Teste de pH: Prática e Resultados

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INSTITUTO SÃO JOSÉ
CAROLINE BIANCHIN LOPES KUHN
MILENE SOARES DE FREITAS
RELATÓRIO DE PRÁTICA - TESTE DE pH
Montenegro
2024
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1 INTRODUÇÃO
No dia 4 de julho de 2024, no Instituto São José, realizou-se a prática de teste
de pH.
De acordo com Almeida (2010), o uso de ácidos e bases e medições de pH
são procedimentos laboratoriais de rotina. Contudo, o conceito de pH não é trivial,
pois envolve a atividade de um único íon (H3O+) que, por definição, não pode ser
medido diretamente [1]. Isto torna o conhecimento da teoria ácido-base básica
relacionada ao conceito de pH (o pH mede a acidez (ou alcalinidade) de um meio de
reação em uma solução aquosa) crucial para a formação de químicos. Os conceitos
de ácidos e bases foram introduzidos pela primeira vez em 1884 na tese de
doutoramento de Svante August Arrhenius (1859-1927). Ele relacionou ácidos à
presença de íons H3O+ e bases à presença de íons OH-.
O termo "pH" é uma abreviatura de "pondus Hydrogenii" ou "potia Hydrogenii"
(pondus = peso; potia = potência; Hydrogenii = hidrogênio; por isso o termo comum
potencial hidrogeniônico). Foi proposto por Søren Peder Lauritz Sørensen
(1868-1939) em 1909 para representar concentrações pequenas de íons hidrogênio
em soluções aquosas e é definido como pH = -log [H+]. Com base na definição de
atividade de íon hidrogênio, pH = -log (aH+), posteriormente introduzida por
Sørensen e Linderstrøm-Lang (ALMEIDA, 2010).
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2 MATERIAIS
2.1 VIDRARIAS
- 12 Tubos de Ensaio
- Pipeta
- Pipetador
- Estante
2.2 REAGENTES
- Solução de Bicarbonato de sódio
- Solução de Hidróxido de Sódio
- Solução de Shampoo
- Solução de Ácido Acético
- Azul de Bromotimol
- Fenolftaleína
- Alaranjado de Metila
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3 REFERENCIAL TEÓRICO
3.1 pH E pOH
Nas soluções, as concentrações molares de H+(aq) e OH-(aq) são bem
pequenas, sendo expressas em termos de pH e pOH, que são os logaritmos das
concentrações de [H+] e [OH-], respectivamente: pH = -Log [H+] e pOH = -Log
[OH-]. Como regra geral, podemos considerar que em água neutra a 25 °C, pH =
pOH = 7,00. Em soluções ácidas, onde [H+] > 1,0 × 10⁻⁷, o pH é menor que 7,00. Em
soluções básicas, onde [H+] < 1,0 × 10⁻⁷, o pH é maior que 7,00. Quanto mais alto o
pH, mais baixo é o pOH, e mais básica é a solução. A maioria dos valores de pH e
pOH está entre 0 e 14 (SUSSUCHI, 2012).
Figura 1 - Escala de pH e pOH
Fonte: UFJF, 2018
3.2 INDICADORES
De acordo com a UFJF (2018), muitas substâncias apresentam cores quando
dissolvidas em água. Algumas dessas substâncias podem ser usadas como
indicadores de pH, pois a cor muda conforme o pH da solução. A primeira teoria
sobre indicadores, conhecida como teoria iônica dos indicadores, foi proposta por
Wilhelm Ostwald em 1894. Ela se baseia na teoria da dissociação eletrolítica iônica
dos indicadores. De acordo com essa teoria, os indicadores são ácidos ou bases
fracas cujas moléculas não dissociadas têm uma cor diferente da cor de seus íons.
Segundo Ostwald, um indicador na forma ácida (HIn) ou básica (OHIn) não
dissociada teria uma cor diferente daquela dos seus íons.
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Outra teoria, a teoria cromófora, explica a formação das cores de uma
maneira diferente: "A coloração das substâncias deve-se à presença de certos
grupos de átomos ou ligações duplas nas moléculas". Essa teoria sugere que a
mudança de cor dos indicadores é causada por um rearranjo molecular que ocorre
com a variação das condições de pH do meio, resultando no surgimento ou
desaparecimento de "grupos cromóforos" (UFJF, 2018).
A Figura 2 e 3 representam as estruturas químicas dos indicadores mais
utilizados para a testagem de pH e também sua coloração em meio ácido e básico:
Figura 2 - Estrutura química do Alaranjado de Metila e Fenolftaleína
Fonte: UFJF, 2018
Figura 3 - Coloração dos Indicadores
Fonte: UFJF, 2018
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4 RESULTADOS E DISCUSSÕES
No experimento, foi realizada a determinação do pH de diversas soluções
utilizando indicadores ácido-base. Assim, foram utilizados 12 tubos de ensaio,
divididos em quatro grupos de três tubos cada. Dessa forma, cada grupo continha,
respectivamente, uma das seguintes soluções: solução de Ácido Acético, solução de
Hidróxido de sódio, solução de shampoo e solução de Bicarbonato de Sódio, cada
um com aproximadamente dois dedos de altura.
Continuamente, em cada tubo de cada grupo, foi adicionada uma gota de um dos
seguintes indicadores, respectivamente: Fenolftaleína, Alaranjado de Metila e Azul
de Bromotimol, totalizando, assim, três tubos de ensaio para cada tipo de solução,
cada qual com um indicador distinto. Os resultados obtidos foram os seguintes:
Figura 4 - Experimento com Alaranjado de Metila
Fonte: Autoras, 2024.
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- Solução de Ácido Acético: Fenolftaleína: Permaneceu incolor; Alaranjado de
Metila: Apresentou coloração vermelha; Azul de Bromotimol: Tornou-se
amarelo
Figura 5 - Solução de Ácido Acético
Fonte: AUTORAS, 2024
- Solução de Hidróxido de Sódio: Fenolftaleína: Tornou-se rosa; Alaranjado de
Metila: manteve-se amarelo; Azul de Bromotimol: Adquiriu a coloração azul.
Figura 6 - Solução de Hidróxido de Sódio.
Fonte: AUTORAS, 2024.
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- Solução de Shampoo: Fenolftaleína: Não apresentou mudança de cor;
Alaranjado de Metila: Apresentou uma leve coloração amarela; Azul de
Bromotimol: Adquiriu a coloração amarela.
Figura 7 - Solução de Shampoo.
Fonte: AUTORAS, 2024.
- Solução de Bicarbonato de Sódio: Fenolftaleína: Permaneceu incolor;
Alaranjado de Metila: tornou-se levemente amarelo
Figura 8 - Solução de Bicarbonato de Sódio
Fonte: AUTORAS, 2024.
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5 CONCLUSÃO
Portanto, para melhor visualização dos resultados, elaborou-se a seguinte
tabela:
Tabela 1 - Classificação de pH das Soluções
Solução Cor Fenolftaleína Cor Alaranjado
de Metila
Cor Azul
de Bromotimol
Classificação
pH
Ácido Acético Incolor Vermelho Amarelo Àcido
Hidróxido de Sódio Rosa Amarelo Azul Base
Shampoo Incolor Amarelo Amarelo Ácido
Bicarbonato de Sódio Incolor Amarelo Azul Base
Fonte: AUTORAS, 2024.
Em conclusão, através deste estudo exploramos o uso de ácidos e bases,
focando nas medições de pH e pOH, utilizando indicadores de pH como o Azul de
Bromotimol, Fenolftaleína e o Alaranjado de Metila. Esses indicadores são
fundamentais para determinar a acidez e basicidade de uma solução, fornecendo
mudanças visuais distintas conforme o pH da solução varia.
Em consoante com o experimento, o Ácido Acético apresentou pH baixo, entre
2 e 3, confirmando sua natureza ácida em todos os 4 indicadores utilizados. Em
contraste, o Hidróxido de Sódio exibiu um pH alto, entre 12 e 13, revelando sua forte
basicidade. O Bicarbonato de Sódio, com um pH próximo de 8, apresentou-se
levemente básico, embora a solução de Fenolftaleína tenha permanecido incolor.
Isso ocorre, pois a zona de viragem da Fenolftaleína varia entre 8 e 10, indicando
que a solução não alcançou um pH alcalino suficiente para que ficasse rosa.
Outrossim, alguns shampoos podem variar seu pH entre 3.8 e 5.6, dependendo de
sua marca e formulação, na solução de shampoo estudada, os indicadores
apresentaram a coloração para ácidos e apenas a amostra com Alaranjado de Metila
tornou-se amarela, como uma solução alcalina. Ocorreu, provavelmente, porque o
pH do shampoo utilizado ultrapassou o pH da zona de transição do Alaranjado de
Metila, que varia entre 3,1 e 4,4, dessa forma permanecendo uma solução
levemente ácida.
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Portanto, ressalta-se a importância da análise de pH com diferentes tipos de
indicadores e, também, com o uso apropriado para cada tipo de substância. Assim,
sendo possível, avaliar os resultados de forma mais precisa do que se realizados
somente com um indicador de pH, evitando conclusões e interpretações errôneas.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ALMEIDA, J. Química Analitica Básica: os conceitos ácido-base e a escala de pH.
Chemkeys, 2010. Disponível em:
<https://econtents.bc.unicamp.br/inpec/index.php/chemkeys/article/view/9642>.
Acesso em: 09 jun 2024.
SUSSUCHI, E. Titulaçãoácido-base. 2012. Disponível
em:<https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/14441330102012Quimica_I_A
ula_12.pdf>. Acesso em: 09 jun. 2024.
UFJF. Ácidos e bases: pH e indicadores. Laboratório de Química – QUI126, 2018.
Disponível em:
<https://www2.ufjf.br/quimica/files/2015/06/2018-QUI126-AULA-8-ÁCIDOS-E-BASES
-pH-E-INDICADORES.pdf>. Acesso em: 09 jun 2024.