HIDRÓLISE DOS SAIS E SOLUÇÃO TAMPÃO

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Alexandra Petry 
Taynara Gomes 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
HIDRÓLISE DOS SAIS E SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Palhoça, 2017 
Alexandra Petry 
Taynara Gomes 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
HIDRÓLISE DOS SAIS E SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
Relatório apresentado à disciplina de Química Analítica Qualitativa 
Do curso de Engenharia Química 
 
 
 
 
Professora: Daiana Cardoso de Oliveira 
 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE DO SUL DE SANTA CATARINA 
Palhoça, 2017 
SUMÁRIO 
 
1) INTRODUÇÃO...............................................................................................4 
2) REVISÃO DE LITERATURA.........................................................................5 
2.1) HIDRÓLISE DOS SAIS...............................................................................5 
2.2) SOLUÇÃO TAMPÃO...................................................................................6 
2.3) INDICADORES...........................................................................................8 
3) MATERIAIS E REAGENTES.........................................................................9 
4) PROCEDIMENTOS.....................................................................................10 
5) RESULTADOS E DISCUSSÕES.................................................................12 
5.1) RESULTADOS..........................................................................................12 
5.2) DISCUSSÕES...........................................................................................14 
6) CONCLUSÃO..............................................................................................16 
7) REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS............................................................17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1) INTRODUÇÃO 
 
Quando se dissolvem sais em água, nem sempre a solução se apresenta neutra 
à reação. A razão para esse fenômeno é que alguns sais reagem com água; 
daí o termo hidrólise. Como consequência, íons hidrogênio ou íons hidroxila 
ficam em excesso na solução, tornando-a ácida ou básica, respectivamente 
(VOGEL, 1905). 
Segundo Robert Boyle (1627-1691), um método para identificar um ácido ou 
base, seria aferir o potencial hidrogênio a partir de uma combinação de 
substâncias indicadoras. 
Ainda conforme Robert Boyle (1627-1691), um indicador é uma substância que 
funciona variando de cor dentro de um pequeno intervalo de pH. 
Em geral, uma solução tampão contém a mistura de um ácido fraco e seu sal 
ou de uma base fraca e seu sal. (VOGEL, 1905). 
O tipo mais importante de solução mista é a solução tampão, uma solução em 
que o pH tende a permanecer o mesmo, ou pelo menos não se altera 
apreciavelmente após a adição de bases ou de ácidos fortes. (ATKINS, 2006). 
O presente relatório tem como objetivo determinar o pH de soluções através da 
análise da coloração do indicador ácido-base, verificar a hidrólise de alguns 
sais e a ação tamponante de soluções. 
 
 
 
 
 
2) REVISÃO DE LITERATURA 
 
2.1) HIDRÓLISE DOS SAIS 
De acordo com Vogel (1905), para compreender o fenômeno da hidrólise, é 
necessário examinar separadamente o comportamento de quatro categorias de 
sais. 
 
I. Sais de ácidos fortes e bases fortes 
Quando dissolvidos em água, apresentam reação neutra, pois nem os aníons, 
nem os cátions combinam-se, respectivamente, com íons de hidrogênio ou íons 
de hidroxila para formar produtos levemente dissociados. O equilíbrio de 
dissociação da água não é, portanto, perturbado. A concentração de íons 
hidrogênio na solução é igual à de íons hidroxila; assim, a solução formada tem 
reação neutra. (VOGEL, 1905). 
H2O H+ + OH- 
 
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 ânion combinar-se com íons hidrogênio para formar 
um ácido fraco levemente dissociado, deixando íons hidroxila em liberdade. 
Numa solução de acetato de sódio, por exemplo, temos os seguintes 
equilíbrios: 
H2O H+ + OH- 
CH3COO- + H+ CH3COOH 
Assim, os íons hidrogênio, formados pela dissociação da água, combinar-se- 
ão parcialmente com os íons acetato. As duas equações podem ser somadas 
membro a membro, obtendo-se o equilíbrio da hidrólise global: 
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 
Na solução, os íons hidroxila estarão em excesso sobre os íons hidrogênio e a 
solução apresentará reação alcalina. (VOGEL, 1905). 
 
