CET 303 Química Aplicada. Experimentos 2 e 3 Determinação de ph em soluções e amostras de água; e Determinação da acidez de uma amostra de água.
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- Walter Melgaço Peres
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1 Universidade Estadual de Campinas Faculdade de Tecnologia - FT Curso de Especialização em Meio Ambiente e Desenvolvimento Sustentável CET 303 Química Aplicada Experimentos 2 e 3 Determinação de ph em soluções e amostras de água; e Determinação da acidez de uma amostra de água. Profª Dra. Maria Aparecida Carvalho de Medeiros Grupo 2: Flávia Delariva de Almeida Petra Karla Bockelmann Rosemeire Aparecida Pereira Prates Thyago Vieira Alves 22 de abril de 2011
2 2 1. INTRODUÇÃO: 1.1 Produto iônico da água e ph 1,2. A água pura está tão fracamente dissociada em íons que um litro de água contém apenas 0, g de H + E 0, g de OH -. Esta observação implica em que a concentração de moléculas não ionizadas de água é uma constante na água pura e em soluções geralmente utilizadas em análises químicas. Por esta razão, a constante de ionização da água é geralmente estabelecida como a constante do produto iônica, K. A uma temperatura de 25 C, assumida como sendo a temperatura ambiente, temos que 14 K H OH 1, Como nas condições consideradas é possível desprezar o efeito da força iônica e supor que as concentrações analíticas (em mol/l) sejam iguais, esta expressão pode ser 14 reescrita como K H O H OH 1,0. 10 (mol/l) 2. K 2 Na água pura, é sabido que a concentração de íons hidrogênios é igual a concentração de íons hidroxilas, pois são formados em igual número pela ionização da água. Deste modo, tem-se que: 7 H OH K 1,0.10 mol/ L H 2 O A água pura é neutra, pois não existe nenhum excesso de íons H +, tampouco de íons OH -. Quando um ácido é adicionado a água, ocorre a formação de íons H + e consequentemente a concentração desses íons deve ser maior do que na água pura ou maior que 10-7 mol/l. Analogamente, uma solução de uma base contém mais íons OH - do que na água pura e a concentração desses íons é maior que 10-7 mol/l. Devido ao equilíbrio existente entre as moléculas de água e seus íons, qualquer aumento na concentração de um dos íons irá causar um decréscimo correspondente na concentração do outro. Assim, a concentração de íons OH - numa solução e a concentração de íons H + numa solução básica são menores que 10-7 mol/l. Em muitas aplicações, especialmente no caso de concentrações pequenas, é desagradável utilizar as concentrações dos íons H + e OH - em mols/l. Uma notação mais conveniente foi proposta em por S. P. L. Sorensen. Ele sugeriu o uso do expoente do íon hidrogênio, ph, definido pelas relações: 1 ph ph log log10 H ou H 10 H A quantidade de ph é, portanto, o logaritmo (na base 10) do inverso da concentração do íon H +, ou o logaritmo da concentração do íon H + tomado com o sinal negativo. Este método tem a vantagem de que se podem usar os números entre 0 e 14 para expressar todos os estados de acidez e de basicidade, de 1 mol/l de íons H + a 1 mol/l de íon OH -. Assim, uma solução neutra ([H + ] = 10-7 ) tem ph igual a 7. Uma solução, cuja concentração de íons OH - é igual a 1 mol/l tem ph igual a 0 ([H + ] = 10 0 ); e uma solução cuja concentração de íons hidróxido é igual a 1 mol/l tem
3 3 14 K H 10 e corresponde ao ph igual a 14.Portanto, uma solução 0 [OH ] 10 neutra tem ph = 7, uma solução ácida tem ph<7 e uma solução básica tem ph>7. Uma definição alternativa para uma solução neutra, aplicável em qualquer temperatura, é que as concentrações de íons H + e OH - são iguais. Em uma solução ácida, a concentração de íons H + excede a de OH -. Em uma solução básica ocorre o inverso. Figura 1 Escala de ph 2. A concentração de íon OH - pode ser expressa de modo semelhante: 1 poh log10 OH log 10 ou OH 10 OH ph 14 Se escrevermos a equação K H OH 1,0. 10 logh logoh log K 14, então ph + poh = 14, na forma Esta relação vale para soluções diluídas na temperatura de 25 C, aproximadamente. A figura 1 serve como recurso ilustrativo para a relação entre [H + ], ph, [OH - ] e poh em meio ácido e em meio básico. 1.2 Definição de ácidos e bases Definição de Arrhenius 2. Em 1.884, o químico sueco Svante Arrhenius definiu um ácido como sendo uma substância que, dissolvida em água, se dissocia com produção de íons H +, enquanto que as bases seriam aquelas que em solução aquosa se dissociam em íons OH -. Arrhenius formulou sua definição com base na teoria de ionização das substâncias em soluções aquosas. As substâncias que se dissociavam totalmente ou em parte como íons em solução aquosa eram considerados eletrólitos. Aquelas que se dissociavam totalmente eram eletrólitos fortes, as que não se dissociavam totalmente eram eletrólitos fracos.
