relatório 4 Indicadores Equilíbrios de hidrólise de sais

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL PRÁTICA 
PROFESSORA: FERNANDA SANTOS DOS ANJOS 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 
“Indicadores/Equilíbrios de hidrólise de sais” 
 
 
 
 
 
 
Trio: Edinaízio Machado Rocha 
 Fernanda Amorim Medeiros Patriota 
 Michele Mota Sampaio Lopes 
Turma: 1 A 
Data: 03/03/2013 
 
 
Juazeiro-Bahia 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL 
 
1. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
Robert Boyle (1627-1691) reconheceu que corantes vegetais mudavam de cor 
em contato quer com soluções ácidas quer com soluções alcalinas dando uma noção 
sobre o uso de indicadores. Estes indicadores químicos são substâncias através das quais 
é possível observar o desenvolvimento de uma reação. Utilizando, sobretudo na 
determinação do ponto de equivalência em análise volumétrica e são denominados de 
indicadores de pH ou indicadores ácido-base ou ainda de neutralização. [1] 
Segundo Svante Arrhenius, os ácidos como substâncias que, em solução aquosa, 
liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução 
aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-. Assim, quando diluído em água, o 
cloreto de hidrogênio (HCl) ioniza-se e define-se como ácido clorídrico, como segue: 
 
Já o hidróxido de sódio, popularmente conhecido como soda cáustica, quando 
em solução aquosa, libera uma hidroxila , definindo-se assim como base: 
[2] 
Por outro lado, segunda a teoria de Bronsted – Lowry e de Lewis é que em uma 
reação um ácido tende a receber par de elétrons e doar prótons, enquanto, as bases tende 
a doar elétrons e receber prótons. 
Para identificar um ácido ou base, embora não seja um método seguro, seria a 
degustação, aqueles tem sabor azedo, como o encontrado nas frutas cítricas, a base tem 
gosto semelhando ao sabão, outro método é aferir o potencial hidrogênico (pH) a partir 
de uma combinação de substâncias indicadoras. [2] 
Um indicador é uma substância que funciona variando de cor dentro de um 
pequeno intervalo de pH, devido ao fato de poder existir em duas ou mais formas que 
têm estruturas distintas e apresentam cores diferentes. [3] 
Os ácidos apresentam grande constância de comportamento, o mesmo não 
acontecendo com os indicadores básicos, que com o aumento da temperatura tendem a 
perder a sensibilidade aos íons hidrogênio e consequentemente deslocando-se para 
valores mais baixos de pH, aumentando assim a concentração de H+. 
As soluções tampão são geralmente formadas por um ácido fraco e um sal desse 
ácido, ou, então, por uma base fraca e um sal dessa base. Elas são usadas sempre que 
um químico necessita, mesmo recendo ácidos ou bases fortes, de um meio com pH 
aproximadamente constante e são preparadas dissolvendo-se os solutos em água. Sendo 
assim, foi observado e utilizado no primeiro experimento a cor de diversas soluções 
tampão. [4] 
Outra reação observada é a hidrólise salina que é o processo em que íons 
provenientes de um sal reagem com a água. Uma vez que o experimento consiste na 
descoberta do pH de soluções hidrolisadas, ou seja sais que foram dissolvidos em água. 
Uma solução salina pode originar soluções ácidas e básicas. Os sais presentes se 
dissociam em cátions e ânions, e dependendo destes íons a solução assume diferentes 
valores de pH. [5] 
[5] 
Quando o sal se dissolve em água, ele se dissolve totalmente para produzir 
cátions (H+) e ânions (OH-). Repare na equação acima que estes íons contribuíram para 
a formação de um ácido (HA) e uma base (COH). A palavra Hidrólise significa reação 
de decomposição de uma substância pela água. A decomposição de um cátion (H+) 
caracteriza as soluções ácidas. A decomposição de um ânion (OH-) dá origem a 
soluções básicas. [5] 
2. OBJETIVOS 
Interpretar os equilíbrios envolvidos nas reações de hidrolise de sais e conhecer 
as cores de indicadores mais comuns, em meios ácidos é básicos. A utilização de 
indicadores ácido-base para determinação de pH, afim de explicar as hidrolises dos sais 
com base nos valores de pH das soluções e assim equacionar as equações de hidrolise. 
Expressando a hidrólise de sais através da sua constante. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
 
