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Relatório de Atividades
Universidade Federal de São Paulo, UNIFESP
Título: Equilíbrio Ácido/Base
Leandro Ferreira Rizzo(158894), Murilo de Andrade Lopes (158838), Vitória Morgon Jacó Rodrigues (156962)
UC: Química Geral Experimental
Curso: Engenharia Química Integral
Data da realização do experimento:      
Responsáveis:	 William Hermoso 
 William Hermoso
3
Resumo
O experimento proposto foi realizado visando, por meio de processos experimentais, determinar comportamento e perturbações de sistemas em equilíbrio e verificar casos de hidrólise. Para isso, foram realizados três experimentos: os dois primeiros consistiram na análise do efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de um ácido e base fracos, cujos resultados demonstraram a prevalência do caráter da substância inicial, isto é, caráter ácido na parte A e caráter básico na parte B. Já o terceiro experimento, consistiu na análise e estimativa da escala de pH a partir da medição em oito amostras de substâncias.
Introdução
Segundo Svante Arrhenius (1887), prestigiado químico sueco, ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam fornecendo íons H⁺, e bases são compostos que em soluções aquosas se dissociam em íons OH- [1].
Contudo, em 1923, os químicos Thomas Lowry, da Inglaterra, e Johannes Brønsted, da Dinamarca, desenvolveram uma nova compreensão sobre o processo fundamental responsável pelas propriedades de ácidos e bases, isto é, a transferência de um próton (um íon hidrogênio) de uma substância para outra. Dessa forma, a definição de Brønsted-Lowry é de que um ácido é um doador de próton e uma base é um receptor de prótons. Tal concepção é aceita e utilizada ainda nos dias de hoje.
HCl(aq) + H2O(l) H3O⁺ (aq) + Cl- (aq)
	Neste exemplo, o H2O recebe um íon hidrogênio formando H3O+, desta forma agindo como uma base.
	Os ácidos e bases podem ser classificados como fortes ou fracos seguindo o grau de desprotonação (perda de prótons), no caso dos ácidos, e pronotação (perda de prótons), no caso das bases. Um ácido forte é aquele completamente desprotonado, ou seja, quase todas as moléculas ou os íons ácidos transferiram, como prótons, seus átomos de hidrogênio ácidos para as moléculas de solvente. Já uma base forte é aquela completamente protonado, ou seja, quase todas as espécies básicas ganharam um próton. Assim, os elementos protonados ou desprotonados incompletamente são aqueles que somente uma fração de moléculas ganhou ou perdeu prótons, formando bases e ácidos fracos respectivamente [2]. 
	Ácidos fortes: HCl, HBr, HI, H2SO4, HClO4 e HNO3
	Ácidos fracos: HNO2, H3PO4, HCN e H2CO3
Bases fortes: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2
	Bases fracas: Mg(OH)2, NH4OH e as bases dos demais metais.
Sais inorgânicos são sempre formados pela reação de neutralização entre ácidos e bases. O cátion que forma o sal é proveniente da base, enquanto o ânion é proveniente do ácido. Assim, dependendo do tipo de ácido e de base que reage, a solução aquosa do sal formado pode ser classificada como neutra, ácida ou básica, podendo então alterar o pH das soluções.
A sigla pH (potencial hidrogeniônico) se refere à concentração de [H+] em uma solução e na temperatura de 25 ºC seu valor varia entre 0 e 14. Esse pode ser calculado como logaritmo negativo da concentração de íons [H+(aq)] na base 10: 
colog [H+] = - log [H+] 
pH = - log [H+]
[H+] = 10- pH, em mol/L
Dessa forma, o pH serve para nos indicar se uma solução é ácida (valores abaixo de 7), neutra (valores próximos a 7) ou básica (valores acima de 7).
Imagem 1. Escala de pH
A água, apesar de ser uma substância que sofre autoionização, isto é, produz (H+) e (OH-), a quantidade de íons formada é muito pequena, formando o equilíbrio iônico da água. 
H2O ⇌ H+ + OH-
Além disso, a constante de ionização da água (Kw) é dada pela seguinte expressão. Contudo, a presença de uma substância (dissolvida) na água pode modificar a quantidade de íons hidrônio e hidróxido.
Kw = [H+] . [OH-]
Dissolvido um sal em água, junto do equilíbrio de ionização da água, temos também o equilíbrio de dissociação do sal. A hidrólise ocorre quando pelo menos um dos íons provenientes da água interage com um dos íons do sal (cátion com ânion), formando ácido ou base. Entretanto, isso só ocorre se o eletrólito formado for de natureza fraca.
Quando um ácido, base ou sal, é dissolvido em água, este sofre dissociação, resultando em um equilíbrio iônico. Se um ácido fraco ou uma base fraca é misturado com um sal teremos a formação de uma solução-tampão. Nesse tipo de solução, temos a presença de dois equilíbrios químicos. Contudo, seus equilíbrios não sofrem grandes perturbações nem alterações no seu pH quando recebem eletrólitos que ionizam muito, como ácidos ou bases fortes [3].
Algumas das fórmulas utilizadas no equilíbrio químico são:
Ka (constante de ionização de um ácido) = [cátion] . [ânion] / [ácido]
Kb (constante de ionização de uma base) = [cátion] . [ânion] / [base] 
Deste modo, por meio do estudo do efeito de íons em equilíbrio de dissociação de ácido e base fraca, juntamente da hidrólise de sais em soluções, este relatório tem como objetivo observar comportamento e perturbações de sistemas em equilíbrio e verificar casos de hidrólise. 
Procedimento Experimental
a) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco: Colocou-se em um tubo de ensaio 2 a 3 mL (40 a 60 gotas) de solução de ácido acético (CH₃COOH) 0,2 mol/L. Em seguida, foi adicionado 2 a 3 gotas de solução de indicador universal (mistura de vermelho de metila, fenolftaleína, azul de timol e azul de bromotimol) e após agitação, observou-se a coloração tendo o valor correspondente do pH anotado. 
Transferiu-se metade da solução a outro tubo de ensaio igual, limpo e seco. A um destes tubos foi adicionado 1 ou 1,5 mL (20 a 30 gotas) de água destilada e a solução agitada. Ao outro tubo adicionou-se, sempre sob agitação, sucessivas porções de 5 gotas de solução de acetato de sódio (C2H3NaO2) 0,4 mol/L, até que o volume total se igualasse ao do primeiro tubo. Após cada adição, observou-se a cor, anotando-a e logo foi anotado o pH correspondente. Estimou-se o pH da solução a cada dez gotas: o equilíbrio apropriado foi montado, utilizando as expressões pertinentes e levado em conta a variação de volume. Posteriormente, estimou-se o volume de uma gota.
b) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca: Colocou-se em um tubo de ensaio 2 a 3 mL (40 a 60 gotas) de solução hidróxido de amônio (NH₄OH) 0,2 mol/L. Em seguida, foi adicionado 2 a 3 gotas de solução de indicador universal (mistura de vermelho de metila, fenolftaleína, azul de timol e azul de bromotimol) e após agitação, observou-se a coloração tendo o valor correspondente do pH anotado. 
Transferiu-se metade da solução a outro tubo de ensaio igual, limpo e seco. A um destes tubos foi adicionado 1 ou 1,5 mL (20 a 30 gotas) de água destilada e a solução agitada. Ao outro tubo adicionou-se, sempre sob agitação, sucessivas porções de 5 gotas de solução de cloreto de amônio (NH4Cl) 0,4 mol/L, até que o volume total se igualasse ao do primeiro tubo. Após cada adição, observou-se a cor, anotando-a e logo foi anotado o pH correspondente. Estimou-se o pH da solução a cada dez gotas: o equilíbrio apropriado foi montado, utilizando as expressões pertinentes e levado em conta a variação de volume. Posteriormente, estimou-se o volume de uma gota.
c) “Hidrólise” de sais em soluções: Colocou-se, em tubos de ensaio numerados, 40 gotas das soluções aquosas dos seguintes sais: 
1) Cloreto de amônio 0,2 mol/L; 
2) Acetato de sódio 0,2 mol/L; 
3) Carbonato de sódio 0,3 mol/L; 
4) Hidrogenocarbonato de sódio 0,3 mol/L; 
5) Hidrogenossulfato de potássio 0,2 mol/L; 
6) Monohidrogenofosfato de sódio 0,4 mol/L; 
7) Dihidrogenofosfato de sódio 0,4 mol/L; 
8) Cloreto de alumínio 0,2 mol/L. 
