Experimento 7 Qt

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO PAULO

CAMPUS DIADEMA

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA

Experimento 7:

Equilíbrio Ácido-Base

Diadema

Outubro de 2012

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO PAULO

CAMPUS DIADEMA

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA

Jéssica Marques

Mariana Lima

Sabrina Silva

Experimento 7:

Equilíbrio Ácido-Base

Diadema

Outubro de 2012

Trabalho referente à disciplina de Química das Transformações,

como parte da avaliação semestral.

I. RESUMO

Neste experimento foram usados os conceitos de equilíbrio ácido-base aprendidos nas

aulas teóricas, principalmente os seguintes tópicos:

Efeito do íon comum

Hidrólise de sais em solução

Propriedades anfotéricas

O estudo foi feito em laboratório dividindo o experimento em quatro partes. Na parte

A o efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco foi observado com uma

solução de ácido acético, indicador universal, água destilada e acetato de sódio. Foi feita uma

estimativa do pH e do volume de uma gota. Na parte B foi feito o mesmo procedimento,

porém foram utilizados hidróxido de amônio e cloreto de amônio; a cada dez gotas o pH foi

observado.

Já na parte C pode-se visualizar a “hidrólise” de oito sais em solução ao adicionar uma

gota de indicador universal a cada solução de sal. E também se pode estimar o pH.

Na última parte do sétimo experimento em três tubos de ensaio foram coladas cerca de

20 gotas de cloreto de alumínio e o pH foi estimado a cada dez gotas ao adicionar NaOH, HCl

e hidróxido de amônio. O mesmo foi repetido em outros três tubos de ensaio com hidróxido

de sódio.

Após todos os dados coletados foi feito o calculo de pH para a verificação se a cor

observada corresponde ao pH calculado. [1]

II. INTRODUÇÃO

O sétimo experimento realizado na aula prática da disciplina de Química das

Transformações foi com base nas aulas de Equilíbrio Ácido Base.

O equilíbrio químico ocorre quando as reações direta e inversa ocorrem com

velocidades iguais. Isso quer dizer que essas reações não param de ocorrer e no sistema

sempre há quantidades de reagentes formando produtos e produtos formando reagentes.

Contudo, suas concentrações não são necessariamente iguais no equilíbrio, mas são levadas

em consideração para o cálculo da constante de equilíbrio Keq.[2]

Com base na equação genérica: aA + bB cC podemos calcular o Keq

Keq = [C]ᶜ

[A]ª[B]ᵇ

Por meio de reações ácido-base foi possível observar o efeito do íon comum em

equilíbrio de dissociação de ácido fraco e de base fraca, a “hidrólise” de sais em soluções e

propriedades anfotéricas.

III. OBJETIVOS

O experimento foi feito com o objetivo de observar o comportamento e as perturbações de sistemas em equilíbrio e, também, para verificar os casos de hidrólise e de anfoterismo.

IV. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Na parte A do experimento, com o objetivo de verificar o efeito do íon comum em

equilíbrio de dissociação de ácido fraco, colocaram-se 50 gotas de solução de ácido acético

0,2 mol/L em um tubo de ensaio, o qual foram adicionadas 3 gotas de indicador universal.

Através da cor rosa obtida após a agitação, concluiu-se pH = 1.

Transferiu-se metade dessa solução a um tubo de ensaio em que 20 gotas de água

destilada foram acrescidas. A cor rosa indicando pH = 1 permaneceu. Logo em seguida,

colocou-se, sob agitações sucessivas, 15 gotas de solução de acetato de sódio 0,4 mol/L e

após observada a cor laranja concluiu-se pH = 5.

Na parte B, o mesmo foi feito com solução de hidróxido de amônio 0,2 mol/L para

perceber o efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca. Quando

adicionadas 50 gotas de NH4OH (aq) no tubo de ensaio contendo 20 gotas de água destilada, a

cor obtida foi roxo claro indicando pH = 11. Já no tubo que continha solução de hidróxido de

amônio mais 15 gotas de cloreto de amônio 0,4 mol/L, percebeu-se um clareamento da

coloração para lilás indicando pH = 13.

A parte C referiu-se à hidrólise dos sais em solução e foi feita com 8 tubos de ensaio,

cada um com 40 gotas de um sal diferente em que foi adicionada 1 gota do indicador

universal para estimar o pH. A seguir estão os sais com suas respectivas concentrações,

colorações e pH resultante:

1) Cloreto de amônio (0,4 mol/L): laranja, pH = 4

2) Acetato de sódio (0,4 mol/L ): azul, pH = 10

3) Carbonato de sódio (1,0 mol/L): roxo, pH = 12

4) Hidrogenocarbonato de sódio (0,1 mol/L): roxo, pH = 13

5) Hidrogenossulfato de potássio (0,5 mol/L): rosa, pH = 1

6) Monohidrogenofosfato de sódio (0,5 mol/L): amarelo pH = 6

7) Dihidrogenofosfato de sódio (0,5 mol/L): verde pH = 8

8) Nitrato ou cloreto de alumínio (0,5 mol/L): rosa, pH = 1

Na parte D, referente a propriedades anfotéricas, prepararam-se 6 tubos de ensaio: 3

tubos com 20 gotas de cloreto de alumínio 0,5 mol/L e nos restantes 20 gotas de hidróxido de

sódio 1,0 mol/L. Com a solução de indicador universal, percebeu-se que nos tubos com

cloreto de alumínio a coloração era rosa (1 < pH < 3) e nos tubos com hidróxido de sódio era

azul e pH = 10.

Tubos referentes a cloreto de alumínio:

1) Com adição de 20 gotas de NaOH 1,0 mol/L :1< pH < 3

2) Com adição de 20 gotas de HCl 1,0 mol/L: pH = 1

3) Com adição de 20 gotas de hidróxido de amônio 1,0 mol/L :1< pH < 3

Tubos referentes a hidróxido de sódio:

1) Com adição de 20 gotas de NaOH 1,0 mol/L: pH = 10

2) Com adição de 10 gotas de HCl: pH = 10 / Com 20 gotas de HCl: pH = 4

3) Com adição de 20 gotas de hidróxido de amônio: pH = 10

V. RESULTADOS

Parte A

1) HC2H3O2 (0,2 mol/L): rosa, pH = 1

2) HC2H3O2 (0,14 mol/L): rosa, pH = 1

3) HC2H3O2 (0,2 mol/L) + NaC2H3O2 (0,4 mol/L): laranja, pH = 3

Parte B

1) NH4OH (0,2 mol/L): roxo, pH = 11

2) NH4OH (0,14 mol/L): roxo, pH = 11

3) NH4OH (0,2 mol/L) + NH4Cl (0,4 mol/L): lilás, 13 < pH < 15

Parte C

1) Cloreto de amônio (0,4 mol/L): laranja, pH = 4

2) Acetato de sódio (0,4 mol/L ): azul, pH = 10

3) Carbonato de sódio (1,0 mol/L): roxo, pH = 12

4) Hidrogenocarbonato de sódio (0,1 mol/L): roxo, pH = 13

5) Hidrogenossulfato de potássio (0,5 mol/L): rosa, pH = 1

6) Monohidrogenofosfato de sódio (0,5 mol/L): amarelo pH = 6

7) Dihidrogenofosfato de sódio (0,5 mol/L): verde pH = 8

8) Nitrato ou cloreto de alumínio (0,5 mol/L): rosa, pH = 1

Parte D

Tubos referentes a cloreto de alumínio:

1) Com adição de 20 gotas de NaOH 1,0 mol/L :1< pH < 3

2) Com adição de 20 gotas de HCl 1,0 mol/L: pH = 1

3) Com adição de 20 gotas de hidróxido de amônio 1,0 mol/L :1< pH < 3

Tubos referentes a hidróxido de sódio:

1) Com adição de 20 gotas de NaOH 1,0 mol/L: pH = 10

2) Com adição de 10 gotas de HCl: pH = 10 / Com 20 gotas de HCl: pH = 4

3) Com adição de 20 gotas de hidróxido de amônio: pH = 10

VI. DISCUSSÃO

Parte A

Cálculo pH HC2H3O2 (0,2 mol/L)

HC2H3O2(aq) H+(aq) + C2H3O2-(aq)

INÍCIO 0,2 M 0 0

REAÇÃO - x + x + x

EQUILÍBRIO (0,2 – x) M x x

[3] ka = 1,74 . 10-5

ka = [H+] . [C2H3O2-]

[HC2H3O2]

x = [H+] = 1,86 . 10-3 mol/L

pH = - log [H+]

pH = 2,73

Cálculo pH HC2H3O2 (0,14 mol/L)

Número de mols de HC2H3O2 = 5 . 10-4 mol

Vfinal = 2,5 + 1 = 3,5 mL = 3,5 . 10-3 L

C = 0,14 mol/L


INÍCIO 0,14 M 0 0



[3] ka = 1,74 . 10-5

ka = [H+] . [C2H3O2-]

[HC2H3O2]

x = [H+] = 1,56 . 10-3 mol/L

pH = - log [H+]

pH = 2,8

Cálculo pH HC2H3O2 (0,2 mol/L) com adição de NaC2H3O2 (0,4 mol/L)


INÍCIO 0,2 M 0 0,4 M


EQUILÍBRIO (0,2 – x) M x (0,4 + x) M

[3] ka = 1,74 . 10-5

ka = [H+] . [C2H3O2-]

[HC2H3O2]

x = [H+] = 8,7 . 10-6 mol/L

pH = - log [H+]

pH = 5,06

Parte B

Cálculo pH NH4OH (0,2 mol/L)

NH4OH (aq) NH4+(aq) + OH-(aq)

INÍCIO 0,2 M 0 0



[3] kb = 1,8 . 10-5

kb = [NH4+] . [OH-]

[NH4OH]

x = [OH-] = 1,9 . 10-3 mol/L

pOH = - log [OH-]

pOH = 2,72

pH + pOH = 14

pH = 11,28

Cálculo pH NH4OH (0,14 mol/L)

Número de mols de NH4OH = 5 . 10-4 mol

Vfinal = 2,5 + 1 = 3,5 mL = 3,5 . 10-3 L

C = 0,14 mol/L


INÍCIO 0,14 M 0 0



[3] kb = 1,8 . 10-5

kb = [NH4+] . [OH-]

[NH4OH]

x = [OH-] = 1,6 . 10-3 mol/L

pOH = - log [OH-]

pOH = 2,8

pH + pOH = 14

pH = 11,2

Cálculo pH NH4OH (0,2 mol/L) com adição de NH4Cl (0,4 mol/L)


INÍCIO 0,2 M 0,4 M 0


EQUILÍBRIO (0,2 – x) M (0,4 + x) M x

[3] kb = 1,8 . 10-5

kb = [NH4+] . [OH-]

[NH4OH]

x = [OH-] = 9 . 10-6 mol/L

pOH = - log [OH-]

pOH = 5,04

pH + pOH = 14

pH = 8,96

Parte C

1) Cloreto de Amônio

NH4Cl(aq) NH4+

(aq) + Cl-(aq)

NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq)

INÍCIO 0,4 M - 0 0

REAÇÃO - x - + x + x

EQUILÍBRIO (0,4 – x) M - x x

[3] ka = 5,6 . 10-10

ka = [H3O+] . [NH3]

[NH4+]

x = [H3O+] = 1,5 . 10-5 mol/L

pH = - log [H3O+]

pH = 4,8

2) Acetato de Sódio

NaC2H3O2 (aq) Na+(aq) + C2H3O2

-(aq)

C2H3O2-(aq) + H2O(l) HC2H3O2(aq) + OH-(aq)

INÍCIO 0,4 M - 0 0



[3] ka = 1,74 . 10-5

kb = kw/ka

kb = [HC2H3O2] . [OH-]

[C2H3O2-]

x = [OH-] = 1,52 . 10-5 mol/L

pOH = - log [OH-]

pOH = 4,8

pH + pOH = 14

pH = 9,2

3) Carbonato de Sódio

Na2CO3(aq) Na+(aq) + CO3

2-(aq)

CO32-(aq) + H2O(l) HCO3- (aq) + OH-(aq)

INÍCIO 1,0 M - 0 0



[3] ka = 4,3 . 10-7

kb = kw/ka

kb = [HCO3-] . [OH-]

[CO32-]

x = [OH-] = 1,52 . 10-4 mol/L

pOH = - log [OH-]

pOH = 3,8

pH + pOH = 14

pH = 10,2

4) Hidrogenocarbonato de sódio

NaHCO3(aq) Na+(aq) + HCO3

-(aq)

HCO3-(aq) + H2O(l) H2CO3 (aq) + OH-(aq)

INÍCIO 0,1 M - 0 0



[3] ka = 5,6 . 10-11

kb = kw/ka

kb = [H2CO3] . [OH-]

[HCO3-]

x = [OH-] = 4,22 . 10-3 mol/L

pOH = - log [OH-]

pOH = 2,4

pH + pOH = 14

pH = 11,6

5) Hidrogenossulfato de potássio

KHSO4(aq) K+(aq) + HSO4

-(aq)

HSO4-(aq) + H2O(l) H2SO4 (aq) + OH-(aq)

INÍCIO 0,5 M - 0 0



[3] ka = 1,2 . 10-2

kb = kw/ka

kb = [H2SO4] . [OH-]

[HSO4-]

x = [OH-] = 6,45 . 10-7 mol/L

pOH = - log [OH-]

pOH = 6,2

pH + pOH = 14

pH = 7,8

6) Monohidrogenofosfato de sódio

Na2HPO4(aq) Na+(aq) + HPO4

2-(aq)

HPO42-(aq) + H2O(l) H2PO4- (aq) + OH-(aq)

INÍCIO 0,5 M - 0 0



[3] ka = 6,2 . 10-8

kb = kw/ka

kb = [H2PO4-] . [OH-]

[HPO42-]

x = [OH-] = 2,71 . 10-4 mol/L

pOH = - log [OH-]

pOH = 3,56

pH + pOH = 14

pH = 10,44

7) Dihidrogenofosfato de sódio

NaH2PO4(aq) Na+(aq) + H2PO4

-(aq)

H2PO4-(aq) + H2O(l) H3PO4(aq) + OH-(aq)

INÍCIO 0,5 M - 0 0



[3] ka = 2,1 . 10-13

kb = kw/ka

kb = [H3PO4] . [OH-]

[H2PO4-]

x = [OH-] = 0,15 mol/L

pOH = - log [OH-]

pOH = 0,8

pH + pOH = 14

pH = 13,2

8) Cloreto de Alumínio

AlCl3(aq) Al3+(aq) + 3 Cl-

(aq)

Cl-(aq) + H2O(l) HCl(aq) + OH-

(aq)

[H+] = [HCl] = 0,5 mol/L

pH = - log [H+]

pH = 0,3

Parte D

O procedimento ocorreu de maneira incorreta em relação ao AlCl3, logo não foi possível o cálculo do pH.

Para NaOH, temos:

Cálculo pH NaOH (1,0 mol/L)

NaOH(aq) Na+(aq) + OH-

(aq)

Número de mols de NaOH = 1 . 10-3 mol

pOH = -log [OH-]

pOH = 3

pH + pOH = 14

pH = 11

Cálculo pH NaOH (1,0 mol/L) + 10 gotas NaOH (1,0 mol/L)

NaOH(aq) Na+(aq) + OH-

(aq)

Número de mols de NaOH = 1,5 . 10-3 mol

pOH = -log [OH-]

pOH = 2,82

pH + pOH = 14

pH = 11,18

Cálculo pH NaOH (1,0 mol/L) + 25 gotas HCl (1,0 mol/L)

NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)


Número de mols de HCl = 1,25 . 10-3 mol

Excesso de 0,25 . 10-3 mol de HCl, logo:

pH = - log [H+]

pH = - log 0,25 . 10-3

pH = 3,6

Cálculo pH NaOH (1,0 mol/L) + 10 gotas NH4OH (1,0 mol/L)

NaOH(aq) + NH4OH(aq) NaOH(aq) + H2O(l) + NH3(aq)


Número de mols de NH4OH = 0,5 . 10-3 mol

pOH = - log [OH-]

pOH = - log [1,5 . 10-3]

pOH = 2,82

pH + pOH = 14

pH = 11,18

Em alguns casos houve uma pequena variação entre o pH experimental e o pH teórico.

Isso ocorreu por falta de precisão na verificação da cor produzida pelo indicador universal

quando comparada a tabela de pH fornecida.

Em outros casos, houve uma discrepância entre o pH observado e o pH calculado, pois

pode ter ocorrido um erro na concentração ou no indicador universal.

VII. CONCLUSÃO

Conclui-se que na dissociação de ácido fraco, o pH não sofre uma grande alteração

quando a água é adicionada, porém ao adicionar sua base conjugada o pH sofre um aumento

de aproximadamente 3 unidades.

Assim como na parte B do experimento ao adicionar ácido conjugado a sua base fraca

pode-se observar que o pH teve um decréscimo de 3 unidades.

Prosseguindo o experimento, na parte C viu-se que se o cátion é proveniente de uma

base forte o ânion do sal fraco sofrera hidrólise e vice-versa. E, assim, foi calculado o pH dos

sais.

Na última parte do experimento houve um erro na execução por causa de informações

ambíguas. Por isso não foi possível estimar o pH nos tubos de cloreto de alumínio 0,5 mol/L.

Portanto, ao final do experimento percebe-se a variação de pH em ácidos e bases

fracos e sais em solução.

VIII. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

[1] “Experimentos de Química de Transformações 2012”, UNIFESP, Campus Diadema, 2012.[2] BROWN, Theodore. “Química: A Ciência Central”. Capítulo 16. 9ª Edição. Editora

Pearson. São Paulo, 2005. [3] ATKINS, Peter. “Princípios de Química”. Capítulo 11. 5ª Edição. Editora Bookman. Porto

Alegre, 2012.

Documents

Experimento 7 Qt