Indicadores de pH, Notas de estudo de Química

Baixe Indicadores de pH e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity! Introdução Em uma sala de emergência de um hospital, ou em uma plantação, é necessário conhecer a concentração de íons H3O+ e OH-, e fazer comparações rápida e facilmente, como uma maneira de reduzir erros. Entretanto, a molaridade destes íons varia em muitas ordens de magnitude, em potências de 10. Em algumas soluções, a concentração destes íons podem ser acima de 1 mol/L, e em outras, ser menor que 10-14 mol/L. (ATKINS e JONES, 1999). Porém, para evitar o uso de números com expoentes negativos, é comum o uso dos valores de pH, que expressam as concentrações de íons H3O+ sob a forma de números pequenos e positivos (UCKO, 1992). Estes números são organizados em uma escala, indo do 0, que indica maior concentração de íons H3O+, ao 14, que indica uma concentração mínima destes íons, conforme a figura 1 e a tabela A. Fig. 1 – Escala de pH.¹ pH Concentração H0 0 1 F3O+ (mols/L) Concentração OH- (mols/L) Descrição geral 0 100 = 1 10-14 = 0,00000000000001 fortemente ácida 1 10-1 = 0,1 10-13 = 0,0000000000001 2 10-2 = 0,01 10-12 = 0,000000000001 3 10-3 = 0,001 ácido 10-11 = 0,00000000001 levemente ácida 4 10-4 = 0,0001 (excesso de 10-10 = 0,0000000001 5 10-5 = 0,00001 íons H3O+) 10-9 = 0,000000001 6 10-6 = 0,000001 10 -8 = 0,00000001 7 10-7 = 0,0000001 ------------------------- 10-7 = 0,0000001 ------------------------------------ neutra 8 10-8 = 0,00000001 10-6 = 0,000001 9 10-9 = 0,000000001 10-5 = 0,00001 base 10 10-10 = 0,0000000001 10-4 = 0,0001 (excesso de 11 10-11 = 0,00000000001 10-3 = 0,001 íons OH-) levemente básica 12 10-12 = 0,000000000001 10-2 = 0,01 13 10-13 = 0,0000000000001 10-1 = 0,1 14 10-14 = 0,00000000000001 100 = 1 fortemente básica Tabela A – Escala de pH conforme concentrações dos íons H3O+ e OH-. A partir desta tabela, pode-se perceber que as substâncias neutras, que apresentam pH 7, possuem um equilíbrio entre os íons H3O+ e OH-, ou seja, a concentração destes íons é praticamente igual, de 10-7 mol/L. Verificando os valores da tabela, também é possível descrever o valor do pH como sendo: Em laboratório, pode-se determinar o pH de uma solução de várias maneiras. As maneiras mais utilizadas são o pHmetro, um aparelho que fornece medidas diretas de pH, e o uso de corantes, chamados indicadores. Os indicadores mudam de cor em um intervalo específico de pH, usualmente de duas unidades de pH. Vários indicadores podem ser misturados de tal modo que as corem combinadas mudam gradualmente com o pH. (UCKO, 1992). Este processo é utilizado no indicador universal, que é capaz de reagir frente a qualquer concentração de íons H3O+, e indica o pH da substância através de uma escala de cores, que variam entre o vermelho, para soluções fortemente ácidas, e o violeta, para soluções fortemente básicas. Entre alguns indicadores mais utilizados, estão os seguintes, listados no gráfico 1, com seus respectivos intervalos de pH. pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 |___|___|___|___|___|___|___|___|___|___|___|___|___|___| Metil violeta --------------------------- amarelo |_________| violeta Cresol vermelho ---------------------------- vermelho |____| amarelo Timol azul ------------------------------------- vermelho |_____| amarelo Bromofenol azul ----------------------------------------- amarelo |______| azul Metilorange ---------------------------------------------- vermelho |____| amarelo Bromocresol verde ---------------------------------------- amarelo |_____| azul Metil vermelho ---------------------------------------------- vermelho |______| amarelo Bromotimol azul --------------------------------------------------------- amarelo |______| azul Tornassol ----------------------------------------------------------- vermelho |_____________| azul