3º RELATÓRIO equilíbrio

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UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ – MACAÉ
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA
Relatório experimental de Química Analítica Qualitativa:Equilíbrio envolvendo ácidos e bases fracas, solução tampão e hidrólise
Macaé,abril de 2018.
1 - Introdução:
Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico em que aparecem íons. Uma substância que, ao ser adicionada à água, produz íons livres é chamada eletrólito. Os equilíbrios iônicos mais comuns são os que ocorrem com os ácidos, as bases e os sais quando em presença da água, devido ao fenômeno da ionização ou dissociação iônica. Porém, o equilíbrio iônico só é caracterizado quando se refere a um eletrólito fraco, pois se considerarmos que 100% das moléculas, do ácido ou da base, se ionizam, o equilíbrio não é estabelecido, e a reação terá um só sentido. Quando adicionamos moléculas de um ácido em água, ocorre o fenômeno da ionização.
O efeito do íon comum é caracterizado pelo deslocamento do equilíbrio químico de uma reação para o lado esquerdo, em virtude da adição de um íon já existente no sistema. Assim, o pH da solução pode ser alterado, pois ao se deslocar o equilíbrio para esquerda, diminui-se o grau de ionização do ácido ou da base. Esse tipo de efeito é o responsável pela capacidade que as soluções-tampão possuem de praticamente não sofrer variação de pH ou pOH pela adição de pequenas quantidades de ácidos fortes ou bases fortes em seu meio.
	A mudança da coloração evidencia o deslocamento de equilíbrio químico, esse equilíbrio se desloca justamente quando o pH é modificado. Ao modificar o pH da solução com a dissolução de um sal em água, pode gerar uma solução neutra, alcalina ou acida. O pH da solução salina depende da maneira e intensidade com que os íons do sal vão perturbar o equilíbrio de auto ionização da água.
	Na maioria dos casos, o pH das soluções aquosas permanece entre os valores de 0 e 14. Quando uma solução é neutra, seu pH é 7, portanto, uma solução ácida tem pH < 7 e u ma sol ução alcalina apresenta pH > 7.e para qualquer solução aquosa é válida a relação: pH + pOH = 14.
Indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das características físico-químicas da solução na qual estão contidos, em função de diversos fatores, tais como pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e adsorção em sólidos. Podem ser classificados de acordo com o mecanismo de mudança de cor ou os tipos de titulação nos quais são aplicados. Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas; isto significa que mudam de cor em função do pH.
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. E como consequência dessa reação os íons hidrogênio ou íons hidroxila ficam em excesso na solução, tornando- a ácida ou básica, respectivamente. 
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. 
Em análises qualitativas e quantitativas inorgânicas a necessidade de ajustar o pH de um a solução a um valor determinado e mantê -lo no decorrer da análise. Esse ajuste é feito por substâncias reguladoras denominadas soluções tampão. 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 ou da mistura de uma base fraca e seu ácido conjugado. 
 
