Relatorio 8 QT

1- Introdução

O estudo do equilíbrio ácido-base e de suas características tem grande importância na área da química. A determinação de pH de soluções e a manipulação de reações químicas para que propriedades de determinado sistema sejam mantidas ou alteradas de forma controlada são as principais aplicações desse estudo. Dessa forma, é possível obter uma gama de produtos que podem fazer parte de diferentes áreas da indústria.

2- Resumo

Neste experimento foram montadas diversas soluções com o intuito de observar o comportamento destas frente a uma perturbação no sistema em equilíbrio. Foram realizados vários cálculos para estimar o valor do pH para cada parte do experimento e estes foram comparados com os valores esperados fornecidos em laboratório. Verificou-se diversos casos de hidrólise e o pH resultante das soluções foi estimado.

O experimento também investigou propriedades de soluções tampão. No qual, uma parte estuda a solução tampão e a outra a ação tamponante e seus limites.

Realizou-se a adição de base forte à solução tampão e observou-se mudanças no pH até que a capacidade da solução tampão chegou aos seus limites. Um gráfico “pH versus número de gotas” foi construído para representar as variações de pH durante a adição de gotas.

Nestes experimentos realizados em laboratório, puderam-se relacionar conceitos teóricos (equilíbrio acido-base, hidrólise de sais e soluções tampão) vistos em sala de aula com os experimentos realizados. Esse vínculo entre a teoria e a prática possibilitou uma grande assimilação do conteúdo por parte do aluno, que, posteriormente, usará esses conceitos não apenas na sua vida acadêmica, como também em seu futuro profissional.

3- Objetivos

° Observar comportamento e perturbações de sistemas em equilíbrio;

° Verificar casos de hidrólise e a capacidade tamponante.

4- Procedimento Experimental

(Imagem 1: Tubos de ensaio contendo soluções de pH de 2 até 12, com o indicador universal,

para possibilitar a estimativa do valor de pH)

a) Efeito de íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco

Colocou-se em um tubo de ensaio 2,5mL (50 gotas) de solução de acido acético, 2 mol/L. A

este tubo foram adicionados 2 gotas de indicador universal (mistura de vermelho de metila,

fenolftaleína, azul de timol e azul de bromotimol), após agitação a coloração e o pH

referente foram anotados. Posteriormente, metade da solução foi transferida a outro tubo de

ensaio igual, limpo e seco. A um desses tubos foram adicionados 1,5 mL (30 gotas) de água

destilada e agitou-se. Ao outro tubo de ensaio foram adicionados, sempre sob agitação,

sucessivas porções de 5 gotas de solução de acetato de sódio 0,4 mol/L, até que o volume

total se igualou ao do primeiro tubo. Após cada adição, a coloração e o pH correspondente

foram anotados. Foi estimado o pH da solução a cada 20 gotas montando o equilíbrio

apropriado, utilizado as expressões pertinentes e levando em conta a variação do volume.

b) “Hidrólise” de sais em soluções.

Foram colocadas 40 gotas de soluções aquosas em tubos de ensaio numerados dos seguintes

sais: Cloreto de amônio, acetato de sódio, carbonato de sódio, hidrogenocarbonato de sódio,

hidrogenossulfato de potássio, monohidrogenofosfato de sódio, dihidrogenofosfato de sódio e

cloreto de alumínio. Posteriormente foi adicionado 1 gota de indicador universal, agitando-se

para homogeneizar e o pH de cada solução foi anotado.

c) Estudo da ação tamponante e seus limites.

A partir das soluções estoque AcOH (1,0 mol/L) e AcONa (1,0 mol/L) do laboratório, foram

preparadas por diluição com água destilada uma solução tampão com 0,16mol/L como

composição . Foram colocados 5 ml dessa solução em um tubo de ensaio, a esta solução foi

adicionado 1 gota de indicador universal. A cor resultante foi anotada, assim como o

correspondente valor de pH. Depois, com um conta-gotas adicionou-se lentamente e com

contínua agitação do tubo, solução de NaOH 1,0 mol/L. Sempre que foi notada mudança de

coloração, o valor de pH foi anotado, assim como o número de gotas usadas. Esses valores

foram passados para um gráfico “pH versus número de gotas”. O pH foi estimado a cada 10

gotas.

