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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE DEPARTAMENTO DE FARMÁCIA BRENDA MARIA RELATÓRIO PRÁTICA 02 – HIDRÓLISE DE SAIS Campina Grande - PB Agosto, 2019 BRENDA MARIA RELATÓRIO PRÁTICA 02 - HIDRÓLISE DE SAIS Relatório apresentado como exigência de avaliação da disciplina Química Analítica Experimental. Campina Grande - PB Agosto, 2019 1. Objetivo Verificar a hidrólise e o pH de algumas soluções salinas. 2. Introdução A hidrólise salina é o processo que ocorre quando um sal é dissolvido em água e seus íons reagem com a água de modo a formar um ácido fraco e/ou uma base fraca. A ionização da água libera o cátion hidrônio (H+) e o ânion hidróxido (OH-), enquanto a dissociação de um sal XY libera um cátion X+ e um ânion Y-. O pH de uma solução salina pode ser verificado ou estimado de acordo com a hidrólise sofrida pelo sal. Quando o sal é proveniente de um ácido forte e de uma base fraca, o cátion do sal reage com o ânion hidroxila liberado pela água, de modo a formar uma base fraca, diz-se que ocorreu uma hidrólise ácida, pois os cátions H+ provenientes da ionização da água não foram consumidos, tornando a solução ácida. Entretanto, quando o sal é proveniente de um ácido fraco e de uma base forte, o ânion do sal reage com os cátions H+ provenientes da água de modo a formar um ácido fraco, diz-se que ocorreu uma hidrólise básica, pois o ânion hidroxila permanece sem ser consumido, tornando o pH medido alcalino. A hidrólise também pode ocorrer de modo a serem formados tanto um ácido como uma base fracos, mantendo, portanto, o pH da solução neutro. O cálculo do pH nessas condições pode ser efetuado utilizando uma das fórmulas abaixo: Para hidrólise ácida - [H+] = √ 𝑘𝑤 .𝑘𝑎 𝑀 , sendo Kw a constante de ionização da água que, a temperatura ambiente equivale a 1.10-14; Ka a constante de ionização do ácido (valor tabelado); e M a concentração molar. pH = - log [H+] ou pH = 7 + ½ pKa + ½ log M, sendo pKa = - log Ka. Para hidrólise básica - [OH-] = √ 𝑘𝑤 .𝑘𝑏 𝑀 , sendo Kw a constante de ionização da água que, a temperatura ambiente equivale a 1.10-14; Kb a constante de ionização da base (valor tabelado); e M a concentração molar. pOH = 7 - ½ pKb - ½ log M, sendo pKb = - log Kb e pH = pOH – 14. 3. Metodologia Inicialmente, calculou-se as massas de soluto necessárias para a preparação de cada solução salina e o pH teórico das mesmas. Em seguida, pesou-se em uma balança analítica a quantidade de soluto calculada para a preparação da solução e, a mesma foi transferida para um béquer, ao qual adicionou-se água destilada. Posteriormente, transferiu-se o conteúdo do becker para o balão volumétrico, que teve seu conteúdo completado com água destilada até atingir o limite de aferição, homogeneizando, então a solução. Obteve-se, com isso, soluções de 50 mL de carbonato de sódio, acetato de sódio, cloreto de amônio e de oxalato de amônio. Feito isso, as soluções foram novamente transferidas para um becker e colocadas no pHmetro, inserindo o eletrodo deste aparelho no centro do becker, de modo a verificar o pH das soluções previamente preparadas. 4. Resultados Os cálculos estão apresentados em “Anexos”. SOLUÇÃO MASSA DO SOLUTO (g) pH teórico pH experimental Erro (%) Carbonato de sódio 2,6497 g 11,97 10,50 12,28% Acetato de sódio 2,5000 g 9,27 8,50 8,30% Cloreto de amônio 0,5349 g 4,97 4,88 1,81% Oxalato de amônio 1,4211 g 6,75 6,39 5,33% Fonte: Anotação Experimental, 2019. 