4º RELATÓRIO - Indicadores e Equlíbrio de Hidrólise de Sais - 8,1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO
CURSO DE ENGENHARIA ELÉTRICA
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL
PROFESSORA: ANDRÉA FERRAZ
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO
“INDICADORES E EQUILÍBRIO DE HIDRÓLISE DE SAIS”
Alunos: Audenor dos Santos Ribeiro Júnior 
 Bruno Rafael da Silva Santos
 Paulo Marcelo Mudo
Turma: Engenharia Elétrica 2012.2 
Data: 30/01/2013
Juazeiro-Bahia
INTRODUÇÃO TEÓRICA
Indicadores de pH 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. Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução, permitindo conhecer se a solução é ácida, básica ou neutra. Estes corantes são dotados de propriedades halocrômicas, que é a capacidade de mudar de coloração em função do pH do meio. [1]
Existem diversos exemplares de indicadores, como por exemplo, a fenolftaleína, azul de bromotimol, vermelho de metila e alaranjado de metila. Esses indicadores são os mais usuais, e apresentam divergências, quando são analisadas as cores das soluções em que foram aplicados os mesmos, assim em outras palavras temos uma solução ácida que é colocada em frascos contendo fenolftaleína e alaranjado de metila, logo a tendência geral será que no primeiro frasco a solução será incolor e no segundo ficará amarelo, comparando os dois, temos o mesmo pH, porém apresentado de cores diferentes.
Existem outras maneiras de verificarmos o pH de uma solução como por exemplo, a utilização do papel tornassol como indicador ou o uso do pHmetro para uma precisão maior. Em geral todos eles apresentam a mesma função, porém de maneiras diferentes. 
Analisando a escala temos que os valores de 0 a 7 são considerados ácidos, o sete é neutro e valores de 7 a 14 são alcalinos (básicos).Usualmente utilizam-se soluções tampão para experimentos com os indicadores, pois o tampão se trata de uma solução que não permite a variação de pH, assim ao utilizar-se, ter-se-á uma precisão para o experimento.
Ao falar-se de reações de equilíbrios de hidrólise de sais, tem-se que discutir primeiramente o significado da palavra hidrolise, que em partes, hidro = água, lise = quebra, assim tem-se “quebra por meio da água”. Ao analisar a literatura verifica-se que somente as substancias que apresentam ligações covalentes podem sofrer hidrólise. 
Hidrolise Salina nada mais é do que uma quebra em um sal, onde há liberação de cátions H+ e ânions OH- que reagem com a água, formando ácidos ou bases. Modifica-se o pH deste coma dissolução de um sal em água, podendo gerar uma solução neutra, alcalina ou ácida (dependendo da natureza do sal). 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. [2] 
A seguir um exemplo de reação ocorrida por hidrólise de sais:
Não ocorre hidrólise de sais derivados de ácidos fortes e bases fortes. Nesse caso, a solução formada será neutra, ou seja, com pH= 7. Se uma base forte entrar em contato com a água, ela permanecerá predominantemente dissociada e um ácido forte predominantemente ionizado. Isso nos mostra que praticamente não há afinidade entre seus íons e os íons formados pela água.[2]
OBJETIVOS
Elaborar uma escala de pH com base nas cores que serão evidenciadas com o uso dos indicadores mais comuns, conhecendo assim as cores representativas do pH de cada indicador, utilizando os mesmos indicadores para determinar pH de soluções. Assim como, explicar a hidrólise de sais com base nos valores do pH das soluções observados; equacionando as reações e expressando através da constante de hidrólise a hidrolise ocorrida com os sais, e assim interpretar os equilíbrios envolvidos nas reações de hidrólise de sais. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Material Utilizado
Vidrarias
Tubos de Ensaio
Equipamentos
Estante para tubos de ensaio
Papel Indicador Universal
Indicador Azul de Bromotimol
Indicador Alaranjado de Metila
Indicador Vermelho de Melila
Indicador Fenolftaleína 
pHmetro
Solução Tampão pH 2-12
Reagentes
Cloreto de Sódio (NaCl)
Cloreto de Amônio ()
Acetato de Sódio (COONa)
Acetato de Amônio ()
Carbonato de Sódio ()
Procedimento
A experiência foi bem interessante, “colorida” e fascinante, utilizamos vários indicadores e duas substâncias, para melhor didática a dividimos em duas etapas:
Etapa 1: Criação das Escalas de pH.
Utilizamos quarenta tubos de ensaio, solução tampão pH 2-12 e os indicadores: Azul de Bromotimol, Vermelho de Metila, Alaranjado de Metila e Fenolftaleína. Organizamos os tubos em quatro filas de dez, e adicionamos 2 mL da solução tampão pH 2-12 de forma crescente a cada uma delas, posteriormente a cada fila adicionamos duas gotas dos indicadores utilizados, a primeira: fenolftaleína, a segunda: vermelho de metila, a terceira: alaranjado de metila e a quarta: azul de Bromotimol, verificamos as cores apresentadas, o ΔpH de viragem e anotamos os resultados. 
Etapa 2: Avaliação Qualitativa de pH.
Nesta etapa foram utilizados oito tubos, primeiro adicionamos 2 mL de água em todos os tubos, utilizando o indicador universal, medimos o pH da água, após adicionamos a quatro tubos, duas gostas do indicador fenolftaleína ao primeiro, vermelho de metila ao segundo, alaranjado de metila ao terceiro e azul de Bromotimol ao quarto, verificamos as cores e anotamos os resultados, posteriormente medimos o pH das soluções de Carbonato de Sódio () e Acetato de Sódio (COONa), adicionamos duas gotas das soluções ao tubos, dividindo quatro tubos para cada solução, em seguida adicionamos da mesma maneira que foi com a água, os indicadores aos outros quatro tubos, porque os primeiros já tinham, após verificamos as cores e anotamos os resultados.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Sabemos que o pH, mede o Potencial de Hidrogênio de soluções e substâncias, caracterizando-as como ácidas, básicas ou neutras, para medi-lo utilizamos indicadores que apresentam uma certa cor para cada meio e para cada grau do meio, o pH é escalado de 0 a 14, onde 7 é a neutralidade da solução, de 0 a 7 a acidez e entre 7 e 14 a alcalinidade, quanto mais perto do zero for o pH da solução, mais ácida ela é, contrariamente quanto mais perto o pH estiver de 14, mais básica é a solução, inicialmente apresentaremos uma tabela de pH para abertura da discussão.
Figura 1: Tabela de pH (Indicador Universal).
Existem diversos e variados indicadores de pH ou ácido-base, dos mais rústicos até os mais modernos, como: Repolho Roxo, Tornassol, Hibisco, Flor de Hortência, Carmim de Índigo, Indicador Universal, Tropaeolina, Fenolftaleína, Vermelho de Metila, Alaranjado de Metila, Azul de Bromotimol, entre outros, estes quatro últimos foram utilizados na primeira etapa deste experimento, antes de analisarmos os resultados vamos apresentar uma tabela das cores padrões da literatura apresentadas por estes indicadores.
Tabela 1: Cores Padrões em meio Ácido, Neutro e Básico dos Indicadores Utilizados.
	Nº
	COR
	INDICADOR
	ÁCIDO
	NEUTRO
	BASE
	1
	
