Determinação de pH

RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA

Determinação de pH: Equilíbrios ácido-base
Data: 31/10/13

1 INTRODUÇÃO

A acidez ou basicidade das soluções aquosas resulta da quantidade de íons H3O+, que geralmente são expressos na forma de pH, calculado como sendo –log[H3O+] em mol/l. A dissociação da água produz concentrações iguais de íons H3O+ e OH-, como pode ser observado na reação abaixo:
2H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
A 25°C as concentrações de íons H3O+ e OH- são de 1,0 x 10-7 mol/l e o pH é igual a 7,0 caracterizando uma solução neutra.
Os indicadores de ácido-base são normalmente ácidos orgânicos fracos que possuem cores que variam de acordo com o pH do meio em qual se encontram, sendo usados portanto para indicar o pH de soluções. O indicador (HIn) estabelece um equilíbrio dinâmico com a sua base conjugada (In):
HIn(aq) + H2O H3O+(aq) + In-(aq)
Quando em solução ácida, o indicador permanece na forma de HIn do ácido orgânico, apresentando a sua cor. Quando em solução básica, ele apresenta a cor de sua base In-. A forma dominante do indicador na solução depende do pH do meio no qual ele se encontra.

Tabela 1- Indicadores ácido-base: intervalo de pH das mudanças de cores
Indicador
Intervalo de pH de viragem
Mudança de cor
Azul de timol
1,2 a 2,8
Vermelho para amarelo
Alaranjado de metila
3,1 a 4,4
Vermelho para alaranjado
Azul de bromofenol
3,0 a 4,6
Amarelo para violeta
Verde de bromocresol
4,0 a 5,6
Amarelo para azul
Vermelho de metila
4,4 a 6,2
Vermelho para amarelo
Azul de bromotimol
6,2 a 7,6
Amarelo para azul
Azul de timol
8,0 a 9,6
Amarelo para azul
Fenolftaleína
8,0 a 10,0
Incolor para Rosa
Timolftaleína
9,4 a 10,6
Incolor para azul
Amarelo de alizarina
10,1 a 12,0
Amarelo para vermelho

2 OBJETIVOS
Medir o pH de soluções através de indicadores de ácido-base e fitas específicas para a medição de pH e, comparar os valores encontrados nos dois métidos com o valor teórico.

3 PARTE EXPERIMENTAL