relatorio Equilibrio Ionico ufg

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EQUILIBRIO IÔNICO - ACIDOS E BASES
UFG - Universidade Federal de Goiás
EMC - Escola de Engenharia Elétrica, Mecânica e de Computação
Av. Universitária, 1488 - Quadra 86 - Setor Leste Universitário
1. INTRODUÇÃO
Equilíbrio iônico é o estudo dos equilíbrios químicos envolvendo soluções aquosas de ácidos fracos e bases, que apresentam partículas iônicas e moléculas não ionizadas.
Grau de Ionização (α): É a grandeza que indica a porcentagem do ácido que sofreu ionização na solução. Quanto maior o α, mais forte é o ácido ou a base.
Uma solução tampão, é aquela solução capaz de manter aproximadamente constante o valor do seu pH quando é adicionado à ela um ácido ou base. Podemos dizer que a concentração do íon Hidrogênio não sofre grandes alterações devido à adição de substâncias ácidas ou básicas. A solução tampão pode ser constituída de um ácido fraco e seu respectivo sal ou uma base fraca e seu respectivo sal.
Portanto, o estudo a seguir foi feito com o objetivo de ilustrar o efeito do íon comum em equilíbrio envolvendo ácidos e bases fracas. Ilustrar o fenômeno de hidrólise de sais. Ilustrar a preparação de soluções tampão, bem como suas propriedades.
2. EXPERIMENTAÇÃO
2.1- Efeito do íon comum em equilíbrio ácido-base
Em um de béquer de 20 mL contendo 12,5 ± 0,2 mL de água destilada. Adicionou-se 5 gotas de ácido acético 4,0 mol/L, aferiu-se um pH de 3, logo após adicionou lentamente, com agitação, algumas gotas de solução 1,0 mol/L de acetato de sódio, e observou-se o pH de 4.
 Em um de béquer de 20 mL contendo 12,5 ± 0,2 de água destilada. Adicione 5 gota de hidróxido de amônio [base(alcalina)] 6,0 mol/L e mediu-se o valor do pH igual a 10. Adicionou-se lentamente, com agitação, algumas gotas de solução 4,0 mols/L de cloreto de amônio, e agora se observa o pH no valor entre 9 e 10 .
CH3COOH (aq) + H2O(l) ⇌ H3O- (aq) + CH3CO2 +(aq)
Equação 1 – Equilíbrio Iônico ácido base
CH3COOH → ácido mais fraco que o H3O;
H2O → base mais fraca que o CH3CO2;
H3O → ácido mais forte que o CH3COOH;
CH3CO2 → base mais forte que o H2O.
CH3COOH e CH3CO2 → são pares conjugados;
H2O e H3O → são pares conjugados.
2.2 – Soluções-tampão
	Em um béquer de 50 mL, misturou-se 10 mL de solução 0,20 mol/L de hidróxido de amônio e 15 mL de solução de cloreto de amônio 0,5 mol/L preparada no item a.Aferiu-se um pH de 6 . Adicionou-se uma gota de solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico, agitou-se a solução, e aferiu-se o pH igual a 4 .
Repetindo o procedimento até pH constante obteve-se com 5 gotas o pH igual a 3. Em outro béquer, com 10 mL de água destilada aferiu-se o pH da água igual a 7. Adicionando uma gota de solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico, agitando a solução, verificou-se o pH = 6 . O Ph constante foi atingido repetindo o procedimento até 12 gotas com o pH igual a 2.
	Número de Gotas (Ácido Clorídrico 0,1 mol/L)
	pH
	0
	7 
	1
	6
	2
	Entre 5 e 6
	5
	4
	>=12
	~2
Tabela 1 – Razão entre nº de gotas de HCl e o pH
	
Observação: Há medida que se adiciona ácido clorídrico o pH tende a baixar, pois este (HCl), na presença de água ioniza , o HCl é considerado forte pois praticamente todo H+ do ácido é ionizado, ou seja, a concentração de hidrogênio se encontra bastante elevada. Importante frisar que, no caso dos ácidos fortes, o equilíbrio não é estabelecido, pois todo ácido é ionizado.
Equação 3- Geral do tampão em função da concentração de ions OH-.
Calculos de pH:
Numeros de Mol 50ul.
HAc (aq) + H2O(l) ⇌ H3O+ (aq) + Ac-(aq)
	
	HAc (aq)
	+
	H2O (l) ⇌
	Ac- (aq)
	+
	H3O(aq)
	Início
	10-3
	
	~0,5
	0
	
	~0
	Adição
	x
	
	x
	x
	
	x
	Equilíbrio
	10-3-x
	
	~0,5-x
	x
	
	~0+x
C1=0,4 mol/L-1 = n/250.10-6 L
C2=10-7 mol/L-1 = n/10250.10-6 L
20 gotas = 1mL
C= 1mol-1= n/1000.10-6
Ka= Ke[H2O] = 1,75.10 -5
HAc (aq) ⇌ Ac - (aq) + H +(aq)
	
	HAc (aq)
	⇌
	Ac - (aq)
	H+ (aq)
	
	
	Início
	10-3
	
	10-3
	~0
	
	
	Adição
	x
	
	x
	X
	
	
	Equilíbrio
	10-3
	
	10-3
	X
	
	
Ka = (x(10-3/0,01125L)) / (10-3/0,01125L) = [H]+[Ac-]/[HAc]
-log Ka=-log (H+) – log [HAc]/ [Ac-]
pH = pKa+log[Ac-]/[HAc]
Uma mistura do hidróxido de amônia e cloreto de amônio (ácido e base conjugados)
formando um tampão. O pH pode ser calculado através da relação de concentrações do ácido e da base conjugada.
3. CONCLUSÕES
	Ao realizar os experimentos de Efeito do íon comum em equilíbrio ácido-base, pode-se notar na seguinte equação NH4Cl+NaOH NaCl+NH4OH que o NH4 é o íon comum, que tem a função de diminuir o grau de ionização do ácido. Desse modo, o valor da constante do equilíbrio não se altera.
Ao adicionar acetato de sódio (NaCH3COO) numa solução aquosa de ácido acético diluído (CH3COOH), o deslocamento de equilíbrio será para a esquerda, pois o íon comum , no caso, é o íon acetato (CH3COO(aq)). Esses íons terão que ser consumidos, formando-se ácido não ionizado. Como o íon acetato é o íon comum, o deslocamento do equilíbrio fez com que eles sejam consumidos e que o grau de ionização de ácido acético diminua. Portanto, o efeito do íon comum provoca a diminuição da concentração de íons H+(aq), aumentando o valor do PH.
Ao realizar os experimentos do PH de soluções de sais notamos que quando um sal dissolve na água, o PH resultante pode ser básico, ácido, ou neutro, dependendo da natureza do sal. A solução de cloreto de amônio(NH4Cl) é um sal de ácido forte e base fraca tornando a solução ácida(PH7)pois somente o aníon sofre hidrólise, aumentando a concentração de íons OH-.
Algumas substâncias agem na química de forma que impedem a variação ampla de PH de uma solução, ou seja, adicionando-se ácido ou base à solução, sob certas condições, esta permanecerá com o seu PH inalterado. Tais soluções recebem o nome de soluções tampão. Esse efeito pode ser observado ao realizar os experimentos das Soluções tampão. A solução de hidróxido de amônio e cloreto de amônio manteve o PH constante mesmo com a adição de um ácido (HCl).
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