Caracterização dos sais e teoria ácido-base.

Professor: Leonardo

Disciplina: Química Geral II

Turma 223

Breno Buswell Braga. Nº 3

Isaque da Silva Gonçalves. Nº 12

Raquel Chaves da Silva. Nº 25

Ray-anna Sant’Anna da Silva. Nº 26

Referente à aula prática do dia 11/01/2012.

Objetivos.

Verificar experimentalmente algumas propriedades dos sais.

Caracterizar as reações de hidrólise, através da determinação do pH de algumas soluções

salinas.

Caracterizar o comportamento ácido-base segundo as teorias de Brönsted-Lowry e Lewis.

Materiais e reagentes.

Magnésio metálico;

Erlenmeyer de 250 mL;

Solução 3 mol/L de H2SO4;

Álcool etílico (CH3CH2OH);

Água destilada (H2O);

Espátula;

Bicarbonato de sódio (NaHCO3);

Nitrato de sódio (NaNO3);

Cloreto de amônio (NH4Cℓ);

Fenolftaleína;

Tubos de ensaio;

Estante para tubos de ensaio;

Azul de bromotimol;

Solução 0,1 mol/L de hidróxido de amônio (NH4OH);

Solução 0,1 mol/L de ácido acético (CH3COOH);

Solução 0,1 mol/L de acetato de sódio (CH3COONa);

Solução 0,1 mol/L de bicarbonato de sódio (NaHCO3);

Solução 0,1 mol/L de cloreto férrico (FeCℓ3);

Solução de tiocianato de potássio a 5% (KSCN);

Solução 0,1 mol/L de sulfato cúprico (CuSO4);

Solução 6 mol/L de hidróxido de amônio (NH4OH);

Solução 0,1 mol/L de nitrato de prata (AgNO3);

Solução 0,1 mol/L de cloreto de sódio (NaCℓ);

Procedimento experimental.

1- Algumas propriedades dos sais.

Procedimento 1.1

Pegou-se 1 g de magnésio em aparas e o colocou em um Erlenmeyer de 250 mL.

Em seguida, somou-se aos poucos 15 mL de solução 3 mol/L de H2SO4.

A reação deve suceder normalmente, porém caso necessário, deve-se aquecê-la

brandamente; esta termina quando todo o magnésio é consumido.

A solução concentrada, que se obteve com a reação, se esfriou e, então, foi

adicionado álcool etílico à mesma.

Procedimento 1.2

Numeraram-se três tubos de ensaio e se adicionou a cada um deles cerca de 5

mL de água destilada.

Após a verificação do pH da água, se acrescentou aos tubos, respectivamente,

uma pitada (ponta da espátula) destes sais: bicarbonato de sódio (NaHCO3), nitrato de sódio

(NaNO3) e cloreto de amônio (NH4Cℓ).

Procedimento 1.3

Em um tubo contendo cloreto de amônio, inseriu-se uma pequena tira de

magnésio previamente decapada, a fim de se observar a ocorrência de um fenômeno químico.

2- Identificação de ácidos e bases de Brönsted-Lowry.

Procedimento 2.1

Utilizando o papel indicador universal, mediu-se o pH das soluções 0,1 mol/L de

hidróxido de amônio (NH4OH), ácido acético (CH3COOH) e acetato de sódio (CH3COONa). Ao

fim deste processo, observou-se o comportamento dessas substâncias em meio aquoso.

Procedimento 2.2

Para três diferentes tubos de ensaio, transpassaram-se, respectivamente, 2 mL de

solução 0,1 mol/L de CH3COOH e 2 mL de solução de NaHCO3. Verificou-se o pH apenas das

solução de NaHCO3, já que o pH da solução de CH3COOH já foi medido no procedimento

anterior.

Juntaram-se as duas soluções e o pH de tal mistura foi verificado.

3- Observação dos ácidos e bases de Lewis.

Procedimento 3 .1

Para um tubo de ensaio, transferiram-se 4 mL de solução 0,1 mol/L de cloreto

férrico (FeCℓ3), 1 mL de água destilada e duas gotas de solução de tiocianato de potássio

(KSCN) a 5%. Agitou-se o tubo, com a finalidade de se promover o desenvolvimento da reação.

Procedimento 3 .2

Pôs-se em um tubo de ensaio 5 mL de solução 0,1 mol/L de sulfato cúprico

(CuSO4) e 1 mL de solução 0,1 mol/L de hidróxido de amônio (NH4OH). Logo após,

acrescentou-se lentamente 2 mL de solução 6 mol/L de NH4OH e agitou-se o sistema.