III. Sais de ácidos fortes e bases fracas 
Quando dissolvidos em água, produzem uma reação de caráter ácido. O cátion 
M+ do sal reage com os íons hidroxila, produzidos pela dissociação da água, 
formando uma base fraca MOH e liberando íons hidrogênio: 
 
H2O H+ + OH- 
M+ + OH- MOH 
O equilíbrio global de hidrólise pode ser expresso por: 
M+ + H2O MOH + H+ 
Uma vez que há formação de íons hidrogênio na reação, a solução apresenta 
caráter ácido. (VOGEL, 1905). 
 
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: 
M+ + H2O MOH + H+ 
Enquanto a hidrólise do ânion produz um ácido fraco: 
A- + H2O HA + OH- 
Os íons hidrogênio e hidroxila, formados nesse processo recombinam-se 
parcialmente, formando água: 
H+ + OH- H2O 
Tais equações, no entanto, não podem ser somadas, a menos que as 
constantes de dissociação do ácido e da base sejam iguais. Dependendo dos 
valores relativos destas constantes de dissociação, três hipóteses podem 
ocorrer: 
- Se ka > kb (se o ácido for mais forte que a base), a concentração hidrogeniônica 
será maior que a dos íons hidroxila e a solução será ácida. 
- Se ka < kb (se a base for mais forte que o ácido), acontecerá inverso e a 
solução será alcalina. 
- Se ka = kb (se o ácido e a base forem igualmente fracos), as duas 
concentrações serão iguais e a solução será neutra. (VOGEL, 1905). 
 
2.2) SOLUÇÃO TAMPÃO 
Tais soluções apresentam uma certa resistência tanto aos ácidos como aos 
álcalis, sendo, por conseguinte, denominadas soluções tampão ou soluções 
reguladoras. (VOGEL, 1905). 
Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do 
tampão, este é constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base 
conjugada ou de uma base fraca e seu ácido conjugado, em concentrações 
aproximadamente iguais. (ATKINS, 2006). 
 
I. Tampão ácido 
Adição de ácido: 
Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação da 
concentração dos íons H+ no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo 
com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pela base 
conjugada do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução 
irá variar pouco, conforme a reação abaixo: 
CH3COO-(aq) + H+ (aq) CH3COOH (aq) 
Adição de base: 
Se uma base for adicionada a um tampão, o correrá uma elevação da 
concentração dos íons OH- no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo 
com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pelo ácido 
conjugado do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução 
irá variar pouco, conforme a reação abaixo: 
CH3COOH(aq) + OH-(aq) CH3COO-(aq) + H2O 
É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de ácido ou de 
base adicionadas a uma solução tampão antes que um dos componentes seja 
totalmente consumido. Esse limite e conhecido como a capacidade tamponante 
de uma solução tampão e é definido como a quantidade de matéria
de um ácido 
ou base forte necessária para que 1 litro da solução tampão sofra uma variação 
de uma unidade no pH. (SKOOG Et al., 2001; Lima et al., 1995). 
 
II. Tampão básico 
O tampão básico é uma solução aquosa de uma base fraca com o seu ácido 
conjugado na forma de sal. Ele estabiliza soluções no lado básico da 
neutralidade, ou seja, soluções com pH > 7. (ATKINS, 2006). 
Um exemplo de tampão básico é uma solução de amônia e de cloreto de 
amônio: 
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq) 
Quando se adiciona um ácido, os prótons fornecidos ligam-se às moléculas de 
NH3, formando íons NH4+; quando uma base é adicionada, os íons OH- retiram 
prótons do NH4+, formando moléculas de NH3. 
Um tampão sempre contém duas partes, de modo que ele possa neutralizar 
tanto um ácido quanto uma base. Desta forma, seguindo o princípio de 
equilíbrio de Le Chatelier, quando um ácido ou base é adicionado, o equilíbrio 
é deslocado, fazendo com que a solução permaneça em relativa neutralidade. 
(ATKINS, 2006). 
 
2.3) INDICADORES 
O indicador é uma substância que varia de cor conforme a concentração 
hidrogeniônica. Normalmente, é um ácido orgânico fraco ou uma base fraca em 
solução muito diluída. O indicador, ácido ou base, não dissociado apresenta 
uma cor diferente do produto dissociado. (VOGEL, 1905). 
Ainda conforme Vogel (1905), a cor do ânion indicador é diferente daquela do 
ácido indicador. Se a solução na qual o indicador é adicionado for ácida, isto é, 
se contiver grande quantidade de íons hidrogênio, o equilíbrio da equação será 
deslocado para a esquerda, tornando visível a cor do ácido indicador não 
dissociado. Se, no entanto, a solução tornar-se alcalina, ou seja, os íons 
hidrogênio forem removidos, o equilíbrio deslocar-se-á para a formação do 
ânion indicador, mudando a coloração da solução. A mudança de coloração 
ocorre numa estreita, porém, bem definida faixa de pH. 
 
3) MATERIAIS E REAGENTES 
 
Foram utilizados os materiais contidos na tabela 1 juntamente com os 
reagentes descritos na tabela 2. 
 
Tabela 1. Materiais 
MATERIAIS CAPACIDADE QUANTIDADE 
Béquer 50 ml 2 
Pipeta volumétrica 10 ml 1 
Pera de sucção *** 1 
Conta gotas *** *** 
Tubo de ensaio *** 29 
 
Tabela 2. Reagentes 
REAGENTES QUANTIDADE 
Indicador azul de bromotimol 3 gotas 
Indicador vermelho de metila 3 gotas 
Indicador alaranjando de metila 3 gotas 
Indicador universal 3 gotas 
Indicador de fenolftaleína 3 gotas 
Cloreto de amônio 2 ml 
Cloreto de amônio sólido 0,4 g 
Acetato de sódio 2 ml 
Acetato de sódio sólido 0,4 g 
Acetato de amônio 2 ml 
Hidróxido de amônio 13 gotas 
Hidróxido de sódio 8 gotas 
Ácido clorídrico 1 gota 
Ácido acético glacial 1 gota 
Solução tampão *** 
 
 
4) PROCEDIMENTOS 
 
ESCALA PARA AVALIAÇÃO DE pH 
Foram preparadas cinco escalas de pH, divididas entre indicador azul de 
bromotimol, vermelho de metila, alaranjado de metila, universal e fenolftaleína. 
Os tubos de ensaio então foram enumerados de 3 a 10 e adicionou-se algumas 
ml de solução tampão correspondente ao número do tubo. Em cada tubo foram 
adicionadas 3 gotas de indicador correspondente. Repetiu-se esse 
procedimento para as cinco escalas. 
 
AVALIAÇÃO QUALITATIVA DO pH DE SOLUÇÕES SALINAS 
I. Colocou-se em cinco tubos de ensaio, 2 ml de solução 0,1 M de cloreto de 
amônio. Em um dos tubos de ensaio foi adicionado 3 gotas de solução de 
indicador azul de bromotimol. Ao segundo tubo, adicionou-se 3 gotas solução 
de vermelho de metila; ao terceiro, 3 gotas de solução de alaranjado de metila 
foram adicionadas; ao quarto, 3 gotas de solução de indicador universal e, ao 
quinto tubo, solução e 3 gotas de fenolftaleína. As cores então foram 
comparadas com a do experimento anterior. 
II. 2 ml de solução 0,1 M de acetato de sódio foram colocadas em cinco tubos 
de ensaio. Novamente foi adicionado ao primeiro tubo 3 gotas de solução de 
indicador azul de bromotimol. Ao segundo tubo, adicionou-se 3 gotas solução 
de vermelho de metila; ao terceiro, 3 gotas de solução de alaranjado de metila 
foram adicionadas; ao quarto, 3 gotas de solução de indicador universal e, ao 
quinto tubo, solução e 3 gotas de fenolftaleína. As cores também foram 
comparadas com a do experimento anterior. 
III. Adicionou-se 2 ml de acetato de amônio em cinco tubos de ensaio. No tubo 
número um, foram colocadas 3 gotas de solução indicador azul de bromotimol. 
No tubo dois, 3 gotas de solução de vermelho de metila; no tubo três, 3 gotas 
de solução de alaranjado de metila foram adicionadas; ao tubo número quatro, 
3 gotas de solução de indicador universal e, ao tubo cinco, solução e 3 gotas 
de fenolftaleína. Novamente as cores foram comparadas com as do 
experimento anterior. 
 
