Pratica 03- equilibrio envolvendo acidos e bases frACAS.doc

UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONASINSTITUTO DE CIENCIAS EXATASDEPARTAMENTO DE QUÍMICA

Disciplina: Química Analítica Experimental F Em: 28/02/2013Alunos: Tânia Cristina Matricula: 20610667 Dayane Souza Matricula: 20712009 Carla Freitas Matricula: 20810138

Antonia Glorinete Matricula: 20810138 Eric Lima

Aula Prática 03

1. Título: Equilíbrio envolvendo ácidos e bases fracas.

2. Objetivos

GERAL:Mediante utilização de indicadores de pH, interpretar o deslocamento do equilíbrio químico em

solução de ácidos e bases fracas.

ESPECIFICO:

Utilizar indicadores ácido-base para determinação de pH;

Expressar a dissociação de eletrólitos fracos na forma de constante de equilíbrio;

Analisar e interpretar o efeito do íon comum em um equilíbrio e relacionar com o principio de Le

Chatelier;

Analisar o comportamento de soluções tampão.

3. Introdução

Em uma solução aquosa de ácidos e bases fracas existe o equilíbrio entre íons e espécies químicas

dos ácidos ou bases. Representado por HA um ácido fraco tem-se a seguinte equação de ionização, com

sua constante de dissociação ou ionização:

HA + H2O H3O+ + A-

[H3O+] [A-]

Ka = --------------------

[HA]

Onde: Ka = constante de ionização do ácido fraco;

[A-] = concentração molar de íons A- presente no equilíbrio;

[H3O+] = concentração molar de íons H3O+ presente no equilíbrio;

[HA] = concentração molar de ácido fraco não dissociado presente no equilíbrio.

Quanto menor o valor para a constante de equilíbrio Ka de um ácido, mais fraco é este ácido. E o

recíproco é verdadeiro, apenas em termos relativos.

Também não se deve confundir um ácido fraco com um ácido diluído. Um ácido fraco tem um valor

de Ka pequeno e um ácido diluído tem uma concentração baixa. É possível termos ácidos forte diluídos ou

um ácido fraco concentrado.

Considerando a seguinte reação geral de dissociação de um ácido fraco em solução aquosa:

HA + H2O H3O+ + A-

O grau de ionização de ácidos e bases fracas aumenta com a diluição. Isto significa que quanto

mais concentrada for a solução, mais o equilíbrio se desloca para a esquerda e, quanto mais diluído mais o

equilíbrio se desloca para a direita (“Lei da diluição de Ostwald”).

HA + H2O H3O+ + A

ou

B + H2O BH+ + OH

Considere novamente o equilíbrio de ionização do ácido fraco HA:

HA + H2O H3O+ + A

Ácido1 Base 2 Ácido 2 Base 1

De acordo com o conceito de Brönsted-Lowry, existem os seguintes pares conjugados:

Par no 1: HA e A

Par no 2: H2O e H3O+

A constante de ionização do ácido HA é dada pela expressão:

[H3O+] [A-]

Ka = -----------------

[HA]

A constante de ionização da base A-, conjugada do ácido HA é obtida do equilíbrio:

A- + H2O HA + OH-

[HA] [OH-]

Kb = -----------------

[A-]

Multiplicando entre si as constantes de ionização do ácido e de sua base conjugada:

[H3O+] [A-] [HA] [OH-]Ka Kb = ----------------- ----------------- = [H3O+] [OH-] = Kw

[HA] [A-]

Assim sendo,

KaKb = Kw = 10-14 (25oC)

Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no

sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como na

adição de qualquer substância que já existe na reação. Se for adicionada alguma espécie que não possui

no sistema e ela reagir com alguma presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da

concentração desta segunda substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo

não modificará o sistema.

Por exemplo:

2CrO 4 2-

(aq) + 2H+(aq) Cr2O7

2-(aq) + H2O(l)

amarelo laranja

De acordo com o lado que o equilíbrio se desloca, a solução troca de cor.

O que pode acontecer se for adicionado a esta reação:

- adição de HCl(aq) – o ácido HCl se ioniza formando o íon cátion H+(aq). Provoca, portanto o

aumento da concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio para a direita, até consumir o excesso

adicionado. O íon H+(aq) é o íon comum ao sistema.

- adição de NaOH – a base NaOH se dissocia formando o íon ânion OH - (aq) que reage com o cátion

H+(aq), provocando a formação de água e diminuindo a concentração de H+

(aq). Desloca o equilíbrio para a

esquerda para repor a quantidade removida deste íon. O íon OH- (aq) é o íon não-comum ao equilíbrio.

O deslocamento da reação é explicado pelo princípio de Le Chatelier, que define, quando se exerce

uma ação num sistema em equilíbrio (variação de pressão, temperatura, concentração), o sistema se

desloca no sentido da reação que neutraliza esta ação.

A mistura de um ácido fraco e sua base conjugada, ou uma base fraca com seu ácido conjugado é

chamado de tampão. As soluções tampão são soluções que resistem a variações de pH decorrentes da

diluição ou da adição de ácidos ou bases. São usadas para manter o pH de soluções relativamente

constantes, ou seja, com apenas pequenas variações de pH.

A “ação tampão” dessas soluções reside no fato delas conterem um par conjugado ácido-base em

apreciável concentração, o que explica o poder neutralizante dessas soluções, tanto para ácidos como para

bases. O ácido constitui a reserva ácida e a base a reserva alcalina da solução. Os tipos mais comuns de

solução tampão são aqueles constituídos de um ácido fraco e um seu sal ou uma base fraca e um seu sal.

Calculando-se o pH dessas soluções temos:

pH = pKa + log [base]

[ácido]

Onde:

[base] e [ácido] = concentrações da base e do ácido usados para preparar a solução quando

[base] = [ácido] pH = pKa

4. Materiais e ReagentesNOME CONCENTRAÇÃO FORMULA

Ácido acético glacial CH3COOH

Ácido clorídrico 0,1 mol/L HCl

Hidróxido de Sódio 0,1 mol/L NaOH

Acetato de Sódio Saturada CH3COONa

Cloreto de amônio Saturada NH4Cl

Dihidrogenofosfato de sódio Saturada NaH2PO4

Monohidrogenofosfato de sódio Saturada Na2HPO4

Carbonato de sódio Saturada Na2CO3

Papel indicadorpHmetro

5. Procedimento Experimental

Usar o extrato de repolho roxo e verificar o PH das seguintes soluções acima usando o papel indicador e o

pHmetro. Anotar esses valores em uma tabela.

5.1. Efeito do íon comum

5.1.1 – Escala padrão de pH.

Preparar a escala padrão para avaliação de pH, numerando oito tubos de ensaio de acordo com o pH.

Colocar em cada tudo uma gota de solução de indicador universal e agitar.Verificar a cor e preencher a

tabela 1.

Tabela 1 – Cores do indicador universal em diferentes valores de pH.

SUBSTÂNCIA COR pHÁcido acético glacial

Ácido clorídrico

Hidróxido de Sódio

Acetato de Sódio

Cloreto de amônio

Dihidrogenofosfato de sódio

Monohidrogenofosfato de sódio

Carbonato de sódio

5.1.2- Efeito do íon acetato na dissociação do ácido acético

Em um tubo coloque 4 mL de água destilada, acrescente 2 gotas de indicador universal homogeneíze a

verifique o pH por comparação com as cores da escala padrão preparada acima. Anote o valor aproximado

do pH na tabela 2. Acrescente uma gota de acido acético glacial, homogeneíze e registre novamente o pH

do sistema.( Tabela 2). Divida o conteúdo em duas partes ( tubo I e tubo II). Ao tubo I e II, acrescente 2

gotas de solução saturada de acetato de sódio (CH3COONa), homogeneíze e verifique o pH e preencha a

tabela 2.

5.1.3- Efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônio.

Repetir o procedimento anterior utilizando uma gota de hidróxido de amônio concentrado no lugar do acido

acético glacial. Ao tubo I e II, acrescente 2 gotas de solução saturada de cloreto de amônio, homogeneíze e

verifique o pH e preencha a tabela 2.

5.1.4 -Efeito do íon monohidrogenofosfato na dissociação do íon dihidrogenofosfato.

Repetir o procedimento do item 5.1.2 utilizando uma gota de dihidrogenofosfato de sódio saturado no lugar

do acido acético glacial. Ao tubo I e II, acrescente 2 gotas de solução saturada de monohidrogenofosfato de

sódio, homogeneíze e verifique o pH e preencha a tabela 2.

5.1.5- Efeito do íon carbonato na dissociação do íon hidrogenocarbonato.

Adicionar 10 ml de água destilada (H2O) e 6 gotas de hidróxido de potássio (KOH) 1M no béquer que

contem água destilada e acido acético. Medir seu pH.

5.2- Efeito Tampão

5.2.1- Adição de ácido e base fortes à água.

Colocar em dois tubos de ensaio 2mL de água destilada e uma gota da solução de indicador universal.

Anotar o valor de pH observado no primeiro quadro das tabelas 3 e 4. Num dos tubos adicionar, sob

agitação, gota a gota, a solução 0,1 mol/L de acido clorídrico. Verificar o pH da solução após cada adição e

preencher a coluna da tabela 3. No outro tubo adicionar, sob agitação, gota a gota, a solução 0,1 mol/L de

de hidróxido de sódio e preencher a coluna da tabela 4.

5.2.2- Adição de ácido e base fortes ao tampão acido/ acetato de sódio

A um dos tubos (I) de ensaio do item 5.1.2, verificar o efeito da adição de acido clorídrico 0,1 mol/L sobre o

pH da solução (Tabela 3). No outro tubo (II), verificar efeito da adição de hidróxido de sódio 0,1 mol/L sobre

o (Tabela 4). Repetir o procedimento dos itens 5.2.2, substituindo a solução de acido acético e o acetato de

sódio por:

a) amônia e cloreto de amônio (item 5.1.3)

b) dihidrogenofosfato de sodio e monohidrogenofosfato de sódio (item 5.1.4)

c) hidrogenocarbonato de sódio e carbonato de sódio (item 5.1.5)

Tabela 2- Valores aproximados de pH

SOLUÇÃO pH EQUAÇÕES DE

DISSOCIAÇÃO ENVOLVIDASH2O

CH3COOH

CH3COOH + CH3COONa

NH3

NH3 + NH4Cl

NaH2PO4

NaH2PO4 +

Na2HPO4

NaHCO3

NaHCO3 + Na2CO3

Tabela 3- Efeito da adição de HCl 0,1 mol/L na água e nas soluções tampão

pH observado

Nºde gotas HCl adicionados

H2O CH3COOH/

CH3COO-

NH3 / NH4 + H2PO4 / H2PO4

2- HCO3 / CO32-

0

1

2

4

7

10

15

Tabela 4- Efeito da adição de NaOH 0,1 mol/L na água e nas soluções tampão.

pH observado


H2O CH3COOH/

CH3COO-


2- HCO3 / CO32-

0

1

2

4

7

10

15

6. Resultados e Discussão

Usou-se o extrato de repolho roxo e verificou-se o pH das seguintes soluções usando o papel indicador e o

pHmetro. Anotaram-se esses valores preenchendo a tabela abaixo.

NOME PAPEL INDICADOR pHMETROÁcido acético glacial 2 1,90

Ácido clorídrico 1 0,70

Hidróxido de Sódio 14 14,03

Acetato de Sódio 9 8,98

Cloreto de amônio 5 4,93

Dihidrogenofosfato de sódio 10 9,62

Monohidrogenofosfato de sódio 4 4,36

Carbonato de sódio 12 12,24

5.1. Efeito do íon comum

5.1.1 – Escala padrão de pH.

Numerou-se oito tubos de ensaio de acordo com o pH. Colocou-se em cada tudo uma gota de solução de

indicador universal que no caso foi utilizado o extrato de repolho roxo. Agitou-se e foi verificou-se a cor e

preenchendo a tabela 1.

Tabela 1 – Cores do indicador universal em diferentes valores de pH.

SUBSTÂNCIA COR pHÁcido acético glacial Rosa Claro 2

Ácido clorídrico Rosa Claro 1

Hidróxido de Sódio Azul 14

Acetato de Sódio Verde Claro 9

Cloreto de amônio Violeta 5

Dihidrogenofosfato de sódio Verde Médio 10

Monohidrogenofosfato de sódio Rosa Muito Claro 4

Carbonato de sódio Verde 12

5.1.2- Efeito do íon acetato na dissociação do ácido acético

Colocou-se 4 mL de água destilada em um béquer e acrescentou-se 2 gotas do extrato de repolho

roxo,mediu-se seu pH= 5. Em seguida foi acrescentado 1 gota de acido acético glacial e mediu-se

novamente o seu pH tendo como resultado um pH= 6. Dividiu-se o conteúdo em dois tubos ( tubo 1 e 2).

Nos tubos 1 e 2 foram acrescentados 2 gotas de acetato de sódio (CH3COONa) e mediu-se o pH=5.

5.1.3- Efeito do íon amônio na dissociação do hidróxido de amônio.

Não foi realizado, pois não havia hidróxido de amônio.

5.1.4 -Efeito do íon monohidrogenofosfato na dissociação do íon dihidrogenofosfato.

Repetiu-se o procedimento do item 5.1.2 colocando 4 mL de água destilada e 2 gotas se extrato de repolho

roxo e mediu-se o pH= 5. Acrescentou-se 1 gota de dihidrogenofosfato de sódio (NaH2PO4) e mediu-se o

pH= 5. Dividiu-se o conteúdo em dois tubos ( tubo 1 e 2). Nos tubos 1 e 2 foram acrescentados 2 gotas de

monohidrogenofosfato de sódio (Na2HPO4) e mediu-se o pH=5.

5.1.5- Efeito do íon carbonato na dissociação do íon hidrogenocarbonato.

Não foi realizado, pois não havia o hidrogenocarbonato de sódio.

Tabela 2- Valores aproximados de pH

SOLUÇÃO pH EQUAÇÕES DE DISSOCIAÇÃO ENVOLVIDASH2O 5 2H2O ↔ H3O+ + OH-

CH3COOH 6 CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+

CH3COOH+CH3COONa 5 CH3COOH ↔ CH3COO- + H+CH3COONa ↔ CH3COO-+ Na+

NH3 Não coletado NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

NH3 + NH4Cl Não coletado NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- NH4Cl ↔ NH4

+ + Cl- HCl ↔ H+ + Cl-

NaH2PO4 5 NaH2PO4 + H2O ↔ Na+ + HPO42- + H3O+

NaH2PO4 + 10 NaH2PO4 + H2O ↔ Na+ + HPO4

2- + H3O+

Na2HPO4 5 Na2HPO4 +2 H2O ↔2 Na+ + HPO42-

NaHCO3 Não coletado Na2CO3 ↔ 2 Na+ + CO32-

NaHCO3 + Na2CO3 Não coletado Na2CO3 ↔ 2 Na+ + CO32- Na2HCO3 ↔ 2 Na+ + HCO3

-

5.2- Efeito Tampão

5.2.1- Adição de ácido e base fortes à água.

Colocou-se em dois tubos de ensaio 2 mL de água destilada e uma gota de extrato de repolho roxo. Anotou-

se o valor de pH=5. Num dos tubos adicionou-se gota a gota a solução de 0,1 mol/L de acido clorídrico

(HCl) e verificou-se diferentes valores de pH que foram preenchidos na tabela 3. No outro tubo adicionou-se

gota a gota a solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L (NaOH), verificou-se diferentes valores de pH que

foram preenchidos na tabela 4.

5.2.2- Adição de ácido e base fortes ao tampão acido/ acetato de sódio

A um dos tubos do 5.1.2 em que havia água mais acido acético e acetato de sódio, adicionou-se gota a

gota a solução de 0,1 mol/L de acido clorídrico (HCl) e foram coletados na tabela 3. No outro tubo verificou-

se a diçao de hidróxido de sódio 0,1 mol/L (NaOH).Os valores foram coletados na tabela 4. Em seguida

repetiu-se a operação substituindo a solução de acido acético e acetato por:

a) amônia e cloreto de amônio (item 5.1.3) - Não foi coletado

b) dihidrogenofosfato de sodio e monohidrogenofosfato de sódio (item 5.1.4)- Não foi coletado

c) hidrogenocarbonato de sódio e carbonato de sódio (item 5.1.5)- Não foi coletado

Os valores referentes ao dihidrogenofosfato de sódio e monohidrogenofosfato de sódio não foram coletados

por falta de tempo na hora da coleta.

Tabela 3- Efeito da adição de HCl 0,1 mol/L na água e nas soluções tampão

pH observado


H2O CH3COOH/

CH3COO-


2- HCO3 / CO32-

0 5,0 7 Não Coletado Não Coletado Não Coletado

1 <3 5 Não Coletado Não Coletado Não Coletado

2 <3 3 Não Coletado Não Coletado Não Coletado

4 0 1 Não Coletado Não Coletado Não Coletado




Tabela 4- Efeito da adição de NaOH 0,1 mol/L na água e nas soluções tampão.

pH observado


H2O CH3COOH/

CH3COO-


2- HCO3 / CO32-

0 6,5 <3 Não Coletado Não Coletado Não Coletado

1 11 <3 Não Coletado Não Coletado Não Coletado






6. Conclusão

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