5- Resultados e Discussão

Por meio das fotos fornecidas em laboratório, com os pH das soluções montadas, e das

concentrações das mesmas pode-se estimar o valor de pH para cada parte do experimento,

levando em consideração o valor de pH aproximado das fotos.

Parte a)

Em um tubo de ensaio foram colocadas 50 gotas de ácido acético, um indicador ácido-base foi

adicionado a este. Foi observada uma coloração rosa na solução, e o pH para essa solução, de

acordo com as fotos fornecidas, era igual a 2.

Ao tubo de ensaio 1 foi adicionado 1,5 mL de água destilada, 30 gotas, e a coloração observada

foi rosa claro e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 2. A equação para essa reação é:

H C2 H 3O2(aq)⇌H (aq )+¿+C2H 3O2 (aq )

−¿¿ ¿

O pH estimado após a adição de 30 gotas de água destilada, considerando o volume da gota

igual a 0,05mL, pôde ser calculado:

M1. V1 = M2. V2

0,2 . 1000mL = M2 . 1001mL

M2 = 0,199 ~ 0,2 M

Utilizando o Ka tabelado para o ácido acético ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:

Ka=¿¿

H C2 H 3O2( aq) H ( aq)+¿¿ C2H3O2( aq)

−¿¿

[ ] inicial 0,2 mol/ L 0 0

variação [ ] (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L

[ ] equilíbrio 0,2 - x mol/ L x x

Tabela 1 - Tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litro

K a=x . x

0,2−x

O equilíbrio se deslocará bem à esquerda e x será muito pequeno se comparado à concentração

inicial de ácido acético. Portanto 0,2 – x será praticamente igual a 0,2. Desse modo, temos:

Ka=1,8 .10−5

x2 = 0,2. 1,8 . 10-5

x = 1,8. 10-3

Determinada a concentração de íons H+, x, pode-se calcular o pH:

pH= -log [H+]

pH= - log (1,8. 10-3) = 2,7

Esse resultado é próximo ao valor de pH fornecido pela coloração da solução.

Ao tubo de ensaio 2 foram adicionadas gotas de acetato de sódio, até que o volume ficasse

igualado ao volume do tubo 2. Foram acrescentadas no total 20 gotas de acetato de sódio que

totaliza, aproximadamente, 1mL. As equações para essas reações são :

CH3COOH(aq) ⇌CH3COO–(aq) + H+(aq)

CH3COONa(aq) ⇌CH3COO–(aq) + Na+(aq)

CH3COOH(aq) + CH3COONa(aq) ⇌ 2CH3COO–(aq) + H+(aq) + Na+(aq)

Após a adição das 20 gotas de acetato de sódio a coloração da solução tornou-se amarelo e,

pelas fotos fornecidas, o pH era igual a 6.

Para estimar o valor do pH para essa solução deve-se levar em conta a relação, na qual o

produto da constante de dissociação ácida para um ácido e a constante de dissociação básica

para a respectiva base conjugada é a constante do produto iônico da água:

Ka x Kb = Kw

Assim temos que o Kb é:

Kb x 1,8. 10-5 = 1,0. 10-14

Kb = 0,6. 10-9

Utilizando Kb encontrado para o acetato de sódio pode-se calcular o pH da solução:

Kb=¿¿

CH 3COONa CH 3COOH H+¿¿ CH 3COO –

[ ] inicial 0,4 mol/ L 0,2 mol/L 0 0

variação [ ] (-x) mol/L (-x) mol/L (+x) mol/L (+x) mol/L

[ ] equilíbrio 0,4- x mol/L 0,2- x mol/L x x


Kb=x . x

[ 0,4−x ] [0,2−x ]

O equilíbrio se deslocará bem à esquerda e x será muito pequeno se comparado à concentração

inicial de ácido acético. Portanto (0,4 – x) será praticamente igual a 0,4 e (0,2 – x) será

praticamente igual a 0,2. Desse modo, temos:

0,6. 10-9¿ x . x[ 0,4−x ][0,2−x ]

x2= 6 .10-10 . 0,08

x2= 4,8. 10-11

x= 6,92. 10-6

Determinada a concentração de íons H+, x, pode-se calcular o pH:

pH= -log [H+]

pH= -log [6,92. 10-6]= 5,16

Esse resultado é próximo ao valor de pH fornecido pela coloração da solução.

