Relatório: Hidrólise de Sais

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Universidade Estadual da Paraíba – UEPB
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde – CCBS
Departamento de Farmácia
Laboratório de Química Analítica Experimental
Docente: Márcia Izabel Cirne França
Discente: Karen Stephane Penaforte Farias
Matrícula: 
Curso: Farmácia
Título e Número do Experimento: Prática Nº 2 – Hidrólise de Sais
Data de Realização do Experimento: 17/09/2019
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1. INTRODUÇÃO
Os sais são, em geral, compostos que podem ser encontrados na natureza, fazendo parte dos mais variados materiais. Dentre eles, o cloreto de sódio, que é o mais encontrado ao nosso redor. Ele pode ser utilizado para salgar a comida, assim como, conservar determinados alimentos, e compor o soro fisiológico. Outro exemplo, é o bicarbonato de sódio, sal este que está presente em pastilhas efervescentes, combatendo a acidez estomacal, e no preparo de pães, como fermento. 
Já ao associá-los à indústria farmacêutica, podemos encontrar o carbonato de amônio, que é utilizado como um componente dos expectorantes, o carbonato de lítio, constituinte de alguns antidepressivos, o nitrato de potássio, elemento presente em fármacos diuréticos (anti-hipertensivos), o sulfato de magnésio, encontrado em laxantes, dentre outros diversos sais variados. 
O presente experimento tem como objetivo, o preparo de quatro soluções com diferentes sais, bem como analisar, utilizando um pHmetro, o pH de cada uma das soluções, a fim de comparar estes valores experimentais com os já calculados teoricamente. 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
A hidrólise salina compreende como sendo um equilíbrio químico que acontece após a adição de um sal à água. Isto ocorre devido a ionização da água, na qual produz o cátion hidrônio (H+) e o ânion hidróxido (OH-), e da dissociação do sal, que libera um cátion qualquer e um ânion qualquer. A partir dessas duas dissociações, os íons do sal e os íons da água irão interagir e formar produtos, ácidos ou básicos, que determinarão o pH da solução. A partir dos ácidos e bases que originaram esse sal, podemos encontrar quatro tipos de hidrólise. 
O primeiro caso, ocorre quando o sal é derivado de ácido e base forte, que quando dissolvidos em água, tornam a solução neutra, pois, nem os ânions nem os cátions combinam-se com os íons hidrogênio ou hidroxila, para formar produtos dissociados. 
O segundo caso ocorre quando o sal é derivado de ácido fraco e base forte, que quando dissolvidos em água, tornam a solução com caráter básico, pois o ânion se combina com o íon hidrogênio para formar um ácido fraco levemente dissociado, deixando a hidroxila livre. Neste caso, para calcular o pH do sal, utiliza-se a fórmula , onde o pKa corresponde à –logKa e o C à concentração molar do sal. 
No terceiro caso, quando o sal provém de um ácido forte e uma base fraca, a solução se torna ácida, pois, o cátion do sal reage com a hidroxila, produzida pela dissociação da água, formando uma base fraca, e o íon hidrogênio fica livre. Já para calcular o pH deste sal, utiliza-se a fórmula , onde o pKb corresponde à –logKb e o C à concentração molar do sal.
E no quarto e mais complexo caso, quando o sal é formado a partir de um ácido e base fraca, o caráter da solução dependerá se (a) o Ka>Kb (ácido mais forte que a base), tornando a solução ácida, (b) o Ka<Kb (base mais forte que o ácido), com solução alcalina, ou (c) o Ka=Kb (ácido e base igualmente fracos), resultando em solução neutra. Neste tipo de sal, o pH pode ser calculado utilizando a fórmula , onde o Kw corresponde à constante de dissociação da água.1
O pHmetro é um dispositivo capaz de medir a acidez ou a alcalinidade de uma amostra. Ele funciona como um voltímetro, medindo a diferença de potencial elétrico entre um eletrodo de referência e um eletrodo de pH. Ele é composto basicamente por um eletrodo conectado a um potenciômetro, que possibilita a conversão do valor de potencial do eletrodo em unidades de pH, exibindo o resultado em uma escala de pH. Através desse valor mostrado, e com o valor teórico já calculado, é possível determinar o erro relativo de cada solução.4
3. METODOLOGIA EXPERIMENTAL
Materiais e Reagentes
	- Béqueres					- Água Destilada
	- Balões Volumétricos de 100mL		- Carbonato de Sódio (Na2CO3)
	- Balança Analítica				- Acetato de Sódio (NaOOCCH3)
	- Colher e espátula				- Cloreto de Amônio (NH4Cl)
	- pHmetro					- Oxalato de Amônio [(NH4)2C2O4]
	- Bastão de Vidro
Metodologia
	Primeiramente, para o realizar o preparo das soluções, foram medidos separadamente, com o auxílio de uma balança analítica, as massas respectivas, e já calculadas, dos reagente sólidos Carbonato de Cálcio, Acetato de Sódio, Cloreto de Amônio e Oxalato de Amônio, dentro de um béquer. Depois, foi-se adicionando, aos poucos, pequenas medidas de água destilada dentro dos béqueres, e com um bastão de vidro, a solução foi misturada, para melhor dissolvição dos reagentes. Após isso, a pequena solução foi colocada dentro de um balão volumétrico, e em seguida, foram realizadas várias lavagens (aproximadamente 8), com água destilada, no béquer, para que toda a substância fosse coletada, e colocada no balão volumétrico até enchê-lo quase que completamente. Por fim, o balão foi preenchido com água destilada, até a marca para aferição do menisco. E com esta aferição feita corretamente, as soluções foram homogeneizadas.
	Após as soluções estarem prontas, colocou-as dentro de um béquer, e foi necessário calcular os seus pHs experimentais. Para isso, foi utilizado um pHmetro. Primeiro, para calcular o pH de cada solução, lavou-se, com bastante água destilada, o termopar e o eletrodo, parte esta que calcula o pH, e secou-o, delicadamente (para não prejudicar o aparelho). Após isso, essas duas partes foram colocas dentro das amostras. O eletrodo foi colocado de forma mais central, para que não houvesse interferência com as paredes dos béqueres. O pH da solução foi mostrado no pHmetro, e anotou-se o resultado para compará-lo com o valor teórico e calcular o erro relativo.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Após o preparo das soluções e medição dos pHs, foi possível construir o quadro a seguir:
	