Adicionou-se aos tubos 1 gota de indicador universal. Em seguida, os tubos foram agitados para homogeneização e o valor do pH de cada solução anotado.Anotou-se todas as concentrações dos sais utilizados. Estimou-se o pH de cada solução. 
Resultados e Discussão
Tabela 1.  pH para demonstração das colorações
	Intervalo de pH
	 Descrição
	 Cor
	0-2
	Ácido forte
	VERMELHO
	2-4,8
	Ácido
	LARANJA
	4,8-7
	Ácido fraco
	AMARELO
	7
	Neutro
	ESVERDEADO
	7-7,5
	Base fraca
	VERDE
	7,5-11
	Base
	AZUL
	11-14
	Base forte
	LILÁS
a) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco
Para analisar o efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco, primeiramente adicionou-se de 2 mL (40 gotas) de ácido acético (CH₃COOH) de concentração 0,201 mol/L em um tubo de ensaio com 2-3 gotas de solução de indicador universal, misturando a solução em seguida. Observou-se o surgimento de uma coloração vermelha-alaranjada, correspondente a seu pH ácido de valor 2,72. 
CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO- + H3O+
	CH3COOH +
	H2O ⇌
	CH3COO- + H3O
	I       0,201
	-
	-
	EQ     0,201 - X
	X
	X
K= [CH3COO-].[H3O+] / [CH3COOH] 
 1,8.10-5 = X2/0,201 – X
X = 0,00189313
pH = -log 0,00189313
pH = 2,72
Posteriormente, metade da solução foi transferida para outro tubo de ensaio. No primeiro tubo adicionou-se 1 mL (20 gotas) de água destilada (0,05 mL por gota) agitando a solução em seguida.
Vin + Cin = C1
V = Vin + 1 mL = 3 mL
0,201 × 2/1000 = C × 3/1000
C1 = 0,134 mol
	CH3COOH + H2O
	⇌ CH3COO-
	+ H3O
	I      0,134
	X
	-
	EQ       0,134 - X
	X
	X
K = X2/0,134 - X = 1,34.10-5 = 0,00154400
pH = -log 0,00154400
pH = 2,81
No segundo tubo foram adicionadas sucessivas porções de 5 gotas de uma solução de acetato de sódio (C2H3NaO2) 0,421 mol/L sob agitação, anotando sua coloração e seu valor de pH correspondente a cada adição correspondente como demonstrado abaixo. Quando o volume do tubo 2 se igualou ao tubo 1, observou-se uma coloração final laranja cujo respectivo pH foi de 5,06.
1a adição:
	CH3COOH + H2O
	⇌ CH3COO-
	+ H3O
	I      0,154
	0,0807
	-
	EQ       0,154-X
	0,0807
	X
Gota = 0,05 × 5 = 0,25
C2 = [CH3COO-] = N / 0,25 + 1,05 = 0,105/1000 × 1000/1,3 = 0,0807
C2’ = [CH3COOH] = Ci /1,3 = 0,201 / 1,3 = 0,154
K = (C2 + X) X/C2’- X = 1,8.10-5
K = (0,0807 + X) X/0,154 - X = 1,8.10-5
K = 3,43.10-5
pH = -log 3,43.10-5
pH = 4,46
2a adição
	CH3COOH + H2O
	⇌ CH3COO-
	+ H3O
	I      0,129
	0,135
	-
	EQ       0,129 - X
	0,135 + X
	X
Gotas = 0,05 × 10 = 0,5
N = 0,421 × 0,5 = 0,2105
C2 = [CH3COO-] = 0,2105 / 0,5 + 1,05 = 0,135
C2’ = [CH3COOH] = 0,201 /0,5 +1,05 = 0,129
K = (C2 + X) X/ C2’- X = 1,8.10-5
K = (0,135 + X) X/ 0,129 - X = 1,8.10-5
K = 1,72.10-5
pH = -log 1,72.10-5
pH = 4,76
3a adição
	CH3COOH + H2O
	⇌ CH3COO-
	+ H3O
	I      0,111
	0,175
	-
	   EQ       0,111 - X
	 0,175 + X
	X
Gotas = 0,05 ×15 = 0,75
N = 0,421 × 0,75 = 0,3157
C2 = [CH3COO-] = 0,3157 / 0,75 + 1,05 = 0,175
C2’ = [CH3COOH] = 0,201 /0,75 + 1,05 = 0,111
K = (C2 + X) X/ C2’- X = 1,8.10-5
K = (0,175 + X) X/ 0,111 - X = 1,8.10-5
K = 1,1415.10-5
pH = -log 1,1415.10-5
pH = 4,94
	4a adição 
	CH3COOH + H2O
	⇌ CH3COO-
	+ H3O
	I      0,111
	0,175
	-
	EQ       0,111 - X
	0,175 + X
	X
Gotas = 0,05 × 20 = 1
N = 0,421 × 0,75 = 0,421
C2 = [CH3COO-] = 0,421/1 + 1,05 = 0,205
C2’ = [CH3COOH] = 0,201/ 1 + 1,05 = 0,098
K = (C2 + X) X/C2’ - X = 1,8.10-5
K = (0,205 + X) X/0,098 - X = 1,8.10-5
K = 8,60.10-6
pH = -log 8,60.10 -6
pH = 5,06
Veja os valores ilustrados no quadro abaixo:
Quadro 1. pH e coloração das soluções
	
	Gotas
	pH
	Coloração
	Inicial (CH₃COOH)
	40
	2,72
	LARANJA
	H2O
	20
	2,81
	LARANJA
	1a adição
	5
	4,46
	LARANJA
	2ª adição
	10
	4,76
	LARANJA
	3a adição
	15
	4,94
	AMARELO
	4a adição
	20
	5,0
	AMARELO
Levado em conta o equilíbrio, utilizado as expressões pertinentes e considerado a variação de volume e concentração de cada adição, foram calculados os pH's de cada fase. Os tubos foram comparados entre si permitindo a análise de suas colorações e colocações como ácidos fortes e fracos. Os valores calculados foram aproximados aos valores cedidos no roteiro proposto devido a estimativa teórica dos resultados com base nos cálculos.
b) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca
Para analisar o efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca, primeiramente adicionou-se 2 mL (40 gotas) de solução hidróxido de amônio (NH₄OH) 0,211 mol/L em um tubo de ensaio com 2-3 gotas de solução de indicador universal, misturando a solução em seguida. Observou-se o surgimento de uma coloração lilás, correspondente a seu pH básico de valor 11,29. 
NH4OH ⇌ NH4+ + OH-
	NH4OH
	⇌ NH4
	OH-
	I      0,211
	-
	-
	EQ       0,211 - X
	X
	X
K = (C2 + X) X/C2’ - X = 1,8.10-5
K = X2 /0,211 - X = 1,8.10-5
K = 0,00193987
pOH = -log 0,00193987
pOH = 2,71
pH = 14 - 2,71
pH = 11,29
Posteriormente, metade da solução foi transferida para outro tubo de ensaio. No primeiro tubo adicionou-se 1 mL (20 gotas) de água destilada (0,05 mL por gota) agitando a solução em seguida.
	NH4OH
	⇌ NH4
	+ OH-
	I      C
	-
	-
	EQ       C - X
	X
	X
C1 × V1 = C2 × V2
0,211 × 1= C1 × 2
C1 = 0,1055 mol/L
K = (C2 + X) X/C2’ - X = 1,8.10-5
K = X2/0,1055 - X = 1,8.10-5
K = 0,00136907
pOH = -log 0,00136907
pOH = 2,86
pH = 14 - 2,86
pH = 11,14
No segundo tubo foram adicionadas sucessivas porções de 5 gotas de uma solução de cloreto de amônio (NH4Cl) 0,398 mol/L sob agitação, anotando sua coloração e seu valor de pH correspondente a cada adição correspondente como demonstrado abaixo. Quando o volume do tubo 2 se igualou ao tubo 1, observou-se uma coloração final azul cujo respectivo pH foi de 8,92. 
1a adição
	NH4OH
	⇌ NH4
	+ OH-
	I      C2
	C2’
	-
	EQ       C2 - X
	C2’ + X
	X
Gota = 0,05 × 5 = 0,25
N = 0,25 × 0,398 = 0,0995 mol
C2 = 0,0995/0,25 + 1 = 0,0796 mol/L
C2’ = 0,201/0,25 + 1 = 0,1688 mol/L
K = (C2 + X) X/ C2’ - X = 1,8.10-5
K = 0,0796/0,1688 - X = 1,8.10-5
K = 3,87698.10-5
pOH = -log 3,87698.10-5
pOH = 4,42
pH = 14 - 4,42
pH = 9,58
	2a adição 
	NH4OH
	⇌ NH4
	+ OH-
	I     0,1406
	0,1326
	-
	EQ       0,1406
	0,1326 + X
	X
Gota = 0,05 × 10 = 0,5 
N = 0,5 × 0,398 = 0,199 mol
C2 = 0,199/0,5 + 1 = 0,1326 mol/L
C2’ = 0,201/0,5 + 1 = 0,1406 mol/L
K = (C2 + X) X/C2’ - X = 1,8.10-5
K = (0,1326 + X) X/0,1406 - X = 1,8.10-5
K = 1,90806.10-5
pOH = -log 1,90806.10-5
pOH = 4,42
pH = 14 - 4,72
pH = 9,28
	3a adição 
	NH4OH
	⇌ NH4
	+ OH-
	I     0,1205
	0,1705
	-
	EQ       0,1205
	0,1705 + X
	X
Gota = 0,05 × 15 = 0,75
N = 0,5 × 0,398 = 0,2985 mol
C2 = 0,2985/0,75 + 1 = 0,1205 mol/L
C2’ = 0,201/0,75 + 1 = 0,1705 mol/L
K = (C2 + X) X/C2’ - X = 1,8.10-5
K = (0,1705 + X) X/0,1205 - X = 1,8.10-5
K = 1,27191.10-5
pOH = -log 1,27191.10-5
pOH = 4,9
pH = 14 - 4,9
pH = 9,1
	4a adição
	NH4OH
	⇌ NH4
	+ OH-
	I     0,1055
	0,199
	-
	EQ       0,1055
	0,199 + X
	X
Gota = 0,05 × 20 = 1 
N = 1 × 0,398 = 0,398 mol
C2 = 0,211 / 1+ 1 = 0,199 mol/L
C2’ = 0,398/ 1 + 1 = 0,1055 mol/L
K = (C2 + X) X/C2’ - X = 1,8.10-5
K = (0,199 + X) X/0,1055 - X = 1,8.10-5
K = 9,54139.10-5
pOH = -log 9,54139.10-5
pOH = 5,02
pH = 14 - 4,9
pH = 8,92
Veja os valores ilustrados no quadro abaixo:
Quadro 2. pH e coloração das soluções
	
	Gotas
	pH
	Coloração
	Inicial (CH3COOH)
	40
	11,29
	LILÁS
	H2O
	20
	11,14
	AZUL
	1a adição
	5
	9,58
	AZUL
	2ª adição
	10
	9,28
	AZUL
	3a adição
	15
	9,1
	AZUL
	4a adição
	20
	8,92
	AZUL
Após levar em conta o equilíbrio, utilizando as expressões pertinentes considerando a variação de volume e a concentração de cada adição, foram calculados os pH 's de cada fase desse experimento, onde foram comparados entre si mostrando suas colorações e suas colocações como bases fortes e fracos. Os valores calculados foram próximos aos valores cedidos no roteiro proposto devido a estimativa teórica dos resultados com base nos cálculos.
c) “Hidrólise” de sais em soluções
Em tubos de ensaio numerados, foram adicionadas 40 gotas das soluções aquosas dos seguintes sais: 
Quadro 3. soluções e suas concentrações
	SAL
	CONCENTRAÇÃO
	Cloreto de amônio
	0,2
	Acetato de sódio
	0,2
	Carbonato de sódio
	0,3
	Hidrogenocarbonato de sódio
	0,3
	Hidrogenossulfatode potássio
	0,2
	Monohidrogenofosfato de sódio
	0,4
	Dihidrogenofosfato de sódio
	0,4
	Cloreto de alumínio
	0,2
Adicionou-se 1 gota de indicador universal aos tubos e em seguida estes foram agitados para homogeneização, tendo o valor do pH de cada solução estimado e anotado.
Tubo 1: Cloreto de amônio 0,2 mol/L:
NH4Cl + H2O ⇌ HCl + NH4OH
NH4Cl ⇌ NH4+ + Cl-            Kb= 1,8.105 
     
NH4+ + H2O ⇌ NH4OH + H2O
Kh = Kw/Kb = [NH4OH].[H3O] / [NH4]
1,0.10-14 /1,8.10-5 = X2/0,2
0,2.10-14/1,8.10-5 = X2 0,11.10-5
1,1.10-10 = X2
X = 1,04.10-5 mol/L
pH = -log 1,04.10-5
pH = 4,98
Tubo 2: Acetato de sódio 0,2 mol/L:
CH3COONa + H2O ⇌ CH3COOH + NaOH
CH3COONa ⇌ CH3COO- + OH-
Kb = 5,56.10-10
5,56.10-10 = [CH3COOH].[OH] / [CH3COO-]
5,56.10-10 = X2/0,2 - X
1,05.10-5 = X
	Na+    +
	OH-    ⇌
	 NaOH
	0,2
	1,05.10-5
	X
pOH = -log [OH-]
pOH = 4,98
pH + pOH = 14
pH = 14 - 4,98
pH = 9,02
Tubo 3: Carbonato de sódio 0,3 mol/L:
2Na+ + CO3-2 + H+2 + OH-
CO3-2 + H2O ⇌ HCO3- + OH-
ÍON SÓDIO NÃO SOFRE HIDRÓLISE
Ka2 = 5,6.10-11
Kb = 5,6.10-11/1.10-14 = 1,78.10-4
Kb = 1,8.10-4  = X2/0,3 - X
X = 0,00725902
-log 0,00725902 = pOH
pOH = 2,13
pH = 14 - 2,13
pH = 11,87.