 3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
 Solução saturada de cloreto de sódio 
 Solução saturada Cloreto de amônio 
 Solução saturada Acetato de sódio 
 Solução saturada Acetato de amônio 
 Solução saturada Carbonato de sódio 
 Solução tampão pH 2 - 12 
 Azul de bromotimol 
 Vermelho de metila 
 Alaranjado de metila 
 Fenolftaleína 
 Estante para tubos de ensaio 
 Tubos de ensaio 
 3.2 PROCEDIMENTO 
Foi preparada uma estante para tubos de ensaio e colocados 40 tubos nela para a 
preparação de escalas de pH. Foram adicionados em 10 tubos 2 mL de solução tampão 
variando de 3 a 12. Em seguida adicionou-se em cada um dos 10 tubos de ensaio uma 
gota do indicador vermelho de metila. As cores apresentadas estão na Tabela 2 no item 
resultados e discussões. 
Em outros 10 tubos foram adicionados 2 mL de solução tampão variando de 3 a 
12. Em seguida adicionou-se em cada um dos 10 tubos de ensaio uma gota do indicador 
alaranjado de metila. As cores apresentadas estão na Tabela 2 no item resultados e 
discussões. 
 Repetindo o mesmo procedimento foram adicionados em mais 10 tubos 2 mL de 
solução tampão variando de 3 a 12. Em seguida adicionou-se em cada um dos 10 tubos 
de ensaio uma gota do indicador fenolftaleína. As cores apresentadas estão na Tabela 2 
no item resultados e discussões. 
 Nos outros 10 tubos restantes foram adicionados 2 mL de solução tampão 
variando de 3 a 12. Em seguida adicionou-se em cada um dos 10 tubos de ensaio uma 
gota do indicador azul de bromotimol. As cores apresentadas estão na Tabela 2 no item 
resultados e discussões. 
 Em uma outra estante para tubos de ensaio foram separados 24 tubos. Em 4 
desses tubos foram adicionados 2 mL de água destilada em cada e em seguida 
adicionou-se uma gota dos indicadores: vermelho de metila, alaranjado de metila, 
fenolftaleína e azul de bromotimol separadamente em cada tubo de ensaio. 
 Esse mesmo procedimento foi repetido com os seguintes sais: cloreto de sódio, 
acetato de sódio, carbonato de sódio, cloreto de amônio e acetato de amônio. Para cada 
uma destes sais foram separados 4 tubos de ensaio e adicionados delas 2 mL de cada. 
Em seguida adicionou-se uma gota de cada um dos indicadores: vermelho de metila, 
alaranjado de metila, fenolftaleína e azul de bromotimol separadamente nos tubos. A 
Tabela 3 apresenta os resultados do pH da água e dos sais, e na Tabela 4 apresenta as 
equações de dissociação e hidrólise. As tabelas estão inseridas no item resultados e 
discussões. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Os indicadores ácido-base, são geralmente pigmentos extraídos de plantas que 
servem para indicar o comportamento ácido, básico ou neutro de uma solução aquosa. 
A escolha de um indicador ácido-base para uma titulação deve fazer-se de modo que o 
salto brusco do valor de pH tenha a zona de viragem contida nesse salto de pH e que a 
mesma englobe o pH desse ponto de equivalência. Só assim se pode detectar 
visualmente uma mudança súbita na cor da solução. 
Os indicadores usados no experimento foram o vermelho de metila (corante), 
alaranjado de metila (reação de copulação entre o sal de diazônio do ácido 
sulfanílico com a dimetilanilina), fenolftaleína (condensação de anidrido ftálico com 
dois equivalentes de fenol sob condições ácidas) e azul de bromotimol (ácido orgânico 
fraco). Cada indicador quando adicionado a uma respectiva soluçãotende a mudar de 
cor variando o pH desta, identificando assim como zona de viragem, possibilitando 
visualizar o pH. Ilustrado na Tabela 1: 
 
