Medição e cálculo do ph de algumas soluções

Transcrição

1 Química Geral Medição e cálculo do ph de algumas soluções Docente: Dulce Gomes Engenharia do Ambiente (2º Ano) Turma EPQ Data de entrega do relatório: Relatório elaborado em pelo grupo 2, constituído pelos alunos: André Andrade nº Assinatura: Pedro Sousa nº Assinatura: Filipe Pereira nº Assinatura:

2 Índice 1.Resumo Introdução Materiais e Métodos Resultados Experimentais Discussão dos Resultados Conclusões Bibliografia Anexo Apêndice

3 1.Resumo Universidade Fernando Pessoa Existem vários métodos para a medição do ph de uma solução, tendo sido utilizados dois desses métodos neste trabalho experimental: a medição do ph através de um eléctrodo de vidro e a medição do ph com a utilização de papel indicador. Constataram-se diferenças entre os valores de ph obtidos com ambos os métodos, assim como diferenças em relação aos valores calculados de ph teórico. Por fim, conclui-se que dos dois métodos utilizados, a medição através de um eléctrodo de vidro é mais rigorosa e pode ser aplicada na maioria das soluções e a medição com papel universal é um método não tão rigoroso mas que apresenta algumas vantagens, sendo um método simples, de fácil execução e de baixo custo. 2.Introdução A elaboração do trabalho experimental objecto deste relatório consistiu na medição e cálculo do ph de seis soluções, tendo sido a medição do ph efectuada por meio de um eléctrodo de vidro e também com a utilização de papel indicador universal de ph. Os principais objectivos da realização deste trabalho são: a sensibilização dos alunos para o contacto com o material que é normalmente utilizado na medição do ph e a adquirição de habilidade por parte dos alunos para com a utilização destes mesmos materiais; compreender os conceitos de ácidos e bases fortes e fracos; comparar os valores de ph das várias soluções, medidos com o eléctrodo de vidro e com o papel indicador universal, com os valores de ph teóricos esperados para cada solução. Para a medição do ph das várias soluções, como foi referido anteriormente, serão utilizados dois métodos de medição: a medição por meio de um eléctrodo de vidro e a medição com a utilização de papel indicador universal de ph. São dois métodos completamente distintos. Na medição por meio de um eléctrodo de vidro utiliza-se um medidor electrónico de ph constituído por um potenciómetro e pelo eléctrodo de vidro. A medição do ph é realizada com a imersão do eléctrodo na solução a ser analisada e 3

4 em seguida o potenciómetro mede pequenas diferenças de potencial entre as placas condutoras do eléctrodo e a solução, determinando por extrapolação o ph da amostra desconhecida (Chemistry Guide). O outro meio utilizado no trabalho experimental objecto deste relatório para a determinação do ph das várias soluções, foi a utilização de papel indicador universal de ph, que consiste numa fita de papel amarelada que se encontra imbuída com uma mistura de substâncias químicas indicadoras. O papel indicador ao ser mergulhado na solução, adquire uma tonalidade que depende do ph da solução, e por comparação visual directa da cor obtida na tira com a gama fornecida juntamente com o papel indicador, é possível determinar-se qual o ph da solução em análise (Almeida, 2005). Mas afinal o que é o ph? PH, conceito proposto pelo dinamarquês Sörensen, em 1909, em que p significa potencial e H hidrogénio, é uma medida de acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa, tendo em conta o seu valor numa escala de 0 a 14 (Morais, s/d). A uma temperatura de 25º C, uma solução aquosa que apresente ph igual a 7 é uma solução neutra; uma solução que apresente ph de 0 a 7 é uma solução ácida; e uma solução que apresente ph entre 7 e 14 é uma solução básica (Morais, s/d). Para soluções de ácidos ou bases muito fortes, ou substâncias totalmente ionizáveis, o ph pode ser calculado pela equação ph= - log [H+] (trabalho experimental nº3). O ph reflecte então a concentração de iões H+ existentes numa solução, e a equação de ph apenas é uma simplificação dessa mesma concentração de iões H+, sendo muito mais simples, por exemplo, referir que o ph de uma solução é 4,5 do que referir que uma solução possui uma concentração de iões H+ de 0,00008M (Chang, 2002). Por outro lado, nas soluções aquosas não estão presentes apenas iões H+, também estão presentes iões OH, e de um modo análogo ao ph, também se pode expressar a concentração de iões OH presentes numa solução, calculando o poh, pela expressão poh = - log [OH ] (Chang, 2002). A partir da constante de dissociação da água, que tem o valor de 1,0x10 ¹⁴ à temperatura de 298 Kelvin (25º C), pode-se determinar a relação entre as concentrações de hidrogénio e hidróxido, obtendo-se que o produto iónico da água (Kw) é igual à multiplicação das concentrações de hidrogénio e hidróxido (Chang, 2002): = =1,0 10 4

