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Analica 1

Por:   •  8/10/2015  •  Trabalho acadêmico  •  2.676 Palavras (11 Páginas)  •  297 Visualizações

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS

Instituto de Química e Biotecnologia

Química Bacharelado

Relatório de Aula Prática

Preparo de soluções e medida de pH

Equilíbrio ácido - base: indicadores

Solução Tampão

Aluna: Jessika L. dos S. Bispo

Professor: Josué Carinhanha

UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS

Instituto de Química e Biotecnologia

Química Bacharelado

Relatório de Aula Prática

Preparo de soluções e medida de pH

Equilíbrio ácido - base: indicadores

Solução Tampão

        

                                                                                                                                  [pic 1]

Maceió - 2013

SUMÁRIO

  1. Objetivo.........................................................................................................03
  2. Introdução Teórica.........................................................................................03
  3. Material utilizado............................................................................................04
  4. Procedimento experimental............................................................................04
  5. Resultados......................................................................................................05
  6. Conclusão.......................................................................................................06
  7. Referências.....................................................................................................07

  1. Objetivo

- Medir o pH de soluções para comparação com o pH teórico;

- utilizar indicadores para determinação de pH;

- Preparar soluções tampões a fim de analisar o efeito de diluição e a capacidade tamponante.

  1. Introdução Teórica

      O pH (Potencial Hidrogeniônico ) é um numero que determina a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. A concentração de íons de Hidrogênio (H+) é o que determina o pH  pois  quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de íons H+ e menor a concentração de íons OH-. A escala de pH varia entre os valores de 0 a 14, sendo  o 7 um valor neutro. O 0 (zero) valor de  maior acidez e o 14 valor de maior alcalinidade  . Algumas substâncias podem apresentar Valores menores que zero ou maiores que 14 .

     A concentração dos ions H+ pode variar muito, podendo ser maior que 1 molL-1 e menor que 10-14 molL-1, dependendo da solução. Essa faixa grande de valores foi evitada pelos químicos utilizando logaritmos. Dessa forma o pH é calculado pelo logaritmo negativo (na base 10) da concentração  de H+.

pH = - log [ H+]

     Assim, o pH da água em que a concentração de H+ é 1,0×10-7 molL-1, é

pH = - log ( 1 x 10-7 ) = 7, 00 (neutro)

    Para expressar a concentração de OH- utiliza – se a mesma razão de pH,  só que agora para pOH:

pOH = −log[OH-]

     Há uma relação entre pH e pOH que podemos perceber se levamos em consideração a equação de autoprotólise da água, Kw = [H+][OH−] ao aplicarmos a propriedade de logaritmos : log ab = log a + log b. temos:

 log [H+]+ log [OH−] = log Kw x (- 1)

-log [H+]- log [OH−] = -log Kw

Que é igual :

pH + pOH = pKw

Sendo pKw = 14,00, logo :  

pH + pOH = 14,00

Quando uma solução é formada pela mistura de um acido fraco e sua base conjugalda ou por uma base fraca e seu acido conjulgado temos uma solução tampão, esta solução resiste a variação do pH quando adicionarmos ácidos ou bases fortes. Alem disso ela resiste ao efeito da diluição. Para esta solução utilizarmos as seguintes formulas para calculo do pH.

pH = pKa + log [A-]/ [HA]             pH = pKa + log [B]/ [BH+]

      Existe algumas formas de determinar experimentalmente o pH de uma solução como por exemplo os diferentes indicadores ácido-base, que são substancias que mudam sua coloração original quando estão em contato com diferentes valores de pH.

       O indicador universal é uma mistura de vários indicadores (alfa-naftolftaleína, azul de bromotimol, fenolftaleína, timolftaleína, e vermelho de metilo). Consiste em uma tabela de cores que vai do vermelho escuro (ácido) ao roxo (básico) e fitas de um papel que ao entrar em contato com uma solução alteram sua cor inicial para uma cor que indica o pH.

      O papel tornassol é semelhante ao indicador universal porem com ele não é possível indicar o valor numérico do pH da solução. Ao entrar em contato com uma solução o papel tornassol muda de cor, o papel azul muda par o vermelho em solução acida enquanto que o vermelho muda para azul em uma solução básica.

     Além desses indicadores ainda temos a fenolftaleina que quando adicionada em solução básica se torna rosa e em solução ácida ou neutra ela permanece incolor. o alaranjado de metila que quando adicionado em uma  solução básica adquire a cor amarela, e se a solução for ácida adquire cor vermelho. O azul de bromotimol que em solução básica fica azul, em solução acida fica amarelo e em solução neutra fica verde.

  1. Material Utilizado

Pipetas volumétricas e graduadas 5, 10 e 25 mL    

Balão volumétrico de 100, 250, 10, 50 mL

Medidor de pH (com eletrodo combinado de vidro)

Provetas de 10 mL

Béqueres de 50, 100 e 250mL

Bureta 25,00 mL

Espátulas

HCl concentrado e NaOH

Estante para tubo de ensaio

Azul de bromotimol 0,02%

Papel de tornassol azul

Papel de tornassol vermelho

Solução de NaOH 0,1 e 1 mol L –1

Solução de NH4OH 0,1 mol L -1

Solução de NaH2PO4 0,1 mol L -1

Solução acetato de sódio 0,1 mol L -1

Tubos de ensaio

Solução de fenolftaleína 0,02%

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