pH da solução e a diluição do ácido. Parte 2 Intro 01 02 03 Introdução Vimos na primeira parte deste experimento (click aqui para vêlo), como se dava a variação do pH em função da concentração da solução. Será que o pH aumenta indefinidamente quando vamos diluindo o ácido? Descubra neste experimento. Cadastrada por Leandro Fantini Material - onde encontrar em laboratórios e lojas especializadas Material - quanto custa entre 10 e 25 reais Tempo de apresentação até 30 minutos Dificuldade intermediário Materiais Necessários * * * * * * * pHmetro; Oito tubos de ensaio; Oito béqueres de 50mL ou outros recipientes pequenos; Pipeta de 1,0mL; Água destilada; Rolhas para os tubos de ensaio; Solução de ácido clorídrico 0,1mol/L. pHmetro com 8 tubos de ensaio e ácido clorídrico 0,1 mol/L. Os tubos 2 ao 8 contém 9,0mL de água destilada. Segurança requer cuidados básicos pH da solução e a diluição do ácido. Parte 2 Intro 01 02 03 Passo 1 Mãos à obra Numere os 8 tubos de ensaio. Adicione do segundo até o oitavo, 9,0mL de água destilada em cada. No tubo 1, adicione a solução de ácido 0,1 mol/L. Adicionando ácido ao tubo 1 pH da solução e a diluição do ácido. Parte 2 Intro 01 02 03 Passo 2 Mãos à obra Proceda a leitura do pH da solução no tubo 1, cuja concentração é de 1x10-1 mol/L. Retire com a pipeta 1,0 mL do tubo 1 e misture-a com o tubo 2. Tampe e misture bem. Faça a limpeza do eletrodo com água destilada e troque seu copo de leitura por um limpo e seco. Faça a leitura do pH da solução no tubo dois. Faça o mesmo para todos os tubos e veja que até o sétimo tubo, não houve nenhuma surpresa. Tudo dentro do previsto. Porém, no tudo de número 8, cuja concentração é da ordem de 1x10-8, o pH não é 8. Porque? Fazendo a leitura do pH pH da solução e a diluição do ácido. Parte 2 Intro 01 02 03 Passo 3 O que acontece Como vimos, o pH até a concentração 1x10-7 mol/L estava variando de 1 em 1 aproximadamente, porém quando a concentração passou para 1x10-8 mol/L (tubo nº 8), o pH não variou. Porque isso se deu? Existe na água um equilíbrio iônico da seguinte forma: H2O < = > H+ + OHE como sabemos, quando se fala em equilíbrio, logo pensamos em constante de equilíbrio, Keq ou simplesmente K. E como são definidas as constantes de equilíbrio na química? K = [produtos] / [reagentes] Pensando nisso, o K da água então ficaria como: K = [H+].[OH-] / [H2O] ou K.[H2O] = [H+].[OH-] Como as soluções aquosas são muito comuns, esta constante da água é muito importante. Tão importante que este K.[H2O] recebe um nome próprio, conhecido como constante de dissociação da água, representada por Kw. Logo, temos que: Kw = [H+].[OH-] , e seu valor é 1x10-14 mol/L, sendo que [H+] = 10-7 mol/Le [OH-] = 10-7 mol/L quando o pH = 7. O que estamos dizendo com isso é que a concentração dos íons H+ na água pura é de 10-7mol/L, quando, no experimento, passei para o tubo 8 fiz uma diluição da concentração de H+ que já estava em 1x10-7 mol/L para 1x10-8 mol/L. Porém como na água já existe uma concentração de H+ em 1x10-7, que é maior que 1x10-8 mol/L o pH indicado será referente à maior concentração. Sendo assim, concentrações de H+, vindas de um ácido, menores que 1x10-7 mol/L não elevam o pH. Outro ponto a se analisar é que, como pode ser possível, usando uma solução ácida, conseguir um pH acima de 7, que é característico de soluções básicas? Por isso não importa o quanto diluíssemos nossa solução, embora a concentração de íons cloreto continuem diminuindo, uma concentração de H+ menor do que 1x10-7mol/L não alteram mais o pH da água destilada.