Colocar num tubo de ensaio cerca de 3 ml de solução de acetato de sódio. Determinar o pH da mesma utilizando o papel indicador universal.

Passo 1

O enunciado pede que eu determine o pH de cerca de 3\\ \text{mL} de solução de acetato de sódio usando papel indicador universal.
Informações que temos explicitamente:
  • Foi dada uma solução de acetato de sódio (sal do ácido acético).
  • Volume aproximado a ser testado: 3\\ \text{mL}.
  • O método pedido é: usar papel indicador universal para determinar o pH.
Observação útil (não é pergunta): o enunciado não dá a concentração da solução. Isso significa que o papel indicador universal dará uma leitura direta (com resolução limitada, tipicamente \pm 0,5 pH) e que só podemos prever uma faixa esperada de pH a partir da química do acetato.

Passo 2

Entender o que a solução faz na água (a “aula rápida”): acetato de sódio é o sal \text{Na}^+ \; \text{CH}_3\text{COO}^-. O cátion \text{Na}^+ é inerte em relação ao pH. O ânion \text{CH}_3\text{COO}^- vem de um ácido fraco ( \text{CH}_3\text{COOH}) e reage com a água gerando \text{OH}^- (a solução fica básica). A reação de hidrólise é:
\text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^-.
Para quantificar essa basicidade usa-se a constante básica K_b do íon acetato, que está relacionada com a K_a do ácido acético por:
K_b = \frac{K_w}{K_a},
onde K_w = 1\times 10^{-14} (a 25^\circ\text{C}) e K_a do ácido acético vale aproximadamente K_a = 1{,}8\times10^{-5}.

Passo 3

Calcular K_b do acetato (números e interpretação):
K_b = \frac{1\times10^{-14}}{1{,}8\times10^{-5}} \approx 5{,}56\times10^{-10}.
Isso significa que o acetato é uma base muito fraca; porém, em solução aquosa dará um pouco de \text{OH}^-, elevando o pH acima de 7.

Passo 4

Deduzir a expressão prática para a concentração de \text{OH}^- produzida (o passo algébrico que você pode usar na prova). Seja c a concentração inicial do íon \text{CH}_3\text{COO}^- na solução (essa c depende da concentração da solução de acetato que você tem). Montamos o quadro de equilíbrio:
  • Inicial: [\text{CH}_3\text{COO}^-] = c,\; [\text{OH}^-] \approx 0.
  • No equilíbrio: [\text{CH}_3\text{COO}^-] = c - x,\; [\text{OH}^-] = x,\; [\text{CH}_3\text{COOH}] = x.
A definição de K_b dá:
K_b = \frac{[\text{CH}_3\text{COOH}][\text{OH}^-]}{[\text{CH}_3\text{COO}^-]} = \frac{x\cdot x}{c-x} = \frac{x^2}{c-x}.
Para bases fracas normalmente x \ll c, então aproximamos c-x \approx c, obtendo:
x \approx \sqrt{K_b\; c}.
Aqui x é [\text{OH}^-]. Depois calculamos:
\text{pOH} = -\log_{10}[\text{OH}^-],\qquad \text{pH} = 14 - \text{pOH}.
Na prova, se você souber c, essa é a sequência de cálculo.

Passo 5

Fazer alguns exemplos numéricos para ter uma intuição (como você faria em sala ou na prova se soubesse a concentração). Vou calcular para três concentrações típicas que costumam aparecer em exercícios: c=0{,}1\\ \text{M},\; 0{,}01\\ \text{M},\; 0{,}001\\ \text{M}. Lembre-se que K_b \approx 5{,}56\times10^{-10}.
a) Para c=0{,}1\\ \text{M}:
[\text{OH}^-]\approx\sqrt{5{,}56\times10^{-10}\times0{,}1}=\sqrt{5{,}56\times10^{-11}}\approx7{,}46\times10^{-6}\\ \text{M}.
\text{pOH}=-\log_{10}(7{,}46\times10^{-6})\approx 5{,}13,\qquad \text{pH}=14-5{,}13\approx 8{,}87.
b) Para c=0{,}01\\ \text{M}:
[\text{OH}^-]\approx\sqrt{5{,}56\times10^{-10}\times0{,}01}=\sqrt{5{,}56\times10^{-12}}\approx2{,}36\times10^{-6}\\ \text{M}.
\text{pOH}\approx 5{,}63,\qquad \text{pH}\approx 8{,}37.
c) Para c=0{,}001\\ \text{M}:
[\text{OH}^-]\approx\sqrt{5{,}56\times10^{-13}}\approx7{,}46\times10^{-7}\\ \text{M}.
\text{pOH}\approx 6{,}13,\qquad \text{pH}\approx 7{,}87.
Conclusão numérica útil: para concentrações comuns, o pH da solução de acetato costuma ficar na faixa aproximada de 7{,}9 a 8{,}9. Isso é só uma previsão teórica — a leitura prática com papel indicador confirmará o valor com precisão limitada.

Passo 6

Como usar o papel indicador universal passo a passo (procedimento experimental que você fará no laboratório):
  1. Pegue uma tira de papel indicador universal e anote a escala de cores que vem com o papel. Essa escala mostra as cores correspondentes a valores de pH (normalmente com resolução de 0{,}5 a 1{,}0 pH).
  2. Com uma pipeta ou conta-gotas limpo, coloque uma gota (ou mergulhe rapidamente) da solução de acetato ( \approx 3\\ \text{mL} no tubo) sobre a tira. Evite contaminar o frasco do reagente com a tira ou com a pipeta.
  3. Aguarde o tempo recomendado pelo fabricante do papel (normalmente alguns segundos) até a cor estabilizar.
  4. Compare a cor obtida com a escala padrão do fabricante e leia o pH correspondente. Anote o valor. Se a cor ficar entre duas marcações, estime a casa decimal (por exemplo, entre 8 e 9 pode ser 8{,}5).
  5. Repita a leitura com outra tira para confirmar (pela incerteza do papel). Registre a média e a incerteza (por exemplo, \pm 0{,}5 pH, típico para papel universal).

Passo 7

Interpretação prática e incertezas (o que você deve esperar e como relatar na sua ficha de laboratório):
  • Espera-se uma leitura básica (pH > 7), tipicamente entre 7{,}9 e 8{,}9 conforme a concentração da solução. Se sua leitura com o papel der algo nessa faixa, está coerente com a teoria.
  • O papel indicador universal não é tão preciso quanto um pHmetro; portanto, reporte o resultado com incerteza. Uma forma prática de relatar é: pH = valor lido \pm 0{,}5.
  • Se a leitura do papel der, por exemplo, cor correspondente a 8 9, escreva algo como: pH =8{,}5\pm0{,}5. Se você souber a concentração (por exemplo 0{,}01\\ \text{M}), a previsão teórica que fiz indica pH \approx 8{,}37, o que bate bem com a leitura do papel.

Passo 8

Exemplo final de como você reportaria a resposta depois de medir com o papel: faça duas tiras, obtenha duas leituras próximas (por exemplo 8{,}0 e 8{,}5), calcule a média e reporte com incerteza. Se a sua única leitura for uma cor correspondente a 8 9, reporte 8{,}5\pm0{,}5. Se você conhecer a concentração, use a fórmula do Passo 4 para comparar com a previsão teórica.

Resposta

\text{pH}\approx 8{,}4\pm0{,}5

Exercícios relacionados