2 –Objetivos:
	Mediante utilização de indicador de pH, 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. Interpretar os equilíbrios envolvidos nas reações das soluções tampão e hidrólise de sais.
3 - Reagentes utilizados:
Ácido acético glacial 15 mol/L;
Solução de amônia 0,1 mol/L;
Solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L;
Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L;
Solução de acetato de sódio saturada;
Solução de acetato de amônio saturada;
Solução de fosfato de sódio bibásico saturada;
Solução de carbonato de sódio saturada;
Solução de bicarbonato de sódio saturada;
Solução de cloreto de sódio saturada;
Solução de hidróxido de amônio concentrada;
Papel de tornassol;
Indicador universal.
4–Equipamentos e vidrarias utilizadas:
18 tubos de ensaio de 15 ml;
2 Estantes para tubos de ensaio;
3 Pipetas graduadas de 5 ml;
Ponteiras para pipetas;
Pêra de sucção;
Conta gotas;
5 - Procedimentos Experimentais:
5.1 -Efeito do íon comum
5.1.1 – Efeito do íon acetato na dissociação do ácido acético
	Identificou-se um tubo de ensaio com o algarismo 1 e colocou-se 2 mL de água destilada logo em seguida foi adicionada 1 gota do indicador universal e homogeneizou-se a solução. O pH foi medido com um papel de tornassol por comparação com as cores da escala padrão. O valor do pH foi anotado na tabela 1.
	No mesmo tubo de ensaio foi acrescentada uma gota de ácido acético glacial, homogeneizou-se a solução e pH foi medido novamente com o papel de tornassol o pH foi anotado na tabela 1. Em seguida, acrescentou-se mais duas gotas de solução saturada de acetato de sódio ao mesmo tubo de ensaio, realizou-se a homogeneização e o pH foi medido novamente com o papel de tornassol. O valor do pH também foi anotado na tabela 1.
5.1.2 – Efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônio
	Repetiu-se o procedimento 5.1.1 com um tubo de ensaio identificado com o algarismo 2 e utilizou-se uma gotado hidróxido de amônio concentrado no lugar do ácido acético glacial e anotou-se o pH, logo em seguida foram acrescentadas duas gotas de solução saturada de cloreto de amônio, homogeneizou-se a solução e verificou-se o pH. Todos os valores medidos do pH foram anotados na tabela 1.
5.1.3 – Efeito do íon monohidrogeno fosfato (fosfato de sódio monobásico) na dissociação do íon dihidrogenofostato (fosfato de sódio bibásico)
	Repetiu-se o procedimento 5.1.1 com um tubo de ensaio identificado com o algarismo 3 e utilizou-se uma gota da solução de dihidrogeno fosfato de sódio (fosfato de sódio bibásico) saturado no lugar do ácido acético glacial e anotou-se o pH, logo em seguida foram acrescentadas duas gotas de solução saturada de monohidrogeno fosfato de sódio (fosfato de sódio monobásico), homogeneizou-se a solução e verificou-se o pH. Todos os valores medidos do pH foram anotados na tabela 1.
5.1.4 – Efeito do íon hidrogeno carbonato (bicarbonato de sódio) na dissociação do íon carbonato
Repetiu-se o procedimento 5.1.1 com um tubo de ensaio identificado com o algarismo 4 e utilizou-se uma gota da solução de carbonato de sódio saturada no lugar do ácido acético glacial e anotou-se o pH, logo em seguida foram acrescentadas duas gotas de solução de hidrogeno carbonato de sódio (bicarbonato de sódio), homogeneizou-se a solução e verificou-se o pH. Todos os valores medidos do pH foram anotados na tabela 1.
5.2 Efeito tampão
5.2.1 – Adição de ácido e base forte à água
	Enumerou-se dois tubos de ensaio com os algarismos 5 e 6 e acrescentou-se em cada tubo 2 mL de água destilada e uma gota do indicador universal. Anotou-se o pH de ambos os tubos e anotou-se na tabela 2. No tubo 5 foi adicionado sob agitação constante gota a gota de solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico, clorídrico. Verificou-se o pH da soluçãoapós cada adição e preencheu-se a tabela dois com o resultado de pH. O mesmo procedimento foi repetido para o tubo 6 substituindo-se a solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L pela solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L.
5.2.2 – Adição de ácido acético e de base forte ao tampão ácido acético/acetato de sódio
Enumerou-se dois tubos de ensaio com os algarismos 7 e 8 e acrescentou-se em cada tubo 2 mL de água destilada e uma gota do indicador universal. Anotou-se o pH de ambos os tubos e anotou-se na tabela 3.
Acrescentou-se nos dois tubos uma gota de ácido acético glacial, homogeneizou-se a solução e mediu-se o pH através do papel de tornassol, em seguida acrescentou-se duas gotas de solução saturada de acetato de sódio, homogeneizou-se e verificou-se novamente o pH. Todos os valores de pH foram anotados na tabela 3.
	No tubo 7 foi adicionado sob agitação constante gota a gota de solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico, clorídrico. Verificou-se o pH da solução após cada adição e preencheu-se a tabela dois com o resultado de pH. O mesmo procedimento foi repetido para o tubo 8 substituindo-se a solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L pela solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L.
5.2.3 – Adição de ácido acético e de base forte ao tampão amônia/cloreto de amônio
Enumerou-se dois tubos de ensaio com os algarismos 9 e 10 e acrescentou-se em cada tubo 2 mL de água destilada e uma gota do indicador universal. Anotou-se o pH de ambos os tubos e anotou-se na tabela 3.
Acrescentou-se nos dois tubos uma gota de hidróxido de amônio, homogeneizou-se a solução e mediu-se o pH através do papel de tornassol, em seguida acrescentou-se duas gotas de solução saturada de cloreto de amônio, homogeneizou-se e verificou-se novamente o pH. Todos os valores de pH foram anotados na tabela 4.
No tubo 9 foi adicionado sob agitação constante gota a gota de solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico, clorídrico. Verificou-se o pH da solução após cada adição e preencheu-se a tabela dois com o resultado de pH. O mesmo procedimento foi repetido para o tubo 10 substituindo-se a solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L pela solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L.
5.3 – Hidrólise de sais
5.3.1 – Escalas para avaliação de pH
	Enumerou-se oito tubos de ensaio de 11 a 18 (conforme tabela 5). Em cada tubo foi acrescentado 2 mL de água destilada e uma gota do indicador universal. Aos tubos 12 a 18 acrescentou-se 2 gotas de solução saturada dos sais conforme indicado na tabela 5. Anotou-se os valores aproximados de pH de cada tubo de ensaio e a tabela 5 foi preenchida. As equações de dissociação da água dos sais e respectivas equações de hidrólise foram anotados na tabela 5.
	
