Relatório 2 equilíbrio ácido base

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS
ENGENHARIA QUÍMICA
EQUILÍBRIO ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES FRACAS E HIDRÓLISE DE SAIS
ANA CLARA COSTA (201310879)
CAROLINE DA COSTA PAGANI (201310339)
THAYANNAH MOREIRA (201310885)
ILHÉUS – BAHIA
2015
ANA CLARA COSTA (201310879)
CAROLINE DA COSTA PAGANI (201310339)
THAYANNAH MOREIRA (201310885)
EQUILÍBRIO ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES FRACAS
E HIDRÓLISE DE SAIS
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET985 – QUÍMICA ANALÍTICA. Turma P08. Dia de execução do experimento: 17/11/2015.
Professora: Luana Novaes.
ILHEUS – BAHIA
2015
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO
A dissociação de um ácido (ou de uma base) é um processo reversível, ao qual pode ser aplicada a lei da ação das massas, que segue o princípio de que todas as reações químicas são reversíveis. [1] Quando um ácido fraco HA é adicionado em água, tem-se o seguinte equilíbrio em solução:
HA(aq) ⇌ H+(aq) + A-(aq),
e pela lei da ação das massas a constante de equilíbrio de dissociação do ácido fraco e termos de concentração e quantidade de matéria pode ser expressa como: 
 Eq. 01
A mesma expressão pode ser aplicada às bases, de forma que se tem o íon hidroxila como produto da dissociação ao invés do íon hidrogênio. [2]
	A constante de dissociação está relacionada ao grau de dissociação e em consequência à força do ácido ou da base. Assim, quanto maior a força da base ou ácido melhor sua dissociação e, portanto, maior será o valor da constante de equilíbrio de dissociação. O contrário também é válido, quanto mais fraco o ácido (ou a base) menor o grau de dissociação e menor o valor da constante de equilíbrio de dissociação. [1]
	A acidez ou alcalinidade de uma solução é comumente expressa pelo seu pH, ou expoente hidrogeniônico: 
 	 Eq. 02
Para expressar o expoente da concentração hidroxila, às vezes é usado o termo pOH: 
 Eq. 03
Para a água pura à 25ºC: as concentrações em molL-1 de H+ e OH- são iguais entre si e apresentam um valor igual a 1,0 x 10-7 molL-1. Na grande maioria dos casos, o pH das soluções aquosas permanece entre os valores de 0 e 14. Se uma solução for neutra, seu pH é 7, portanto, uma solução ácida tem pH < 7 e uma solução alcalina apresenta pH > 7.e para qualquer solução aquosa é válida a relação:
pH + pOH = 14 
Quando se dissolve sais em água, nem sempre a solução se apresenta neutra à reação. A razão para esse fenômeno é a hidrólise, onde há reação química entre a espécie (cátion, ânion ou ambos) e a água, havendo assim quebra de ligações covalentes da molécula de água. Como consequência dessa reação os íons hidrogênio ou íons hidroxila ficam em excesso na solução, tornando-a ácida ou básica, respectivamente. [1] Para uma solução de um de um sal formado pela reação de um ácido fraco e uma base fraca, o pH dependerá da força relativa do par de ácido-base conjugado do sal, assim a solução pode se apresentar neutra, quando Ka = Kb, ou seja, a ionização do ácido ou da base da qual originou o sal é a mesma, será ácida quando a Ka for maior que Kb e básica quando Ka for menor que Kb.
É comum em análises qualitativas e quantitativas inorgânicas a necessidade de ajustar a concentração hidrogeniônica de uma solução a um valor determinado e mantê-lo no decorrer da análise. Esse ajuste é feito por substâncias reguladoras denominadas soluções tampão. [1] Mais especificadamente, uma solução tamponada resiste a mudanças de pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando uma diluição ocorre. Embora haja outros tipos de solução tampão, estas soluções são constituídas geralmente de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada (exemplo: ácido acético e acetato de sódio), ou da mistura de uma base fraca e seu ácido conjugado (exemplo: amônia e cloreto de amônio). [3]
OBJETIVO
Estudar a utilização de eletrólitos fracos em água, assim como o deslocamento do equilíbrio diante da adição de íon comum, ácido forte e base forte. Montar as equações químicas devidamente balanceadas e explicar as mudanças ocorridas durante as reações.
MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais
Tubos de ensaio;
Conta-gotas;
12 soluções tampão;
Ácido acético;
Água destilada;
Hidróxido de Amônio;
Monohidrogenofosfato de Sódio;
Dihidrogenofosfato de Sódio;
Carbonato de sódio.
Métodos
3.2.1. Efeito do íon comum:
3.2.1.1. Escala padrão do pH:
	Apenas um grupo ficou responsável por este procedimento. Utilizaram-se 12 tubos de ensaio com 2 mL de solução tampão – com pH entre 1 e 12 – e 1 gota de indicador. Após agitação a cor foi verificada e anotada na Tabela 1.