	Alaranjado de Metila
	Vermelho
	Alaranjado
	Amarelo
	2
	
	Azul de Bromotimol
	Amarelo
	Verde
	Azul
	3
	
	Fenolftaleína
	Incolor
	Incolor
	Rosa
	4
	
	Vermelho de Metila
	Vermelho
	Amarelo
	Amarelo
Tendo conhecimento das cores apresentadas por estes indicadores através da tabela 1, o passo seguinte é analisar as cores apresentadas pelas soluções tampões pH 2-12 que utilizamos na primeira etapa do experimento.
Tabela 2: Cores Visuais dos Indicadores em meio as Soluções Tampão de pH 2-12.
	
Nº
	
COR
	
eINDICADOR
	pH3
	Ph4
	pH5
	pH6
	pH7
	pH8
	pH9
	pH10
	pH11
	pH12
	1
	
	Alaranjado de Metila2
	
	Azul de Bromotimol
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	3
	
	Fenolftaleína
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	4
	
	Vermelho de Metila
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
OBS.: As células hachuradas indicam o ∆pH de viragem
A tabela acima apresenta as cores visualmente, porém, para melhor analise e entendimento, apresenta-se abaixo outra tabela com o nome das cores e o ∆pH de viragem, complementando a tabela 2.
Tabela 3: Cores dos Indicadores em meio as Soluções Tampão de pH 2-12.
	pH
	INDICADORES
	
