relatorio hidrolise de sais

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA
CAMPUS I - CAMPINA GRANDE
CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE - CCBS
DEPARTAMENTO DE FARMÁCIA
CURSO DE FARMÁCIA
BRENDA MIKELY LUCAS RODRIGUES PEREIRA
MYLENA EUGÊNIA
RELATÓRIO: PRÁTICA HIDRÓLISE DE SAIS
Introdução
A hidrólise de sais é um processo fascinante e fundamental em química. Ela se refere à reação química que ocorre entre um sal e a água, resultando na formação de um ácido, uma base ou um sal ácido. Essa reação pode ter um impacto significativo no pH da solução, influenciando diversas propriedades e aplicações.
Neste relatório, exploraremos a hidrólise de sais em detalhes, desde seus princípios teóricos até a prática experimental
· Fundamentos Teóricos:
· Conceito de hidrólise de sais e sua classificação
· Equilíbrio químico e constante de hidrólise
· Fatores que influenciam a hidrólise (natureza do cátion e ânion, concentração, temperatura)
· Cálculo do pH em soluções de sais
· Prática Experimental:
· Materiais e reagentes necessários
· Procedimento experimental para diferentes tipos de sais
· Observações e análise dos resultados
· Aplicações da Hidrólise de Sais:
· Controle de pH em diversas áreas (química industrial, agricultura, tratamento de água)
· Precipitação de íons em análises quantitativas
· Formulação de medicamentos e produtos de higiene
Fundamentação Teórica
1.1 Conceito e Classificação
A hidrólise de sais pode ser definida como a reação química reversível entre um sal e a água, que leva à formação de um ácido, uma base ou um sal ácido. Essa reação pode ser classificada em três tipos:
· Hidrólise Ácida: ocorre quando o ânion do sal reage com a água, liberando íons H+ e formando um ácido.
· Hidrólise Básica: ocorre quando o cátion do sal reage com a água, liberando íons OH- e formando uma base.
· Hidrólise Salina: ocorre quando ambos os íons do sal reagem com a água, formando um ácido e uma base fracos.
1.2 Equilíbrio Químico e Constante de Hidrólise
A hidrólise de sais é um processo em equilíbrio, o que significa que as reações de dissociação e recombinação dos íons estão acontecendo ao mesmo tempo. A constante de hidrólise (Kh) é uma medida da força da reação de hidrólise e indica a tendência do sal em se hidrolisar.
1.3 Fatores que Influenciam a Hidrólise
· Natureza do Cátion e Ânion: A força do ácido e da base conjugados do sal influencia a hidrólise. Sais de ácidos e bases fortes geralmente apresentam menor hidrólise.
· Concentração: A hidrólise é geralmente mais intensa em soluções diluídas.
· Temperatura: A hidrólise é geralmente favorecida por temperaturas mais elevadas.
1.4 Cálculo do pH em Soluções de Sais
O pH de uma solução de sal pode ser calculado utilizando a constante de hidrólise e as concentrações dos íons.
Metodologia Experimental
2.1 Materiais e Reagentes
· Solução de diferentes sais (NaCl, NaCH3COO, NH4Cl, CaCl2)
· Água destilada
· Papel indicador de pH
· Béquer
· Pipeta
· pHmetro (opcional)
2.2 Procedimento Experimental
1. Dissolver uma pequena quantidade do sal em água destilada.
2. Medir o pH da solução utilizando papel indicador ou pHmetro.
3. Analisar o pH e identificar o tipo de hidrólise (ácida, básica ou salina).
4. Repetir os passos 1 a 3 para os outros sais.
2.3 Observações e Análise dos Resultados
As soluções dos diferentes sais apresentarão diferentes valores de pH, indicando diferentes tipos de hidrólise. É importante observar e anotar os resultados para cada sal, como:
· Cor do papel indicador
· Valor do pH
· Tipo de hidrólise
Resultados e discussão
Ao preparar as soluções pedidas, obtemos os seguintes resultados na identificação do Ph:
1. 100ml de solução 0,5mol/L de Carbonato de Sódio (Na2CO3)
CO3²⁻ + H2O ⇌ HCO3⁻ + OH⁻ 
A constante de hidrólise (Kb) para o CO3²⁻ é 2,1 x 10⁻⁴.
Utilizando a expressão da constante de hidrólise e a concentração inicial de CO3²⁻, podemos calcular a concentração de OH⁻ na solução:
Kb = [HCO3⁻][OH⁻] / [CO3²⁻]
2,1 x 10⁻⁴ = [HCO3⁻][OH⁻] / 0,5
[OH⁻] = √(Kb * [CO3²⁻]) = √(2,1 x 10⁻⁴ * 0,5) = 1,44 x 10⁻² mol/L
O pH da solução pode ser calculado através do pOH:
pOH = -log[OH⁻] = -log(1,44 x 10⁻²) = 1,84
pH = 14 - pOH = 14 - 1,84 = 12,16
· Visto que, o Ph do Carbonato de Sódio na fita deu 13 e no pHmetro deu 11.07, essa diferença de valores pode ser atribuída pois as fitas indicadoras fornecem apenas uma estimativa do pH, com uma faixa de erro de ±0,5 a 1 unidade de pH. Sobretudo, O pHmetro é um instrumento mais preciso que a fita indicadora, com menor margem de erro (geralmente ±0,01 unidade de pH). O pHmetro realiza uma medição direta do pH da solução, através da detecção da atividade dos íons H+. A presença de outras substâncias na solução, como íons metálicos ou compostos orgânicos, pode interferir na leitura do pH, tanto na fita quanto no pHmetro. Portanto, as diferenças de valores se aplica também as outras soluções que veremos a seguir.