5 Ao aplicar logaritmos negativos de cada lado obtém-se: log +log = log 1,0 10 log log =14,00. E a partir das definições de ph e poh, obtém-se: ph + poh = 14. Como no trabalho experimental objecto deste relatório são utilizadas soluções em que as substâncias não são totalmente ionizáveis, o valor teórico do ph é calculado com recurso a expressões mais complexas, que estão indicadas na tabela em anexo (trabalho experimental nº3). Em suma, a realização do trabalho experimental objecto deste relatório tem uma grande importância, porque a medição do ph constitui uma das determinações físico-químicas mais frequentemente medidas em laboratórios analíticos, com grande relevância na área de monitorização ambiental. 3.Materiais e Métodos Material e reagentes utilizados conforme consta no protocolo do trabalho prático de laboratório número 3 (trabalho experimental nº3). Figura 1: Papel indicador universal de ph (Imagens retiradas do trabalho experimental nº3). Figura 2: Medidor electrónico de ph Procedimento experimental conforme consta no protocolo do trabalho prático de laboratório número 3 (trabalho experimental nº3). 5

6 4.Resultados Experimentais Na realização deste trabalho experimental foram utilizadas seis soluções a partir das quais foi medido o seu valor de ph. O valor ph do eléctrodo foi obtido com um eléctrodo de vidro, sensível ao ião H+, que gera uma diferença de potencial medida com um multivoltímetro e que apresenta o valor de ph automaticamente no seu mostrador digital. O valor de ph do papel foi obtido com a utilização de papel indicador universal de ph. Os valores de ph teóricos para cada solução foram obtidos por aplicação das fórmulas de cálculo presentes na tabela em anexo. Todos os valores de ph obtidos são apresentados na seguinte tabela: Tabela nº1: Tabela com os resultados obtidos através dos diferentes métodos de medição de ph e os valores de ph esperados para cada solução. Amostra ph eléctrodo ph papel ph teórico HCl 0,001 M 2, H₂SO₄ 0,001 M 2, CH₃COOH 0,1 M 2,74 4 2,88 Mistura de ácidos 2, NH₃ 0,1 M 10, ,88 NaOH 0,001 M 7, Cálculos do ph teórico ph teórico do Ácido Clorídrico (HCl 0,001 M) Em primeiro lugar verificou-se se o HCl é um ácido não muito forte, analisando se este cumpre as condições de validade (Tabela em Anexo) para a aplicação da fórmula de cálculo de ph para ácidos não muito fortes. A concentração de HCl, 0,001 M é superior a 6,6x10 ⁷ M, estando em concordância com a primeira condição de validade. 6