4 4 Para os ácidos fortes, que se ionizam completamente em água, fornecendo íons hidrogênio (H + ), a teoria de Arrhenius funcionava perfeitamente, assim como para as bases fortes, que produzem íons hidroxila (OH - ). Porém, tal teoria possui limitações, uma vez que não se aplicava bem nos casos em que a solução não era aquosa e em condições onde certas substâncias com caráter ácido ou básico não forneciam íons H + ou OH -, respectivamente. Além disso, o conceito de Arrhenius promoveu a idéia errônea que dissociação iônica seria indispensável para manifestação da acidez e que, portanto, reações do tipo ácido-base não poderiam ocorrer na maioria dos solventes não aquosos e na ausência de solvente Definição de Brønsted Lory. 2 O conceito de ácidos e bases mais aceito atualmente, e um dos que tem elucidado o papel do solvente em reações ácido-base, é aquele proposto independentemente por J.N. Brønsted (Dinamarca) e T.M. Lory (Inglaterra) em De acordo com essa teoria, os ácidos são espécies que possuem tendência a perder um próton e as bases são espécies que possuem tendência a ganhar um próton. Tais conceitos podem ser representados por: ácido = próton + base conjugada (1) A H B Deve-se enfatizar que o símbolo H + representa o próton isolado e não íon hidrogênio, de natureza diversa que existe em solventes diferentes e que, portanto, a definição de ácido é independente do solvente. A reação () corresponde a um esquema hipotético para a definição de A e B, não uma reação que possa eventualmente ocorrer. Os ácidos não precisam ser necessariamente moléculas neutras, podendo ser também ânions ou cátions. A mesma definição vale também para as bases. Como o próton livre não pode existir em solução em concentrações razoáveis, a reação não ocorre a não ser que se adicione uma base que aceite o próton. Combinando as equações A = B 1 + H + e B 2 + H + = A 2, teremos: A 1 B2 A 2 B1 (2) A 1 -B 1 e A 2 -B 2 são chamados de pares de ácido e base conjugados. Esta é a expressão mais importante para as reações que envolvem ácidos e bases porque ela representa a transferência de um próton de A 1 para B 2 ou de A 2 para B 1. Quanto mais forte for o ácido A e mais fraco for o ácido A, mais completa será a reação. O ácido mais forte perde seu próton mais rapidamente do que um ácido fraco. A base mais forte aceita um próton mais prontamente do que uma base fraca. É evidente, portanto, que a base (ou ácido) conjugada(o) com um ácido (ou base) forte é sempre fraca(o), enquanto que a base (ou ácido) conjugada(o) com um ácido (ou base) fraco(a) é sempre forte. Em água, um ácido de Brønsted-Lory, A, será forte se o equilíbrio demonstrado estiver virtualmente completo para a direita, isto é [A] é praticamente zero. Uma base forte será aquela em que [B], a concentração no equilíbrio de uma base que não seja o íon hidróxido, é quase zero.