AVALIAÇÃO QUALITATIVA DO pH DE SOLUÇÕES TAMPÕES 
 
PREPARAÇÃO DE SOLUÇÃO TAMPÃO ÁCIDA E BÁSICA 
I. Em um béquer de 50 ml foram adicionados 10 ml de água destilada, 1 gota 
de Ácido Acético Glacial e 3 gotas de indicador universal. O pH foi então 
comparado com as cores da escala padrão preparada no procedimento escala 
para avaliação de pH. 
Depois de comparado, adicionou-se 0,4 g de Acetato de Sódio. A solução então 
foi agitada e anotou-se os valores de pH inicial e final. 
II. 1 gota de Ácido Acético Glacial e 3 gotas de indicador universal foram 
adicionados a um béquer de 50 ml que continha 10 ml de água destilada. 
Novamente verificou-se o pH por comparação. 
Depois de comparar o pH, foram adicionados poucos ml de hidróxido de amônio 
junto com 0,4 g de cloreto de amônio. Anotou-se os valores de pH inicial e final. 
 
PREPARAÇÃO DE SOLUÇÃO DE ÁCIDO E BASE FORTE 
I. Em dois tubos de ensaio foram colocados 2 ml de água destilada e 3 gotas 
de indicador universal. Em um dos tubos foi adicionado 1 gota de solução 0,1M 
de Ácido Clorídrico e no outro 1 gota de solução 0,1 M de Hidróxido de Sódio 
foi adicionada. Após a adição, o pH foi verificado. 
 
ADIÇÃO DE SOLUÇÃO ÁCIDA E BÁSICA À SOLUÇÃO TAMPÃO ÁCIDA 
Foi colocada a solução tampão ácida e básica preparada anteriormente em dois 
tubos de ensaio. Ao primeiro tubo, foram colocadas algumas gotas de solução 
de ácido clorídrico e ao segundo, algumas gotas de hidróxido de sódio. As gotas 
foram adicionas até a mudança de cor das soluções. 
 
ADIÇÃO DE SOLUÇÃO ÁCIDA E BÁSICA À SOLUÇÃO TAMPÃO BÁSICA 
Em dois tubos de ensaio foram colocados a solução tampão ácida e básica 
preparada anteriormente. Em um dos tubos foram colocadas algumas gotas de 
solução de ácido clorídrico e no outro, algumas gotas de hidróxido de sódio. As 
gotas foram adicionas até a mudança de cor das soluções. 
 
 
5) RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
5.1) RESULTADOS 
Todas as cores e pH obtidos no experimento estão relatados nas tabelas 
abaixo: 
Tabela 3. Escala para avaliação de pH 
Tubos Azul de 
Bromotimol 
Vermelho 
de Metila 
Alaranjado 
de Metila 
Universal Fenolfta-
leína 
3 Amarelo Rosa Pink Vermelho Vermelho Incolor 
4 Amarelo Rosa Pink Laranja Vermelho Incolor 
5 Amarelo Vermelho Laranja 
Claro 
Laranja Incolor 
6 Verde Claro Amarelo 
Escuro 
Laranja 
Claro 
Amarelo Incolor 
7 Verde 
Escuro 
Amarelo 
Escuro 
Laranja 
Claro 
Verde 
Claro 
Incolor 
8 Azul Amarelo 
Claro 
Laranja 
Claro 
Verde Incolor 
9 Azul Jeans Amarelo 
Claro 
Laranja 
Claro 
Azul Rosa 
10 Azul Jeans Amarelo 
Claro 
Laranja 
Claro 
Roxo Rosa Pink 
 
Tabela 4. Resultados obtidos com o cloreto de amônio 
Tubos Indicador Cor pH 
1 Azul de bromotimol Laranja Claro 3 
2 Vermelho de metila Laranja Escuro 6 
3 Alaranjado de metila Laranja Escuro 4 
4 Universal Amarelo 6 
5 Fenolftaleína
Incolor 3 à 9 
 
Tabela 5. Resultados obtidos com o acetato de sódio 
Tubos Indicador Cor PH 
1 Azul de bromotimol Verde escuro 8 
2 Vermelho de metila Amarelo 6 
3 Alaranjado de metila Laranja 6 
4 Universal Verde 8 
5 Fenolftaleína Incolor 3 à 9 
 
Tabela 6. Resultados obtidos com o acetato de amônio 
Tubos Indicador Cor pH 
1 Azul de bromotimol Azul escuro 9 
2 Vermelho de metila Amarelo 6 
3 Alaranjado de metila Laranja 6 
4 Universal Verde 9 
5 Fenolftaleína Rosa Claro 9 
 