Procedimento 3 .3

Em outros dois tubos de ensaio, respectivamente, transferiram-se 3 mL de solução

0,1 mol/L de nitrato de prata (AgNO3) e 3 mL de solução 0,1mol/L de NaCℓ.

Verteu-se o conteúdo de um tubo no outro. Depois disso, acrescentou-se solução

6 mol/L de NH4OH, gota a gota ao sistema e movimentando com frequência, até a dissolução

total do precipitado formado.

Resultados e discussão.

1- Algumas propriedades dos sais.

Procedimento 1.1

Procedimento 1.2

Procedimento 1.3

2- Identificação de ácidos e bases de Brönsted-Lowry.

Procedimento 2.1

Procedimento 2.2

pH da solução resultante (0,1): 7 – 8

X Partindo do princípio de que o pH é uma escala relacionada a concentração de

cátions H+ de um composto e de que tal escala normalmente apresenta valores de 0 a 14,

pode-se dizer que o valor 7 ou algum próximo a ele denunciam, respectivamente, um total

equilíbrio ou um quase equilíbrio entre íons H+ e OH-.

Equação iônica essencial e justificativa do comportamento do bicarbonato em relação ao

ácido acético (1,2):

XI Sabe-se que o pH da solução 0,1 mol/L de ácido acético, que foi constatado no

procedimento 2.1, é 3 e também se sabe que o pH da solução 0,1 mol/L de bicarbonato de

sódio, que foi constatado no procedimento 1.2, é 9. Assim, pode-se justificar do pH da mistura

das soluções dessas duas substâncias ter como valor, um número entre 7 e 8.

Conciliando o fato do ácido acético se ionizar em presença de água com o fato do

bicarbonato de sódio produzir uma solução básica quando dissolvido em água, estabelece-se

uma reação que pode ser construída pela análise do comportamento dos reagentes em água.

NaHCO3(aq) + H2O(ℓ) Na+(aq) + OH-

(aq) + H2CO3(aq)

CH3COOH(aq) + H2O(ℓ) CH3COO-(aq) + H+

(aq)

Notando-se que o Na+ não reage com a água por ser proveniente de uma base

forte e que o ácido carbônico produzido na hidrólise do bicarbonato de sódio se decompõe em

dióxido de carbono e água, pode-se transcrever a reação química ocorrida.

Na+(aq) + OH-

(aq) + H2CO3(aq) + CH3COO-(aq) + H+

(aq) Na+(aq) + CH3COO-

(aq) + CO2(g) + 2 H2O(ℓ)

Percebe-se a tendência da reação de formar acetato de sódio, entretanto, como a

reação ocorreu em meio aquoso, é importante ressaltar que esse sal sofre hidrólise, como se

vê na equação a seguir:

CH3COONa(aq) + H2O(ℓ) CH3COOH(aq) + Na+(aq) + OH-

(aq)

Porém, como foi dito, o ácido acético se ioniza em presença de água, formando

indiretamente mais moléculas de água, já que os íons H+ formados reagirão com as hidroxilas

produzidas durante a hidrólise:

CH3COOH(aq) + H2O(ℓ) + Na+(aq) + OH-

(aq) CH3COO-(aq) + Na+

(aq) + 2 H2O(aq)

Dessa forma, pode-se dizer que o acetato de sódio a ser formado sofre um ciclo

de reações químicas, já que a partir desta última, o sal formado sofre hidrólise, formando um

ácido que se ioniza produzindo íons que se encontram com outros a fim de se formar,

novamente, o CH3COONa.

Com tais reações, se confirma o pH em torno de 7 que foi obtido, já que o dióxido

de carbono liberado como gás, o ciclo de reações químicas do acetato de sódio e a água

formada não influenciaram no pH, já que não provocaram desequilíbrio entre a quantidade de

H+ e a de OH-.

Se baseando em tal equação e em tais idéias, a reação química essencial

correspondente é:

H+(aq) + OH-

(aq) + H2CO3(aq) CO2(g) + 2 H2O(ℓ)

3- Observação dos ácidos e bases de Lewis.

Procedimento 3.1

Cor observada (0,1):

Quando se pingou a solução de tiocianato de potássio a 5%,

que se apresentava incolor, nos 4 mL de solução aquosa 0,1 mol/L de

cloreto férrico, de coloração amarelo avermelhada, que ainda foram

misturados a 1 mL de água destilada; observou-se a formação de um

precipitado de coloração vermelho escura.

Nome do íon complexo formado (0,2):

XII O nome íon complexo faz referência a um tipo de espécie química, no caso um

cátion de um metal de transição, que tende a realizar ligações covalentes com outros

compostos chamados de ligantes. O que dita a quantidade de ligações que o cátion metálico

faz, é um valor chamado de número de coordenação.