Tabela 1: Tipos de indicadores, zona de viragem comum e coloração. 
Nome do indicador Zona de viragem 
Mudança de cor 
acido x base 
Azul de timol 1.2 - 2.8 Vermelho - Amarelo 
Alaranjado de Metila 3.1 - 4.5 Vermelho - Amarelo 
Vermelho de metila 4.2 - 6.3 Vermelho - Amarelo 
Tornassol 5.0 - 8.0 Vermelho - Azul 
Vermelho de bromofenol 5.2 - 7.0 Amarelo - Vermelho 
Azul de bromotimol 6.0 - 7.6 Amarelo - Azul 
Fenolftaleína 8.3 - 10.0 Incolor - Vermelho 
Amarelo de alizarina 10.0 - 12.1 Amarelo - Vermelho 
 
Primeiramente foram adicionadas aos 40 tubos as soluções tampão respectivas, e 
acrescentados os indicadores em cada, observando as reações, que estão descritas 
abaixo na Tabela 2 e ilustrados na Figura 1. 
 
Tabela 2: Escala para avaliação de pH. 
Indicador de 
pH 
Vermelho de 
metila 
Alaranjado de 
metila 
Fenolftaleína 
Azul de 
bromotimol 
3 Rosa claro Alaranjado Incolor Amarelo 
4 Rosa + claro Laranja fraco Incolor Amarelo 
5 Rosa/vermelho Laranja Incolor Amarelo 
6 Amarelo Laranja fraco Incolor Amarelo claro 
7 Amarelo Laranja fraco Incolor Azul 
8 Amarelo Laranja fraco Rosa claro Azul escuro 
9 Amarelo Laranja fraco Rosa claro Azul escuro 
10 Amarelo Laranja fraco Rosa escuro Azul escuro 
11 Amarelo Laranja fraco Rosa escuro Azul escuro 
12 Amarelo Laranja fraco 
Rosa bem 
escuro 
Azul escuro 
pH de 
viragem 
4~6 4~6 9~11 6~8 
 
Figura 1: Imagem ilustrativa resultados das faixas de viragem obtidos na adição de 
indicadores. 
 
Observa-se que no experimento utilizando o vermelho de metila a zona de 
viragem foi do pH 4 para o pH 6, tendo uma pequena variação para o pH 7, isso se deve 
provavelmente a alguma variação na concentração, ocorrendo o mesmo para algumas 
tonalidades de substâncias. 
 No experimento com o alaranjado de metila, a zona de viragem foi do pH 
4 para o pH 6, tendo também uma pequena variação na tonalidade da substância, 
dificultando a observação da viragem, resultando em uma diferença entre o resultado 
encontrado e o resultado teórico. 
 Já o experimento com a fenolftaleína a zona de viragem foi entre o pH 9 
para o pH 11 com uma mudança brusca de coloração devido a reação de um ácido com 
uma solução básica. 
 Com o azul de bromotimol foi observado a zona de viragem entre o pH 6 
para o pH 8, coincidindo com os resultados teóricos, tanto quanto ao valor do pH, 
quando a coloração. 
 Em todos os experimentos a análise do pH foi realizada apenas 
visualizando as colorações obtidas com os indicadores, não foram utilizados indicadores 
universais nem pHmetros, e também não foi aferido a temperatura ambiente, podendo 
ocasionar diferença entre os resultados encontrados. 
 Em seguida em outros tubos foram adicionados, H2O, NaCl, NH4Cl, 
CH3CCONa, Na2CO3, CH3COONH4, e utilizados novamente indicadores afim de obter 
o pH de cada solução, indicados na Tabela 3 e ilustrados na Figura 2. 
 