	Concentração
	pH teórico
	pH experimental
	Erro relativo
	Na2CO3
	0,5M
	11,97 (básico)
	11,67
	2,57%
	NaOOCCH3
	50g/L ou 0,6M 
	9,27 (básico)
	8,48
	8,52%
	NH4Cl
	0,2M
	4,97 (ácido)
	4,98
	0,2%
	(NH4)2C2O4
	0,2M
	6,75 (quase neutro)
	6,39
	5,33%
Quadro 01: Comparação entre os pH teóricos e experimentais das soluções, e seu erro relativo. 
A partir desse quadro, e das reações de cada composto, nota-se que, os pHs são determinados a partir da origem que o sal inserido teve. Dependendo da força dos ácidos e bases originários, é possível encontrarmos soluções com os mais diferentes pHs. Além disso, outro fator importante que determina a força desses ácidos e bases são os valores de Ka (força do ácido) e Kb (força da base). Consideramos como um Ka ou Kb fraco, quando este apresenta valor inferior à 10-5, ou forte, ao ter valor superior à 10-5. 
Assim, a solução com (NH4)2C2O4 possui caráter quase neutro, pois provém de um ácido fraco (Ácido Oxálico) e base fraca (Hidróxido de Amônio) e possuem valor de Ka e Kb quase iguais, com concentrações do ácido e da base iguais. A solução de NH4Cl possui caráter ácido, pois advém de um ácido forte (Ácido Clorídrico) e uma base fraca (Hidróxido de Amônio), possuindo um Ka bem maior do que o Kb, e concentração do íon hidrogênio maior do que o íon hidroxila, tornando o meio ácido. Já as soluções de Na2CO3 e NaOOCCH3 são básicas. Porém, a solução de Na2CO3 é ainda mais básica do que a outra. O valor de Kb das duas é igual e aproximadamente 4, entretanto, ao compararmos os valores de Ka das duas soluções, percebemos que o Ka da segunda constante de dissociação da solução com Na2CO3 é bastante baixa (5,61x10-11). Desse modo, a concentração de íons hidrogênio nesta solução é muito pequena, e quase que de forma insignificante, altera o pH do meio paramenos, deixando-a menos básica. 
Outro ponto para se debater é em relação ao erro relativo. Este valor é calculado baseando-se nos valores do pH teórico e experimental. Ele pode ser causado por diversos fatores, como na pesagem de massa diferente do desejado para determinada concentração, na homogeneização de forma incorreta ou insuficiente, no uso de reagentes já vencidos, na calibração errada do pHmetro ou da balança analítica, na aferição imprecisa do traço do balão volumétrico, na limpeza insatisfatória dos eletrodos do pHmetro, dentre outros fatores. 
5. CONCLUSÕES
Por meio de cálculos realizados, foi possível preparar soluções de Carbonato de Sódio, Acetato de Sódio, Cloreto de Amônio e Oxalato de Amônio, com as concentrações desejadas na apostila. Além disso, mediante às soluções feitas, foi possível, com a ajuda de um pHmetro, encontrarmos os pHs de cada uma das soluções produzidas, valores estes de 11,67 para o Carbonato de Sódio, 8,48 para o Acetato de Sódio, 4,98 para o Cloreto de Amônio e 6,39 para o Oxalato de Amônio. E com estes valores, comparou-se com o seu pH teórico, visualizando a percentagem do erro relativo.
6. REFERÊNCIAS
1. VOGEL, ARTHUR ISRAEL; Química Analítica Qualitativa, 5 ed. rev., Editora Mestre Jou, São Paulo-SP, 1981. 
2. DIAS, Diego Lopes; Hidrólise de sais. Manual da Química. Disponível em: https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/hidrolise-sais.htm. Acesso em 21 set. 2019.
3. MATOS, Maria Auxiliadora Costa; Equilíbrio Ácido-base. Hidrólise de Sais. Disponível em: http://www.ufjf.br/nupis/files/2011/08/Aula-03-Hidr%C3%B3lise-de-Sais-2017-1-Dora.pdf. Acesso em 21 set. 2019.
4. SILVEIRA, Cristiano Betulucci; Phmetro: Instrumento de Medição de Acidez. Citisystems. Disponível em: https://www.citisystems.com.br/phmetro/. Acesso em 21 set. 2019. 
5. FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas; Sais no cotidiano. Brasil Escola. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/sais-no-cotidiano.htm. Acesso em 23 de setembro de 2019.
7. ANEXO
Para prepararmos as soluções descritas, os seguintes cálculos foram realizados:
Primeira Solução (100mL de Carbonato de Sódio a 0,5M)
Dados:
Título = 99,5% ou 0,995
Massa Molecular (MM) = 105,99g/mol
1) Primeiramente, foi feita a seguinte transformação de fórmula:
2) Com esta fórmula, calculou-se a massa do composto que seria utilizada:
3) Porém, como o composto não possui 100% de pureza, foi necessário recalcular a massa, utilizando agora, o título:
· Após o preparo da solução, foi necessário calcular o pH teórico, para então depois, ao utilizarmos o pHmetro, compararmos com o pH experimental e calcularmos o erro. NaOH - Kb (base forte)
H2CO3 – Ka1 = 4,31.10-7
	 Ka2 = 5,61.10-11 (ácido fraco)
 