A figura abaixo demonstra os aspectos finais das soluções. São mostrados os tubo de ensaio 1 e

2, respectivamente, na esquerda e na direita.

Imagem 2 - A figura demonstra os aspectos finais das soluções. São mostrados os tubo de

ensaio 1 e 2, respectivamente, na esquerda e na direita.

Parte b)

Ao tubo 1 foram adicionadas 40 gotas de cloreto de amônio e uma gota de indicador universal,

a coloração observada foi laranja claro e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 4. A equação

para essa reação é:

N H4Cl( aq)⇌NH 4 ( aq)+¿+Cl( aq )

−¿ ¿¿NH 4 (aq )+¿+H 2O(l)⇌N H 3( aq)+H3O(aq )

+¿¿ ¿

Utilizando a fórmula da constante de equilíbrio temos:

K a=[NH 3 ]¿¿

A tabela abaixo foi construída para a realização do cálculo das [] das espécies em equilíbrio:

N H ¿+¿¿ H 3O(aq )

+¿¿ NH 3(aq)



[ ] equilíbrio 0,1 - x mol/ L x X


K a=x . x

0,1−x

Utilizando o Kb tabelado para o NH3 ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:

Kb=1,8 .10−5 p Kb=−logK bp Kb=4,74 p Kb+ pK a=p Kw p Ka=14−4,74=9,26

p Ka=−logK aKa=10−9

O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de cloreto de amônio. Portanto

0,1 – x será praticamente igual a 0,1. Desse modo, temos:

10−9 (0,1 )=x2x2=1 .10−10x=10−5

Determinada a concentração de íons H+, pode-se calcular o pH:

pH=−log¿¿ pH=−log [10−5 ]pH=5

O valor obtido é próximo do valor observado experimentalmente.

Ao tubo 2 foram adicionadas 40 gotas de acetato de sódio e uma gota de indicador universal, a

coloração observada foi verde claro e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 7. A equação

para essa reação é:

Ac Na (aq )⇌ Ac (aq )−¿+Na (aq )

+¿¿ ¿Ac(aq)−¿+H 2O(l)⇌HA c(aq)+OH (aq)

−¿¿¿


K b=[HAc ]¿¿


Ac(aq )−¿ ¿ OH (aq )

−¿¿ HAc(aq )





Kb=x . x

0,4−x

Utilizando o Ka tabelado para o ácido acético ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:

Ka=1,8 .10−5

p Ka=−logK ap Ka=4,74 p Kb+ pK a=p Kw p Kb=14−4,74=9,26

p Ka=−logK aKa=10−9

O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de ácido acético. Portanto 0,4 – x

será praticamente igual a 0,4. Desse modo, temos:

10−9 (0,4 )=x2x2=4 .10−10x=2 .10−5

Determinada a concentração de íons OH-, pode-se calcular o pOH:

pOH=−log ¿¿pOH=−log [2 .10−5 ]pOH=4,69r da fórmula abaixo podemos encontrar o

pH:

pH+pOH=14 pH=9,31

O valor obtido não é próximo do valor observado experimentalmente.