7 Para a segunda condição ser válida, a concentração de HCl tem de ser superior ou igual a 1,2x10²xKa (Ka=Constante de acidez do HCl). O valor de Ka do HCl é 10⁷ (segundo a tabela de constantes de acidez para soluções aquosas a 298 Kelvin, de Atkins, 2006). Realizando os cálculos [ (1) Cálculos realizados em apêndice] verifica-se que o HCl não está de acordo com a segunda condição de validade, não podendo ser considerado um ácido não muito forte. Como o HCl apenas está em concordância com a primeira condição de validade, é considerado um ácido muito forte, e o seu valor teórico de ph é calculado pela fórmula ph = -log [HCl]. Obtém-se assim um ph teórico igual a 3 (2), conforme consta na tabela número 1. ph teórico do Ácido Sulfúrico (H₂SO₄ 0,001 M) O cálculo do ph teórico do ácido sulfúrico é muito semelhante ao cálculo do ph teórico do ácido clorídrico. Também o H₂SO₄, não está de acordo com a segunda condição de validade para a aplicação da fórmula de cálculo de ph para ácidos não muito fortes, pois a sua concentração, 0,001 M é inferior a 1,2x10²xKa (3), sendo a sua constante de acidez igual a 1,20x10 ² (trabalho experimental nº3). Assim, tal como o ácido clorídrico, e porque a sua concentração (0,001 M) é superior a 6,6x10 ⁷ M, o ácido sulfúrico é um ácido muito forte, e que possui também um valor de ph teórico igual a 3 (4). ph teórico do Ácido Acético (CH₃COOH 0,1 M) Assim como aconteceu para os dois ácidos anteriores, em primeiro lugar verificou-se se o ácido acético é um ácido não muito forte, analisando se este cumpre as condições de validade (Tabela em Anexo) para a aplicação da fórmula de cálculo de ph para ácidos não muito fortes. No caso do ácido acético, verifica-se que este se encontra em concordância com ambas as condições de validade, pois a sua concentração, 0,1 M é superior a 6,6x10 ⁷ M e a sua concentração é superior a 1,2x10²xKa (5), sendo a sua constante de equilíbrio igual a 1,74x10 ⁵ (trabalho experimental nº3). Como ambas as condições de validade se aplicam, o ácido acético é considerado um ácido não muito forte ou fraco, sendo o seu valor teórico de ph calculado pela fórmula ph = 0,5 x pka 0,5 x log [CH₃COOH], 7

8 com pka do ácido acético igual a 4,76 (trabalho experimental nº3). Após aplicação da fórmula obtém-se um valor de ph teórico para o ácido acético de 2,88 (6). ph teórico de uma mistura de ácidos (CH₃COOH 0,1 M + HCl 0,001 M) O cálculo do valor teórico do ph de uma mistura de ácidos é efectuado através da verificação das condições de validade aplicáveis para uma mistura de 2 ácidos monopróticos (Tabela em Anexo), na qual existe um ácido muito forte (HA₁), neste caso o HCl, e um ácido não muito forte (HA₂), neste caso o CH₃COOH. Aplicando a fórmula e utilizando a₁ como a concentração de HCl, a₂ como a concentração de CH₃COOH e Ka₂ como a constante de acidez de CH₃COOH, igual a 1,74x10 ⁵ (7), verifica-se que esta condição não é valida para esta mistura de 2 ácidos. Deste modo, e sendo a concentração de HCl (0,001 M) superior a 6,6x10 ⁷ M, o valor teórico de ph da mistura de ácidos é calculado pelo logaritmo da concentração do ácido muito forte, o HCl (8), obtendo-se um valor teórico de ph igual a 3. ph teórico do Amoníaco (NH₃ 0,1 M) O amoníaco ao contrário das soluções anteriores, é uma base, utilizando-se as condições relativas ao cálculo de ph de bases. Em primeiro lugar verificou-se se o NH₃ é uma base não muito forte, analisando se esta cumpre as condições de validade (Tabela em Anexo) para a aplicação da fórmula de cálculo de ph para bases não muito fortes. A concentração de NH₃, 0,1 M é superior a 6,6x10 ⁷ M, estando em concordância com a primeira condição de validade, e a sua concentração é também um valor superior a 1,2x10²xKb (9), representando Kb a constante de basicidade do NH₃, que tem o valor de 1,76x10 ⁵ (trabalho experimental nº3). Como o amoníaco está em concordância com estas duas condições, pode-se afirmar que o amoníaco é uma base fraca e o seu valor teórico de ph pode ser calculado pela fórmula ph = 7,00 + 0,5 x pkb + 0,5 x log [NH₃], com o valor de pkb igual a 4,76 (trabalho experimental nº3). Obteve-se então um valor teórico de ph do amoníaco igual a 8,88 (10). ph teórico do Hidróxido de Sódio (NaOH 0,001 M) 8