5. Conclusão Através da realização do experimento, bem como do conhecimento prévio sobre dissociação de sais e de hidrólise salina, foi possível prever a basicidade ou acidez das soluções preparadas, sabendo os ácidos e bases fracos que seriam formados com a hidrólise. Além disso, com o uso do pHmetro foi possível confirmar a previsão e calcular o pH da solução na prática. Entretanto, houve divergência entre o pH teórico calculado antes do experimento e aquele obtido como valor prático e, por isso, foi realizado, também, o cálculo do erro percentual para cada soluto. Apesar do percentual de erro encontrado não ter sido elevado, as diferenças entre os valores teórico e experimental podem surgir como resultado de erros na pesagem do soluto que, de fato ocorreu devido a problemas com a balança analítica no momento do experimento, mas também pode ter sido gerado por erros no momento da transferência das substâncias de um material de laboratório para outro, ou mesmo, em algum momento do preparo da solução. Ademais, a validade e a condição de armazenamento dos reagentes também pode influenciar a variação do pH experimental. Entretanto, o experimento foi realizado com êxito e a causa dos erros obtidos pode ser entendida e, o conceito de hidrólise e do cálculo de pH de soluções salinas pode ser corretamente aplicado e comprovado. 6. Referências DIAS, Diogo Lopes. Hidrólise de Sais. https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico- quimica/hidrolise-sais.htm FOGAÇA, J. R. V. “Hidrólise Salina”. Disponível em: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/hidrolise-salina.htm SOUZA, Líria Alves de. "Hidrólise salina"; Brasil Escola. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/hidrolise-salina.htm 7. Anexos I. Preparar 50 mL de solução de Na2CO3 0,5 M: m = M x MM x V m = 0,5 mol/L x 105,99 g/mol x 0,05 L m = 2,6497 g de soluto. Ka = 5,61 x 10-11 (Ácido carbônico) pKa = - log 5,61 x 10-11 = 10,251 pH = 7 + ½ . 10,251 + ½ log 0,5 pH = 11,97 Erro % = | 𝑉𝑡 −𝑉𝑒𝑥𝑝| 𝑉𝑡 x 100 Erro % = | 11,97 −10,50| 11,97 x 100 Erro % = 12,28% II. Preparar 50 mL de solução de acetato de sódio 50 g/L: M = 𝐶 𝑀𝑀 M = 50 𝑔/𝐿 82,03 𝑔/𝑚𝑜𝑙 https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/hidrolise-sais.htm https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/hidrolise-sais.htm https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/hidrolise-salina.htm M = 0,6095 mol/L m = 50 g/L x 0,05 L = 2,5000 g de soluto Ka = 1,8 x 10-5 (Ácido acético) [H+] = √ 𝑘𝑤 .𝑘𝑎 𝑀 [H+] = √ 1.10^−14 . 1,8.10^−5 0,6095 [H+] = 5,43 x 10-10 pH = - log [H+] pH = - log 5,43 x 10-10 pH = 9,27 Erro % = | 𝑉𝑡 −𝑉𝑒𝑥𝑝| 𝑉𝑡 x 100 Erro % = | 9,27 −8,50| 9,27 x 100 Erro % = 8,30% III. Preparar 50 mL de solução de cloreto de amônio 0,2 M. m = M x MM x V m = 0,2 mol/L x 53,49 g/mol x 0,05 L m = 0,5349 g de soluto Kb = 1,71 x 10-5 (Hidróxido de amônio) pKb = - log 1,71 x 10-5 = 4,7670 pH = 7 – ½ .4,7670 – log 0,2 pH = 4,96 Erro % = | 𝑉𝑡 −𝑉𝑒𝑥𝑝| 𝑉𝑡 x 100 Erro % = | 4,97 −4,88| 4,97 x 100 Erro % = 1,81 % IV. Preparar 50 mL de solução de oxalato de amônio 0,2 M. m = M x MM x V m = 0,2 mol/L x 142,11 g/mol x 0,05 L m = 1,4211 g de soluto Ka = 5,4 x 10-5 (Ácido oxálico) Kb = 1,71 x 10-5 (Hidróxido de amônio) [H+] = √ 𝑘𝑤 .𝑘𝑎 𝑘𝑏 [H+] = 1,77 x 10-7 pH = - log [H+] pH = - log 1,77 x 10-7 pH = 6,75 Erro % = | 𝑉𝑡 −𝑉𝑒𝑥𝑝| 𝑉𝑡 x 100 Erro % = | 6,75 −6,39| 6,75 x 100 Erro % = 5,33%
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