Tubo 4: Hidrogenocarbonato de sódio 0,3 mol/L:
NaHCO3 ⇌ Na+ + HCO3
HCO3 + H2O ⇌ H2CO3 + OH-
ÍON SÓDIO NÃO SOFRE HIDRÓLISE
Kb = 1,8.10-5 = X2/0,3  
X = 5,4.10-6
pOH = -log 5,4.10-6
pOH = 5,26
pH = 14 - 5,26
pH = 8,74  
Tubo 5: Hidrogenossulfato de potássio 0,2 mol/L:
KHSO4 ⇌ K+ + HSO4
HSO4 + H2O ⇌ H2SO4 + OH-
ÍON POTÁSSIO NÃO SOFRE HIDRÓLISE
KA2 = 1,2.10-2
1,2.10-2 = X.(0,2 + X)/0,2 - X
X = 2.10-1
pH = -log 2.10-2
pH = 1,69
Tubo 6: Monohidrogenofosfato de sódio 0,4 mol/L:
NaHPO ⇌ Na+ + HPO4
HPO4 + H2O ⇌ H2PO4 + OH-
ÍON SÓDIO NÃO SOFRE HIDRÓLISE
Kb = 1,8.10-5 = X2/0,4  
X = 1,79984.10-5
pOH = -log 1,79984.10-5
pOH = 4,74
pH = 14 - 4,74
pH = 9,26
Tubo 7: Dihidrogenofosfato de sódio 0,4 mol/L:
NaH2PO4 ⇌ Na+ + H2PO4
H2PO4 + H2O ⇌ H3PO4 + OH-
ÍON SÓDIO NÃO SOFRE HIDRÓLISE
Kb = 1,8.10-5 = X2/0,4  
X = 7,2.10-5
pH = -log 7,2.10-5
pH = 5,14
Tubo 8: Cloreto de alumínio 0,2 mol/L:
AlCl3 ⇌ Al3+ + 3Cl- 
[Al(H2O)6] 3+ ⇌ [Al(H2O)5(OH)]2+ H+
CLORETO NÃO SOFRE HIDRÓLISE
Ka = 1,4.10-5 = X2/0,2 - X
X = 0,00167332
pH = -log 0,00167332
pH = 2,77
Quadro 4. pH e coloração das soluções
	SAL
	pH
	Coloração
	Cloreto de amônio
	4,98
	AMARELO
	Acetato de sódio
	9,02
	AZUL
	Carbonato de sódio
	11,87
	LILÁS
	Hidrogenocarbonato de sódio
	8,74
	AZUL
	Hidrogenossulfato de potássio
	1,69
	VERMELHO
	Monohidrogenofosfato de sódio
	9,26
	AZUL
	Dihidrogenofosfato de sódio
	5,14
	LARANJA
	Cloreto de alumínio
	2,77
	LARANJA
Por meio dos procedimentos realizados foi possível o cálculo do pH das substâncias determinadas. Em seguida, observou-se o teste do processo de hidrólise (criação de uma base ou um ácido a partir da adição de um sal em água, ocorrendo ionização da mesma) resultando em substâncias fracas, uma vez que substâncias fortes apresentam um elevado grau de dissociação. Assim, quando misturamos um sal à água, podemos obter ou não a formação de ácido ou base, influenciando no pH de ambos.
Conclusão
Por meio dos estudos realizados confirmou-se que para determinar comportamentos e perturbações de sistemas em equilíbrio e verificar casos de hidrólise determinados passos devem ser seguidos à risca para que o cálculo e a manipulação dos materiais seja precisa. Dessa forma, durante o experimento, o cálculo meticuloso do volume, sua concentração e pH foram imprescindíveis para obtenção de um resultado satisfatório. Nas etapas A e B do experimento foi possível analisar o efeito do íons comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco e base fraca por meio da comparação entre as soluções e as mudanças de pH, aumento nas soluções ácidas e diminuição nas soluções básicas. Além disso, na etapa C por meio dos procedimentos realizados foi possível o cálculo do pH das substâncias determinadas e observou-se a ocorrência de hidrólise nos tubos 1 e 2.
Referências
[1] BROWN, T.L.; LEMAY, H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química: A ciência central, 9ª Ed., Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005.
[2] ATKINS, P.; JONES, J. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente, 7a Ed., Bookman, Porto Alegre, 2018. 
[3] KOTZ, J.C.; TREICHEL Jr, P. M..Química Geral e Reações Químicas. Cengage Learning, São Paulo, 2009. 
[4] MAHAN B. H. e MEYERS, R. J.. Química, um curso universitário, tradução da 4a edição americana, Ed. Edgard Blücher, 1993.
[5] VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa, 5a ed., Mestre Jou, São Paulo, 1981.
Imagem 1. Como são os indicadores universais? - Clubedaquimica. Clubedaquimica.com. Disponível em: <https://clubedaquimica.com/2021/04/02/como-sao-os-indicadores-universais/>. Acesso em: 29 julho 2021.
Disponível em: <https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/conceito-ph.htm>, Acesso em: 28 julho 2021.