Aula experimental: EQUILÍBRIO ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES FRACAS, SOLUÇÃO TAMPÃO E HIDRÓLISE

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UNIVERSIDADE COMUNITÁRIA DA REGIÃO DE CHAPECÓ
ARÉA DA CIÊNCIAS EXATAS E AMBIENTAIS
ENGENHARIA QUÍMICA
EQUILÍBRIO ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES FRACAS, SOLUÇÃO TAMPÃO E HIDRÓLISE
Amanda Figueiró
Jéssica Biazi
Chapecó
2017
SUMÁRIO
1. SOLUÇÃO TAMPÃO	3
1.1 Metódo de preparo	4
2. INDICADORES	4
3. EXPERIMENTO	6
4.1 Materiais	6
4.2 Reagentes	6
4.3 Metódos	7
4.3.1 Efeito do íon comum	7
4.3.1.1 Escala padrão de pH	7
4.3.1.2 Efeito do íon acetato na dissociação do ácido acético	7
4.3.1.3 Efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônio	7
4.3.1.4 Efeito do íon monohidrogenofosfato na dissociação do íon dihidrogenofosfato	7
4.3.2 Efeito tampão	8
4.3.2.1 Adição de ácido e base forte à água	8
4.3.2.2 Adição de ácido e de base forte ao tampão ácido acético/acetato de sódio	9
4.3.2.3 Adição de ácido e de base forte ao tampão amônia / cloreto de amônio	9
4.3.3 Hidrólise de sais	10
4.3.3.1 Escalas para avaliação de pH	10
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES	11
6. REFERÊNCIAS	12
SOLUÇÃO TAMPÃO
O conceito original da ação tamponente surgiu de estudos bioquímicos, pois o funcionamento de qualquer sistema biológico depende do pH. 
	Segundo Harris (2003), uma solução tampão é uma mistura de um ácido com uma base conjugada. Resiste a uma mudança de pH quando ácidos e bases são adicionados a ela ou quando ocorre uma diluição, tal característica é denominada capacidade de tamponamento. Um tampão resiste as mudanças de pH porque este consome o ácido ou a base que tenham sido adicionados. 
	Situações de tamponamento de pH a diferentes valores de pH podem ocorrer, desde valores mais baixos, de grande acidez com elevada concentração hidrogeniónica, [H3O+], até valores mais altos, de elevada alcalinidade com altas concentrações de hidroxilo, [OH- ], passando por situações de acidez intermédia. As substâncias a que se recorre para o efeito, serão diferentes consoante o valor de pH a que se pretende tamponar o meio e o mecanismo de atuação é diferente, em conformidade com o sistema tampão escolhido.
	Tamponar a pH baixo requer ácidos fortes, por exemplo HCl. Quanto mais elevada for a concentração de H3O+, menor a sua variação relativa, consequentemente, menor a alteração do valor de pH do meio produzida por eventuais pequenas adições de ácidos ou de bases. Tamponar a pH alto requer bases fortes, por exemplo KOH. Quanto mais elevada for a concentração de OH- , menor a sua variação relativa, logo menor a alteração do valor de pH do meio produzida por eventuais pequenas adições de ácidos ou de bases.
	O objetivo de uma solução tampão é manter constante o pH de um sistema e preparar soluções de pH definido. São exemplos de sistemas tamponados, o sangue humano, fluidos fisiológicos, água do mar, entre outros.
	Uma solução tampão pode ser constituída por:
Uma solução moderadamente concentrada de ácido forte ou de base forte, isto é, soluções de ácidos e bases fortes com pH nas extremidades da escala de pH. Soluções de ácidos fortes cujo pH varia de 0 a 2 e soluções de bases fortes cujo pH varia de 12 a 14 são exemplos dessas solução tampão.
Uma solução contendo um par ácido-base conjugado derivado de ácidos monopróticos ou bases monoácidas, em concentrações adequadas. 
	O pH do meio tamponado é descrito pela equação de Henderson-Hasselbalch, onde pK se aplica as espécies no denominador, as concentraç~eos são as mesmas que foram utilizadas no preparo da solução. 											O pH de um tampão tende a ser independente da diluição, mas a capacidade de tamponamento aumenta com o aumento da concentração do tampão. 
1.1 Metódo de preparo
Supondo que deseja-se preparar um tampão de 1 litro contendo tris 0,100M em um pH de 7,60. Admite-se que o tris cloridrato sólido esteja disponível, assim como uma solução de NaOH, aproximadamente, 1M.								Inicialmente pesa-se 0,100 mol de tris cloridrato e dissolve-se em um béquer contendo cerca de 800mL de água. Após isso, coloca-se o eletrodo de pH na solução e monitora-se o pH. 														Adiciona-se a solução de NaOH até o pH estar exatamente em 7,6, então transfere-se a solução para um balão volumétrico e lava-se o béquer várias vezes. Por último, dilui-se até a marca e homogeneíza-se. 									Não se deve adicionar diretamente a quantidade calculada de NaOH quando se prepara a solução tampão. Segundo Harris, este procedimento não permite ajustar exatamente o pH desejado. A razão para o uso de 800mL de água na primeira etapa é que o volume estará razoavelmente próximo do volume final durante o ajuste do pH. Caso contrário, o pH mudará rapidamente quando a amostra for diluída ao seu volume final e a força iônica do meio mudar.											Uma solução tampão pode ser preparada com um par de ácido fraco e seu sal, ou a partir de uma base fraca com seu respectivo sal. O procedimento é o mesmo para qualquer reagente, entretanto, se deseja obter um pH com diferentes concentrações, deve-se monitorar o pH da solução com o eletrodo, até atingir o valor de pH desejado.
INDICADORES
Um indicador ácido-base é por si só um ácido ou uma base cujas diferentes espécies protonadas têm cores diferentes (Harris, 2003). 
	Soluções abaixo de pH 1,7 á espécie predominante é vermelha , entre pH 1,7 e pH 8,9 a espécie predominante é amarela. Acima de pH, a espécie predominante é azul.																			A faixa de pH na qual a cor sofre alterações é chamada de faixa de transição.
	Segundo Harris, para uma determinada titulação, devemos escolher um indicador cuja faixa de viragem se sobrepõe ao intervalo onde se verifica a região de maior inflexão em uma curva de titulação.
Tabela dos principais indicadores.
	Indicadores
	Faixa de viragem (pH)
	Cor em meio ácido
	Cor em meio básico 
	Fórmulas
	Propriedades físicas
	Fenolftaleína
	8,0 - 9,6
	incolor
	vermelho
	C20H14O4
	Densidade: 1,277g/ cm³ 
Ponto de fusão: 262,5 ºC 
Massa molar: 318,323 g/mol
	Timolftaleína
	8,3 - 10,5
	incolor 
	azul
	C28H30O4
	
Ponto de fusão: 253 °C
Massa molar: 430,53 g/mol
	Violeta de metila
	0,0 - 1,6
	amarelo
	violeta
	C24H28N3Cl
	Densidade:1,19 g/ cm³ 
Ponto de fusão: 189-194 ºC 
Massa molar: 393,958 g/mol
	Azul de timol
	1,2 - 2,8
	vermelho
	amarelo
	C27H30O5S
	
Ponto de fusão: 221 ºC 
Massa molar: 466,59 g/mol
	Alaranjado de metila
	3,1 - 4,4
	vermelho
	amarelo
	C14H14N3NaO3S
	Densidade: 1,28 g/ cm³ 
Ponto de fusão: >300 ºC 
Massa molar: 327,33 g/mol
	Verde de bromocresol
	3,8 - 5,4
	amarelo
	azul
	C21H14Br4O5S
	Densidade: 0,78 g/ cm³ 
Massa molar: 698,02 g/mol
	Vermelho de metila
	4,8 - 6,0
	vermelho
	amarelo
	C15H15N3O2
	Densidade: g/ cm³ 
Ponto de fusão:179-182 ºC 
Ponto de ebulição:
	Tornassol
	5,0 - 8,0
	vermelho
	azul
	-
	Indicador sóluvel em água,
 extraído de certos liqéns.
	Azul de bromotimol
	6,0 - 7,6
	amarelo
	azul
	C27H28Br2O5S
	Densidade: 1,25g/ cm³ 
Ponto de fusão: 202 ºC 
Massa molar: 624,35 g/mol
	Vermelho de fenol
	6,4 - 8,0
	amarelo
	vermelho
	C19H14O5S
	 
Massa molar: 354,377 g/mol
EXPERIMENTO
4.1 Materiais
Tubos de ensaio
Pipeta volumétrica
Conta gotas
4.2 Reagentes
Acetato de sódio ( CH3COONa)
Ácido acético global (CH3COOH)
Ácido clorídrico (HCl)
Amônia (NH4)
Carbonato de sódio (NaCO3)
Cloreto de amônio (NH3Cl)
Cloreto de sódio (NaCl)
Dihidrogenofosfato de potássio (Na2H2PO4)
Hidróxido de sódio (NaOH)
Indicador universal e pHmetro 
Monohidrogenofosfato de potássio (Na2HPO4)
Soluções tampão
4.3 Metódos
4.3.1 Efeito do íon comum 
4.3.1.1 Escala padrão de pH
Inicialmente foram selecionados e numerados 9 tubos de ensaios e em cada um foram colocadas 2mL de solução tampão, resultados correspondentes a tabela:
Tabela 1 - Cor do indicador universal em diferentes valores de pH
	pH
	3
	4
	5
	6
	7
	8
	9
	10
	11
	cor 
	rosa pink
	rosa neon
	rosa envehecido 
	rosa salmão 
	verde esmeralda
	verde lima
	verde primavera
	verde grama 
	verde bandeira
4.3.1.2 Efeito do íon acetato na dissociaçãodo ácido acético
Em um tubo de ensaio colocou-se 2mL de água destilada, em seguida acrescentou-se 1 gotas de indicador universal, a solução foi homogeneizada e o verificou-se o pH, comparando com as cores obtidas da escala padrão. 			Acrescentou-se uma gota de ácido ácetico glacial, homogeneizou-se e registrou-se o pH do sistema.														Após isso, acrescentou-se duas gotas de solução saturada de acetato de sódio, a solução foi então homogeneizada e o pH verificado.
4.3.1.3 Efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônio 
Para este método, o item anterior foi repetido, utilizando uma gota de hidróxido de amônio ao invés de acido acético glacial. Registrou-se o valor do pH.		Posteriormente, acrescentou-se 2 gotas de solução saturada de cloreto de amônio, a solução foi homogeneizada e o valor do pH anotado.
4.3.1.4 Efeito do íon monohidrogenofosfato na dissociação do íon dihidrogenofosfato
Procedimento igual ao 1.2/1.3 porém utilizado uma gota de dihidrogenofosfato de sódio saturado no lugar do ácido acético glacial. Valor do pH anotado.
Em seguida, acrescentou-se duas gotas de solução saturada de monohidrogenofosfato de sódio. A solução foi homogeneizada e o pH verificado.
Todos os valores de pH obtidos nos itens 1.2, 1.3 e 1.4 foram registrados e estão na tabela a seguir:
Tabela 2 - Valores aproximados de pH
	Solução
	pH
	H2O
	5
	CH3COOH
	4
	CH3COOH + CH3COONa
	5
	NH3
	11
	NH3 + NH4Cl
	9
	KH2PO4
	8
	KH2PO4 + K2HPO4
	8
4.3.2 Efeito tampão
4.3.2.1 Adição de ácido e base forte à água
Colocou-se em dois tubos de ensaio 2mL de água destilada e uma gota da solução de indicador universal. Anotou-se o valor do pH observado. 
Em um dos tubos adicionou-se, sob agitação, gota a gota de solução 0.1 mol/L de ácido clorídrico. Verificou-se o pH da solução após cada adição.
	No outro tubo, o mesmo procedimento foi realizado, mas com uma solução de hidróxido de sódio 0,1mol/L 
Valores obtidos foram registrados na tabela a seguir:
Tabela 3 - Valores de pH após a adição de ácido e base forte à água
	Água pH= 5
	Gotas
	Adição de HCl 0,1 mol/L
	Adição de NaOH 0,1 mol/L
	0
	5
	5
	1
	3
	7
	3
	3
	8
	7
	3
	7
	10
	3
	7
	15
	3
	7
	30
	3
	7
4.3.2.2 Adição de ácido e de base forte ao tampão ácido acético/acetato de sódio
	Colocou-se em dois tubos de ensaio (I e II), 2mL de água destilada. Acrescentou-se 2 gotas de indicador universal, então a solução foi homogeneizada e o valor de pH registrado por comparação as cores da escala padrão obtida no inicio da experiência. 																	Após isso, uma gota de ácido acético glacial foi acrescentada e o pH registrado novamente. No tubo de ensaio I, verificou-se o efeito da adição de ácido clorídrico sobre o pH da solução. Já no tubo de ensaio II, verificou-se o efeito da adição de hidróxido de sódio. Por fim, registrou-se os valores de pH.
