246300695-Equilibrio-Envolvendo-Acidos-e-Bases-Fracas-e-Hidrolise-de-Sais

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ – UESC 
DEPARTAMENTO 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 
 
 
Gilneydson Nunes de Almeida 
Rodrigo Sá 
Ruan Reis 
 
 
 
 
 
 
Aula 3 – EQUILÍBRIO ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES FRACAS E 
HIDRÓLISE DE SAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ilhéus, 2013 
Relatório apresentado como requisito parcial 
para a obtenção de aprovação na disciplina 
Química Analítica Qualitativa, no curso de 
Engenharia Química, na Universidade 
Estadual de Santa Cruz. Sendo este 
experimento realizado no dia 28 de agosto 
de 2013. 
 
Prof. Dr. Erik Galvão 
 
 
1. OBJETIVOS DO EXPERIMENTO 
 
Estudar a utilização de eletrólitos fracos em água, assim como o 
deslocamento do equilíbrio diante da adição de íon comum, ácida forte e base 
forte. 
 
 
2. 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. Podem ser classificados de acordo com 
o mecanismo de mudança de cor ou os tipos de titulação nos quais são 
aplicados. 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; isto significa que mudam de cor em função do 
pH. O uso de indicadores de pH é uma prática bem antiga que foi introduzida 
no século XVII por Robert Boyle. Boyle preparou um licor de violeta e observou 
que o extrato desta flor tornava-se vermelho em solução ácida e verde em 
solução básica. Gotejando o licor de violeta sobre um papel branco e, em 
seguida, algumas gotas de vinagre, observaram que o papel tornava-se 
vermelho. Assim foram obtidos os primeiros indicadores de pH em ambas as 
formas: solução e papel. [1] 
Os indicadores ácidos e base são, usualmente, compostos orgânicos de 
elevado peso moleculares, 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, 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. A ionização de um indicador ácido pode ser 
assim representada. 
HInd + H2O  Ind- + H3O
+ 
 (col. ácida) (col. básica ) 
 Nesta equação HInd representa a forma acida (não dissociada) sua 
„‟coloração ácida‟, e Ind a forma básica (aniônica) com sua „‟coloração básica‟‟. 
A espécie que predomina com sua respectiva coloração depende do pH do 
meio. Em solução fortemente ácida, a espécie HInd é a predominante e a 
solução toma a coloração própria da forma ácida: em solução básica 
 
 
predomina a espécie aniônica e a solução toma coloração da forma 
básica.Semelhante, no caso dos indicadores básicos tem –se 
Ind + H2O  IndH
+ + OH- 
 (col. básica) (col. 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. O 
tampão é uma solução com ácido ou base fraca, com seu respectivo conjugado 
na forma de um sal. [3] 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
 
3.1. MATERIAL UTILIZADO 
 
3.1.1. Vidraria 
 
 Tubos de ensaios 
 Pipetas 
 Béqueres 
 
3.1.2. 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.L-1 de ácido clorídrico – HCl 
 Solução 0,1 mol.L-1 de hidróxido de sódio – NaOH 
 Solução de amônia – NH3 
 Água destilada 
 Pipeta Pasteur 
 Estante para tubos de ensaio 
 
 
3.2. PROCEDIMENTO 
 
 Procedimento 3.2.1.: Escala padrão de pH 
 
Figura 1: Fluxograma referente ao procedimento 1. 
 
 
 
 
Procedimento 3.2.2.: Efeito do íon acetato na dissociação do ácido 
acético 
 
 
Figura 2: Fluxograma referente ao procedimento 2. 
 
 
 
 
 
 
Procedimento 3.2.3.: Efeito do íon amônio na dissociação do 
hidróxido de amônio 
 
 
Figura 3: Fluxograma referente ao procedimento 3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Procedimento 3.2.4.: Efeito do íon monohidrogenofosfato na 
dissociação do íon dihidrogenofosfato 
 
 
Figura 4: Fluxograma referente ao procedimento 4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Procedimento 3.2.5.: Efeito do íon carbonato na dissociação do íon 
hidrogenocarbonato 
 
 
Figura 5: Fluxograma referente ao procedimento 5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Procedimento 3.2.6.: Adição de ácido e base fortes à água 
 
 
Figura 6: Fluxograma referente ao procedimento 6 
 
 
Procedimento 3.2.7.: Adição de ácido e de base fortes ao tampão 
ácido acético/acetato de sódio 
 
 
Figura 7: Fluxograma referente ao procedimento 7 
 
 
 
 
 
 
4. 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, e algumas vezes uma das 
duas é incolor. Enfim, pelo menos uma das colorações é suficientemente 
intensa para ser visualizada em soluções diluídas, no caso o indicador 
utilizado em laboratório foi o indicador universal que é uma mistura de vários 
indicadores, onde a cor varia do vermelho escuro (ácido) ao lilás (alcalino 
básico). O resultado desse procedimento pode ser visualizado na tabela 1, 
onde foi adicionado 2ml de solução tampão e logo após, uma gota de indicador 
universal. 
 
Tabela 1- Cor indicador universal em diferentes valores de pH. 
pH 1 2 3 4 5 6 
Cor vermelho vermelho vermelho Rosa Laranja 
claro 
amarelo 
pH 7 8 9 10 11 12 
Cor Verde 
claro 
Verde Verde Verde violeta lilás 
 
A concentração de um indicador em solução é geralmente tão baixa que 
sua influência sobre o pH da mesma é desprezível, por isso o equilíbrio pode 
ser deslocado tanto para a esquerda como para a direita. O pH da água é 
neutro, quando ionizada se encontra em proporções constantes ,ou seja, os 
íon hidrônio e o íon hidroxila , e em comparação com a tabela 1, se 
observa um pH 6 indo para 7. 
O resultado do procedimento 1.2, pode ser visualizado, por meio da tabela 2. 
 
Tabela 2- Efeito do íon acetato na dissociação do ácido acético. 
Solução Reagente pH 
Tubo principal + 
indicador 
3 
Tubo 1 
 5 
Tubo 2 
 5 
 
O ácido acético glacial ( , quando dissociado, origina o íon 
acetato ( 
 e o íon hidrônio ( 
 , conforme a equação abaixo. 
 
 
 
 eq.(1) 
 
O ácido acético é um ácido fraco porque só uma parte do é ionizado, 
e em comparação com a Tabela 1, apresenta-se como uma solução ácida com 
pH 3, logo após a comparação, essa solução foi dividida em tubo 1 e 2, a 
esses dois tubos foi adicionado acetato de sódio, conforme as equações 
abaixo. 
 
 
 eq.1 
 
 
 eq.2 
 
 
Em comparação com a Tabela 1, o tubo 1 e 2, mostrou-se pH5, esse 
aumento de pH em relação ao pH da solução principal, se deve ao efeito do íon 
comum que nesse caso é o íon acetato, pois ao adicionarmos , o 
equilíbrio se deslocará para a esquerda, ocorrendo que o íon acetato será 
consumido formando ácido não ionizado, provocando uma diminuição de 
ionização, que leva a diminuição do íon hidrônio ( , por isso provocando a 
elevação do pH. 
Em seguida foi feito o procedimento 1.3,os resultados podem ser 
observados na Tabela 3. 
 
Tabela 3- Efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônio. 
Solução Reagente pH 
Tubo principal 
 
11 
Tubo 1 10 
Tubo 2 10 
 
Em comparação com a Tabela 1, o tubo de ensaio principal mostrou pH 
11, ou seja, mostrando comportamento básico, conforme a dissociação do 
hidróxido de amônio apresentado na equação 3. Já o tubo 1 e 2, após a adição 
do cloreto de amônio, apresentou pH 10, esse diminuição do pH em relação ao 
tubo de ensaio principal, é devido a presença do íon comum 
 , observa-se 
esse reação na equação 3 e 4. 
 
 
 (aq) + e.q (3) 
 
 
 (aq) + e.q (4) 
 
Como pode ser observado nas reações ocorre uma diminuição da 
hidroxila , e um aumento do 
 , apresentando um caráter 
ácido,portando o equilíbrio se desloca para a direita formação dos reagentes 
assim diminuindo o pH. 
Logo após, foram feitos o procedimento 1.4, onde seus resultados 
podem ser analisados na Tabela 4. 
 
Tabela 4- Efeito íon monohidrogenofosfato na dissociação do 
íondihidrogenofosfato. 
Solução Reagente pH 
Tubo 8 
 
 
Com base nas reações abaixo: 
 
 
 
 e.q (5) 
 
 
 + 
 e.q (6) 
 
 
 
 
 e.q (7) 
 
 
 
 
 e.q (8) 
Para sabermos se o monohidrogenofosfato (também chamado 
hidrogenofosfato de sódio), terá um caráter ácido ou básico, quando 
dissolvidos em água, temos que analisar seus íons componentes, como o íon 
 é o cátion de uma base forte, por exemplo, , ele não tem influência 
no pH, é somente um espectador na química ácido-base. Então se a solução 
apresentará caráter ácido ou base se deve ao íon 
 
Com base no livro Brown (A ciência central), o Ka da equação (8) é, 
entorno de , e o valor de Ka para 
 ser de , então 
podemos calcular o Kb para a equação (6) utilizando a seguinte equação: 
 
 
 
 
Logo o valor de 
 é , então o Kb é maior, já que o 
Ka está mais distante do zero, apresentando um caráter básico isso explica 
porque o pH obtido no experimento foi 8, como pode ser observado na Tabela 
5. 
Em seguida foi feito o procedimento 1.5, onde seus resultados são 
visualizados na Tabela 5. 
 
Tabela 5- Efeito íon carbonato na dissociação do íon hidrogenocarbonato. 
Solução Reagente pH 
Tubo principal 9 indo para 10 
Tubo 1 11 
Tubo 2 11 
Com base nas equações abaixo: 
 
 
 eq.(9) 
 q 
 
 e.q (10) 
O íon hidrogecarbonato ( 
 do ponto de vista na teoria de 
Bronsted-Lowry, pode se comporta como um ácido ou base, nesse caso ela se 
comporta como base demonstrando o pH 9≈10. Conforme a equação (11) 
abaixo, pode-se observa a reação. 
 
 
 e.q (11) 
Quando adicionamos ( ), o pH da solução aumenta para 11,isso é 
devido que o íon 
 é menos básico que o íon 
 . 
Em seguida foi feito o procedimento 2, observando o efeito tampão nas 
soluções, onde seus respectivos resultados podem ser observados na tabela 6 
e 7. 
 
 
Tabela 6- Ácido clorídrico na água e nas soluções tampão. 
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- Hidróxido de sódio na água e nas soluções tampão. 
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,pois o pH da água é neutro, quando ionizada se encontra em proporções 
constantes ,ou seja, os íon hidrônio e o íon hidroxila . 
Foi adicionado no tubo 1 do procedimento 2.1 ácido clorídrico , e quando 
o HCl é adicionado em água ocorre a seguinte reação: 
 
 e.q (12) 
O íon hidrônio diminui o pH dá água para 5, como pode ser visto na 
Tabela 6, e a cada gota acrescentada o pH diminui para 4 permanecendo 
 
 
constante da 1º até 15º gota, isso devido a um aumento da concentração do 
próton . 
No tubo 2, foi adicionado gota a gota de hidróxido de sódio, assim 
quando é adicionado em água, ocorre a reação conforme a reação 
abaixo. 
 
 e.q (13) 
 e.q (14) 
Assim quando o hidróxido de sódio é dissociado em água aumenta o pH, 
devido ao aumento da concentração de íons , como pode ser visualizado 
na Tabela 7, quando aumenta a quantidade de gotas adicionado até a 
quantidade de gota final 15, observa-se um aumento de pH, do 6 até o 12, 
devido ao aumento da concentração de hidróxido. 
Em seguida conforme o procedimento 2.2, foi adicionado no tubo de 
ensaio 1 do procedimento 1.2 ácido clorídrico 0,1mol/l na solução de ácido 
acético e íons acetato ( 
 , funcionando como uma solução 
tampão. A solução tampão se resume em uma solução que sofre apenas 
pequenas variações de pH quando a ele são adicionados ou , ou seja 
é uma solução que contém um ácido mais a sua base conjugada em 
concentrações aproximadamente iguais. 
Quando o que é um ácido forte foi adicionado aumentando a 
concentração de íon hidrônio( 
 ), o íon acetato que tem grande afinidade 
pelo próton ) hidrônio, reagem formando mais ácido acético, assim, o pH 
sofreu pequena variação como pode ser analisado na Tabela 6, conforme a 
equação (15), abaixo. 
 
 
 e.q(15) 
Mas conforme aumentou-se a quantidades de gotas de no tubo, o 
pH foi para 4 e se manteve constante até ter sido adicionado no total 15 gotas, 
mostrando que já estava se esgotando a quantidade de ânion 
 , e o 
efeito tampão cessaria . 
Em seguida adicionou-se hidróxido de sódio no tubo 2, do mesmo 
procedimento (1.2). Assim a adição de uma base forte aumenta a concentração 
de mas esses íons são neutralizados pelos íons 
 originados da 
ionização do ácido acético, assim pode ser observado na Tabela 7, que a 
solução sofre pouca variação conforme a equação abaixo 
Por fim, foi repetido o procedimento 2.2, trocando o reagente ácido 
acético por amônia e o acetato de sódio pelo cloreto de amônio, dividindo a 
solução em tubo 1 e 2. 
No tubo de ensaio 1 da solução, foi adicionado ácido clorídrico gota a 
gota, então, quando é adicionado na solução tampão ( 
 ocorre 
que, o próton vindo do reagirá com que é uma base forte, daí 
 
 
ocorre uma neutralização, assim a variação de pH é muito pequena como 
pode ser visto na Tabela 6.Já quando é adiciona ao tubo 2, o íon 
 
reagirá com o ânion originando cloreto de amônia, assim também 
ocasionando pequena variação de pH, como pode ser visto na Tabela 7, 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 esgotando-
os. 
 
 
5. CONCLUSÕES, COMENTARIOS E SUGESTÕES 
 
Na prática realizada observa-se o deslocamento do equilíbrio químico, 
em harmonia com o princípio de Le châtelier, que nosdiz “Quando sistemas 
em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio 
desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação.” 
Com base nesse pensamento pode-se concluir que os fatores que 
atuam no deslocamento químico envolve o efeito do íon comum, relacionado 
com a quantidade de concentração de produtos e reagentes, onde o pH pode 
ser estipulado ou sofre variação devido a quantidades de produtos e reagentes. 
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. 
 
 
 
 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA 
 
1. BROWN, Theodore L; LEMAY JUNIOR, Harold Eugene; BURSTEN, 
Bruce Edward. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo Pearson 
Prentice Hall, 2005. 972 p 
 
2. OHLWEILER, Otto Alcides. Química analítica quantitativa. 3ª ed Rio de 
Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1985. 2 v. 
 
3. ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 5.ed., Rio de Janeiro: Bookman, 2012. 921 p.