Equilíbrio Envolvendo Ácidos e Bases Fracas e Hidrólise de Sais

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ – UESCDEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS – DCET ENGENHARIA QUIMICA Gilneydson Nunes de Almeida Rodrigo Sá Ruan Reis Aula 3 – EQUILÍBRIO ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES FRACAS E HIDRÓLISE DE SAIS Ilhéus, 2013 Universidade Sendo este experimento realizado no dia 28 de agosto de 2013. Dr.Gilneydson Nunes de Almeida Rodrigo Sá Ruan Reis Aula 3 – EQUILÍBRIO ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES FRACAS E HIDRÓLISE DE SAIS Relatório apresentado como requisito parcial para a obtenção de aprovação na disciplina Química Analítica Qualitativa. Prof. Santa na Cruz. Erik Galvão Ilhéus. no curso de Engenharia Estadual de Química. 2013 . 1. assim como o deslocamento do equilíbrio diante da adição de íon comum. ácida forte e base forte. OBJETIVOS DO EXPERIMENTO Estudar a utilização de eletrólitos fracos em água. . A ionização de um indicador ácido pode ser assim representada.+ H3O+ (col. [1] Os indicadores ácidos e base são. a espécie HInd é a predominante e a solução toma a coloração própria da forma ácida: em solução básica . observaram que o papel tornava-se vermelho. ácida) (col. isto significa que mudam de cor em função do pH. que se comportam em solução aquosa como ácidos fracos (indicadores ácidos) ou bases fracas (indicadores básicos) e mudam gradualmente de coloração dentro de uma faixa relativamente estreita da escala de pH. potencial elétrico.2. Assim foram obtidos os primeiros indicadores de pH em ambas as formas: solução e papel. O uso de indicadores de pH é uma prática bem antiga que foi introduzida no século XVII por Robert Boyle. tais como pH. A espécie que predomina com sua respectiva coloração depende do pH do meio. INTRODUÇÃO Indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das características físico-químicas da solução na qual estão contidos. em seguida. Em solução fortemente ácida. em função de diversos fatores. chamada zona de transição. [2] Os compostos orgânicos usados como indicadores ácido-basicos possuem colorações diferentes conforme se encontrarem na forma não ionizada ou na forma ionizada. Gotejando o licor de violeta sobre um papel branco e. compostos orgânicos de elevado peso moleculares. HInd + H2O  Ind. Boyle preparou um licor de violeta e observou que o extrato desta flor tornava-se vermelho em solução ácida e verde em solução básica. Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas. usualmente. básica ) Nesta equação HInd representa a forma acida (não dissociada) sua „‟coloração ácida‟. algumas gotas de vinagre. complexação com íons metálicos e adsorção em sólidos. e Ind a forma básica (aniônica) com sua „‟coloração básica‟‟. Podem ser classificados de acordo com o mecanismo de mudança de cor ou os tipos de titulação nos quais são aplicados. com seu respectivo conjugado na forma de um sal.L-1 de hidróxido de sódio – NaOH Solução de amônia – NH3 Água destilada Pipeta Pasteur Estante para tubos de ensaio . MATERIAL UTILIZADO 3. [3] 3.1. Vidraria    Tubos de ensaios Pipetas Béqueres 3.1.Semelhante. O tampão é uma solução com ácido ou base fraca. Reagentes e materiais diversos                 Solução tampão Solução de indicador universal Solução de ácido acético glacial – CH3COOH Solução saturada de acetato de sódio – CH3COONa Solução de hidróxido de amônio – NH4OH Solução de cloreto de amônio – NH4Cl Solução de dihidrogenofosfato de sódio saturada – NaH2PO4 Solução de monohidrogenofosfato de sódio saturada – Na2HPO4 Solução de hidrogenocarbonato de sódio – NaHCO3 Solução de carbonato de sódio – Na2CO3 Solução 0.1 mol.1.L-1 de ácido clorídrico – HCl Solução 0. ácida) Portanto a concentração de um indicador básico também depende da concentração do íon hidrônio. [2] Uma solução tampão é aquela que o pH tende a permanecer a mesmo após a adição de pequenas quantidades de um ácido ou uma base forte.2. no caso dos indicadores básicos tem –se Ind + H2O  IndH+ + OH(col. PARTE EXPERIMENTAL 3. básica) (col.1.1 mol.predomina a espécie aniônica e a solução toma coloração da forma básica. PROCEDIMENTO Procedimento 3. .2.1.2.3.: Escala padrão de pH Figura 1: Fluxograma referente ao procedimento 1. 2.: Efeito do íon acetato na dissociação do ácido acético Figura 2: Fluxograma referente ao procedimento 2.Procedimento 3.2. . : Efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônio Figura 3: Fluxograma referente ao procedimento 3.Procedimento 3.2. .3. 4.2.Procedimento 3.: Efeito do íon monohidrogenofosfato na dissociação do íon dihidrogenofosfato Figura 4: Fluxograma referente ao procedimento 4 . 2.Procedimento 3.5.: Efeito do íon carbonato na dissociação do íon hidrogenocarbonato Figura 5: Fluxograma referente ao procedimento 5 . 7.2.: Adição de ácido e de base fortes ao tampão ácido acético/acetato de sódio Figura 7: Fluxograma referente ao procedimento 7 .2.Procedimento 3.6.: Adição de ácido e base fortes à água Figura 6: Fluxograma referente ao procedimento 6 Procedimento 3. quando ionizada se encontra em proporções constantes . Enfim.2 . e em comparação com a tabela 1. O pH da água é neutro. a esses dois tubos foi adicionado acetato de sódio. se observa um pH 6 indo para 7. eq. uma gota de indicador universal. no caso o indicador utilizado em laboratório foi o indicador universal que é uma mistura de vários indicadores. conforme a equação abaixo.(1) O ácido acético é um ácido fraco porque só uma parte do é ionizado. por meio da tabela 2. pH 1 2 3 4 5 Cor vermelho vermelho vermelho Rosa Laranja claro pH 7 8 9 10 11 Cor Verde Verde Verde Verde violeta claro 6 amarelo 12 lilás A concentração de um indicador em solução é geralmente tão baixa que sua influência sobre o pH da mesma é desprezível. pelo menos uma das colorações é suficientemente intensa para ser visualizada em soluções diluídas.Cor indicador universal em diferentes valores de pH. e em comparação com a Tabela 1. RESULTADOS E DISCUSSÕES Um indicador é um par conjugado de ácido e base de Bronsted-Lowry cujo ácido apresenta uma coloração e a base outra. por isso o equilíbrio pode ser deslocado tanto para a esquerda como para a direita.2. onde foi adicionado 2ml de solução tampão e logo após. eq. conforme as equações abaixo.Efeito do íon acetato na dissociação do ácido acético. os íon hidrônio e o íon hidroxila . O resultado desse procedimento pode ser visualizado na tabela 1. essa solução foi dividida em tubo 1 e 2.ou seja. Tabela 1. pode ser visualizado. Solução Reagente pH Tubo principal 3 + indicador Tubo 1 5 Tubo 2 5 O ácido acético glacial ( acetato ( e o íon hidrônio ( . Tabela 2. logo após a comparação. onde a cor varia do vermelho escuro (ácido) ao lilás (alcalino básico). O resultado do procedimento 1.4. origina o íon . e algumas vezes uma das duas é incolor.1 eq. apresenta-se como uma solução ácida com pH 3. quando dissociado. mostrou-se pH 5.Efeito íon íondihidrogenofosfato. Em seguida foi feito o procedimento 1. após a adição do cloreto de amônio.q (5) + e. Já o tubo 1 e 2. Solução Tubo monohidrogenofosfato Reagente na dissociação pH 8 Com base nas reações abaixo: e. observa-se esse reação na equação 3 e 4. ou seja. e um aumento do . Solução Reagente pH Tubo principal 11 Tubo 1 Tubo 2 10 10 Em comparação com a Tabela 1. o tubo 1 e 2. foram feitos o procedimento 1. o equilíbrio se deslocará para a esquerda. que leva a diminuição do íon hidrônio ( . provocando uma diminuição de ionização.q (7) do . ocorrendo que o íon acetato será consumido formando ácido não ionizado. apresentou pH 10.q (4) Como pode ser observado nas reações ocorre uma diminuição da hidroxila .3. por isso provocando a elevação do pH.Em comparação com a Tabela 1.q (6) e. Logo após. esse aumento de pH em relação ao pH da solução principal.os resultados podem ser observados na Tabela 3. é devido a presença do íon comum . apresentando um caráter ácido. Tabela 4. mostrando comportamento básico. esse diminuição do pH em relação ao tubo de ensaio principal. conforme a dissociação do hidróxido de amônio apresentado na equação 3.q (3) (aq) + e. se deve ao efeito do íon comum que nesse caso é o íon acetato.portando o equilíbrio se desloca para a direita formação dos reagentes assim diminuindo o pH. Tabela 3. (aq) + e.4. o tubo de ensaio principal mostrou pH 11. pois ao adicionarmos .Efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônio. onde seus resultados podem ser analisados na Tabela 4. o pH da solução aumenta para 11. como o íon é o cátion de uma base forte. Solução Reagente pH Tubo principal 9 indo para 10 Tubo 1 11 Tubo 2 11 Com base nas equações abaixo: eq. Então se a solução apresentará caráter ácido ou base se deve ao íon Com base no livro Brown (A ciência central).5. então o Kb é maior. onde seus respectivos resultados podem ser observados na tabela 6 e 7.q (8) Para sabermos se o monohidrogenofosfato (também chamado hidrogenofosfato de sódio). Tabela 5. quando dissolvidos em água. terá um caráter ácido ou básico.(9) q e. pode se comporta como um ácido ou base. já que o Ka está mais distante do zero.isso é devido que o íon é menos básico que o íon .e. Em seguida foi feito o procedimento 1. . é somente um espectador na química ácido-base. por exemplo. onde seus resultados são visualizados na Tabela 5. como pode ser observado na Tabela 5. nesse caso ela se comporta como base demonstrando o pH 9≈10. então podemos calcular o Kb para a equação (6) utilizando a seguinte equação: Logo o valor de é . . apresentando um caráter básico isso explica porque o pH obtido no experimento foi 8. pode-se observa a reação. e. o Ka da equação (8) é.q (10) O íon hidrogecarbonato ( do ponto de vista na teoria de Bronsted-Lowry. e o valor de Ka para ser de . Conforme a equação (11) abaixo. temos que analisar seus íons componentes. Em seguida foi feito o procedimento 2.q (11) Quando adicionamos ( ). ele não tem influência no pH. observando o efeito tampão nas soluções. entorno de .Efeito íon carbonato na dissociação do íon hidrogenocarbonato. como pode ser visto na Tabela 6.Tabela 6. e a cada gota acrescentada o pH diminui para 4 permanecendo .Hidróxido de sódio na água e nas soluções tampão. os íon hidrônio e o íon hidroxila . Foi adicionado no tubo 1 do procedimento 2.q (12) O íon hidrônio diminui o pH dá água para 5. Gotas de 0 6 5 11 1 11 5 11 2 4 5 11 4 4 5 11 7 4 4 11 indo para 10 10 4 4 11 indo para 12 15 4 4 12 Tabela 7. e quando o HCl é adicionado em água ocorre a seguinte reação: e.ou seja. Gotas de 0 6 5 11 1 11 5 12 2 11 5 12 indo para 11 4 11 5 indo para 6 12 indo para 11 7 11 6 12 indo para 11 10 11 11 12 indo para 11 15 11 indo para 12 11 indo para 12 12 indo para 11 Quando o indicador é adicionado na água se observa um pH 6 indo para 7.1 ácido clorídrico .pois o pH da água é neutro. quando ionizada se encontra em proporções constantes .Ácido clorídrico na água e nas soluções tampão. 2 ácido clorídrico 0. assim quando é adicionado em água. mostrando que já estava se esgotando a quantidade de ânion . Em seguida adicionou-se hidróxido de sódio no tubo 2. então. assim pode ser observado na Tabela 7.q (13) e. Em seguida conforme o procedimento 2. abaixo. do 6 até o 12.q(15) Mas conforme aumentou-se a quantidades de gotas de no tubo. Assim a adição de uma base forte aumenta a concentração de mas esses íons são neutralizados pelos íons originados da ionização do ácido acético. isso devido a um aumento da concentração do próton . que a solução sofre pouca variação conforme a equação abaixo Por fim. conforme a equação (15). foi repetido o procedimento 2. reagem formando mais ácido acético. assim. como pode ser visualizado na Tabela 7. o pH foi para 4 e se manteve constante até ter sido adicionado no total 15 gotas. funcionando como uma solução tampão. foi adicionado no tubo de ensaio 1 do procedimento 1. ocorre a reação conforme a reação abaixo. o pH sofreu pequena variação como pode ser analisado na Tabela 6. o próton vindo do reagirá com que é uma base forte. e.q (14) Assim quando o hidróxido de sódio é dissociado em água aumenta o pH.2.2). daí . trocando o reagente ácido acético por amônia e o acetato de sódio pelo cloreto de amônio. No tubo de ensaio 1 da solução. foi adicionado gota a gota de hidróxido de sódio. dividindo a solução em tubo 1 e 2.2. foi adicionado ácido clorídrico gota a gota.eo efeito tampão cessaria . quando aumenta a quantidade de gotas adicionado até a quantidade de gota final 15. o íon acetato que tem grande afinidade pelo próton ) hidrônio. Quando o que é um ácido forte foi adicionado aumentando a concentração de íon hidrônio( ).constante da 1º até 15º gota. e. do mesmo procedimento (1. No tubo 2.1mol/l na solução de ácido acético e íons acetato ( . ou seja é uma solução que contém um ácido mais a sua base conjugada em concentrações aproximadamente iguais. observa-se um aumento de pH. devido ao aumento da concentração de hidróxido. quando é adicionado na solução tampão ( ocorre que. A solução tampão se resume em uma solução que sofre apenas pequenas variações de pH quando a ele são adicionados ou . devido ao aumento da concentração de íons . 5. em harmonia com o princípio de Le châtelier.ocorre uma neutralização. assim também ocasionando pequena variação de pH. Também se trabalhou com o efeito do tampão onde as soluções tamponadas apresentavam pequenas variações de pH quando um ácido ou base lhe era adicionado. COMENTARIOS E SUGESTÕES Na prática realizada observa-se o deslocamento do equilíbrio químico. .Já quando é adiciona ao tubo 2. o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. em ambos os casos a variação de pH vai ocorrendo devido ao aumento de concentração dos íons que reage com a solução tampão e acaba esgotandoos. onde o pH pode ser estipulado ou sofre variação devido a quantidades de produtos e reagentes. que nos diz “Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior. o íon reagirá com o ânion originando cloreto de amônia. relacionado com a quantidade de concentração de produtos e reagentes. assim a variação de pH é muito pequena como pode ser visto na Tabela 6. CONCLUSÕES.” Com base nesse pensamento pode-se concluir que os fatores que atuam no deslocamento químico envolve o efeito do íon comum. como pode ser visto na Tabela 7. 6. OHLWEILER. 2012. P. 2 v.. ed. Química: a ciência central. 921 p. Harold Eugene. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA 1. Theodore L.ed. Química analítica quantitativa. São Paulo Pearson Prentice Hall. . 972 p 2. LEMAY JUNIOR. 3ª ed Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos. BURSTEN. 3.. L. ATKINS. JONES. Otto Alcides. 9. 5. Bruce Edward. 1985. 2005. Rio de Janeiro: Bookman. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. BROWN.