Ao tubo 3 foram adicionadas 40 gotas de carbonato de sódio e uma gota de indicador

universal, a coloração observada foi azul claro e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 10. A

equação para essa reação é:

Na2CO3 (aq )⇌ 2Na (aq )+¿+CO3 (aq )

2−¿¿ ¿CO3 (aq)2−¿+H 2O(l)⇌HCO3

−¿+O H( aq)−¿¿¿

¿


Kb=¿¿


CO¿2−¿¿ OH (aq )

−¿¿HCO¿

−¿¿





K b=x . x

0,1−x

Utilizando o Ka tabelado para o bicabornato de sódio ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da

solução:

Ka=5,6 .10−11p Ka=−logK ap Ka=10,25p Kb+ pK a=p Kw p Kb=14−10,33=3,75

p Kb=−logK bKb=1,8 .10−4

O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de bicabornato Portanto 0,1 – x

será praticamente igual a 0,1. Desse modo, temos:

1,8 .10−4 (0,1 )=x2x2=2,1 .10−5x=4,24 .10−3


pOH=−log ¿¿pOH=−log [4,24 .10−3 ]pOH=2,37

A partir da fórmula abaixo podemos encontrar o pH:

pH+pOH=14 pH=11,63

O valor obtido é relativamente próximo do valor experimental.

Ao tubo 4 foram adicionadas 40 gotas de hidrogenocarbonato de sódio e uma gota de

indicador universal, a coloração observada foi verde azulado e, de acordo com as fotos, o pH

era igual a 9. A equação para essa reação é:

NaHCO3 ( aq)⇌Na(aq )

+¿+HCO3( aq )

¿

–

¿¿HCO

3 (aq)¿

–

+2H 2O(l)⇌H 2CO3(aq)+2O H (aq)−¿¿ ¿


K b=[H2CO3 ]¿¿¿

A tabela abaixo foi construída para a realização do cálculo das concentrações das espécies em

equilíbrio:

HCO3 ( aq)

¿

–

¿ OH (aq )−¿¿ H 2CO3 (aq )


variação [ ] (-x) mol/ L (+2x) mol/L (+x) mol/ L

[ ] equilíbrio 0,1 - x mol/ L 2x X


Kb=x .(2 x ) 2

0,1−x

Utilizando o Ka tabelado para o ácido carbônico ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da

solução:

Ka=4,5 .10−7p Ka=−logK ap Ka=6,35 p Kb+ pK a=p Kw p Kb=14−6,35=7,65

p Kb=−logK bKb=2,2.10−8

O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de ácido carbônico. Portanto 0,1

– x será praticamente igual a 0,1. Desse modo, temos:

2,2 .10−8 (0,1 )=4 x34 x3=2,2 .10−9x3=5,5 .10−10x=8,19 .10−4

Como nota-se na reação há 2mols OH-, portanto deve-se calcular para 2x:

2 x=16,38 .10−3


pOH=−log ¿¿pOH=−log [16,38 .10−3 ]pOH=1,79

A partir da fórmula abaixo podemos encontrar o pH:

pH+pOH=14 pH=12,21

O valor obtido não apresenta uma grande discrepância do valor experimental.

Ao tubo 5 foram adicionadas 40 gotas de hidrogenossulfato de potássio e uma gota de

indicador universal, a coloração observada foi rosa chiclete e, de acordo com as fotos, o pH era

igual a . A equação para essa reação é:

KH SO4 ( aq)⇌K (aq )+¿+HSO4( aq )

−¿¿ ¿HSO¿−¿+HO(l)⇌ SO¿

¿+H3O(aq)+¿¿ ¿¿


Ka=¿¿


HSO4 (aq )−¿¿ H 3O(aq )

+¿¿SO¿

¿¿



[ ] equilíbrio 0,1 - x mol/ L x X


K a=x . x

0,1−x

Utilizando o Ka tabelado ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:

Ka=1,20 .10−2

Desse modo, temos:

1,2 .10−2 (0,1−x )=x2−x2−1,2 .10−2 x+1,2.10 −3=0x=0,029


pH=−log¿¿ pH=−log [0,029 ]pH=1,54

O valor obtido é relativamente próximo do valor observado.