9 Tal como o amoníaco, o hidróxido de sódio é uma base, que possui uma constante de basicidade (Kb) elevada, cerca de 10,, porque praticamente todo o NaOH se dissocia em catiões Na+ e aniões OH (Chemistry Guide). Verificando então as condições de validade (Tabela em Anexo) para a aplicação da fórmula de cálculo de ph para bases não muito fortes, observa-se que o NaOH não é uma base fraca, porque a sua concentração (0,001 M) não é um valor superior a 1,2x10²xKb (11). É portanto uma base muito forte, sendo a sua concentração superior a 6,6x10 ⁷ M, e o valor teórico do seu ph é calculado pela fórmula ph = 14,00 + log [NaOH], tendo se obtido um valor de ph igual a 11 (12). 5.Discussão dos Resultados No final da realização do trabalho experimental objecto deste relatório, utilizando os valores de concentração das várias soluções utilizadas e as condições de validade para aplicação das fórmulas de bases e ácidos, foi possível distinguir entre as várias soluções utilizadas, quais eram bases fortes ou fracas e quais eram ácidos fortes ou fracos. Tanto o ácido clorídrico como o ácido sulfúrico são ácidos fortes, isto é, que em termos práticos se supõem que se ionizam completamente na água (Chang, 2002) e o ácido acético é um ácido orgânico fraco, porque uma parte significativa deste não se dissocia. (Chang, 2002). Já em relação às bases, o amoníaco é uma base fraca, que tal como os ácidos fracos ionizam-se de forma limitada na água, e o hidróxido de sódio é uma base forte, que tal como os ácidos fortes são electrólitos fortes que se ionizam completamente na água. (Chang, 2002). Normalmente quanto mais ácida for uma solução menor é o seu valor de ph e quanto mais básica for uma solução maior é o valor do seu ph, o que se pode constatar corresponde na generalidade às soluções estudadas, excepto no caso do ácido acético em que sendo este um ácido fraco apresenta um valor de ph teórico mais baixo que os ácidos clorídricos e sulfúrico, que são ácidos muito fortes. Isto pode dever-se essencialmente ao facto de a solução de ácido acético possuir uma maior concentração 9

10 (0,1 M) do que os outros dois ácidos, que se encontram mais diluídos, com concentrações de 0,001 M. (Chang, 2002) Relativamente aos valores de ph obtidos no eléctrodo e os valores de ph obtidos com o papel indicador e comparando-os com os valores de ph teóricos, observa-se que os valores de ph obtidos no eléctrodo na sua maioria aproximam-se mais dos valores de ph teóricos, excepto na solução de hidróxido de sódio, em que o seu valor de ph teórico aproxima-se mais do valor de ph medido com o papel indicador. Uma das hipóteses que pode explicar o facto de o NaOH ter um valor tão baixo de ph lido no eléctrodo pode ter sido o facto de a solução de NaOH ter sido a última amostra analisada, e com isso devido às trocas de material que ocorriam sempre que se mudava de amostra permanecerem impurezas nas soluções que alteraram os valores de ph lidos no eléctrodo. Mas a causa mais provável para que o valor de ph do NaOH medido no eléctrodo seja tão baixo é a ocorrência de um erro na leitura do ph, denominado de erro alcalino (ou erro do sódio), sendo este tipo de erro um erro negativo de determinação do ph que ocorre em ph superiores a 10. O erro alcalino na medição do ph surge quando a concentração de iões H+ numa solução é baixa relativamente à concentração de Na+ que é alta, originando este facto uma acumulação de potencial e consequentemente indicando um ph mais baixo no eléctrodo do que o valor real (American Chemical Society). Nas outras soluções analisadas o valor de ph lido no eléctrodo é semelhante ao valor teórico de ph correspondente. Analisando por outro lado os valores de ph obtidos na medição com papel indicador, verificamos que os valores obtidos são para a maior parte das amostras, valores pouco precisos, comparativamente com os valores de ph teóricos. Isto deve-se essencialmente ao facto deste método apresentar limitações em termos de rigor, porque o valor de ph lido no papel indicador vai depender de cada observador e da sua interpretação por comparação visual directa com a gama de ph apresentada no papel indicador universal de ph. 10