Ao se pingar a solução de tiocianato de potássio na solução de cloreto férrico,

promoveu-se uma reação que pode ser representada pela seguinte equação:

6 KSCN(aq) + FeCℓ3(aq) K3[Fe(SCN)6](aq) + 3 KCℓ(aq)

Analisando-se tal equação, pode-se escrever a equação iônica essencial

correspondente:

6 SCN-(aq) + Fe3+

(aq) [Fe(SCN)6]3-(aq)

Dessa forma, pode-se afirmar que o íon complexo formado se chama

hexatiocianatoferrato (3-) que possui a coloração vermelho escura.

Ácido de Lewis (0,2):

Analisando-se a equação iônica essencial, nota-se que o ácido de Lewis é o cátion

Fe3+ por receber elétrons.

Base de Lewis (0,2):

Já a base de Lewis da reação é o ânion tiocianato pelo fato de doar elétrons.

Procedimento 3 .2

Procedimento 3 .3

Nome do sal complexo formado (0,2):

Ao se adicionar a solução nitrato de prata (AgNO3) em uma solução de cloreto de

sódio (NaCl), observou-se a formação de um sal, denominado nitrato de sódio, e de um

precipitado, denominado cloreto de prata, de coloração esbranquiçada que se depositou no

fundo do tubo de ensaio.

Isso se deve a uma reação de dupla troca, como representado abaixo pela

equação:

AgNO3(aq) + NaCℓ(aq)   AgCℓ(s) + NaNO3(aq)

A Quando se acrescentou a solução de hidróxido de amônio ao sistema, foi

possível ser observado a dissolução do precipitado, tornando o mesmo homogêneo, já que

ambos são solúveis em água. Tal fato é decorrente da reação entre o NH4OH e o AgCℓ, em que

houve como produto a formação de um sal complexo denominado cloreto de diamin-prata.

A reação ocorrida é representada pela equação abaixo:

AgCℓ(s) + 2 NH4OH(aq)  [Ag(NH3)2]Cℓ(aq) + 2 H2O(ℓ)

Esquema 1 – Formação e dissolução parcial do cloreto de prata (AgCl).

Equação iônica global essencial (0,6):

Nota-se que, mesmo depois da ocorrência da reação, os íons Na+ e NO3- se

conservaram em solução aquosa. Com isso, se pode observar que os mesmos não

participaram da reação. A asserção anterior é descrita pela seguinte equação iônica global

essencial:

Ag+(aq) + Cℓ-

(aq) AgCℓ(s)

AgCℓ(s) + 2 NH4OH(aq)  [Ag(NH3)2]Cℓ(aq) + 2 H2O(ℓ)

Ag+(aq) + Cℓ-

(aq) + 2 NH4OH(aq)  [Ag(NH3)2]Cℓ(aq) + 2 H2O(ℓ)

Pergunta 03: Ácido e base de Lewis (0,4):

B Desta forma, observa-se que esta reação obtém como produto um sal e uma

molécula de água. Logo, nota-se que ocorreu uma reação de neutralização e, para isso

acontecer, seria necessário a presença de um ácido e uma base. De acordo com a teoria de

Lewis, base é quem pode fornecer elétrons e ácido que os recebe, assim:

Ácido de Lewis: Ag+ Base de Lewis: Cℓ-

Conclusão.

Bibliografia.

X. USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química - volume único. 8ª edição. São Paulo:

Saraiva, 2010. p. 484;

XI. USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química - volume único. 8ª edição. São Paulo:

Saraiva, 2010. p. 495 - 497;

XII. VOGEL, Arthur Israel. Química Analítica Qualitativa. 1ª edição. São Paulo: Mestre Jou,

1981;

A. USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química - volume único. 5ª edição. São Paulo:

Saraiva, 2002. p. 198;

B. LAVORENTI, Arquimedes. Professor Associado do Depto. de Ciências Exata -

Publicação Destinada ao Ensino de Ciências – Química, 2002. p. 05 e 06. Arquivo

PDF. – Disponível em: <http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade04.pdf> -

Acesso em 13 de janeiro de 2011 às 20 horas e 12 minutos.

Referência bibliográfica dos esquemas.

Esquema 1

Imagens esquerda e centro (modificadas) – PAHANG, Dunia. Print Screen. 2,25 MB. -

Disponíveis em: <http://www.youtube.com/watch?v=WkHtiXeBuQM> - Acesso em 14 de

dezembro de 2011 às 22 horas e 47 minutos.

Imagem direita – Fotografia tirada durante o experimento.