Tabela 4 - Efeito de pH após a adição de ácido e base forte ao tampão ac/acetato
	Água pH= 5
	Solução de ácido acético pH= 4
	Solução tampão de ácido acético/acetato pH= 6
	Gotas
	Adição de HCl 0,1 mol/L
	Adição de NaOH 0,1 mol/L
	0
	6
	6
	1
	5 - 6
	6
	3
	5 - 6
	6
	7
	5 - 6
	6
	10
	5 - 6
	6
	15
	5 - 6
	6
	30
	5 - 6
	6 - 7
4.3.2.3 Adição de ácido e de base forte ao tampão amônia / cloreto de amônio 
	Este procedimento realizado foi idêntico ao item 2.2. Utilizou-se uma gota de hidróxido de amônio concentrado no ligar do ácido acético glacial. Em ambos os tubos, acrescentou-se 2 gotas de solução saturada de cloreto de amônio. 				No tubo de ensaio I, verificou-se o efeito da adição de ácido clorídrico sobre o pH da solução e no tubo 2, verificou-se o efeito da adição de hidróxido de sódio. Todos os valores de pH obtidos foram registrados e encontram-se na tabela abaixo.
Tabela 5 - Efeito do pH após a adição de ácido e base forte ao tampão NH3/ NH4+
	Água pH= 5
	Solução de amônia pH= 11
	Solução tampão amônio (NH3/ NH4 +) pH= 9
	Gotas
	Adição de HCl 0,1 mol/L
	Adição de NaOH 0,1 mol/L
	0
	9
	9
	1
	9
	9
	3
	9
	9
	7
	4
	9
	10
	4
	9
	15
	3 - 4
	9
	30
	3
	9
4.3.3 Hidrólise de sais 
4.3.3.1 Escalas para avaliação de pH 
	Inicialmente cinco tubos de ensaio foram numerados. Em cada tubo, 2mL de água destilada e uma gota do indicador universal foram acrescentadas. Nos tubos numerados de 2 a 6, acrescentou-se 2 gotas de solução saturada dos sais, conforme a tabela 6. Todos os valors de pH foram registrados na tabela, juntamente com as equações de hidrólise e dissociação. 
Tabela 6 - ph aproximado, equações de dissociação e hidrólise
	Sistema
	pH aproximado
	Equações de dissociação e hidrólise
	H2O
	5
	H2O → H+ + OH- 
	NaCl
	6
	H⁺ OH¯ + Na⁺ Cl¯ → HCl + NaOH
	NH4Cl
	5
	H⁺ OH¯ + NH4⁺ Cl¯→ NH4(OH) + HCl
	CH3COONa
	8
	H⁺ OH¯ + CH3COO¯ Na⁺ → Na(OH)+ CH3COOH
	K2HPO4
	8
	H⁺ OH¯ + K⁺HPO4¯ → K2 (OH) + H2PO4
	Na2CO3
	8
	H⁺ OH¯ + Na⁺ CO3¯ → Na(OH) + HCO3
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Este experimento permite uma abordagem sobre diferentes assuntos envolvendo ácidos e bases fracas, solução tampão e hidrólise. Conceitos de concentrações de colusões, diluições, reações químicas, equilíbrio químico, estequiometria, pH e indicadores também são abordados.											Um dos objetivos era verificar as características e efeitos do tampão. Nos experimentos, notou-se que mesmo com a adição do ácido e da base, a faixa do pH permaneceu constante, significando que o tampão utilizado era resistente, ou seja, verificou-se a capacidade de tamponamento deste tampão.						Com esta experiência foi possível observar determinadas características dos tampões a assim compará-las com outras substâncias. Concluindo assim, que somente a solução tampão consegue manter o pH constante na presença de um ácido ou base forte. 
6. REFERÊNCIAS
CAMÕES, M, F. Soluções tampão de pH. Folhas de química. Disponível em: http://www.spq.pt/magazines/BSPQ/629/article/30001356/pdf.
FIORUCCI, A, R, et al. O conceito de solução tampão. Conceitos científicos em destaque. Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc13/v13a04.pdf.
HARRIS, D, C. (2003). Equilíbrio de ácido-base monoprótico. Analíse química quantitativa. Rio de Janeiro: LTC. Capítulo 10, pg. 187-193.
HARRIS, D, C. (2003). Titulação ácido-base . Analíse química quantitativa. Rio de Janeiro: LTC. Capítulo 11, pg. 234-235.
OLIVEIRA, I , M, F; et al. Equílibrio ácido-base : solução tampão. Fundamentos de química analítica. Disponível em: http://www.quimica.ufpr.br/nunesgg.