2. 100ml de solução 0,5mol/L de Bicarbonato de Sódio (NaHCO3)
HCO3⁻ + H2O ⇌ H2CO3 + OH⁻
A constante de hidrólise (Ka) para o HCO3⁻ é 4,7 x 10⁻¹¹:
Ka = [H2CO3][OH⁻] / [HCO3⁻]
Utilizando a expressão da constante de hidrólise e a concentração inicial de HCO3⁻, podemos calcular a concentração de H+:
Ka = [H+]² / [HCO3⁻]
4,7 x 10⁻¹¹ = [H+]² / 0,5
[H+] = √(Ka * [HCO3⁻]) = √(4,7 x 10⁻¹¹ * 0,5) = 1,08 x 10⁻⁶ mol/L
O pH da solução pode ser calculado através do pOH:
pOH = -log[OH⁻] = -log(1,08 x 10⁻⁶) = 5,97
pH = 14 - pOH = 14 - 5,97 = 8,03
· O valor do pH na fita deu 8 e no pHmetro deu 8.12.
3. 100ml de solução 50g/L de Acetato de Sódio (NaOOCCH3)
Primeiramente, convertemos a massa de acetato de sódio (50 g/L) para mol/L:
· Massa molar do CH3COONa = 82 g/mol
· Concentração de CH3COONa = 50 g/L / 82 g/mol = 0,61 mol/L
CH3COO⁻ + H2O ⇌ CH3COOH + OH⁻
A constante de hidrólise (Kb) para o CH3COO⁻ é 1,8 x 10⁻⁵:
Kb = [CH3COOH][OH⁻] / [CH3COO⁻]
Na maioria dos casos, a concentração de ácido acético (CH3COOH) formado na hidrólise do acetato de sódio é considerada desprezível em comparação com a concentração inicial de acetato. Essa simplificação é válida porque o CH3COOH é um ácido fraco que se dissocia parcialmente em água. Com essa simplificação, podemos assumir que:
[OH⁻] ≈ √(Kb * [CH3COONa])
Substituindo os valores na fórmula:
[OH⁻] ≈ √(1,8 x 10⁻⁵ * 0,61) = 1,23 x 10⁻³ mol/L
O pH da solução pode ser calculado através do pOH:
pOH = -log[OH⁻] = -log(1,23 x 10⁻³) = 2,91
pH = 14 - pOH = 14 - 2,91 = 11,09
· O valor do pH na fita deu 7 e no pHmetro deu 8.17. O pH indica que a solução é básica
4. 100ml de solução 0,2mol/L Cloreto de Amônio (NH4Cl)
NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+
A constante de hidrólise (Ka) para o NH4+ é 5,6 x 10⁻¹⁰:
Ka = [NH3][H3O+] / [NH4+]
Ka = [H+]² / [NH4+]
5,6 x 10⁻¹⁰ = [H+]² / 0,2
[H+] = √(Ka * [NH4+]) = √(5,6 x 10⁻¹⁰ * 0,2) = 1,08 x 10⁻⁵ mol/L
O pH da solução pode ser calculado através do pOH:
pOH = -log[OH⁻] = -log(1,08 x 10⁻⁵) = 4,97
pH = 14 - pOH = 14 - 4,97 = 9,03
· O ph na fita deu 5 e no pHmetro 5.69. O que indica que a solução é ácida. 
5. 100ml de solução de 0,2mol/L de Oxalato de Amônio [(NH4)2C2O4]
C2O4²⁻ + H2O ⇌ HC2O4⁻ + OH⁻
A constante de hidrólise (Kb) para o C2O4²⁻ é 2,1 x 10⁻⁵:
Kb = [HC2O4⁻][OH⁻] / [C2O4²⁻]
Utilizando a expressão da constante de hidrólise e a concentração inicial de C2O4²⁻, podemos calcular a concentração de OH⁻ na solução:
Kb = [HC2O4⁻][OH⁻] / [C2O4²⁻]
2,1 x 10⁻⁵ = [HC2O4⁻][OH⁻] / 0,2
[OH⁻] = √(Kb * [C2O4²⁻]) = √(2,1 x 10⁻⁵ * 0,2) = 6,32 x 10⁻⁴ mol/L
O pOH da solução pode ser calculado através da concentração de OH⁻:
pOH = -log[OH⁻] = -log(6,32 x 10⁻⁴) = 3,20
O pH da solução pode ser calculado através do pOH:
pH = 14 - pOH = 14 - 3,20 = 10,80
· O valor do Ph na fita foi de 6 e no phmetro de 6.28. O que indica uma solução ácida.
Conclusão 
A compreensão do pH e da hidrólise de sais é fundamental para diversas áreas da ciência e da tecnologia. A análise do pH permite determinar as propriedades e o comportamento de soluções em diferentes contextos.
Referências
Atkins, P. W., & Jones, L. (2017). Chemistry: Molecular structure and properties (7th ed.).Oxford University Press.
Chang, R. (2017). Chemistry (11th ed.). McGraw-Hill Education.
Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2018). Chemistry: An atoms-first approach (3rd ed.). Cengage Learning.
 
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