Relatorio Analítica Equílibrio Ácidos e Bases Fracas 1

Prévia do material em texto

EQUILÍBRIO DE ÁCIDOS E BASES FRACAS, EFEITO DO ÍON COMUM e HIDRÓLISE
Francisco Deodato do Nascimento Neto - 2010070, Graziele Barbosa de Paula - 1983903, Viviane Rocio Serpe -91022063
QB52A – Química Analítica – Departamento de Química e Biologia
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Resumo. Neste artigo relatada uma experiência objetivando a utilização de eletrólitos fracos tendo o extrato de repolho como indicador de pH através de reações soluções tampão e hidrólise de sais. Entender a dissociação de eletrólitos fracos em água e o deslocamento do equilíbrio pelo processo da adição de íon comum, ácido forte e base forte. Tem por principio analisar o efeito da dissociação por partição do deslocamento do equilíbrio diante da adição de íon comum. O experimento utiliza os solventes, ácido acético. A analise se da pela afinidade entre a amostra e o fator de comparação de pH e reação da solução. É uma técnica simples, de baixo custo e que não requer equipamentos sofisticados.
Palavras chave: pH, íons comuns, ácido forte, base forte, eletrólise.
Introdução
A hidrólise é a reação de quebra de uma molécula na presença de água. A hidrólise salina ocorre entre um sal e a água, onde há a ionização da água, liberando íons H+ ou OH- a fim de se ligar aos ânions e cátions correspondentes do sal. Porém, sal de ácidos e bases fortes não ocorrem hidrólise, o equilíbrio não permite sua formação, e os íons permanecem em solução.
Para medir os níveis de acidez e alcalinidade das soluções, utilizam-se as escalas de pH e pOH, que medem os teores dos íons H+ e OH- livres por unidade de volume da solução.
Para essa medições podem se utilizados indicadores de pH, que são substâncias utilizadas para medir o potencial de hidrogênio (pH) em uma solução, ou seja, servem para indicar uma solução ácida, básica ou neutra, informando através da mudança de cor, qual o será o potencial iônico de hidrogênio da solução.
O extrato de repolho roxo é um bom indicador natural de pH, pois contem antocianinas, que são capazes de alterar sua coloração de acordo com o meio ácido ou básico.
Procedimento Experimental
Materiais: 8 Tubos de ensaio; Pipetas de Pasteur; Estante para tubos; 2 Pipetas graduadas 5 mL.
Reagentes: Extrato de repolho roxo, água destilada, NaCl, NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4, Na2HPO4, NaHCO3, Na2CO3.
Foram enumerados oito tubos de ensaio e em cada tubo foi adicionado 2 mL de água destilada e 10 gotas do indicador universal (extrato de repolho roxo). Aos tubos de 2 a 8 foi acrescentada 2 gotas de NaCl, NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4, Na2HPO4, NaHCO3, Na2CO3, um reagente em cada tubo, nesta ordem.
Após foram feitas as anotações de pH aproximado e resolvidas as equações de dissociação e hidrólise como se apresenta na tabela abaixo:
Por conseguinte verifica-se o pH, e preenche-se a tabela abaixo:
Tabela 2: Solução seus respectivos pH e Reações
	SOLUÇÃO
	pH
	EQUAÇÕES DE DISSOCIAÇÃO E HIDRÓLISE
	H2O
	7
	***
	NaCl
	6
	NaCl →Na+ + Cl-
NaCl + H2O ⇌ NaOH + HCl
	NH4Cl
	7
	NH4Cl → NH4++ Cl
NH3+ H2O ⇌ NH4++ OH-
NH4++ H2O ⇆ NH3+ H3O+
	CH3COONa
	8
	CH3COONa → Na+ + CH3COO-
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO + H3O+
CH3COO + H2O ↔ CH3COOH+ OH
	CH3COONH4
	6,5
	CH3COONH4 → CH3COO + NH4+
CH3COONH4 + H2O ⇌ CH3COOH + NH4OH
	Na2HPO4
	9
	Na2HPO4 → Na2+ + HPO4-
HPO4- + H2O ⇌ H2PO4 + OH-
HPO4 + H2O ⇌ PO42- + H3O
	NaHCO3
	10
	NaHCO3 → Na+ + HCO3-
HCO3 + H2O ⇌ CO3+ H3O+
HCO3+ H2O ⇌ H2CO3+ OH-
	Na2CO3
	10,5
	Na2CO3 2Na++ CO3-
CO32 + H2O ⇌ HCO3+ OH
Resultados e Discussão
De acordo com Brönsted-Lowry os ácidos são os doadores de prótons e as bases recebedores de prótons, mesmas conjectura de Arrhenius, o que os difere é sua habilidade de lidar com qualquer solvente a solução.
No caso de reações de hidrólise, a acidez do cátion, considerando carga e tamanho, são grande causando a ruptura das ligações H-O por ionização do hidrato produzindo íons hidrônio.
Utilizou-se a tonalidade do pH da água destilada com o efeito da adição de ácido forte (HCl) e base forte (NaOH) como base ao experimento. A partir daí verificou-se a dissociação de ácido fraco (ácido acético) e efeito da adição de íon comum (acetato) na dissociação do ácido acético.
O ácido acético, CH3COOH, em si é um ácido fraco, decorrente do seu baixo grau de dissociação. O CH3COOH transforma-se em íons e seu produto moléculas fracas não dissociadas, após atingir as mesmas velocidades e temperatura, as concentrações ficam constante, ou seja ocorre o equilíbrio. A alteração de acidez, poderá ser revisto se houver a substituição de átomos no grupo metila (elemento mais eletronegativo) aumenta a dissociação do próton como o ácido tricloroacético que é mais forte que o ácido fosfórico.
Para a dissociação de base fraca (amônia) e efeito da adição de íon comum (amônio) na dissociação da amônia, observou-se que em água, a amônia (NH3) é uma base fraca. A substituição de um átomo de hidrogênio na molécula de amônia por um grupo que retira elétrons como -OH ou -NH2 também resulta em decréscimo de basicidade.
No caso NaH2PO4, a hidrólise do íon carbonato se fez com a adição de íon comum hidrogenocarbonato na dissociação do carbonato, onde o ácido libera 3 íons e a base 1. Assim, os cátions H+ não foram totalmente neutralizados e um sal ácido foi originado, denominado de hidrogenossal.
O carbonato de sódio (Na2CO3) é um composto salino, que em solução aquosa, sofre dissociação, liberando íons. Essa reação é um dissolução exotérmica, liberação de energia em forma de calor.
Na questão do efeito Tampão utilizou-se adição de ácido e de base fortes ao tampão ácido acético/acetato de sódio.
Conforme informado na tabela 2, os tons obtidos serviram como escala para determinação do seu valor de pH, utilizando-se de uma tabela de cor existente.
Conclusão
Com a prática foi constatada a identificação de ácidos e bases, por meio da concentração dos íons presentes em solução através do pH, bem como entendimento do sistema tampão e a escala de pH. Observou-se também a utilização de eletrólitos fracos em água, assim como o deslocamento do equilíbrio diante da adição de íon comum, ácido forte e base forte, a partir das equações químicas e que causou tais mudanças durante as reações.
Referências
FOGAÇA, Jennifer. Reações de Neutralização. Disponível em: < https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/reacoes-neutralizacao.htm>. Acesso em: 04/04/2018.
Wikimica. Dissociação de Ácidos. Disponível: <http://wikimica.blogspot.com.br/2012/09/dissociacao-de-acidos.html>. Acesso em: 04/04/2018.
VOGEL, Arthur I. Química analítica qualitativa. 5. ed. São Paulo: Mestre Jou,1981. Seatown, Waterland, 1-4 April 1989. Publisher.
Relatório - Este texto foi adaptado do modelo de relatório usado em http://fisica.ufpr.br/LE/.