3.2.1.2. Efeito do íon acetato na dissociação do ácido acético:
Em um tubo de ensaio foi adicionado cerca de 4 mL de H2O destilada e indicador. Homogeneizou e o pH foi verificado, anotando-o na Tabela 2.(*) Após isso, adicionou-se CH3COOH glacial, novamente homogeneizou e verificou-se o pH, anotando o resultado na Tabela 2. 
O conteúdo do tubo foi dividido em dois tubos distintos, adicionando, em cada um deles, gotas de solução saturada de C2H3NaO2. A nova solução foi homogeneizada e o pH verificado, anotando na Tabela 2. Os dois tubos foram reservados para serem utilizados no procedimento 3.2.2.2.
		3.2.1.3. Efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônio:
	Em um novo tubo repetiu-se o procedimento 3.2.1.2 até (*), mas dessa vez foi adicionado uma gota de NH4OH concentrado. Mediu-se o pH, anotando-o na Tabela 2. A solução foi dividida em dois tubos e em cada um deles adicionou-se gotas de solução saturada de NH4Cl. Homogeneizou-a e verificou o pH, anotando na Tabela 2. Os dois tubos foram reservados para serem utilizados no procedimento 3.2.2.2.
3.2.1.4. Efeito do íon monohidrogenofosfato na dissociação do íon dihidrogenofosfato:
	Em um novo tubo de ensaio, repetiu-se o procedimento 3.2.1.2 até (*), mas dessa vez adicionou-se gotas de solução de dihidrogenofosfato de sódio (**). A solução foi dividida em dois novos tubos e adicionada, em cada um deles, gotas de solução de monohidrogenofosfato de sódio. 
	A solução foi devidamente homogeneizada e o valor de pH encontrado, anotado na Tabela 2.
3.2.1.5. Efeito do íon carbonato na dissociação do íon hidrogenofosfato:
Em um novo tubo de ensaio, repetiu-se o procedimento 3.2.1.4 até (**), mas dessa vez adicionou-se gotas de solução do hidrogenofosfato de sódio e carbonato de sódio. Homogeneizou-se a solução e o pH foi verificado, registrando-o na Tabela 2.
3.2.2. Efeito tampão:
3.2.2.1. Adição de ácido e base fortes à água:
Em dois tubos diferentes (Tubo 1 e Tubo 2) adicionou-se cerca de 2 mL de H2O destilada e gotas de indicador. O pH foi devidamente registrado na Tabela 3.
Sob agitação, nos Tubos 1 e 2, respectivamente, adicionou-se gota a gota solução de HCl (0,1mol.L-1) e de solução de NaOH (0,1mol.L-1). Os registros de pH foram anotados nas Tabelas 3 – para o Tubo 1 – e Tabela 4 – para o Tubo 2.
3.2.2.2. Adição de ácido e de base fortes ao tampão de ácido acético dos Tubo 1 e 2, respectivamente:
Nos Tubos 1 e 2 dos experimento 3.2.1.2 e 3.2.1.3 foram adicionados gotas de ácido acético e amônia, de maneira gradual, respectivamente. O pH obtido foi registrado na Tabela 3 – para os Tubos 1 – e Tabela 4 – para os Tubos 2.
RESULTADOS 
Os tons para os valores pH que serviram como escala foram registrados na tabela abaixo.
Tabela 1 – Escala padrão de pH.
	pH
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
	8
	9
	10
	11
	12
	Cor
	Rosa forte
	Rosa
	Rosa
	Rosa
claro
	Rosa claro
	Amarelo
claro
	Amarelo
esverdeado
	Azul esverdeado
	Azul
	Lilás claro
	Violeta
	Violeta forteTabela 2 – Valores aproximados de pH referente aos experimentos e suas respectivas equações de dissociação.
	SOLUÇÃO
	pH
	EQUAÇÃO DE DISSOCIAÇÃO
	H2O
	6
	H2O (l) + H2O (l) ⇄ H3
	CH3COOH
	1
	CH3COOH  (aq)  ⇄   CH3COO-  (aq)   +   H + (aq)
	CH3COOH + CH3COONa
	5
	CH3COOH(aq) + CH3COONa(aq) ⇌ Na+(aq) + H+ + CH3COO-(aq)
	NH3
	10
	NH3(aq) + H2O (l)  ⇄   OH-   (aq)  +   NH4 + (aq)
	NH3 + NH4Cl
	9<pH<10
	NH3(aq) + H2O (l)  + NH4Cl(aq) ⇌ 2NH4+(aq)+ OH- + Cl-
	NaH2PO4
	0<pH<1
	NaH2PO4 (aq) + H2O(l) ⇌ Na+(aq) + (aq) + H+ + OH- 
	NaH2PO4 + Na2HPO4
	6
	NaH2PO4(aq)+Na2HPO4 (aq) ⇌ 3Na+(aq) + (aq)+H(aq)
	NaHCO3
	10
	NaHCO3 ⇌ Na+(aq) + H
	NaHCO3 + Na2CO3
	12
	NaHCO3 + Na2CO3 ⇌ 3Na+(aq) + H
 
Tabela 3 – Efeito da adição de HCl (0,1 mol.L-1) na água e nas soluções tampão, valores de pH.
	GOTAS DE HCl
	H2O
	CH3COOH/CH3COO-
	NH3/NH4+
	0
	7<pH<8
	5
	9<pH<10
	1
	pH<1
	5
	9<pH<10
	2
	pH<1
	5
	9<pH<10
	4
	pH<1
	4<pH<5
	9<pH<10
	7
	pH<1
	4<pH<5
	9<pH<10
	10
	pH<1
	4<pH<5
	9<pH<10
	15
	pH<1
	4<pH<5
	9<pH<10
Tabela 4 – Efeito da adição de NaOH (0,1 mol.L-1) na água e nas soluções tampão.
	GOTAS DE NaOH
	H2O
	CH3COOH/CH3COO-
	NH3/NH4+
	0
	7<pH<8
	5
	9<pH<10
	1
	9<pH<10
	4<pH<5
	9<pH<10
	2
	9<pH<10
	4<pH<5
	9<pH<10
	4
	10
	4<pH<5
	9<pH<10
	7
	12
	4<pH<5
	9<pH<10
	10
	Ph>12
	4<pH<5
	9<pH<10
	15
	pH>12
	4<pH<5
	9<pH<10
Apesar de o pH tabelado ter sido o mesmo, observou-se o clareamento nos Tubos 1 e 2 que continham a base. 
DISCUSSÃO
Efeito do íon comum
Efeito do íon acetato na dissociação do ácido acético
Ao colocar a água destilada em um tubo e adicionar o indicador universal, foi observado uma coloração amarelo claro, referente ao pH 6 que é levemente ácido. A água destilada quase sempre é ligeiramente ácida, de 5,6 a pouco menos de 7, porque a água absorve o dióxido de carbono do ar. [4]
Com a adição do ácido acético glacial a coloração mudou rapidamente para um rosa intenso, com pH igual a 1. O ácido acético é um composto orgânico e não se dissocia completamente, a maior parte permanece em sua forma molecular, por isso é um ácido fraco. No entanto, o pH 1 indica uma acidez elevada que pode ser influenciada também pela pouca acidez da água destilada. 
O conteúdo anterior foi dividido em dois tubos. Ao adicionar a solução saturada de acetato de sódio, a coloração se alterou para um rosa claro, indicando aumento do pH. Através da equação de dissociação (Tabela 02) é possível verificar que com a adição do CH3COONa, o deslocamento da reação se deu para a esquerda devido ao efeito do íon comum, o íon acetato tende a ser consumido formando ácido não ionizado para manter o equilíbrio e em consequência há diminuição da concentração de íons H+ aumentando assim o valor do pH para 5 na solução.
CH3COOH(aq) +  CH3COONa(aq) ⇌ Na+(aq) + H+ + CH3COO-(aq)
Efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônio
Com a adição do NH3 à água destilada, a coloração se alterou para lilás claro, pH igual a 10. Na equação de dissociação da amônia, os íons H+ da água se unem a amônia ionizada formando o amoníaco, assim os íons hidroxila ficam liberados tornando o meio básico. 
Nos tubos 1 e 2 com a adição de solução saturada de cloreto de amônio percebe-se que o meio permaneceu básico, pH entre 9 e 10. A adição do cloreto de amônio faz com que o equilíbrio se desloque para a esquerda, onde o íon amônio é consumido para formação de NH4Cl, e os íons OH- continuam liberados na solução.
NH3(aq) + H2O (l)  + NH4Cl(aq) ⇌ 2NH4+(aq)+ OH- + Cl-
Efeito do íon monohidrogenofosfato na dissociação do íon hidrogenofosfato
O dihidrogenosfofato de sódio saturado misturado à água destilada resultou numa variação na coloração de um amarelo para um rosa bem forte, indicando pH menor que 1. O NaH2PO4 se dissocia formando íons Na+ e H2PO4-, o íon Na+ se juta ao íons hidroxila formando NaOH, assim os íons H+ ficam livres na solução tonando o meio ácido. 
Após a adição do monohidrogenofosfato de sódio o pH subiu para 6, apresentando uma coloração amarelo claro. Na dissociação o íon HPO42- reage com os íons H+ e o Na+ reage com íons OH- deixando o meio levemente ácido. 
NaH2PO4(aq)+Na2HPO4 (aq) ⇌ 3Na+(aq) + (aq)+H(aq)
Efeito do íon carbonato na dissociação do íon hidrogenocarbonato
O hidrogenocarbonato de sódio dissociado na água apresentou coloração entre o amarelo claro e amarelo esverdeado, indicando pH = 10. Com a adição do carbonato de sódio a solução apresentou coloração violeta forte, indicando um pH extremamente básico. Sabendo que o ácido Hé fraco, e um sal de ácido fraco e base forte tendem a fazer o meio ficar básico, pois o H irão se formar com o H+ liberada pela água e assim, a concentração de OH- irá aumentar, foi confirmado que era esperado.
NaHCO3 + Na2CO3 ⇌ 3Na+(aq) + H
Efeito tampão 
5.1.1 Adição de ácido e base fortes à água
Nos tubos 1 e 2, com a presença do indicador, a água se apresentou num pH entre 7 e 8, levemente básico. No tubo 1, ao adicionar a primeira gota de ácido clorídrico, a cor da solução mudou imediatamente para um rosa intenso, pH menor que 1. Isso ocorreu, pois, ao adicionar o HCl na água esse se dissociou aumentando a concentração de íons hidrônio na água, e a medida que se aumentou a quantidade de gostas a solução continuou com coloração intensa, tornando a solução extremamente ácida.
HCl (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ + Cl-
	No tubo 2, adicionando a primeira gota de NaOH a coloração mudou para um lilás bem discreto, pH entre 9 e 10 e permaneceu assim com a adição da segunda gota. Na terceira gota a coloração se firmou no lilás claro, indicando aumento do pH para 10. A partir de 7 gotas, a coloração mudou para um violeta intenso, indicando pH maior que 12 e um meio extremamente básico, devido o aumento da concentração de íons hidroxila no meio.
NaOH (aq) + H2O (l) ⇌ Na+ + 2OH- + H+
5.1.2 Adição de ácido e de base fortes ao tampão de ácido acético dos tubos 1 e 2, respectivamente:
	Com a adição do ácido à solução tampão de acetato percebeu-se que não houve variação significativas na acidez e no pH da solução, que permaneceu entre 4 e 5. Isso pode ser explicado pelo fato de que, ao se dissociar o HCl libera íons H+ que reagem com os íons acetato, deslocando o equilíbrio para a esquerda, dessa forma matem não há alterações significativas no pH da solução. O mesmo ocorre com a adição do ácido à solução tampão de amônio. Os íons hidrônio liberados reagem com o NH3 formando o íon amônio, retomando o equilíbrio da reação e não alterado o pH da solução.
Com a adição da base à solução tampão de acetato percebeu-se que não houve variação significativas na acidez e no pH da solução, que permaneceu entre 4 e 5. A adição da base à solução tampão de amônio também não causou alterações no pH da mesma. 
CONCLUSÃO
A partir da realização dos experimentos dos efeitos dos íons comuns podemos perceber que o efeito do íon acetato na dissociação do ácido acético ocorre o deslocamento da reação para a esquerda, pois o íon tende a ser consumido formando ácido, deixando o pH = 5, confirmando nossa previsão. Já no experimento do efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônia ocorre a formação de mais hidroxilas, deixando o meio básico pH entre 9 e 10. No experimento para o efeito do íon monohidrogenofosfato na dissociação do íon hidrogenofosfato há a formação de íons H+ que tornam o meio levemente ácido, ph = 6. No efeito do íon carbonato na dissociação do íon hidrogenocarbonato, temos a formação de um sal básico, deixando o meio básico pH= 10. Concluindo assim que ao adicionar um sal correspondente, que possuía um íon comum, a solução de um ácido fraco foi observado um aumento do pH.
Nos experimentos de efeito tampão mostrou o comportamento de uma solução tampão às soluções contendo um ácido fraco e sua base conjugada, ou uma base fraca e seu ácido conjugado e seu pH resistiu a essas adições, mantendo-se quase como constante,que é exatamente a função de uma solução tampão.
REFERÊNCIAS
[1] Vogel, Arthur Israel. Química Analítica Qualitativa, volume único. 5ª edição. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
[2] Fatibello, Orlando Filho. Introdução aos conceitos e cálculos da química analítica: 2- Equilíbrio ácido-base e aplicações em química analítica quantitativa, volume 2. 1ª ediçãp. São Carlos: EdUFSCar, 2013.
[3] Solução Tampão e pH: Conceito de solução tampão. Disponível em: http://qnint.sbq.org.br/novo/index.php?hash=conceito.27. Consultado em [20/11/2015].
[4] pH da água destilada. Disponível em: http://www.ehow.com.br/ph-agua-destilada-sobre_100648/. Consultado em [21/11/15].