Tabela 3 - Cores dos indicadores nas soluções de sais e pH aproximado 
Indicador 
sistema 
Vermelho 
de metila 
Alaranjado 
de metila 
Fenolftaleína 
Azul de 
bromotimol 
pH 
aproximado 
H2O Rosa claro Laranja Incolor Amarelo 5 - 6 
NaCl Alaranjado 
Amarelo 
Claro 
Incolor 
Amarelo 
Claro 
5 
NH4Cl Rosa Laranja Incolor 
Amarelo 
Claro 
5 
CH3CCONa Amarelo Alaranjado Rosa claro Azul 8 -9 
Na2CO3 Amarelo 
Alaranjado 
claro 
Violeta Azul escuro 12 
CH3COON4 
Amarelo 
claro 
Alaranjado 
claro 
Incolor Azul claro 7 
 
A partir da observação da Tabela 2 e comparando com a Tabela 3, é possível 
chegar a um comum nível de tonalidade das soluções, podendo assim, obter um pH 
aparente e aproximado para cada substância. Um fato incomum foi na observação do 
pH da água, sendo entre 5-6, tornando assim uma água ácida, no entanto foi utilizado 
água destilada, que é neutra, e seu pH é 7. Esta diferença pode ter ocorrido por uso de 
tubos de ensaios utilizados anteriormente com soluções qualquer de caráter ácido, em 
que não foram devidamente limpas, resultando no erro encontrado no experimento, 
além de o pH encontrado ter sido apenas a partir de uma comparação visual de 
tonalidades dos indicadores utilizados, uma vez que não foram usados indicadores 
universais. 
 
Tabela 4 – pH aproximado, equações de dissociação e hidrólise. 
Indicador sistema pH aproximado Equação de dissociação e hidrólise 
H2O 4 - 5 H2O  H
+
 + OH
- 
NaCl 5 NaCl  Na+(aq) + Cl
-
(aq) 
NH4Cl 5 NH4Cl  NH4
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
CH3CCONa 8 -9 CH3COONa  Na
+
(aq) + CH3COO
-
(aq) 
Na2CO3 12 Na2CO3  Na
+
(aq) + CO3
-
(aq) 
CH3COON4 7 CH3COONH4  NH4
+
(aq) + CH3COO
-
(aq) 
 
Figura 2: Tonalidades das soluções com adição de indicadores. 
 
 
I. Sais de ácidos fortes e bases fortes: Quando dissolvidos em água, 
apresentam reação neutra, pois, nem os ânions, nem os cátions combinam-se, 
respectivamente, com os íons hidrogênio ou íons hidroxila para formar produtos 
levemente dissociados, o equilíbrio de dissociação da água não é perturbado, formando 
reação neutra. É o que acontece com o NaCl, porém, no experimento, a reação ficou 
ácida devido a água utilizada ser ácida, como foi dito anteriormente. 
 
NaCl + H2O NaOH + HCl 
Na⁺ + Cl⁻ + H₂O Na⁺ + OH⁻ + H⁺ + Cl⁻ 
H₂O H⁺ + OH⁻ (Simplificando a equação acima) 
 
Neste caso a equação demonstra, que na presença de NaCl não altera o equilíbrio 
iónico normal da água, o NaCl apenas se dissolve na água.(o ácido e a base são 
simultaneamente fortes transformando a solução em neutra) 
 
II. Sais de ácidos fracos e bases fortes: Quando dissolvidos em água, 
produzem uma solução de caráter alcalino. Isso é decorrente do fato de o anion 
combinar-se com os hidrogênio para formar um ácido fraco levemente dissociado, 
deixando íons hidroxila em liberdade. É o caso do CH3COONa e do Na2CO3, onde 
temos um ácido fraco e uma base forte. 
CH₃COONa 
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH 
CH3COO⁻ + Na⁺ +H₂O CH3COOH + Na⁺ + OH⁻ 
CH3COO⁻ + H₂O CH3COOH + OH⁻ 
O Íon liberado [OH⁻] confere a solução caráter Básico PH> 7 
 
Na₂CO₃ 
Na2CO3 + H2O 2NaOH + H2CO3 
2(Na⁺) + (CO₃)⁻ + H₂O 2(Na⁺) + 2(OH⁻) + H₂CO₃ 
(CO₃)⁻ + H₂O 2(OH⁻) + H₂CO₃ (Simplificando a equação acima) 
O Íon liberado 2[OH⁻] confere a solução caráter Muito Básico PH>> 7, além do acido 
carbônico ser bastante instável e rapidamente se transformar em dióxido de carbono e 
água. 
 
III. Sais de ácidos fortes e bases fracas: Quando dissolvidos em água, 
produzem reação de caráter ácido. O cátion do sal reage com os íons hidroxila, 
produzidos pela dissociação da água, formando uma base fraca e liberando íons 
hidrogênio. É o caso do NH4Cl, onde o Hidróxido de Amônio é uma base fraca e o 
Ácido Clorídrico é um ácido forte. 
NH4Cl + H2O NH4OH + HCl 
NH⁺4 + Cl⁻ + H2O NH4OH + H⁺ + Cl⁻ 
NH⁺4 + H2O NH4OH + H⁺ (Simplificando a equação acima) 
O Íon liberado [H⁺] confere a solução caráter ácido PH< 7 
A concentração da água, [H2O] é praticamente constante. Podemos associá-la a 
K´ e definir uma nova constante de equilíbrio, Kh: 
K ´. [H2O] = Kh (Kh é denominada constante de hidrólise do íon) 
 
IV. Sais de ácidos fracos e bases fracas: Quando dissolvidos em água, são 
submetidos a um processo bem mais complexo de hidrólise. A hidrólise do cátion 
conduz à formação de uma base fraca não dissociada, enquanto a hidrólise do ânion 
produz um ácido fraco. Os íons hidrogênio e hidroxila formados nesse processo 
recombinam-se parcialmente formandoágua. Dependendo da constante de cada ácido e 
base, a solução será alcalina, ácida ou neutra. Se a constante ácida for maior que a 
básica, a solução será ácida. Caso a constante básica seja maior que a ácida, a solução 
será básica. Se as constantes forem iguais, a solução será neutra. É o caso do 
CH3COONH4, onde, a constante ácida é levemente maior que a básica, formando uma 
solução de pH 6, logo, ácida. 
CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH 
(CH3COO)⁺ + (NH4)⁻ + H2O (CH3COO)⁺ + H⁺ + (NH4)⁻ + OH⁻ 
H2O H⁺ + OH⁻ (Simplificando a equação acima) 
Neste caso a equação demonstra, que na presença de CH3COONH4 não altera o 
equilíbrio iônico normal da água, o CH3COONH4 apenas se dissolve na água. (o ácido e a base são 
simultaneamente fracos transformando a solução em neutra) 
 Como pode ser observado, algumas variações no pH que deveria ser percebido, 
não foi possível, devido, entre outros fatores, à água utilizada não estar neutra. O que 
comprometeu boa parte do experimento. 
5. CONCLUSÃO 
De acordo com o estudo do uso de indicadores em solução tampão foi possível 
observar a faixa de viragem de pH de cada indicador ácido-base, comparando assim 
com a leitura teórica de cada um, sendo possível chegar à conclusão do pH de uma 
solução com a observação das tonalidades obtidas. Verificou-se, também, que o 
aumento de íons hidrogênio (H+) torna a solução mais ácida e o aumento de íons 
hidroxila (OH-), mais básica. De acordo com o experimento relatado, o pH de soluções 
salinas vai depender dos ácidos e bases que o originaram. Quando ácido e base fortes 
reagem, o pH do sal terá um caráter neutro, assim como se ambos forem fracos, pois a 
perturbação ao equilíbrio da água será muito pequena ou inexistente, uma vez que a 
força dos reagente será equivalente. Quando o ácido reagente é forte e a base é fraca, o 
sal obtido terá pH de caráter ácido e se a ocasião for a inversa o sal terá pH de caráter 
básico. 
6. REFERÊNCIAS 
[1] Indicadores químicos. Disponível em: <http://www.infopedia.pt/$indicadores-
quimicos> Acesso em: 04 de MAR de 2013. 
 