6. Resultados e discussões
6.1 – Efeito do íon comum
 Tabela 1 – Valores próximos de pH
	Solução
	pH
	Reação de dissociação envolvida
	H2O
	5
	
	CH3COOH
	2
	
	CH3COOH + CH3COONa
	4
	
	NH4OH
	10
	
	NH4OH + NH4Cl
	9
	
	NH2PO4
	5
	
	NaH2PO4 + Na2HPO4
	6
	
	Na2CO3
	10
	
	Na2CO3 + NaHCO3
	10
	
Figura 1 – efeito do íon comum tubos de ensaio de 1 a 4
6.2 – Efeito tampão
Tabela 2: Valores de pH após a adição de ácido e base forte
	Água: pH: 5
	Gotas
	(Tubo 5) Adição de HCl 0,1 mol/L
	(Tubo 6) Adição de NaOH 0,1 mol/L
	0
	5
	5
	+1
	5
	8
	+3
	4
	10
	+7
	3
	12
	+10
	2
	12
	+15
	2
	12
	+30
	1
	13
Tabela 3: Valores de pH após a adição de ácido e base forte
	Água: pH: 5
	Solução de ácido acético: pH: 3
	Solução de ácido acético/acetato: pH: 4
	Gotas
	(Tubo 7) Adição de HCl 0,1 mol/L
	(Tubo 8) Adição de NaOH 0,1 mol/L
	0
	4
	4
	+1
	4
	4
	+3
	4
	4
	+7
	4
	4
	+10
	4
	4
	+15
	4
	5
	+30
	4
	6
Tabela 4: Valores de pH após a adição de ácido e base forte
	Água: pH: 5
	Solução de hidróxido de amônio: pH: 10
	Solução de tampão amônio (NH3/NH4): pH: 9
	Gotas
	(Tubo 9) Adição de HCl 0,1 mol/L
	(Tubo 10) Adição de NaOH 0,1 mol/L
	0
	9
	9
	+1
	9
	9
	+3
	9
	9
	+7
	9
	9
	+10
	9
	9
	+15
	9
	9
	+30
	8
	10
Figura 2 – efeito tampão - tubos de ensaio de 5 a 8
Figura 3 – efeito tampão - tubos de ensaio de 9 a 10
6.3 – Hidrólise de sais
Tabela 5: pH aproximado, equações de dissociação e hidrólise
	Sistema
	pH
	Reação de dissociação e hidrólise
	11 - H2O
	5
	Dissociação: 
2 H2O (l)⇌ {\displaystyle \rightleftharpoons } H3O+(aq) + OH-(aq)
Hidrólise: 
Não há hidrólise
	12 - NaCl
	5
	Dissociação:
NaCl(aq) → Na+1 + Cl-1
Hidrólise: 
Não há hidrólise porque, sendo o ácido e a base fortes, esse equilíbrio não permite sua formação e os íons permanecem em solução:
 Na++ Cl- + H+ + OH- ↔ Na+ + OH- + H+ + Cl-
	13 – NH4Cl
	5
	Dissociação: 
Hidrólise: 
NH4Cl(s) + H2O(l) <—-> NH4OH (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq)
	14 – CH3COONa
	5
	Dissociação:
Hidrólise:
	15 – CH3COONH4
	6
	Dissociação:
Hidrólise:
	16 – Na2HPO4
	7
	