Cresol vermelho -------------------------------------------------------------- amarelo |______| vermelho Timol azul ----------------------------------------------------------------------- amarelo |_______| azul Fenolftaleína ----------------------------------------------------------------------- incolor |_____| vermelho violeta Timolftaleína ------------------------------------------------------------------------------ incolor |_____| azul Alizarina amarela R -------------------------------------------------------------------------- amarelo |_____| vermelho Nitramina --------------------------------------------------------------------------------------------- incolor |___________|marrom Gráfico 1 – Intervalos de medidas de pH de acordo com a cor específica. O experimento foi dividido em duas etapas. Na primeira etapa, foram utilizados vários indicadores para determinar o pH das soluções de HCl e de NaOH. Na segunda etapa, foi utilizado o papel indicador universal para medir o pH da água destilada, de uma solução de NaCl, e também de duas soluções desconhecidas. Na primeira etapa, foram separados 16 tubos de ensaio, que foram numerados em pares, de 1 a 8. Em seguida, foi adicionada uma pequena quantidade de água em todos os tubos. Em cada par de mesmo número, foram adicionadas, em um dos tubos, três gotas de solução de HCl e no outro, strês gotas de solução de NaOH. Feito isto, foram adicionados, com o auxílio de conta-gotas, os indicadores: aos tubos de nº 1, foi adicionado o indicador alaranjado de metila; aos tubos de nº 2, foi adicionado o indicador amarelo de alizarina; aos tubos de nº 3, foi adicionado o indicador violeta de metila; aos tubos de nº 4, foi adicionado o indicador azul de bromotimol; aos tubos de nº 5, foi adicionado o indicador vermelho de fenol; aos tubos de nº 6, foi adicionado o indicador fenolftaleína; aos tubos de nº 7, foi adicionado o indicador verde de bromo-cresol; aos tubos de nº 8, foi adicionado o indicador vermelho de metila. Após cada adição de indicadores, foram observadas as mudanças de coloração ocorridas em cada solução, básicas e ácidas. Na segunda etapa, utilizando-se o bastão de vidro, escorreu-se uma pequena quantidade de água destilada em uma tira de papel indicador universal. O mesmo procedimento foi repetido com a solução de NaCl, e também com as duas soluções desconhecidas, observando-se a coloração do papel indicador frente à cada substância e comparando-se com a escala de valores de pH de acordo com a cor existente na embalagem do papel indicador. Resultados e Discussão Na primeira etapa do experimento, foram obtidos os seguintes resultados: Tubos Indicador Coloração HCl Coloração NaOH 1 alaranjado de metila vermelho laranja 2 amarelo de alizarina incolor vermelho claro 3 violeta de metila azul violeta 4 azul de bromotimol amarelo azul 5 vermelho de fenol laranja rosa forte 6 fenolftaleína incolor rosa forte 7 verde de bromo-cresol amarelo azul 8 vermelho de metila vermelho amarelo Tabela B – Resultados obtidos a partir da adição de indicadores à soluções de HCl e de NaOH. De acordo com os intervalos de pH indicados anteriormente no gráfico (pag. 4) e também em outras literaturas, para os tubos de nº 1, a coloração em relação à solução ácida está correta, porém, a coloração em relação à base difere da literatura que indica que a coloração em pH maior que 4,4 deveria ser amarelo, e não laranja. Isto pode ocorrer devido à faixa de viragem do alaranjado de metila estar somente entre valores abaixo de 7 ou talvez pela baixa concentração de NaOH na solução. Para os tubos de nº 2, a coloração em relação ao ácido difere, sendo que em soluções fortemente ácidas, a coloração deveria ser amarela, e não incolor. A coloração da base confere com a literatura, porém apresentou uma tonalidade muito clara de vermelho, ficando excessivamente translúcida. Da mesma maneira que a solução anterior, estes erros podem ter ocorrido pela baixa concentração de ácido e de base nas soluções. Para os tubos de nº 3, a coloração está correta, conferindo com os valores e colorações encontrados na literatura, indicando que a solução do ácido possui pH intermediário entre 0,2 e 3,2, e a solução da base possui pH maior que 3,2. Para os tubos de nº 4, a coloração também confere com os valores encontrados na literatura, pois o azul de bromotimol possui faixa de viragem entre 6,0 e 7,6. Isto indica que a solução ácida possui pH abaixo de 6,0, e que a solução básica possui pH maior que 7,6. Para os tubos de nº 5, apenas a coloração do ácido difere, não dos valores encontrados na literatura, mas sim em comparação com os outros resultados experimentalmente encontrados. A faixa de viragem do vermelho de fenol é entre 6,8 e 8,4, e, portanto, a solução ácida deveria ter coloração amarela, e não intermediária entre o amarelo e o vermelho (laranja). Porém, para a solução básica, a coloração confere com os resultados esperados, pois algumas literaturas (a maioria delas) denominam como vermelho esta coloração rosa forte obtida por alguns indicadores. Para os tubos de nº 6, a coloração confere com a descrição da literatura, já que a faixa de viragem da fenolftaleína é de 8,3 a 10,0, o que indica que a solução básica possui pH maior que 10. Para os tubos de nº 7, a coloração também confere, tanto com a literatura quanto com os resultados experimentais, pois o verde de bromo-cresol possui faixa de viragem entre 3,8 e 5,5, o que indica, novamente, que a solução ácida possui pH menor que 3,8 e que a solução básica possui um valor alto de pH. Para os tubos de nº 8, também as colorações conferem com a literatura, pois a faixa de viragem do vermelho de metila é entre 4,4 e 6,0, conferindo coloração amarela à soluções com pH menor que 4,4 e coloração vermelha à soluções com ph maior que 6,0. Na segunda etapa do experimento, os resultados obtidos foram os seguintes: Substância Coloração pH água destilada verde claro 7 solução de NaCl verde claro 7 Solução A verde claro 7 Solução B vermelho 1 Tabela C – Medidas de pH obtidas utilizando-se papel indicador universal. A partir destes resultados, pode-se concluir que: • o pH da água destilada é neutro, pois a água, sendo formada por dois átomos de H e um átomo de O, apresenta equilíbrio iônico constante: • o pH da solução de NaCl é neutro, pois este sal é resultante da neutralização de um ácido forte por uma base forte: • o pH da solução A é neutro, e provavelmente o soluto utilizado é um sal resultante da neutralização de um ácido forte por uma base forte; • o pH da solução B é fortemente ácido, e provavelmente o soluto utilizado é um ácido forte. Conclusão A partir deste experimento foi possível perceber que pode-se descobrir o pH de uma solução utilizando-se vários indicadores simultaneamente, seja separadamente, utilizando pequenas amostras da solução para cada indicador, ou utilizando-se um indicador universal, que contém vários indicadores com faixas de viragem diferentes. Questões Propostas 1 – Explicar a teoria geral de ação dos indicadores ácido-base. Exemplificar com a fórmula estrutural de alguns indicadores. Referências ¹ Disponível em h�p://www.be�abrasil.com.br/manejo.asp, acesso em 08/09/09. ² O pH das soluções de sais. Disponível em h�p://crispassinato.wordpress.com/ 2008/05/25/ph-de-solucoes-salinas/, acesso em 09/09/09. ROZENBERG, I. M. Química Geral. São Paulo: Edgar Blücher, 2002. ATKINS, P.; JONES, L.; Chemistry: Molecules, Matter and Change. 4. ed. United States of America: Freeman, 1999. PAULLING, L. Química Geral. Rio de Janeiro: Ao Livro Técnico, 1965. UCKO, D. A. Química Para as Ciências da Saúde: Uma introdução à química geral, orgância e biológica. Tradução de José Roberto Giglio. 2 ed. São Paulo: Manole, 1992.