UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMACENTRO DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS – CECEN

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E BIOLOGIA – DQBCURSO: Química Licenciatura DISCIPLINA: Equilíbrio Químico e Cinética

PROF.ª: Maria Célia PiresALUNO: Hataliane Costa Araújo

cód.1016206

DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE UM INDICADOR POR ESPECTROFOTOMETRIA

São Luís2012

Determinação da constante de dissociação de um indicador por espectrofotometria

RESUMO

Em experimento realizado para determinar a constante de dissociação do indicador vermelho de metila por espectrometria UV-VIS, tomando como referência o comprimento de onda de 400 nm a 600 nm medindo a absorbância nesta região em soluções com valores variados de pH, pode-se relacionar a concentração do indicador protonado e desprotonado.

INTRODUÇÃO

Indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das características físico-químicas da solução na qual estão contidos, em função de diversos fatores, tais como pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e adsorção em sólidos.1 Os indicadores mudam de cor em função do pH2, 3,que se ioniza na forma: ácido-base.

HIn H+ + In− (Cor A) (Cor B) (1)

A constante de ionização (K) do indicador é dada por:

K=[H+ ] . [ In− ]HIn (2) ou

pH=pK−log[ In− ][HIn ] (3)

Segundo o princípio de Le Chatelier-Braun, pode-se concluir que, se o indicador se encontra em soluções de pH's abaixo do pKIn, sua cor será a da forma não ionizada HIn (Cor A) e se acima do pKIn, será da forma ionizada In−(Cor B). Isto quer dizer que fazendo-se várias soluções de concentração conhecida a diferentes pH's tem-se uma escala de cores que vai da cor A até a cor B. Assim tendo-se soluções de pH conhecido será possível conhecer suas cores.4

Para um equilíbrio ácido-base do tipo representado na Equação 1, a relação entre as concentrações das espécies para cada valor de pH varia de acordo com a expressão de Henderson-Hasselbalch (Equação 3).

De acordo com a lei de Beer 5,6, a concentração da espécie absorvente é proporcional à sua absorbância (A) segundo a relação A = .b.C, onde é a absortividade (molar, quando C é aε ε concentração da espécie em mol L-1) e b é o caminho óptico. Portanto, pode-se reescrever a Equação 3 em termos de absorbância, que após rearranjo resulta na expressão:

p K=pH−¿ log A−AaAb−A

¿ (4)

Onde: Aa é a absorbância somente da forma ácida, Ab é a absorbância somente da forma básica, e Ai é a absorbância total da mistura (formas ácida + básica) para um dado pH.

OBJETIVOS

Geral

Analisar o comportamento do indicador vermelho de metila na presença de soluções de pHs variados. Utilizando um espectrofotômetro para determinar a constante de dissociação do indicador.

Específicos

Aprimorar a prática de fazer soluções, assim também como os cálculos, para estas; Medir o pH das soluções-tampão; Calcular o pK das soluções; Determinar a constante de equilíbrio do indicador vermelho de metila; Aprender a utilizar o espectrofotômetro.

MATERIAIS UTILIZADOS

5 Erlenmeyers de 50 mL 5 Balões volumétricos de 10 mL

2 Balões volumétricos de 250 mL

2 Buretas de 5 mL 2 Buretas de 10 mL Bastão de Vidro Cubeta Bécker 50 mL e 25 mL 250 mL de Fosfato Ácido de Sódio

(Na2HPO4.12H2O) 0,2 M 250 mL Ácido Cítrico (C6H8O7) 0,1 M

2 mL de Vermelho de Metila (C15H15N3O2) (0,04%l em 100% de

etanol) Espectrofotômetro UV e visível SP-

22 Espátulas Papel Universal de pH Luvas

PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

Preparou-se a solução de Fosfato ácido de sódio dodeca hidratado, pesando-se 17,907g do reagente em um Becker de 50 mL, em seguida colocou-se água destilada para a diluição. Quando diluída transferiu-se para balão volumétrico de 250 mL e aferiu-se.

Preparou-se a solução de Ácido cítrico, pesando-se 4,8032g do reagente em um Becker de 25 mL, em seguida colocou-se água destilada para a diluição. Quando diluída transferiu-se para um balão volumétrico de 250 mL e aferiu-se.

Preparou-se a solução do indicador vermelho de metila, pesando-se 0,0042g do reagente em um Becker de 25 mL, em seguida colocou-se 10 mL de etanol a 100%, misturando-se a solução com um bastão de vidro.

Misturando-se as seguintes substâncias fosfato ácido de sódio dodeca hidratado (Na2HPO4.12H2O) 0,2 M a ácido cítrico (C6H8O7) 0,1 M em balões de 10 mL, obtemos as respectivas soluções-tampão,(ver tabela 1).

Em seguida, transferiram-se as soluções-tampão para erlenmeyers de 50 mL, e pipetou-se em cada erlenmeyer 0,1 mL de vermelho de metila, obteve-se uma serie de cores, utilizando-se papel indicador mediu-se o pH de cada solução, para verificar se estava de acordo com o pH teórico.

Colocou-se as amostras em uma cubeta, uma de cada vez e entre os intervalos limpou-se com água destilada, inseriu-se cada amostra no espectrotômetro SP-22 e mediu-se a absorbância em diferentes comprimentos de onda.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

Preparo das soluções:

Solução: Fosfato ácido de sódio dodeca hidratado (Na2HPO4.12H2O) 0,2 M

Dados:M(Na2HPO4) = 358,14 g/molDensidade: 0,0716 g/mLV= 250 mL = 0,25 LM = 0,2 mol.L-1

m = ?

Cálculos:

M = mMxV

→ m = M x M x V

m = (0,2 mol.L-1) x (358,14 g/mol) x (0,25 L)

m= 17,907 g

Solução de Ácido Cítrico (C6H8O7) 0,1 M

Dados:M(Na2HPO4) = 192,13 g/molDensidade: 0,0192/mLV= 250 mL = 0,25 LM = 0,1 mol.L-1

m = ?

Cálculos:

M = mMxV

→ m = M x M x V

m = (0,1 mol.L-1) x (192,13 g/mol) x (0,25 L)

m= 4,8032 g

Solução de Vermelho de Metila (C15H15N3O2) 0,04% em etanol a 100%

Dados:

P (C2H6O) = 100%

V = 10 mL

% (m/m)= 0,04% em (C2H6O) 100%

0,04 g---------------------100 mL

X g_______________ 10 mL

X = 0,004 g

A tabela a seguir mostra o volume medido de cada solução, sendo que o volume final de cada amostra é de 10 mL para obter os respectivos pHs.

Tabela 1: Volumes usados para a preparação das soluções-tampão.Amostra Na2HPO4.12H2O mL C6H8O7 mL pH teórico

12345

0,203,905,206,309,70

9,806,104,803,700,30

2,24,05,06,08,0

Após a preparação de cada amostra foi posto 0,1mL de vermelho de metila, e obteve-se o seguinte intervalo de cores, e utilizando-se o papel universal determinou-se o pH.

Indicador pK Coloração da Solução* pH medido

Vermelho de metila 5,0

RosaRosa

VermelhoLaranjaAmarelo

2,04,05,06,08,0

Tabela 2: Determinação do pH aparente e da coloração. *Intervalo de viragem: pH 4,2 a 6,3 passando de vermelho a amarelo.( Voguel Análise química quantitativa 5° Ed.)

λ nm absorbância 1

absorbância 2

absorbância 3

absorbância 4

absorbância 5

400 0,021 0,169 0,528 0,015 0,222

420 0,005 0,175 0,549 0,049 0,253

440 0,071 0,203 0,51 0,003 0,163

460 0,14 0,142 0,259 0,29 0,169

480 0,512 0,364 0,223 0,019 0,623

500 0,748 0,625 0,197 0,235 0,265

520 0,81 0,704 0,132 0,035 0,121

540 0,675 0,533 0,076 0,244 0,173

560 0,141 0,282 0,025 0,003 0,459

580 0,206 0,038 0,082 0,382 0,41

600 0,01 0,276 0,129 0,31 0,4

Utilizando-se o espectrofotômetro SP–22, mediram-se as absorbâncias de cada amostra em diferentes pHs, nos comprimentos de onda que vai de 400 a 600 nm, em intervalos de 20. Obtendo-se os seguintes resultados.

Tabela 3: Absorbâncias obtidas no espectrofotômetro através dos respectivos comprimentos de onda.

nmλ Absorbância 1

Absorbância 2

Absorbância 3

Absorbância 4

Absorbância 5

400 0,021 0,169 0,528 0,015 0,222420 0,005 0,175 0,549 0,049 0,253440 0,071 0,203 0,51 0,003 0,163460 0,14 0,142 0,259 0,29 0,169480 0,512 0,364 0,223 0,019 0,623500 0,748 0,625 0,197 0,235 0,265520 0,81 0,704 0,132 0,035 0,121540 0,675 0,533 0,076 0,244 0,173560 0,141 0,282 0,025 0,003 0,459580 0,206 0,038 0,082 0,382 0,41600 0,01 0,276 0,129 0,31 0,4

(Ver gráfico, figura 1).

