Equilíbrio Iônico em Soluções Salinas

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO
Instituto de Química
Departamento de Química Geral e Inorgânica
Química Geral Experimental II
 EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÕES SALINAS
Professores: Lohrene De Lima Da Silva
Alunos: 
Alexander de Paula Rodrigues
Leonardo Leopoldo Liberatori
Nicolas Fonseca Busolo Skolimovski Paes de Oliveira
Lucas de Santana
Rio de Janeiro
14/07/2022
		
 SUMÁRIO
1.	INTRODUÇÃO	3
2.	OBJETIVO	5
3.	MATERIAIS E REAGENTES	5
4.	METODOLOGIA.	6
6.	CONCLUSÃO	16
7.	REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	16
	
1. INTRODUÇÃO
Equilíbrio Iônico é a parte que estuda a maneira que os íons presentes em uma solução se comportam dentro de um equilíbrio químico. Esses equilíbrios são divididos em três maneiras diferentes: 1. Equilíbrio ácido-base; 2. Equilíbrios envolvendo sais pouco solúveis e c) Equilíbrios de íons complexos.
1) Equilíbrio ácido-base
Este equilíbrio será admitido através da classificação dos conceitos sobre ácido-base, pois cada estudo possui uma particularidade distinta para ser descrita. Com isso, este se subdivide de acordo com as particularidades de alguns tipos de compostos neste tipo de reações, tendo como consequência os equilíbrios nos quais as espécies participam. Como estamos trabalhando com o equilíbrio iônico, podemos descrever que as reações ocorrerão em meio aquoso, utilizando a água como solvente das soluções.
1.1) Conceito Ácido-Base de Arrhenius
De acordo com Arrhenius, um ácido é uma substância que em solução aquosa se ioniza gerando íons H+ (aq), enquanto uma base é uma substância que se dissocia liberando íons OH- (aq).
 H2O
H2SO4 (l) → 2 H+ (aq) + SO42- (aq)
 
 H2O
KOH (s) → K+ (aq) + OH- (aq)
1.2) Conceito Ácido-Base de Brönsted-Lowry
Este conceito foi desenvolvido para englobar as substâncias que não apresentam OH-, com isso em dissolução em água, não haverá o aumento na concentração desses íons. Por esse motivo, Brönsted-Lowry alegou que um ácido é um doador de prótons e uma base uma substância aceptora de prótons. Sendo assim, este conceito fundamenta que a transferência de H+ é independente da existência ou não de íons OH-.
1.3) Conceito Ácido-Base de Lewis
Conceito gerado na estrutura eletrônica das espécies envolvidas. Um ácido de Lewis é uma espécie aceptora de pares de elétrons e uma base de Lewis é uma espécie doadora de pares de elétrons. De acordo com Lewis, um ácido é uma espécie que possui orbitais vazios de energia, pois ele está ali para comportar o par de elétrons vindos da base, esses pares de elétrons da base são elétrons livres, podendo ser doados ao ácido.
 
1.4) A importância do equilíbrio iônico em soluções eletrolíticas
Soluções eletrolíticas ou eletrólitos são substâncias que, em solução aquosa, são capazes de formar íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions), ou seja, quando estão em meio aquoso podem formar soluções que são condutoras de eletricidade.
Como foi definido o equilíbrio iônico estuda o comportamento dos íons em solução, e esses formam eletrólitos que podem ser fortes ou fracos, essa classificação depende da quantidade de espécies iônicas liberadas em solução, quanto maior for a quantidade de íons liberados maior será a força do eletrólito.
Os eletrólitos desempenham um papel fundamental em alguns processos que ocorrem no corpo humano tais como; auxílio na condução de um impulso nervoso (os íons Na+ se acumulam no meio extracelular fazendo com que esse meio fique carregado positivamente e o meio intracelular fique carregado negativamente, o que acaba criando uma ddp entre os meio o que permite que o impulso seja propagado, também auxiliam nas contrações musculares juntamente dos eletrólitos de Ca^(2+) , que permitem que as fibras musculares deslizem juntas e se movem umas sobre as outras quando o músculo encurta e se contrai. e por último os íons bicarbonatos que são responsáveis por regular o Ph de sangue através de uma solução tampão. o equilíbrio iônico que existem entre essas espécies são responsáveis por processos fundamentais para a homeostase do corpo humano, e um eventual desequilíbrio entre esses íons poderá afetar significativamente o pleno funcionamento desses processos.