Tabela 7. Resultados da solução de ácidos e bases fortes. 
Tubos Cor pH 
1 (solução HCl) Vermelho 3 
2 (solução NaOH) Roxo 10 
 
Tabela 8. Resultados da adição de solução ácida e básica a solução 
tampão ácida 
Tubos Cor pH 
1-Tampão ácido + solução de HCl Rosa 4 
2-Tampão ácido + solução de 
NaOH 
Rosa Claro 5 
 
Tabela 9. Resultados obtidos da adição de solução ácida e básica a 
solução tampão básica 
Tubos Cor pH 
1-Tampão básico + solução de 
HCl 
Rosa 4 
2-Tampão básico + solução de 
NaOH 
Azul 9 
 
 
5.2) DISCUSSÕES 
 
Cloreto de amônio 
O NH4Cl é um sal proveniente da neutralização de uma base fraca com um 
ácido forte. De acordo com a revisão bibliográfica a hidrólise desse sal daria 
uma solução com caráter ácido. Os resultados obtidos mostram claramente que 
a solução tem caráter ácido. 
 
Acetato de Sódio 
O CH3COONa é um sal proveniente da neutralização de uma base forte com 
um ácido fraco. De acordo com a revisão bibliográfica a hidrolise desse sal daria 
uma solução com caráter básico. Os resultados obtidos mostram claramente 
que a solução tem caráter básico. 
 
Acetato de amônio 
O CH3COONH4 é um sal proveniente da neutralização de uma base fraca com 
um ácido fraco. De acordo com a revisão bibliográfica a hidrolise desse sal 
poderia ocasionar em três tipos de solução. Como as constantes de dissociação 
do ácido quanto da base são muito semelhantes, a solução obtida deveria ter, 
de acordo com a literatura, caráter neutro ou um caráter levemente ácido. 
Houve uma pequena variação no pH da solução em comparação com cada 
indicador, porém os resultados foram considerados aceitáveis. 
 
Solução de ácidos e bases fortes 
Segundo a revisão de literatura, quando dissolvidos em água, apresentam 
reação neutra, pois nem os aníons, nem os cátions combinam-se, 
respectivamente, com íons de hidrogênio ou íons de hidroxila para formar 
produtos levemente dissociados. Os resultados obtidos com o experimento não 
foram satisfatórios, pois apresentaram pH ácido e básico. 
 
Adição de solução ácida e básica a solução tampão ácida 
Conforme revisão de literatura, o pH de solução ácida e básica quando 
adicionada a uma solução de tampão ácida, aumenta as concentrações dos 
íons H+ e OH-, causando uma perturbação que será neutralizada, 
respectivamente, pela base e pelo ácido conjugado do tampão, que 
reestabelece o estado de equilíbrio, fazendo com que o pH varie pouco. Isso foi 
confirmado em laboratório, pois foram necessárias 13 gotas de ácido clorídrico 
para que o pH variasse de 4 para 5. 
 
Adição de solução ácida e básica a solução tampão básica 
Conforme a revisão de literatura, um tampão sempre contém duas partes, de 
modo que ele possa neutralizar tanto um ácido quanto uma base. Novamente 
foi confirmado em laboratório a resistência da solução tampão, pois foram 
necessárias 8 gotas de hidróxido de sódio para que o pH da solução variasse 
de 4 para 9. 
 
 
6) 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 do equilíbrio da água será 
muito pequena ou inexistente, uma vez que a força dos reagentes 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. 
Conclui-se que foi obtido êxito na realização do experimento. Os objetivos 
foram alcançados, pois reconheceu-se a coloração dos indicadores ácido-base 
mais comuns, determinou-se o pH de soluções através da análise da coloração 
do indicador e observou-se também a resistência das soluções tampão. 
 
7) REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, Peter. Princípios de Química. Trad. Ricardo Bicca de Alencastro. 
3a ed. 2006 
SKOOG Et al., 2001; Lima et al., 1995. 
Disponível em http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc20/v20a11.pdf 
VOGEL, Arthur Israel; MENDHAM, J. Análise química quantitativa. 6. ed. Rio 
de Janeiro: LTC, 2002. 
VOGEL, Arthur Israel. Química analítica qualitativa. 5. ed. São Paulo: Mestre 
Jou, 1981.