11 6.Conclusões Universidade Fernando Pessoa A realização deste trabalho prático, além de um maior conhecimento das principais técnicas utilizadas na medição do ph, permitiu-nos também concluir qual dos dois métodos utilizados é o mais apropriado para situações distintas. Para a obtenção de uma leitura de ph mais precisa é aconselhável a utilização de um medidor electrónico de ph (milivoltímetro) desde que este esteja bem calibrado, possuindo ainda este aparelho a vantagem de poder ser utilizado com a maior parte das soluções (Almeida, 2005). Caso não seja possível a utilização de um medidor electrónico de ph, ou caso valores aproximados de ph sejam suficientes, pode optar-se pela medição do ph com papel indicador de ph universal, sendo este um método prático, rápido e de baixo custo. 7.Bibliografia American Chemical Society. [Em linha]. Disponível em [Consultado em 14/02/2009]. Almeida, N. (2005). Metodologia para avaliação a qualificação de instrumentos medidores de ph. [Em linha]. Disponível em LA/Medolologia%20para%20avalia%E7%E3o%20e%20qualifica%E7%E3o%20de%2 0instrumentos%20medidores%20de%20pH.pdf. [Consultado em 14/02/2009]. Atkins, P. (2006). Physical Chemistry. Oxford, Oxford University Press. Chang, R. (2002). Química. 7ª ed. Madrid, McGraw-Hill Companies. Chemistry Guide: Chemistry Resources Worldwide. [Em linha]. Disponível em [Consultado em 14/02/2009]. Morais, J. (s/d). O valor do ph. [Em linha]. Disponível em [Consultado em 14/02/2009]. Trabalhos Práticos de Química Geral: Trabalho experimental nº 3. [Em linha]. Disponível em [Consultado em 14/02/2009]. 11

12 8.Anexo Universidade Fernando Pessoa Tipo de solução Valor teórico do ph Condições de validade para aplicação da fórmula Ácido HA muito forte (monoprótico) Base B muito forte (monoprótica) Ácido HA não muito forte (monoprótico) ph = log a ph = 14,00+log b ph=0,5 pk 0,5 log a a 6,6x10 ⁷ M b 6,6x10 ⁷ M a 6,6x10 ⁷ M a 1,2 10² K Base B não muito forte b 6,6x10 ⁷ M ph=7,00+0,5 pk +0,5 log b (monoprótica) b 1,2 10² K Mistura de 2 ácidos monopróticos, HA₁ a₁ 6,6x10 ⁷ M ph= log a₁ (muito forte) e HA₂ (não a₁ a₁ 4,4 10 ₁ ₂ K ₂ muito forte) Tabela retirada do trabalho experimental nº3 dos trabalhos práticos de Química Geral. Nomenclatura: HA Espécie ácida ou anfiprótica (com ou sem carga) a Concentração do ácido HÁ K - Constante de acidez do ácido HÁ B Espécie básica (com ou sem carga) K - Constante de basicidade da base B b Concentração da base B. 12

13 9.Apêndice (1) 0,001 1,2 10² 0,001 1,2 10² 10 0, Falso. (2) = log = log 0,001 =3 (3) 0,001 1,2 10² 0,001 1,2 10² 1, ,001 1,44 Falso. (4) = log ₂ ₄ = log 0,001 =3 (5) 0,1 1,2 10² 0,1 1,2 10² 1, ,1 0, Verdadeiro. (6) =0,5 0,5 log = 0,5 4,76 0,5 log 0,1 =2,88 (7) 4,4 10 0,001 0,001 4,4 10,, 1, ,66 10 Falso. (8) = log = log 0,001 =3 (9) 0,1 1,2 10² 0,1 1,2 10² 1, ,1 0, Verdadeiro (10) =7,00+0,5 +0,5 log = 7,5 4,76 + 0,5 log 0,1 =8,88 (11) 0,001 1,2 10 0,001 1, , 0,001 75,7 Falso. (12) =14,00+log =14,00+log 0,001 =11 13