Ao tubo 6 foram adicionadas 40 gotas de monohidrogenofosfato de sódio e uma gota de

indicador universal, a coloração observada foi verde e, de acordo com as fotos, o pH era igual a

8. A equação para essa reação é:

Na2H PO4 (aq )⇌ 2Na( aq)+¿+H PO4 (aq )

2−¿¿¿HPO¿2−¿+HO (l )⇌ PO¿

¿+H 3O ( aq)+¿ ¿¿¿


Ka=¿¿


HPO¿¿¿ H 3O(aq )

+¿¿PO¿

¿¿





K a=x . x

0,2−x

Utilizando o Ka tabelado ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:

Ka=4,5 .10−13

O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de ácido. Portanto 0,2 – x será


4,5 .10−13 (0,2 )=x2x=3 .10−7


pH=−log¿¿ pH=−log [3 .10−7 ]pH=6,52


Ao tubo 7 foram adicionadas 40 gotas de dihidrogefosfato de sódio e uma gota de indicador

universal, a coloração observada foi alaranjado e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 4. A


Na2H 2 PO4 (aq )⇌ 2Na(aq )+¿+H 2 PO4( aq )

2−¿ ¿¿H 2PO¿2−¿+HO (l)⇌HPO¿

¿+H 3O( aq)+¿ ¿¿¿

HPO¿¿+H2O (l )⇌PO¿

¿+H3O( aq)+¿ ¿¿¿


Ka=¿¿


H 2PO¿¿¿ H 3O(aq )

+¿¿HPO¿

¿¿




Tabela 9 - Tabela de equilíbrio com todas as concentrações, em mols por litro

K a=x . x

0,1−x

Utilizando o Kb tabelado para o ácido ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:

Ka 2=6,3 .10−8Ka3=4,5.10−13

A tabela e a formula a cima foram montados baseados no Ka 2, pois o Ka3 é um número

demasiadamente pequeno.

O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de ácido. Portanto 0,1 – x será


6,3 .10−8 (0,1 )=x2x=7,93 .10−5


pH=−log¿¿ pH=−log [7,93 .10−5 ]pH=4,10


Ao tubo 8 foram adicionadas 40 gotas de cloreto de alumínio e uma gota de indicador

universal, a coloração observada foi rosa claro, de acordo com as fotos, o pH era igual a 2. A


AlC l3 (aq )⇌ Al(aq )3+¿+3C l ( aq )

−¿ ¿¿Al(aq)3+¿+3H 2O(l )⇌ Al (OH ) 3(aq )+2H ( aq )

+¿¿¿Al (OH )3¿¿


K ps=¿


Al(aq)3+¿¿ O H (aq )

−¿¿

[ ] inicial 0,1 mol/ L 0

variação [ ] (-x) mol/ L (+3x) mol/L

[ ] equilíbrio 0,1 - x mol/ L 3x


K ps=¿(0,1-x)(3x)³

Utilizando o Kps tabelado ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:

K ps=2 .10−32

O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial. Portanto 0,1 – x será


2 . 10−32=(0,1)27 x3

x3=4 .10−32

2,7 x3=1,48 .10−33x=1,14 .10−11

Como nota-se na reação há 3mols OH-, portanto deve-se calcular para 3x:

3 x=3,43 .10−11


pOH=−log ¿¿pOH=−log [3,43 .10−11]pOH=10,46A partir da fórmula abaixo podemos

encontrar o pH:

pH+pOH=14 pH=3,54 A figura abaixo ilustra essa parte do experimento.

Imagem 3 – Tubos dos sais com 1 gota de indicador universal

Parte c)

Para a preparação da solução tampão que utiliza Ácido Acético e Acetato de sódio, precisamos

de uma solução que contém concentrações aproximadamente iguais de ácido e seu sal.