	ALARANJADO
DE METILA
	AZUL DE BROMOTIMOL
	FENOLFTALEÍNA
	VERMELHO
DE METILA
	3
	Vermelho
	Amarelo
	Incolor
	Rosa (fraco)
	4
	Alaranjado
	Amarelo (médio)
	Incolor
	Rosa (médio)
	5
	Laranja
	Amarelo (fraco)
	Incolor
	Vermelho
	6
	Laranja
	Esverdeado
	Incolor
	Alaranjado
	7
	Laranja
	Verde
	Incolor
	Amarelo
	8
	Laranja
	Azul
	Rosa (fraco)
	Amarelo
	9
	Laranja
	Azul
	Rosa (médio)
	Amarelo 
	10
	Laranja
	Azul
	Rosa
	Amarelo
	11
	Laranja
	Azul
	Rosa
	Amarelo 
	12
	Laranja
	Azul
	Rosa
	Amarelo 
	∆pH de viragem
	3--5
	5--8
	7--10
	3--7
	
	
	
	
	
Comparando as tabelas 2 e 3, com a tabela 1, verificamos um resultado bem satisfatório principalmente nos indicadores: Azul de Bromotimol. Fenolftaleína e Vermelho de Metila, todos esses três, confirmaram o que dizia a literatura, sendo precisos no meio neutro onde o Azul de Bromotimol apresentou realmente a cor verde e a fenolftaleína incolor, o Vermelho de Metila tem um pH de viragem de 4,4 a 6,2, o do experimento foi entre 3 e 7, tínhamos recursos apenas para medi-lo em números inteiros, então podemos afirmar que o resultado foi bem relevante, o resultado um pouco mais contraditório foi o do Alaranjado de Metila, que pela literatura era para se apresentar na cor amarela em pH acima de 4,4, ou seja em meio ácido fraco, neutro e básico, porém ele teve um pH de viragem de 3 para 5, e se apresentou amarelo no pH 4, e a partir do pH 5 até o pH 12 se apresentou alaranjado, não foi um resultado extremamente diferente do que se era esperado, porque as cores se aproximam, porém não foi condizente. 
Discutiremos e apresentaremos agora os resultados da segunda etapa do experimento, utilizamos Água () e as soluções de Carbonato de Sódio () e Acetato de Sódio (COONa), porém apresentaremos os resultados das outras soluções que foram utilizadas pelos demais grupos que foram as soluções de Cloreto de Sódio (NaCl), Cloreto de Amônio () e Acetato de Amônio (). A tabela abaixo mostrará os resultados para melhor compreensão.
Tabela 4: Cores dos Indicadores em meio as Soluções.
	INDICADOR
SISTEMA
	ALARANJADO
DE METILA
	AZUL DE BROMOTIMOL
	FENOLFTALEÍNA
	VERMELHO
DE METILA
	pH 
APROX.
	
	Laranja *
			Amarelo
	Incolor *
	Avermelhado
	7
	NaCl
	
	
	
	
	
	
	Laranja (médio) *
	Azul *
	Rosa (fraco) *
	Amarelo *
	9
	COONa
	Laranja (médio) *
	Verde (Forte)
	Rosa *
	Amarelo *
	11
	
	Laranja *
	Amarelo *
	Incolor *
	Rosa (fraco)
	5
	
	
	
	
	
	
OBS.: As células com (*) indicam concordância das cores com a tabela 2.
Comparando os resultados desta tabela com a tabela 2, observamos que obtemos na grande maioria o que se era esperado, porém tivemos algumas cores não exatas, porém aproximadas.
 Em ordem de exatidão decrescente, temos em primeira instância o Carbonato de Sódio () que apresentou um pH básico de 9, e obteve todas as cores condizentes com o esperado, após temos o Acetato de Sódio (COONa), com pH também básico de 11, onde apenas o azul de Bromotimol se apresentou na cor verde bem escuro, e o esperado era a cor azul, onde verificamos uma grande aproximação, em seguida o Cloreto de Amônio (), com um pH ácido de 5, e onde também apenas um indicador se apresentou de forma diferente, foi o Vermelho de Metila que obteve cor rosa com tonalidade fraca, e o esperado segundo a tabela 2 era a cor vermelha, também vemos aqui uma aproximação aceitável entre essas cores, por fim temos a Água () que apresentou pH Neutro de 7 e dois indicadores com cores não condizentes e não muito aproximadas, o Azul de Bromotimol obteve cor amarela, e o esperado era a cor verde e o Vermelho de Metila que era para se apresentar amarelo e obteve cor vermelha, para os resultados com a água, deve ser considerado que a mesma não está em estado puro, implicando assim em um resultado quase ideal.
Para concluímos nossa discussão foi realizada as equações de dissociação e hidrólise, ou seja, da quebra de uma substância devido a água, nesse caso a quebra dos sais, formando um ácido e uma base, através do cátion H+ e o aníon OH–, em tese, se a hidrólise for do cátion, a presença do íon H+ justifica a acidez da solução (pH < 7), ou seja, sal de ácido forte e base fraca: sal de caráter ácido, por outro modo se a Hidrólise do íon for proveniente da base fraca, a presença do íon OH- justifica a basicidade da solução (pH > 7), então a hidrólise foi do ânion, ou seja, do íon proveniente do ácido fraco, resultando em um sal de ácido fraco e base forte: sal de caráter básico.
Complementamos o que foi proferido acima através da ultima tabela abaixo.
Tabela 5: Equações de Dissociação e Hidrólise.
	INDICADOR
SISTEMA
	pH 
APROX.
	EQUAÇÕES
	CARATER 
DO SAL
	
