Relatório - Hidrólise de Sais

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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%