Preparando um tampão com 0,16 mol/L é preciso de 0,8 mL de AcOH e 0,8 mL

de AcONa mais 8,4 mL de água destilada, de acordo com a equação de dissolução:

C1.V 1=C2V 2

1molL

.V=0,16molL

.10mL

V=1,6 mL

Foi adicionada 1 gota de indicador universal à essa solução, a solução ficou com uma coloração

alaranjada e o pH estimado tem valor igual a 4. As equações para as reações que ocorrem na

solução tampão são:

CH3COONa(aq) → CH3COO-(aq) + Na+

(aq)

CH3COOH(aq) CH3COO⇌ -(aq) + H+

Por meio das concentrações dos reagentes e das equações montadas podemos calcular o valor

do pH para a solução tampão, considerando o novo volume da solução igual a 0,8 mL de ácido

acético + 0,8 mL de acetato de sódio = 1,6 ml de solução.

Número de mols presentes nos volumes adicionados.

[HC2C3O2]=0,0008( 1mol1 L )=8x 10−4mol

¿

Concentração molar dos componentes da solução tampão.

[HC2C3O2 ]=0,5M

¿

HC2 H 3O2⇌H+¿+C2H 3O2−¿¿¿

Início 0,5 0 0,5

Variação [ ] −x x x

Equilíbrio (0,5−x ) x (0,5+x )

Calculo da [H+] na solução.

Ka=¿¿

Ka= (0,5+x ) (x )(0,5−x )

Desconsidera-se o x porque a concentração encontrada é menor que 5% da concentração inicial.

1,8 .10−5 (0,5 )=(0,5 ) ( x )

0,5 x=9 x10−6x=1,8 x10−5mol /L

Cálculo do pH da solução tampão:

¿pH=−log ¿

pH=−log1,8 x10−5

pH=4,74

O pH encontrado está proximo do observado experimentalmente ( pH:4).

Após a preparação da solução tampão, 5 mL desta foram retirados e colocados em um tubo de

ensaio. Depois foram adicionadas gotas de NaOH nesta solução tampão.

Para a adição de 10 gotas de NaOH, tem-se:

1gota−0,05mL10 gotas−xx=0,5 x10−3L

Cálculos para a determinação da quantidade de mols presentes na solução.

5 x10−4 L( 0,5molL )=0,25x 10−3molOH−¿¿

5 x10−3L( 0,5molL )=2,5 x10−3mol HC2 H3O2

5 x10−3L( 0,5molL )=2,5 x10−3molC2H 3O2

−¿¿

Cálculos estequiométricos.

Antes da reação: 2,5x10-3 mol 0,25x10-3 mol 2,5x10-3 mol

HC2 H 3O2+OH−¿⇌C2 H 3O 2−¿+H2 O ¿¿

Depois da reação: 2,25x10-3 mol 2,75x10-3 mol

Volume final = Volume inicial + Volume adicionado = 5,5 x10-3 L

[HC2C3O2 ]=0,41 M

¿

Determinação do pH.

pH=pKa+log [base ][á cido ]

pH=4,75+log (1,22)

pH=4,84

Para 20 gotas de NaOH, tem-se:


1gota−0,05mL20 gotas−xx=1 x10−3 L

1 x10−3 L( 0,5molL )=0,5 x10−3molOH−¿¿


Antes da reação: 2,25x10-3 mol 0,5x10-3 mol 2,75x10-3 mol

HC2 H 3O2+OH−¿⇌C2 H 3O 2−¿+H2 O ¿¿

Depois da reação: 1,75x10-3 mol 3,25 x10-3 mol


[HC2C3O2 ]=0,27 M

¿

Determinação do pH.

pH=4,75+log 1,85pH=5,01



1gota−0,05mL30 gotas−x x=1,5 x10−3L

1,5 x10−3L( 0,5molL )=0,75 x10−3molOH−¿ ¿


Antes da reação: 1,75x10-3 mol 0,75 x10-3 mol 3,25 x10-3 mol

HC2 H 3O2+OH−¿⇌C2 H 3O 2−¿+H2 O ¿¿

Depois da reação: 1,00 x10-3 mol 4,00 x10-3 mol

Volume final = Volume inicial + Volume adicionado = 8 x10-3 L

[HC2C3O2 ]=0,13 M

¿

Determinação do pH

pH=4,75+log 3,85 pH=5,34




1,75 x10−3 L( 0,5molL )=0,88 x10−3molOH−¿ ¿


Antes da reação: 1,00 x10-3 mol 0,88 x10-3 mol 4,00 x10-3 mol

HC2 H 3O2+OH−¿⇌C2 H 3O 2−¿+H2 O ¿¿

Depois da reação: 0,12 x10-3 mol 4,88 x10-3 mol


[HC2C3O2 ]=0,01 M

¿


pH=4,75+log 50 pH=6,45

Para 36 gotas de NaOH, foi atingida a capacidade tamponante. Portanto, a base forte se