As absorbâncias em negrito são os máximos de absorbância de cada amostra. Utilizando a seguinte fórmula e substituindo as absorbâncias temos os cálculos do pK das amostra 2, 3 e 4, em seguida a média desses valores para encontra o pK:

p K=pH−¿ log A−AaAb−A

¿

p K = 4 – log 0,704−0,8100,623−0,704

p K = 4 – log 1,3

p K = 3,88

p K = 5– log 0,549−0,8100,623−0,549

p K = 5 – log 3,52

p K= 5,54

p K = 6 – log 0,382−0,8100,623−0,382

p K = 6 – log 1,57

p K=6,24

p K= p K 2+ p K 3+ p K 43

p K=3,88+5,54+6,193

=¿

p K=5,2

Onde: Aa é a absorbância da amostra mais ácida. Ab é a absorbância da amostra mais básica. A é a absorbância para um dado pH, no caso pH 4, 5 e 6 que é o intervalo entre a amostra mais ácida e básica.Após calcular o pK de cada uma dessas amostras, tirou –se a média e encontro –se o pK. Para calcular o K, utilizou-se o antilog de pK. Como:

pK = -log K

K = antilog (- pK)

K = antilog (- 5,2)

K = 6,3 x 10-6

400 420 440 460 480 500 520 540 560 580 6000

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

absorbância 1absorbância 2absorbância 3absorbância 4absorbância 5

comprimento de onda (λ nm)

Abso

rbân

cia

Figura 1: Espectro de absorção em função do pH de uma solução de vermelho de metila a 0,04% em etanol a 100% entre pH 2 a 8, em diferentes comprimentos de onda.

Leu-se a absorbância das soluções utilizando Espectrofotômetro SP - 22, com cubeta de caminho óptico de 1 cm. Pode-se assim, primeiramente, determinar o ponto máximo de absorbância da solução mais ácida e da solução mais básica, como observado na tabela 2, o pH 2 apresenta a forma mais ácida e pH 8 a forma mais básica. O comprimento de onda com absorção máxima para a solução ácida foi 520 nm. Já para a solução básica, o comprimento de onda com máximo de absorção foi em 480 nm, como disposto na Figura 2.

400 420 440 460 480 500 520 540 560 580 6000

0.10.20.30.40.50.60.70.80.9

Espectro de absorção das soluções

Ácido Base

Comprimento de onda (nm)

Abs

orbâ

nci

a

Figura 2 - Espectro de absorção da solução ácida (pH 2) e da solução mais básica (pH 8).

Ponto isosbéstico é onde as soluções com diferentes concentrações apresentam a mesma absorbância em um comprimento de onda fixo. O ponto isosbéstico deste experimento foi em 460 nm, como pode ser observado na figura 2.

CONCLUSÃO

Portanto o vermelho de metila é um indicador ácido, sua zona de viragem é em meio básico vai de 4,2 a 6,3, passando de vermelho ao amarelo.

A espectrometria UV-VIS se mostrou um método eficiente para a determinação da constante de dissociação do indicador vermelho de metila. A partir do ponto de absorção máximo da solução mais básica e ácida, relacionado com as absorbâncias máximas das outras soluções de diferentes pHs, podemos determinar o valor do pK, através da relação de Hendersen-Hassembach. O valor experimental de pK encontrado foi de 5,2. Segundo Voguel 5° Ed. este valor é de 5,0.

ANEXOS

1. Explique porque a cor do indicador é diferente em meio ácido e em meio básico.

Devido ao equilíbrio químico entre as moléculas ácidas ou básicas do indicador e os seus

íons. Enquanto as moléculas apresentariam uma determinada cor, os íons do indicador

apresentariam uma cor diferente. Assim, quando o equilíbrio se deslocasse para a forma

molecular, a cor da solução seria a cor da molécula, e quando o equilíbrio fosse deslocado para

a forma iônica (dissociada), a cor da solução seria a cor do íon.

2. Quando aparece um ponto isobéstico?

Ponto isobéstico é onde as soluções com diferentes concentrações apresentam a mesma

absorbância em um comprimento de onda fixo. Pode ser visualizado em amostras de um

mesmo produto com concentrações distintas porque apresentam o mesmo coeficiente de

absorção molar.

O ponto isobéstico do indicador vermelho de metila obtido experimentalmente foi

próximo à 460nm.

3. Explique como é possível determinar o pH de uma solução pelo método acima.

Utilizando a se seguinte fórmula: pH=pK−log A−AaAb−A

REFERÊNCIAS

[1] Ross, E. Em Ullmann´s Encyclopedia of Industrial Chemistry; Elvers, B.; Hawkins, S.; Ravenscroft, M.; Schulz, G., eds.; VCR: New York, 1989, p. 127.

[2] Baccan, N.; Andrade, J. C.; Godinho, O. E. S.; Barone, J. S.; Química Analítica Quantitativa Elementar, 2a ed., Ed. Unicamp: Campinas, 1979, p. 46.

[3] Bányai, E. Em Indicators; Bishop, E., ed.; Pergamon Press: Oxford, 1972, p. 1.

[4] Garret Morris, Físico-Química para Biólogos.

[5] Atkins, P. W.; General Chemistry, Scientific American: New York, 1990.

[6] Willard, H. H.; Merrit Jr., L. L.; Dean, J. A.; Settle Jr., F. A.; Instrumental Methods of Analysis, 7th ed.; Wadsworth Pu. Co.: California, 1988.