PH e Indicadores

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE – FURG

Química Experimental II

Isabel Sousa
Ana Ritter
14 de Novembro de 2013

Sumário

1. Objetivo
2. Introdução
2.1. pH uma medida de acidez
2.2. Indicadores ácido-base
2.3. pHmetro
3. Procedimento
3.1. Ação da fenolftaleína
3.2. Ação do alaranjado de metila
3.3. Ação da Alizarina
3.4. Ação do azul de bromotimol
3.5. Ação do papel indicador universal
3.6. Ação do pHmetro
3.7. Tabela 1
3.8. Tabela 2
4. Conclusão
5. Referências bibliográficas

Objetivo
Observar a coloração dos diferentes indicadores em meio ácido e básico. Relacionar com o pH de viragem e debater o pH de soluções.
Objetivo específico
É constatar a existência dos diferentes valores de potencial hidrogeniônico para cada substância e concentração, além de entender melhor como caracterizá-las e medi-las no que diz respeito na sua força. A acidez das soluções é determinada com base na escala de pH. A escala de pH esta relacionada com a concentração de (H+ ou H3O+) presentes na solução. Essa escala varia de 0 a 14, embora algumas soluções possam apresentar valores fora dela.

Introdução

pH - uma medida de Acidez

Como as concentrações de H+ e OH‑ em soluções aquosas são frequentemente números muito pequenos e, portanto, inconvenientes de lidar, o químico dinamarquês Soren Sorensen, em 1909, propôs uma medida mais prática designada pH. O pH de uma solução é definido com o logaritmo negativo da concentração de íon hidrogênio (em mol/L):

pH = - log [H3O+] ou pH = - log [H+]

Lembre-se de que a Equação é simplesmente uma definição elaborada para gerar números convenientes a ser usados. O logaritmo com sinal negativo nos dá um número positivo para o pH que, de outro modo, seria negativo em razão do baixo valor de [H+]. Além disso, o termo [H+] na equação diz respeito apenas a parte numérica da expressão para a concentração do íon