	7
	H2O  H+ + OH-
	------------
	NaCl
	
	NaCl + H2O  NaOH- + HCl+
	Neutro
	
	9
	Na2CO3 + H2O  2NaOH + H2CO3
	Básico
	COONa
	11
	CH3COONa + H2O  CH3COOH + NaOH
	Básico
	
	5
	NH4Cl + H2O  NH4OH- + HCl+
	Ácido
	
	
	CH3COONH4 + H2O  CH3COOH + NH4OH
	Neutro
CONCLUSÕES
Após o experimento foi possível verificar a eficácia dos indicadores Ácido-Base utilizados no aspecto de classificarem uma substância como acida ou básica, porem sua precisão não é muito grande, visto que alguns deles apresentaram a mesma coloração para escalas de pH próximas, como é o caso do azul de bromotimol que sob pH maior que 8 apresenta a mesma coloração, um azul intenso. Através do experimento também foi possível ter uma visão mais clara do funcionamento de soluções tampão. Também foi adquirido o conhecimento prático sobre o principio de Le Châtelier, que tem grande importância na previsão de mudança de equilíbrio das soluções, portanto aplicação direta na previsão de mudança de pH das soluções.
REFERËNCIAS
[1] <http://pt.wikipedia.org/wiki/Indicador_de_pH>
Acessado em: 28 jan. 2013.
[2] <http://ec2-107-21-65-169.compute-1.amazonaws.com/content/
 ABAAABQ9wAK/hidrolise-sais-solucao-tampao>
Acessado em: 28 jan. 2013.
QUESTÕES
Acetato de sódio é um sal de caráter básico, pois é formado por uma base forte e um ácido fraco. Portanto quando adicionado à água libera íons OH-, assim se o pH da água era 7(neutro) passa a ser >7(alcalino)
Equação de hidrólise da solução de acetato de sódio:
[ H3C – COO- + H2O  H3C – COOH + OH- ]
Kb =[H3CCOOH][OH-]/[H3CCOO-]
Cloreto de amônio é um sal de caráter acido, pois é formado por uma base fraca e um ácido forte. Portanto quando adicionado em água libera íons H+, assim se o pH da água era 7(neutra) passa a ser <7(acido). Entretanto o cloreto de sódio é um sal neutro, pode ser obtido pela seguinte reação:
[ NaOH + HCl ---> H2O + NaCl. ]
Como hidróxido de sódio e acido clorídrico são respectivamente uma base e um acido forte, o sal resultante forma os íons cloro e sódio quando em água, e esses íons não participam da reação de hidrólise, portanto o pH será o da água pura.
Acetato de amônio é produzido pela reação de uma base fraca com um acido fraco, portanto seu caráter vai depender da constante de ionização do acido e da base, aquele que for maior vai definir o caráter do sal. Como as constantes dos dois tem o valor muito próximo, em torno de 1,8 x 10-5, o caráter do sal não irá interferir significativamente do pH da água.
 [água]
[ NH4C2H3O2 ---> NH4+(aq) + C2H3O2- (aq) ]
[ H2O(l) H+ (aq) + OH- (aq) ]
[ NH4+(aq) H2O(l)NH4OH(aq) + H+(aq) ]
[ C2H3O2-(aq) + H2O(l) HC2H3O2(aq) + OH-(aq) ]