[2] LANA, Carlos Roberto de. Ácidos e Bases: Definições de Arrhenius, Bronsted-
Lowry e Lewis. Disponível em: <http://educacao.uol.com.br/quimica/acidos-e-bases-
definicoes-de-arrhenius-bronsted-lowry-e-lewis.jhtm > Acesso em: 04 de mar. de 2013 
 
[3] NETO, João. Solução tampão. Disponível em: < 
http://www.profjoaoneto.com/fisicoq/solucaotampao.htm> Acesso em 04 de mar. de 2013 
 
[4] Importancia do pH. Disponível em : 
<http://www.notapositiva.com/trab_estudantes/trab_estudantes/fisico_quimica/fisico_q
uimica_trabalhos/ph.htm> Acesso em: 04 de mar. de 2013 
 
[5] ALVES, Líria. Hidrólise salina. Disponível em: 
<http://www.brasilescola.com/quimica/hidrolise-salina.htm> Acesso em: 04 de mar de 
2013. 
 
7. QUESTÕES 
 
 
1) Justifique a variação de pH produzida pela adição de solução saturada de acetato de 
sódio à água. Apresente as reações e a expressão da constante de dissociação (hidrólise) 
do íon acetato. 
Numa solução de acetato de sódio (CH3COONa) temos os seguintes equilíbrios: 
H2O ↔ H
+ + OH- 
CH3COO
- + H+ ↔ CH3COOH 
Somando as reações membro a membro, temos a reação global da hidrólise: 
CH3COO
- + H2O ↔ CH3COOH + OH
- 
A constante de hidrólise do íon acetato é dada por: 
 
2) Relacionando a variação de pH observada com a adição de solução saturada de 
cloreto de amônio e compare com a adição de cloreto de sódio à água. 
 Na hidrólise do cloreto de amônio (NH4Cl), o ácido formado (HCl) é forte e a 
base (NH4OH), fraca, o que implica em um pH de caráter ácido à solução, como é 
possível enxergar nos equilíbrios: 
NH4Cl ↔ NH4
+ + Cl- 
H2O ↔ H
+ + OH- 
Somando-os membro a membro, obtém-se a reação global de equilíbrio: 
NH4Cl + H2O ↔ HCl + NH4OH 
Já na hidrólise do cloreto de sódio (NaCl), tanto o ácido (HCl) como a base 
(NaOH) formados são fortes e não perturbam o equilíbrio da solução. Seguem os 
equilíbrios: 
NaCl ↔ Na+ + Cl- 
H2O ↔ H
+ + OH- 
Novamente soma-se membro a membro e o equilíbrio global é: 
NaCl + H2O ↔ HCl + NaOH 
3) Por que a adição de acetato de amônio à água não produz variação significativa do 
pH do sistema? Apresente as reações e discuta os respectivos equilíbrios levando em 
consideração os valores das respectivas constantes. 
 Na hidrólise do acetato de amônio, tanto o ácido (CH3COOH) como a base 
(NH4OH) formados são fracos e não perturbam o equilíbrio. Os equilíbrios parciais e o 
global seguem: 
CH3COONH4 ↔ CH3COO
- + NH4
+ 
H2O ↔ H
+ + OH- 
CH3COONH4 + H2O ↔ CH3COOH + NH4OH 
A constante de dissociação do acetato de amônio é dada pela equação: