relatório 2 analitica

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<p>UNIVERSIDADE ESTADUAL DO OESTE DO PARANÁ - UNIOESTE</p><p>CENTRO DE ENGENHARIAS E CIÊNCIAS EXATAS - CECE</p><p>CURSO DE QUÍMICA BACHARELADO</p><p>DISCIPLINA DE ANALITICA EXPERIMENTAL I</p><p>Hidrólise de sais</p><p>Acadêmicas:</p><p>Brenda de Carvalho Dias - Brendacarvalhodias13@gmail.com</p><p>Mariana Araujo Xavier - mariana7xavier@gmail.com</p><p>Rafael Felipe Araujo Cardillo - rafacardillo@gmail.com</p><p>Rafaela Arashiro Fernandes - rafaelaarashiro@gmail.com</p><p>Toledo, 24 de Agosto de 2023</p><p>mailto:mariana7xavier@gmail.com</p><p>1. Introdução</p><p>Hidrólise de sais é um equilíbrio químico que ocorre após a adição de um sal (YX) à água.</p><p>Esse processo acontece por causa da ionização da água, a qual produz o cátion hidrônio (H+) e</p><p>o ânion hidróxido (OH-), e da dissociação do sal, que libera um cátion qualquer (Y+) e um</p><p>ânion qualquer (X-), [1]. Esta prática laboratorial desempenha um papel crucial no estudo das</p><p>propriedades dos sais e na compreensão de como eles podem interagir com a água para</p><p>produzir soluções ácidas, básicas ou neutras.</p><p>A hidrólise salina é importante porque, em meio aquoso, é comum que os sais se dissociem,</p><p>perdendo ou ganhando elétrons e formando soluções ácidas e básicas. Nem sempre os íons</p><p>das substâncias vão reagir e formar bases ou ácidos fracos; em alguns casos, a reação de</p><p>hidrólise é tão forte, que são formados bases e ácidos muito fortes, que não terão equilíbrio</p><p>químico porque suas reações são apenas em um único sentido, produzindo apenas um tipo de</p><p>composto [2].</p><p>Muitas soluções usadas em laboratórios, em processos industriais e até mesmo em produtos</p><p>domésticos podem ser ajustadas quanto ao pH por meio da hidrólise de sais. Alguns sais</p><p>podem reagir com a água para liberar íons hidroxila (OH-) ou íons hidrônio (H+), o que pode</p><p>aumentar ou diminuir o pH da solução [3].</p><p>2. Objetivo</p><p>Observar a partir da prática, o comportamento da hidrólise dos sais, e sua influência no</p><p>pH quando em solução, usando um pHmetro, e fazer a comparação dos dados entre o</p><p>experimental e o que se deve obter no teórico.</p><p>3. Metodologia Experimental</p><p>Foi calculada as massas necessárias para fazer soluções de 50 mL com concentração 0,50</p><p>mol L-1 com os seguintes sais: KCl, NH4CL, CH3COONa, NaHCO3 e Na2CO3. Em</p><p>seguida, em um béquer foi pesada e adicionada a massa calculada e com um pouco de água</p><p>destilada foi diluído o sal. Com o sal dissolvido, a solução foi adicionada em um balão</p><p>volumétrico de 50 mL e com água destilada o balão foi completado até que atingisse o</p><p>menisco. O processo foi repetido para todos os sais.</p><p>Foi transferida a solução preparada para um béquer, e levada ao pHmetro o qual já estava</p><p>calibrado. Este procedimento foi realizado para cada uma das soluções preparadas, tendo</p><p>cuidado para que não houvesse contaminação do eletrodo.</p><p>Por fim, foram calculados os valores teóricos de pH para cada sal utilizado e os valores</p><p>achados foram comparados com os obtidos por meio do pHmetro.</p><p>https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/sais.htm</p><p>4. Resultados e Discussão</p><p>4.1 Preparo das soluções</p><p>Inicialmente, cada grupo preparou uma das soluções necessárias para a realização da</p><p>prática. Para calcular a massa das soluções, utilizou-se a Equação 1, e para os reagentes que</p><p>são líquidos, também foi necessário usar a Equação 2 para calcular o volume necessário,</p><p>ajustando o valor por conta da pureza do produto.</p><p>Equação 1. Fórmula para concentração molar</p><p>C onde,= 𝑚</p><p>𝑀𝑀*𝑉</p><p>C = Concentração em mol L-1</p><p>m = Massa do reagente</p><p>MM = Massa molar do reagente em g mol-1</p><p>V = Volume do regente em litros</p><p>Equação 2. Fórmula da densidade</p><p>d = onde,𝑚</p><p>𝑉</p><p>d = Densidade em g/cm3</p><p>m = Massa do reagente</p><p>V = Volume do regente em litros</p><p>4.2 Medição do pH</p><p>Com os equipamentos já calibrados, apenas foi necessário medir o pH de cada solução. O</p><p>termômetro do pHmetro registrou que a temperatura do ambiente estava em 24 °C.</p><p>As soluções de bicarbonato de sódio, carbonato de sódio e acetato de sódio apresentaram</p><p>caráter alcalino, tendo o valor de pH acima de 8. Os valores obtidos foram 8,25; 11,31 e 8,42,</p><p>respectivamente. Já as soluções de cloreto de potássio e cloreto de amônio tiveram resultados</p><p>ácidos, com pH sendo 5,85 para o KCl e 5,34 para o NH4Cl.</p><p>4.3 pH teórico e experimental</p><p>Para que os valores obtidos na parte experimental anterior seja comprovada, os</p><p>cálculos para descobrir o valor teórico do pH de cada solução foram feitos a partir da Equação</p><p>3 para encontrar os valores que supostamente deveriam ser obtidos. Primeiramente,</p><p>encontrou-se os valores de Kh de cada solução e depois</p><p>Equação 3. Constante de hidrólise</p><p>Kh= e Kh= onde,𝐾𝑤</p><p>𝐾𝑎</p><p>𝐾𝑤</p><p>𝐾𝑏</p><p>Kh = Constante de hidrólise do sal</p><p>Kw = Constante de equilíbrio da água</p><p>Ka = Constante de ionização do ácido</p><p>Kb = Constante de dissociação da base</p><p>As constantes de Kb e Ka serão substituídas pelos valores tabelados de cada ácido ou</p><p>base utilizada na prática, e com os valores encontrados, foi calculado o grau de hidrólise do</p><p>sal a partir do equilíbrio</p><p>Depois de realizar todos os cálculos, é possível comparar os resultados obtidos pelo</p><p>valor experimental, determinando se houve diferença entre si. Pode ser visualizados os</p><p>resultados na tabela abaixo:</p><p>Tabela 1. Valores de pH na hidrólise de sais</p><p>Solução Origem Caráter</p><p>esperado</p><p>pH Teórico pH</p><p>Experimental</p><p>NaHCO3 Base forte/</p><p>Ácido fraco</p><p>pH alcalino 7,62 8,25</p><p>KCl Base forte/</p><p>Ácido forte</p><p>pH neutro, tende</p><p>ao mais forte</p><p>7,02 5,85</p><p>Na2CO3 Base forte/</p><p>Ácido fraco</p><p>pH alcalino 12,01 11,31</p><p>NH4Cl Base fraca/</p><p>Ácido forte</p><p>pH ácido 4,77 5,34</p><p>CH3COONa Base forte/</p><p>Ácido fraco</p><p>pH alcalino 9.22 8,42</p><p>Fonte: criada pelos autores</p><p>Podemos ver que foram obtidos valores diferentes dos teóricos, que puderam ser resultantes</p><p>da qualidade de reagentes ou erros de cálculo.</p><p>5. Conclusões</p><p>As devidas amostragens de sais apresentaram valores de pH quando em solução aquosa,</p><p>compatíveis com o que deveriam-se ter sido obtidos segundo a teoria.</p><p>6. Referências Bibliográficas</p><p>[1] MANUAL DA QUÍMICA Hidrólise de sais. Disponível em:</p><p>https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/hidrolise-sais.htmm . Acesso em: 13 de</p><p>setembro de 2023.</p><p>[2] SKOOG, D. A. WEST. D. M.; HOLLER, F. J. Fundamentos de Química Analítica.</p><p>Tradução de Marco T. Grassi. 8 ed. 2007.</p><p>[3]Universidade Federal do Rio Grande do Norte (UFRN). Manual de Laboratório de</p><p>Química Analítica Aplicada. Natal, RN, 2017. Disponível em:</p><p>http://www.quimica.ufrn.br/quimica/download/Manual_Lab_QAnal%C3%ADticaAplicada.p</p><p>df . Acesso em: 13 de setembro de 2023.</p>