5 5 A 3 H 2O H O B (3) Os ácidos podem então ser dispostos em séries, de acordo com sua tendência relativa de combinação com uma base. Nos casos de interesse de química analítica quantitativa, as soluções são geralmente feitas com água, que é a base da referência: HCl H 3 ácido1 base2 ácido2 base1 2 O H O Cl (4) Este processo é essencialmente completo para todos os ácidos fortes típicos, isto é, os ácidos altamente ionizados, tais como HCl, HBr, HI, HNO 3 e HClO 4. Ao contrário, no caso dos ácidos fracos típicos (fracamente ionizados), tais como o ácido acético ou o ácido propanóico, a reação se desloca pouco para a direita na equação: CH 3 ácido1 base2 ácido2 base1 3 COOH H 2O H 3O CH COO (5) Em água, o ácido forte típico é o próton hidratado H 3 O +, e o papel da base conjugada é pouco importante se ela é suficiente fraca, como no caso de Cl -, Br - e ClO 4 -. As bases conjugadas tem forças que variam inversamente as forças dos ácidos respectivos. Podese mostrar facilmente que a constante de ionização básica da base conjugada K B conj é igual a K /K A conj, em que K é o produto iônico da água. A reação (5) inclui reações antigamente descritas por uma variedade de nomes, como dissociação, neutralização, hidrólise e tamponamento. Um par ácido-base pode envolver o solvente, o que mostra que íons como H 3 O + e OH - são apenas exemplos particulares de uma extensa série de ácidos e bases, ainda que estes ocupem um lugar particularmente importante. Isso significa que as propriedades de um ácido ou de uma base são influenciadas fortemente pela natureza do solvente utilizado. Esta definição tem uma importante implicação: uma substância não pode atuar como ácido sem a presença de uma base para aceitar o próton, e vice-versa. Não há dependência em solventes ou em dissociações iônicas para que as substâncias sejam classificadas como ácidos ou bases Definição de Leis. 2 Uma outra definição de ácidos e bases foi dada por G. N. Leis (1938). Sob o ponto de vista experimental, segundo Leis, todas as substâncias, todas as substâncias que exibem comportamento típico de um par ácido-base, ou seja, neutralização, substituição, efeito sobre indicadores, catálise, independentemente de sua natureza química e modo de ação, são ácidos ou bases. Leis relacionou as propriedades de ácidos com a aceitação de pares de elétrons e as propriedades de bases com a doação de pares de elétrons, com formação de ligações covalentes, mesmo quando prótons não estão envolvidos. Segundo a teoria de Leis, base é definida como um doador de par de elétrons e ácido como um receptor de par de elétrons.
6 6 Como forma de exemplificar, consideremos a seguinte reação geral: A + :B A:B (6) Assim, A é um ácido de Leis, enquanto que B é uma base de Leis. A:B corresponde ao complexo ácido base O exemplo mais simples de um ácido de Leis é um próton, H +, o qual aceita um par de elétrons quando ele se liga à molécula de amônia (NH 3 ) para formar um íon amônio. A molécula de amônia forneceu um par de elétrons e, portanto de acordo com a definição de Leis é uma base, de modo semelhante à teoria de Brønsted -Lorry. O resultado da combinação de uma base de Leis e um ácido de Leis é chamado um complexo (como no exemplo da formação do íon amônio). A ligação entre o ácido de Leis e a base de Leis foi efetuada por meio de uma ligação covalente onde um par de elétrons fornecido pela base ao ácido está agora sendo compartilhado por ambas as espécies químicas reagentes. 1.3 Soluções tampão. 2 Soluções tampão são soluções que possuem a propriedade de atenuar variações de ph, mantendo-o aproximadamente constante, mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases. As soluções tampão geralmente são misturas de um ácido fraco (HA) e seu sal de sódio ou de potássio (A - ), ou então são misturas de uma base fraca B e seu sal (BH + ). Um tampão, portanto, é geralmente a mistura de umaácido e sua base conjugada. As soluções tampão são usadas sempre que se necessita de um meio com ph aproximadamente constante. Em estudos ligados à medicina e à biologia é muito importante o conceito de solução tampão, pois os fluidos biológicos (animais ou vegetais) são, em geral, meios aquosos tamponados. Um dos sistemas tampões mais importantes é o do sangue, que permite a manutenção das trocas gasosas e das proteínas. O ph do sangue é de 7,4 e o principal sistema tampão é um equilíbrio entre o ácido carbônico e o sal a ele associado, o bicarbonato. Este sistema evita variações de 0.3 unidades de ph as quais poderiam trazer graves consequências ao ser humano. 2. OBJETIVOS: Contato com diluição de soluções e amostras e medição de ph com o uso de instrumentação. Determinação do ph de uma amostra de água por meio da utilização de equipamento específico (phmetro) e titulação.