 
Sal derivado de ácido fraco e base forte pH>7 (básico)
· Reação de Hidrólise:pKa2 = -logKa2
pKa2 = -log 5,61x10-11
pKa2 = 10,25
· Cálculo do pH:
A partir do cálculo anterior e do valor do pH dado pelo pHmetro, foi possível encontrar o erro relativo:
Segunda Solução (100mL de Acetato de Sódio a 50g/L)
Dados: 
Título = 99% ou 0,99
1) Primeiro, utilizamos a fórmula de concentração comum para encontrarmos a massa a a ser utilizada:
2) Como o reagente não possui 100% de pureza, foi necessário recalcular a massa utilizando o título:
· Após o preparo da solução, foi necessário calcular o pH teórico, para então depois, ao utilizarmos o pHmetro, compararmos com o pH experimental e calcularmos o erro.NaOH - Kb4 (base forte)
CH3COOH - Ka= 1,75x10-5 (ácido fraco)
 
 
Sal derivado de ácido fraco e base forte pH>7 (básico)
· Reação de Hidrólise:
· Cálculo do pH:pKa = -logKa
pKa = -log1,71.10-5
pKa = 4,757
C = conc. do sal (mol/L)
A partir do cálculo anterior e do valor do pH dado pelo pHmetro, foi possível encontrar o erro relativo:
Terceira Solução (100mL de Cloreto de Amônio a 0,2M)
Dados:
Massa Molecular (MM) = 53,49g/mol
Título = 99,5% ou 0,995
1) Primeiramente, calculamos a massa de cloreto de amônio que seria utilizada:
2) Como o composto não possui uma pureza de 100%, a massa teve que ser recalculada:
· Após o preparo da solução, foi necessário calcular o pH teórico, para então depois, ao utilizarmos o pHmetro, compararmos com o pH experimental e calcularmos o erroHCl - Ka107 (ácido forte)
NH4OH – Kb = 1,71x10-5 (base fraca)
Sal derivado de ácido forte e base fraca pH<7 (ácido)
· Reação de Hidrólise:
· Cálculo do pH:pKb = -logKb
pKb = -log (1,71.10-5)
pKb = 4,767
pH = 4,97
A partir do cálculo anterior e do valor do pH dado pelo pHmetro, foi possível encontrar o erro relativo:
Quarta Solução (100mL de Oxalato de Amônio a 0,2M)
Dados:
Massa Molecular (MM) = 142,11g/mol
Título = 99,5% ou 0,995
1) Primeiro, calculamos a massa de oxalato de amônio que seria utilizada:
2) Como o reagente não possui 100% de pureza, a massa foi recalculada:
· Após o preparo da solução, foi necessário calcular o pH teórico, para então depois, ao utilizarmos o pHmetro, compararmos com o pH experimental e calcularmos o erro.
 
 H2C2O4 – Ka1 = 2,4x10-2 (ácido fraco
	 Ka2 = 5,4x10-5
NH4OH – Kb = 1,71x10-5 (base fraca)
Sal derivado de ácido fraco e base fraca
· Reações de Hidrólise:
· Cálculo do pH:
Como Ka2Kb, a solução terá caráter neutro.
A partir do cálculo anterior e do valor do pH dado pelo pHmetro, foi possível encontrar o erro relativo: