Tampão Ellen

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1.1 OBJETIVO
Preparar as soluções Tampões. Testar as propriedades das soluções com respeito à adição de ácido e base.
 2.1 PARTE EXPERIMENTAL
 2.2 MATERIAIS	
 Água destilada;
Balão volumétrico 100 ml;
6 Copinhos de plástico;
Balança Semi – Analítica;
Bastão de vidro;
Conta gotas;
Pipeta volumétrica 30 e 15 ml;
Proveta 100 ml;
pHgâmetro;
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3.1 REAGENTES
Solução HAc 0,20 mol/L – densidade 1,05g/cm3
Solução de NaAc 0,20 mol/L- densidade1, 53g/cm.3
Solução de HCl 0,10 mol/L – densidade 1,64g/cm
Solução de NaOH 0,10 mol/L – densidade 2,13g/cm3
Solução NH4OH 0,20 mol/L – densidade 880 kg/m3
Solução de NH4Cl 0,20 mol/L – densidade 153g/cm
4.1 PROCEDIMENTOS
Identificar 6 copinhos de plásticos e colocar as soluções indicadas na tabela pag.2.
Verificar o pH inicial de cada solução utilizando aparelho phgâmetro.
Adicionar 10 gotas de ácidos clorídrico 0,1 mol/L nos copinhos numerados 1, 3 e 5.
Homogeneizar e verificar o pH final.
Adicionar 10 gotas de hidróxido de sódio 0,1 mol/L nos copinhos numerados 2, 4, e 6.
Homogeneizar e verificar o pH final.
Interpretar os resultados.
RESULTADO E DISCUSSÃO3
(1) Calcular a massa do ácido acético com 0,2 mol/L e densidade 1,5g/cm:
 M = m 0,2 mol/L = m m = 0,2*60,0= 1,2g 
60,0L
 M.V
Logo a densidade:
1,2g/1,05 = 1,14ml
(2) Tabela de acido x base e pH inicial x pH final
	Copinho
	Solução
	pHi
	Ácidos x Bases
	pHf
	1
	30 ml de H2O
	7,26
	10 gotas de HCl
	2,88
	2
	30 ml de H2O
	7,26
	10 gotas NaOH
	10,08
	3
	15 ml HAc + 15 ml NaAc
	4,2
	10 gotas HCl
	4,25
	4
	15 ml HAc + 15 ml NaAc
	4,2
	10 gotas NaOH
	4,03
	5
	15 ml NH4OH +15 ml NH4Cl
	8,58
	10 gotas HCl
	8,49
	6
	15 ml NH4 + 15 ml NH4Cl
	8,58
	10 gotas NaOH
	8,16
O sistema tampão ácido acético e acetato de sódio, em solução aquosa estará completamente dissociado desde que o sal (acetato de sódio) é um eletrólito forte. O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons:
CH3COOH(aq)  CH3COO–(aq) + H+(aq)
Na solução tampão, a principal contribuição para a concentração de íons acetato, a base conjugada do ácido acético, é proveniente do sal. Portanto, a ionização do ácido acético é desprezível frente ao excesso de sal (efeito do íon comum), assim como é desprezível a hidrólise do íon acetato frente ao excesso de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a expressão da constante de equilíbrio para o ácido acético, substituindo- se o termo [CH3COO–] (que representa a base conjugada do ácido) por [Sal]: Assim, é possível verificar o que acontece com uma solução tampão, composta por ácido acético e acetato de sódio, quando a ela for adicionado um ácido ou uma base fortes.
CH3COOH(aq) + H2O H3O+(aq) + CH3CO2-
Quando um ácido forte é adicionado a uma solução que contém íons CH3CO2- e moléculas CH3COOH, em concentrações aproximadamente iguais, os íons H3O+ recém-chegados transferem prótons para os íons CH3CO2- para formar moléculas CH3COOH e H2O. Como os íons hidrônio adicionados são removidos pelos íons acetato, o pH se mantém quase inalterado. Se, ao contrário uma pequena quantidade de base for adicionada, os íons OH- da base removem os prótons das moléculas CH3COOH para produzir íons CH3CO2- e moléculas H2O. Como uma base forte foi substituída por uma base fraca, a concentração dos íons OH- permanece praticamente inalterada. Consequentemente, a concentração de H3O+ (e o pH) também se mantém quase constante.
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