Com isso percebemos a importância de se entender como esses equilíbrios ocorrem e como podemos inferir algumas características acerca desses equilíbrios.
2. OBJETIVO
O objetivo deste trabalho é verificar experimentalmente a ocorrência de hidrólise de alguns sais, observando através da Colorimetria o pH das soluções obtidas.
3. MATERIAIS E REAGENTES
· Tubo de ensaio;
· Estante para tubo de ensaio;
· Pipeta pasteur;
· Pipeta graduada de 5 mL;
· Becker de 100 mL;
· Bastão de vidro;
· Espátulas metálicas;
· Água destilada;
· Solução de 1 mol L-1 Ácido Acético (CH3COOH);
· Solução de 1 mol L-1 Hidróxido de Amônio (NH4OH);
· Solução de 0,1 mol L-1 Cloreto de Sódio (NaCl);
· Solução de 0,1 mol L-1 Sulfato de Potássio (K2SO4);
· Solução de 0,1 mol L-1 Cloreto de Amônio (NH4Cl);
· Solução de 0,1 mol L-1 Acetato de Sódio (CH3COONa);
· Solução de 0,1 mol L-1 Carbonato de Sódio (Na2CO3);
· Solução de 0,1 mol L-1 Hidrogenocarbonato de Sódio (NaHCO3);
· Solução de 0,1 mol L-1 Carbonato de Amônio ((NH4)2CO3);
· Solução de 0,1 mol L-1 Hidrogenossulfato de Sódio (NaHSO4);
· Solução de 0,1 mol L-1 Acetato de Amônio (CH3COONH4);
· Azul de Bromotimol;
· Solução Alcoólica de Fenolftaleína;
· Sal de Fosfato Trissódico (Na3PO4);
· Sal de Fosfato Dissódico (Na2HPO4);
· Sal de Fosfato Monossódico (NaH2PO4);
· Sal de Sulfato de Ferro (II) (FeSO4);
· Sal de Cloreto de Ferro (FeCl3);
· Papel Indicador Universal.
4. METODOLOGIA.
· Experimento B
1. Separar onze tubos de ensaio;
2. No tubo 1 adicionar 3 mL de Água Destilada;
3. Nos tubos 2 a 10, seguir a tabela 1, adicionando 3 mL das soluções salinas;
4. Testar o pH de todos os tubos usando o papel indicador;
5. Anotar os valores obtidos;
6. Adicionar 2 gotas de Azul de Bromotimol em cada tudo;
7. Verificar a coloração após a adição de Azul de Bromotimol;
8. Averiguar o caráter das soluções;
9. Anotar os resultados obtidos.
	Tubos
	Solução Salina
	2
	Cloreto de Sódio (NaCl)
	3
	Sulfato de Potássio (K2SO4)
	4
	Cloreto de Amônio (NH4Cl)
	5
	Cloreto de magnésio (MgCl2)
	6
	Acetato de Sódio (CH3COONa)
	7
	Carbonato de Sódio (Na2CO3)
	8
	Hidrogenocarbonato de Sódio (NaHCO3)
	9
	Carbonato de Amônio ((NH4)2CO3)
	10
	Hidrogenossulfato de Sódio (NaHSO4)
	11
	Acetato de Amônio (CH3COONH4)
Tabela 1
· Experimento C 
1. Separar três tubos de ensaio;
2. Adicionar em cada um deles 10 mL de Água Destilada;
3. Adicionar uma pequena quantidade dos sais de acordo com a tabela 2, homogeneizar todos os tubos até a solubilização dos sais;
4. Meça o pH de cada solução utilizando o papel indicador;
5. Adicionar 1 gota da solução alcoólica de Fenolftaleína às soluções de cada tubo;
6. Observar as cores obtidas, comparando-as;
7. Anotar os resultados obtidos.
	Tubos
	Sais
	1
	Fosfato Trissódico (Na3PO4)
	2
	Fosfato Dissódico (Na2HPO4)
	3
	Fosfato Monossódico (NaH2PO4)
Tabela 2
· Experimento D
1. Separar dois tubos de ensaio;
2. Adicionar em cada um deles 5 mL de Água Destilada;
3. Adicionar uma pequena quantidade dos sais de acordo com a tabela 3, homogeneizar todos os tubos até a solubilização dos sais;
4. Meça o pH das soluções de cada tubo usando o papel indicador;
5. Anotar os valores obtidos.
	Tubos
	Sais
	1
	Sulfato de Ferro (II) (FeSO4)
	2
	Cloreto de Ferro (FeCl3)
Tabela 3
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES
· Experimento B: pH de soluções salinas 
Observação: Nesta parte do vigente experimento cabe ressaltar que as soluções de cloreto de magnésio e acetato de sódio (tubos 5 e 6 respectivamente) não estavam disponíveis para utilização na hora do experimento, portanto as análises em questão nãopoderam ser feitas com essas substâncias.
Ao adicionarmos 3 mL de soluções salinas em 11 tubos de ensaio foi observado os seguintes resultados baseados nas equações químicas e medindo-se o pH antes da adição do indicador Azul de Bromotimol, em que, sua variação de coloração se dá pelo fato do próton mudar a estrutura da molécula e fazer a absorção de luz em diferentes formas (ácida e básica) mostrada a partir das suas diferentes colorações.
· Tubo 1:
Ao medir o pH da água destilada foi colocado o indicador ácido-base de Azul de Bromotimol onde a solução resultante apresentou uma coloração amarelada, portanto estando em uma faixa ácida do indicador demonstrado pela equação abaixo:
H2O (l) + H2O (l) ⇋ H3O+ (aq) + OH- (aq) 
Equação 5
Kw = [H3O+] [OH-] pH= 7/7,5 
Equação 6
O efeito da auto hidrólise da água faz com que o pH da solução resultante fique bem próximo do neutro, porém com um caráter tendendo a ácido, pois, foi observado uma coloração amarelada.
· Tubo 2: 
NaCl (aq) + H2O (l) ⇋ NaOH (aq) + HCl (aq)
Equação 7
A solução apresentou uma coloração verde claro, mostrando um pouco mais de caráter neutro devido a ser proveniente de uma base conjugada forte (NaOH) e um ácido conjugado forte (HCl).
 pH = 7
Equação 8
· Tubo 3:
K2SO4 (aq) + 2 H2O (l) ⇋ 2 KOH (aq) + H2SO4 (aq) 
Equação 9
 pH= 9
Equação 10
A solução apresentou coloração azul em um tom um pouco mais escurecido, que indica uma solução em uma concentração básica um pouco mais elevada, pois, tendo a concentração de KOH em maior elevação. 
· Tubo 4:
NH4Cl (aq) + H2O (l) ⇋ NH4OH (aq) + HCl (aq) 
Equação 11
 pH= 7
Equação 12
Após realizado o experimento notamos que a coloração apresenta variava entre amarelo e verde, tendendo mais para o amarelado, devido ao fato de os produtos de hidrólise apresentarem um caráter mais ácido, com a presença de Ácido Clorídrico frente à base fraca conjugada. 
· Tubo 7:
Na2CO3 (aq) +2 H2O (l) ⇋ 2 NaOH (aq) + H2CO3 (aq)
Equação 13
 pH= 10
Equação 14
A coloração azul proveniente desse experimento é devido ao ácido conjugado da hidrólise ser fraco, Ácido Carbônico, frente a base forte conjugada, Hidróxido de Sódio.
· Tubo 8:
NaHCO3 (aq) + H2O (aq) ⇋ NaOH (aq) + H2CO3 (aq)
Equação 15
 pH= 10/11
Equação 16
A coloração azul mais escurecida e presença de uma base conjugada forte (Hidróxido de Sódio) e um ácido conjugado fraco (Ácido Carbônico) faz com que a solução resultante obtenha um pH elevado. 
· Tubo 9:
(NH4)2CO3 (aq) + 2 H2O (l) ⇋ 2 NH4OH (aq) + H2CO3 (aq)
Equação 17
 pH= 7/8
Equação 18
A presença de uma base conjugada forte (Hidróxido de Amônio) faz com que a basicidade seja aumentada, porém não muito pois a base conjugada não é tão forte, entretanto mais forte do que o ácido conjugado (Ácido Carbônico), tornando assim a coloração azulada fraca da solução resultante.
· Tubo 10:
NaHSO4 (aq) + H2O (l) ⇋ H2SO4 (aq) + NaOH (aq)
Equação 19
 pH= 1/2
Equação 20
A solução resultante obteve a coloração amarelada, indicando seu caráter ácido pelo fato da sua base conjugada (NaOH) ser forte e seu ácido conjugado (H2SO4) também ser forte 
· Tubo 11:
CH3COONH4 (aq) + H2O (l) ⇋ CH3COOH (aq) + NH4OH (aq)
Equação 21
 pH= 7/8
Equação 22
A coloração azulada fraca indica uma basicidade um pouco mais elevada,, isso é devido a base conjugada (Hidróxido de Amônio) não ser tão forte, e o ácido conjugado (Ácido Acético) também não ser forte 
As colorações decorrentes da mistura entre as soluções salinas e o indicador ácido-base azul de bromotimol descritas em cada experimento podem ser vistas na imagem abaixo.
· Experimento C: pH de sais básicos
Foi adicionado 10 ml de água destilada em três tubos de ensaio, essa adição gerou determinados valores de pH e colorações diferentes proporcionadas pelo indicador fenolftaleína como mostra as equações abaixo:
· Tubo 1:
H2O (l) + Na3PO4 (aq) ⇋ NaOH (aq) + Na2HPO4 (aq)
Equação 23
 pH = 12/13
Equação 24
O fato de o pH ter caráter básico (coloração rosa) muito elevado é explicado pela desprotonação poliprótica do Ácido Fosfórico (H3PO4), pois, à medida que vai havendo a desprotonação, a atração entre cargas opostas é mais difícil para um íon de carga negativa (HPO4-) perder um próton, que tem carga positiva, fazendo assim com que sua constante de acidez tende a zero (Ka → 0).
· Tubo 2:
2 H2O (l) + Na2HPO4 (aq) ⇋ H3PO4 (aq) + 2 NaOH (aq)
Equação 25
 pH= 7
Equação 26
A coloração observada foi incolor, pois, houve uma diminuição do pH frente ao tubo 1 descrito anteriormente, isso se deve, pelo fato de haver ainda próton da desprotonação do Ácido Fosfórico descrito a seguir:
H3PO4 (aq) + H2O (l) ⇋ H3O+ (aq) + H2PO4- (aq) Ka1
H3O+ (aq) + H2PO4- (aq) ⇋ H3O+ (aq) + HPO4-2 (aq) Ka2
H3O+ (aq) + HPO4-2 (aq) ⇋ H3O+ (aq) + PO4-3 (aq) Ka3
Equação 27
Ka1 > Ka2 > Ka3
Assim aumentando um pouco a constante de acidez.
· Tubo 3:
H2O (aq) + NaH2PO4 (aq) ⇋ NaOH (aq) + H3PO4 (aq)
Equação 28
 pH= 5
Equação 29
Foi observado que houve uma redução brusca no valor de pH, isso foi pelo fato de ainda haver dois prótons, provenientes da regeneração do Ácido Fosfórico (H2PO4-), consequentemente sua coloração observada foi incolor vista com o indicador.
As colorações decorrentes da mistura entre as soluções salinas e o indicador ácido-base fenolftaleína (em solução alcoólica) descritas acima podem ser vistas abaixo.
· Experimento D: pH de sais ácidos
Utilizando-se de dois tubos de ensaio contendo água destilada (5 mL)
· Tubo 1:
4 H2O (l) + FeSO4 (aq) ⇋ [Fe(H2O)4]SO4 (aq)
Equação 30
Formação de um complexo com a água em um tom incolor.
 pH= 4
Equação 31
· Tubo 2:
FeCl3 (aq) + 3 H2O(l) ⇋ 3 HCl (aq) + Fe(OH)3 (aq)
Equação 32
 pH=2
Equação 33
A presença de Ácido no Clorídrico torna a solução resultante um pouco mais ácida do que a solução do tubo 1. 
6. CONCLUSÃO
O experimento B, tubo 3, esperávamos um pH ainda mais próximo do neutro devido a um caráter ácido forte/base forte presenciado. O experimento 2, tubo 5 e o tubo 6, não foi possível ser realizado devido a não presença do reagente na bancada. Já no experimento C houve excesso do indicador fenolftaleína, o que pode ter favorecido também um alto valor de pH na solução resultante. Por fim, no experimento D, tubo 1 e 2, esperávamos uma variação um pouco maior de pH devido à presença de ácido clorídrico na reação do tudo 2.
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· ATKINS, P; LORETTA, J. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Tradução: Ricardo Bicca de Alencastro. 5 ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, p. 454-494.
· AZZELLINI, G. Equilíbrios Iônicos. Instituto de Química – USP.