A Química Inorgânica

1. 1 INTRODUÇÃO

  1.1  PRINCÍPIOS TEÓRICOS

Foi possível determinar a constante de dissociação da água pura através da teoria de Arrhenius e lei da ação das massas. Arrhenius notou que a lei da ação das massas poderia ser aplicada às reações iônicas. De acordo com a teoria de Arrhenius, ácidos produzem em solução aquosa íons de H+ e bases em solução aquosa OH-.

Houve outras determinações da constante de dissociação . Wilhem Ostwald utilizou célula de concentração e Friederick Kohlrausch e Adolf Heydweiller utilizaram medidas de condutância. O resultados dos testes resultaram de valores próximos A 1x10 –14  à 25°C.

 pH significa potencial hidrogenôico, indicando o teor de hidrogênios livres em solução. Quanto maior a quantidade de H3O+ presente na solução, mais ácido será a solução e quanto maior a quantidade de OH- presente em solução, mais alcalina será a solução.

A autoionização da água forma íons H3O+ e OH-. Esses íons encontram-se em mesma quantidade na água, ocasionando em pH neutro. A água pura conduz corrente elétrica em pequena escala, pois comporta-se de modo anfótero, logo doa prótons H+, comportando-se como ácido ou recebe prótons, comportando-se como base.        

2 H2O ←→ H3O+ + OH-

A autoionização da água ocorre em pequena escala, sendo assim um eletrólito fraco, possuindo valores  baixos de grau de ionização e constante de ionização no equilíbrio, por isso possui baixa condutividade.

A escala de pH é varia entre 0 a 14, à 25°C. A temperatura necessita ser à 25°C, pois altera a quantidade de íons caso aumente a temperatura. A temperatura alta aumenta a quantidade de íons, pois o número de colisões, logo produzirá mais íons. A autoionização da água é um processo endotérmico.

Quanto menor o pH , mais ácido é a solução. Quanto maior o pH, mais alcalina é a solução.  Na escala de pH, de 0 a 6 é ácido, 7 é neutro, de 8 a 14 é básico.

A escala de pH é utilizada para medir soluções ácidas ou básicas que não esteja muito concentrada,  pois se estiver muito concentrada o pH pode ser menor que 0 ou maior que 14, logo esses valores não estão dentro da variação da escala.

O pH pode ser calculado através da equação de Sorensen.

Kw = [H3O+].[OH-] = 1X10 –14  ;pH= -log [H3O+];  [H3O+]= 10-pH

Em uma solução aquosa de HCl 0,1 M, H3O+ é 10-1, logo ,

10-1. [OH-] = 10 -14

[OH-] =  10-13

pH – pOH =14

pH – (-13) = 14

        pH= 1        

Em uma solução aquosa de NaOH 0,00001 M, OH-   é 10-5 ,logo,

pOH= -log [OH-]

pOH = - log 0,00001

pOH = -(-5)

pOH = 5

pH – pOH =14

pH – (-5) = 14

pH= 9

  1.2 RELEVÂNCIA

A importância da prática é determinar o caráter das soluções através de indicadores e verificar o pH  aproximado das solução através de papel indicador. É relevante ressaltar que o  pH se aplica a quase todas as soluções aquosas do dia-a-dia. Pode-se determinar o pH de refrigerantes, produtos de limpeza, da água de uma piscina, vinagre, remédios e entre outros. Se o pH estiver alterado pode afetar a saúde animal ou humana.

 1.3 OBJETIVO

Medir o pH de soluções ácidas e básicas através de diversos métodos e observar a mudança de coloração.

 

2. MATERIAIS E REAGENTES

Materiais:

• Béquer de 50 mL;
• Tubos de ensaio;
• Papel de tornassol azul;
• Papel de tornassol vermelho;
• Papel indicador universal;
• Azul de bromotimol;
• Fenolftaleína;
• Vermelho de metila;
• Indicador misto de Yamada;
• Produtos comerciais.

Reagentes:

• Solução de NH4Cl 0,1 mol/L
• Solução de NaHCO3 0,1 mol/L
• Solução de CH3COOH 0,1 mol/L
• Solução de Na2CO3 0,1 mol/L.

3. PROCEDIMENTOS

Soluções-teste: NH4Cl 0,1 mol/L ; NaHCO3 0,1 mol/L ;CH3COOH 0,1 mol/L; Na2CO3 0,1 mol/L.

Produtos comerciais: Água destilada; água da torneira; solução de vinagre; solução de detergente; solução de sabão de coco; solução de leite de magnésia; solução de refrigerante; água destilada assoprada com canudo.

I) Soluções- teste utilizando diversos tipos de papel indicador.

1. Em quatro tubos de ensaio, em cada um, adicione 5 mL das soluções-teste;
2. Dentro de cada tubo de ensaio coloque uma fita de papel indicador universal;
3. Observe a mudança de coloração da fita e compare com a tabela de cores na caixa do fabricante. Anote o pH;
4. Repita o procedimento utilizando papel de tornassol azul e papel de tornassol vermelho e observe a cor do papel indicador utilizado.

     II) Soluções- teste utilizando diversos tipos de soluções indicadoras.

1. Em quatro tubos de ensaio, em cada um, adicione 5 mL das soluções-teste;
2. Adicione fenolftaleína em cada tubo e observe a mudança de coloração;
3. Verifique a faixa de viragem do indicador utilizado e anote o caráter (ácido ou básico) da solução de acordo com a mudança de cor;
4. Repita o procedimento utilizando: vermelho de metila e azul de bromotimol.

     III) Verificação de pH de produtos comerciais.

1. Em oito tubos de ensaio, em cada um coloque 5 mL de cada produto comercial;
2. Verifique o pH das soluções com papel indicador universal;
3. Indique o caráter ácido, básico ou neutro dos produtos comerciais com indicador misto de Yamada.

5. RESULTADOS E DISCUSSÕES

    I) Soluções- teste utilizando diversos tipos de papel indicador.

Soluções de 0,1mol/ L	Faixa de pH
Papel indicador universal	Papel de tornassol azul	Papel de tornassol vermelho
CH3COOH	3	Rosa	Vermelho
NH4Cl	5	Rosa	Vermelho
NaHCO3	10	Azul	Azul
Na2CO3	Entre 11 e 12	Azul	Azul

O papel indicador universal confirmou a acidez do ácido acético, porém não apresenta precisão do resultado. De acordo com a literatura o pH de uma solução 0,1 mol/L seria igual a 1. Para confirmar a precisão é necessário a utilização de um peagâmetro.