7 7 3. MATERIAL E MÉTODOS 3 : 3.1 Materiais utilizados: - phmetro; - Bureta; - Erlenmeyer; - Béquer; - Funil; - Balão volumétrico; - Pipeta volumétrica (50 e 100 ml); - Soluções tampão; - Balança analítica. 3.2 Procedimento experimental: - Preparou-se uma solução de NaOH 0,02 M a partir da solução estoque 0,1 M; - Mediu-se o ph da solução de NaOH 0,02 M com o auxílio de equipamento (phmetro) previamente calibrado; - Determinou-se o ph da amostra 2 de água previamente fornecida (água de nascente, próximo a indústria Neton, em Limeira SP) por meio de fita indicadora, instrumentação (phmetro) e titulação com a solução de NaOH 0,02 M. A amostra 1, recebida por outros grupos, constituiu-se em água proveniente de poço profundo (230 m), bairro Centro Rural do Pinhal, em Limeira SP. 4. RESULTADOS E DISCUSSÃO: 4.1 Preparação da solução de NaOH 0,02 M. Em uma diluição o número de mols do soluto na solução inicial é o mesmo da solução diluída, portanto: n1 n 2 (7) n Uma vez que C (8), logo n = C.V (8). V Portanto, em uma diluição, tem-se que: 1V1 C 2V2 C (10). Para se obter a concentração final de 0,02 M, o volume a ser obtido da solução estoque de hidróxido de sódio 0,094 M (determinado no experimento 1) é obtido aplicando-se a expressão (10), que resulta em: 0,094 V 1 0, , portanto V 1 = 53 ml. 4.2 Determinação do ph da amostra 2 de água. Com o auxílio da fita indicadora, obteve-se o valor de aproximadamente 6,0 para o ph da solução. Utilizando-se o phmetro, o valor obtido foi de 5,71. O phmetro já havia sido previamente calibrado com as soluções tampão.
8 8 4.3 Titulação da amostra 2 com a solução de NaOH 0,02M. Durante a titulação, foram gastos 2,80 ml de solução de NaOH 0,02 M em 100 ml de amostra de água, utilizando-se fenolfatleína como indicador. Para a determinação da acidez da amostra, tem-se que: (N1V 1)50000 mg/l acidez = (11), onde: V N: normalidade da solução de NaOH V 1 : volume gasto na titulação (ml), V 2 : volume da amostra (ml). Para o caso da solução de NaOH 0,02M, podemos considerar sua normalidade como sendo 0,02N, uma vez que possui apenas uma hidroxila ionizável. Assim, obtêm-se o valor de 28,0 mg/l (em CaCO 3 ) para a acidez da amostra de água. Os resultados obtidos pelos demais grupos estão descritos na tabela 1. Tabela 1 Resultados obtidos pelas equipes durante o experimento. Equipe Amostra Fita ph amostra phmetro ph amostra ph solução NaOH 0,02 M 2 Determinação acidez: volume NaOH gasto (ml) 1 1 ~8,00 7,90 12,02 0, ~6,00 5,71 12,00 2, ,00 5,83 12,52 2, ~8,00 7,88 12,57 1, ,00 5,93 12,12 2, ,00 5,52 12,20 1, ,50 8,34 12,14 1,20 Analisando-se os resultados obtidos pelos demais grupos, pode-se verificar que: - as soluções de NaOH apresentaram valores de ph semelhantes ao esperado (ph = 12,0), ocorrendo um ligeiro desvio para as soluções dos grupos 3 e 4; - a amostra 1 de água consumiu menos solução de NaOH nas titulações realizadas, o que significa que sua acidez é menor, comprovando os resultados das medições realizadas com o auxílio do phmetro e da fita indicadora; - a diferença na acidez das amostras 1 e 2 pode ter origens naturais, em função do dióxido de carbono existente na atmosfera, decomposição da matéria orgânica ou gases derivados de enxofre dissolvidos; ou derivados de atividades humanas, por conta de despejos de ácidos orgânicos e/ou inorgânicos.
9 9 5. CONCLUSÕES: O experimento realizado possibilitou a abordagem de conceitos relativos a determinação de ph e acidez em amostras reais, parâmetros amplamente utilizados para o controle de diversos processos químicos, incluindo o tratamento de água. O phmetro constitui-se em equipamento utilizado para determinação de ph, que possui aplicações, em termos ambientais, para o controle da qualidade de corpos d água, além da análise de efluentes líquidos industriais e domésticos antes, durante e após o tratamento correspondente. 6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 1. Baccan, N.; Andrade, J.C.; Godinho, O. E. S.; Barone, J. S.; Química Analítica Quantitativa Elementar; Editora Edgard Blücher Ltda, Campinas, Mendhan, J.; Thomas, M. J. K.; Branes, J. D.; Denney, R. C.; Vogel Análise Química; Livros Téncicos e Científicos Editora, 6ª edição, Medeiros, M. A. C.; Tubino, M.; Sobrinho, G. D.; Curso de Especialização em Meio Ambiente e Desenvolvimento Sustentável, Apostila de laboratório, Disciplina CET 0303 Química Aplicada, Universidade Estadual de Campinas, Limeira, 2011.
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