Dissociação:
 Na2HPO4 (s) --> 2 Na (+) (aq) + HPO4 (2-) (aq)
Hidrólise:
	17 – NaHCO3
	8
	Dissociação:
Hidrólise: 
	18 – Na2CO3
	12
	Dissociação: 
Hidrólise:
Figura 4 – Hidrólise de sais - tubos de ensaio de 11 a 14
Figura 5 – Hidrólise de sais - tubos de ensaio de 15 a 18
	Na teoria o pH da água destilada medido com o indicador universal deveria ser neutro, ou seja, apresentar o pH em torno de sete, porém o pH medido foi de 5. A água destilada não contém elementos orgânicos ea parte inorgânica fica no resíduo da destilação. Assim, a água destilada quase sempre é pura. Seu pH é da ordem de 7, mas, se exposta ao ar, tende a ficar um pouco ácida devido ao CO2 dissolvido pH em torno de 5.5, como ocorrido nesta prática.
7 - Conclusão:
	De acordo com os resultados obtidos no experimento é possível concluir que o pH aumenta drasticamente quando é adicionada uma base forte água e que o pH diminui com a mesma intensidade ao se adicionar um ácido forte a água, isso explica a necessidade de utilização de soluções tampão em ensaios que é preciso manter o pH sem ele variar significativamente.
É possível concluir também que o pH da solução salina depende da maneira e intensidade com que os íons do sal vão perturbar o equilíbrio de auto-ionização da água. E no caso das soluções tampões, foi facilmente observado que as soluções tampões resistem a variações de pH quando se adicionam pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes. 
8 - Questionário:
1 – Apresente a equação de dissociação da água segundo Bronsted-Lowry, a expressão do produto iônico da água (Kw) e o seu respectivo valor a 25ºC.
A água pode se comportar como ácido ou base, esse caráter anfótero é devido ao tamanho do íon (muito pequeno), que se encontra no centro de um campo elétrico, tendo assim, maior afinidade com as moléculas. Quando há choque entre as moléculas devido ao seu movimento, há uma transferência de prótons H+ de uma molécula para outra, formando assim, a autoionização da água, conforme demostrado abaixo:
Essa constante de autoionização é representada por Kw, essa expressão correlaciona as concentrações dos íons H3O+ e OH-, ou seja, se conhecemos uma podemos achar a outra. Se tivermos, portanto, a concentração de H3O+ maior que a concentração de OH-, solução será ácida, porém, se tivermos a concentração de OH- maior que H3O+ teremos uma solução básica.
2 –Equacione a dissociação do ácido acético em meio aquoso, apresente a expressão da constante de dissociação com a respectiva unidade e justifique a variação do pH quando acetato de sódio é adicionado ao sistema.
A dissociação do ácido acético em solução aquosa é dado por:
Com uma constante Ka e Kb , respectivamente:
 (Sendo o valor de Kw= 10-14)
Observando o valor de Ka e Kb concluímos portanto, que se trata de um ácido relativamente forte(ácido acético) com uma base conjugada relativamente fraca (acetato desódio). 
Quanto ao pH da solução depois do acréscimo do acetato de sódio, podemos dizer que este tende a aumentar muito pouco, devido a compensação do consumo de ácido acético pela reação de hidrólise da base conjugada do ácido que é o íon acetato, formando íons de ácido acético.
Reação de ionização do ácido acético:
Dissociação do sal em solução aquosa: 
Hidrólise do íon acetato:
3 –Equacione a dissociação da amônia em meio aquoso, apresente a expressão da constante de dissociação com a respectiva unidade e justifique a variação do pH quando cloreto de amônio é adicionado ao sistema.
A dissociação da amônia em meio aquoso é dada pela reação:
E sua constante de dissociação da base é dada por:
Kb(NH3)= 1,75 X10-5 a 25 ºC.
A protólise dos íons amônio é dada por:
NH4+ + H2O 	NH3 + H3O+
E sua constante será:
Ka= [NH3] [H3O]
 [NH4+]
Portanto, ka será: Kw/ Kb
Ka= 10-14 / 1,75 X10-5
Ka= 5,71 X 10-10
Concluímos, portanto que Kb é maior que Ka, temos uma base relativamente forte e uma ácido conjugado relativamente fraco.
Quanto ao pH após o acréscimo do cloreto de amônio a solução se manteve ácida pH= 5, isso acontece devido ao consumo de H3O+ do meio, originados pela ionização do ácido fraco do tampão, que provocará uma posterior regeneração do ácido fraco para que o equilíbrio possa ser reestabelecido.
Reação de dissociação do sal em solução aquosa: 
4 –O que acontece com o pH e com o equilíbrio químico quando adicionamos um ácido forte à água cujo pH inicial é 7? E quando se adiciona uma base forte?
Sabemos que a água é um eletrólito fraco, por esse motivo o equilíbrio químico se desloca para esquerda, porém, quando adicionamos um ácido forte na solução haverá uma perturbação no sistema, ou seja, haverá aumento na concentração de H+ na solução diminuindo o pH e deslocando o sentido do equilíbrio químico para a direita; se for adicionado uma base forte à solução haverá aumento na concentração de OH-, aumentando o pH da solução.
Reação:
5-O que acontece com o pH e com o equilíbrio químico quando adicionamos um ácido forte ou uma base forte ao tampão ácido acético/acetato de sódio?
Se for adicionado à solução tampão do ácido acético e seu sal, um ácido forte, os íons H3O+ recém-introduzidos serão responsáveis pela transferência de prótons para os íons CH3CO2- com o objetivo de formar moléculas de CH3COOH e H2O, havendo a posterior remoção dos íons H3O+ pelos íons acetato, mantendo assim, a estabilidade do pH da solução. Se adicionarmos agora uma base forte, os íons OH- da base removerão os prótons das moléculas de CH3COOH para a produção dos íons CH3CO2- e moléculas de água, com a remoção dos íons OH- pelas moléculas de CH3COOH a concentração de OH-permacerá praticamente sem alteração. Conforme mostrado abaixo, com a adição de um ácido forte a reação tenderá para a direita para reestabelecer o equilíbrio, já com a adição de uma base forte a reação tenderá a esquerda para que se mantenha o equilíbrio. 
6-O que acontece com o pH e com o equilíbrio químico quando adicionamos um ácido forte ou uma base forte ao tampão amônia/cloreto de amônio?
Quando adicionamos uma base forte à solução o que ocorre é a remoção dos prótons NH4+ pelos íons OH- para a produção de moléculas de NH3 e H2O, se for adicionado um ácido forte , os prótons se ligarão a molécula de NH3 para a formação de íons NH4+ que serão removidos da solução, mantendo assim, o pH nos dois casos praticamente inalterados; Podemos dizer portanto que o equilíbrio químico com a adição de uma base forte tende à esquerda e com a adição de um ácido forte tende à direita, como demonstrado abaixo.
9-Referências Bibliográficas:
SKOOG, Douglas; WEST, Donald M. Fundamentos de Química Analítica. Tradução da 8ªEdição norte-americana.
RUSSEL, J. B. Quimica Geral. Tradução de Márcia Guekezian. 2ªEdição . São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. Vol. 2.
BioWater System.Como é a acidez da água destilada <http://www.biowatersystem.com.br/noticias/07/04/2014---Como-e-a-acidez-da-agua-Destilada.htm_174.htm> Acessado em abril de 2018
BROWN, Theodore L; LEMAY JUNIOR, Harold Eugene; BURSTEN, Bruce Edward. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo Pearson Prentice Hall, 2005. 972 p
Vogel, Arthur Israel. Química Analítica Qualitativa, volume único. 5ª edição. SãoPaulo: Mestre Jou, 1981.