sobre ácido e base e seusrespectivos comportamentos em solução aquosa,estuda-se o pH. O pH ou potencial hidrogênio iônico é o índice que indica acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio. O caráter ácido de uma solução está relacionado com a concentração de íons H_3 O^+ presente na solução. Quanto mais forte é um ácido, maior é a concentração desses íons nela. Em meio aquoso, o íon H+ se combina com uma molécula de água paraformar o íon hidrônio.

H^++H_2 O→H_3 O^+

A escala de pH é uma maneira de indicar a concentração de íons H^+ na solução. Ela varia entre 0 (acidez máxima) e 14 (basicidade máxima). Uma solução neutra tem um pH igual a 7. As fórmulas a seguir permite calcular tanto a concentração, quanto o pH e pOH da solução.

pH=-log⁡[H_3 O^+]
pOH=-log[OH^-]
pH+pOH=14

A partir daí é possível tambémcalcular o grau de ionização da solução que é dado por:
α= [H_3 O^+ ]/(Concentração do ácido)
ou
α= [OH^- ]/(Concentração da base)

É com base nesse grau de ionização que podemos classificar um ácido ou base como forte, moderada ou fraca. Um ácido/base fraco tem um grau menor ou igual a 5%, já um ácido/base forte tem um grau maior que 50%. Quando o grau está entre 5% e 50% temos um ácido/basemoderada.
Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido/base, tais como fenolftaleína, verde de bromocresol, negro de eriocromo T e por meio de sensores elétricos que medem a condutividade elétrica da solução. Os profissionais da Química dispõem de um acervo de indicadores que mudam de cor em diferentes valores de pH.
As experiências contidas nesse relatório foram realizadas a partir doconhecimento do pH das quatro substâncias utilizadas, dos indicadores e das reações químicas ocorridas.


OBJETIVO

Este relatório tem como objetivo promover uma maior compreensão a respeito dos fundamentos relativos as substâncias ácidas e básicas, bem como do cálculo do pH destas em soluções aquosas e o cálculo das concentrações a partir do pH e do pOH.


MATERIAIS

Equipamento:pHmetro digital;
Pipetador.

Vidraria:
Tubos de ensaio;
Conta-gotas;
Béquer de 50 mL;
Galeria para tubos de ensaio;
Placa de Petri grande;
Pipeta graduada (1mL, 5mL).

Soluções:
Solução de ácido clorídrico 0,01 mol/L;
Solução de ácido acético 0,01 mol/L;
Solução de hidróxido de sódio 0,01 mol/L;
Solução de hidróxido de amônio 0,01 mol/L.

Indicadores:
Fenoftaleína;Verde de bromocresol;
Negro de ericromo T.


ROTEIRO EXPERIMENTAL

Indicadores de pH

Distribua nos tubos de ensaio 1 mL das soluções indicadas na Tabela 1 do anexo, adicione em cada tubo 1 gota da solução do indicador e anote o que foi observado na referida tabela, respondendo em seguida as questões pertinentes com base nas suas observações.

Neste experimento adicione 4 gotasdo indicador azul de bromotimol a 25 mL de álcool etílico presente em um erlenmeyer de 250 mL. A seguir, acrescente uma gota de solução 1 mol L-1 de NaOH. Pronuncie algumas palavras, próximo ao recipiente contendo a solução. Anote e explique o resultado observado. Responda as questões apresentada no anexo.

Em uma placa de Petri coloque uma quantidade de água destilada suficiente para cobrirtoda a superfície de vidro, em seguida adicione 3 gotas de fenolftaleína. Utilizando óculos de segurança e luvas, corte pequenos fragmentos de sódio metálico (CUIDADO – substância bastante reativa e corrosiva). Coloque um fragmento do sódio metálico na placa de Petri e cubra imediatamente com um vidro de relógio.

Cálculo da concentração do íon H+ em diferentes soluções

Utilizando o pHmetro,...
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