fez presente em excesso na solução. Assim, o pH foi calculado através da concentração dos

íons O H−¿ . ¿




2,0 x10−3L( 0,5molL )=1,0 x10−3molOH−¿ ¿


Antes da reação: 0,12 x10-3 mol 1,0x10-3 mol 4,88 x10-3 mol

HC2 H 3O2+OH−¿⇌C2 H 3O 2−¿+H2 O ¿¿

Depois da reação: excesso de 0,88 x10-3 mol de OH−¿¿


¿


pOH=4,75+ log0,075 pOH=3,62

pH = 10,38




2,5 x10−3L( 0,5molL )=1,25 x10−3molOH−¿¿


Antes da reação: excesso de 0,88 x10-3 mol de OH−¿¿

Depois da reação: excesso de 1,13 x10-3 mol de OH−¿¿


¿


pOH=4,75+ log0,08 pOH=3,92

pH = 12,89

Os valores acima calculados e observados foram inseridos em uma tabela, a qual nos serviu para a construção do gráfico pH versusnºnúmero de gotas.

pHnº de gotas

4,75 04,84 105,01 205,34 306,45 35

10,38 4012,89 50

Tabela 11 – pH da solução em relação ao número de gotas adicionadas a mesma

Gráfico 1 - Curva de pH da adição da base Hidróxido de Sódio em uma solução tampão de Ácido Acético e Acetato de sódio

Quando uma pequena quantidade de base forte é adicionada, os íons OH- da base removem os prótons das moléculas de CH3COOH para produzir íons CH3CO2- e moléculas de H2O. Neste caso, as moléculas de ácido agem com,o fontes de prótons. Como os íons OH- foram removidos pelas moléculas de CH3COOH, a concentração de íons OH- permanece

praticamente inalterada. Consequentemente, a concentração de H3O+ também se mantém constante.

Observação das demais soluções tampão preparadas:

0,48M/0,48M - (AcOH/AcONa) - Capacidade Tamponante eficiente até a adição de 71 gotas de NaOH;

0,8M/0,8M - (AcOH/AcONa) - Capacidade Tamponante eficiente até a adição de 105 gotas de NaOH;

A capacidade de um tampão é determinada por sua concentração e pH. Um tampão mais concentrado pode reagir com mais ácido ou base adicionadas do que um menos concentrado.

6- Conclusão

Neste experimento observou-se o comportamento devido a perturbação de sistemas em equilíbrio, ao adicionar substâncias a estes. Pode-se estimar o valor do pH para cada solução montada e este pôde ser comparado com um valor esperado, retirado das fotos mostradas em laboratório. Verificou-se o caso de hidrólise de soluções contendo sais e o pH das mesmas também pôde ser estimado. Assim, conclui-se que as propriedades ácido-base dos sais podem ser atribuídas ao comportamento de seus respectivos cátions e ânions. A relação dos íons com a água, variaram o pH resultante.

O experimento também investigou as propriedades de soluções tampão. São estudadas as ações tamponantes e seus limites, por meio desta viu-se como uma solução tampão pode chegar aos seus limites e também ultrapassá-los.

Desde que não se exceda a capacidade de tamponamento do tampão, pode-se supor que o ácido forte, ou a base forte, é completamente consumido pela reação com o tampão.

7- Referências Bibliográficas

Brown, Theodore L.; Le May, Jr, H. Eugene.; Bursten, Bruce E.; Burdge, Julia R. Química a

Ciência Central. 9ª edição. São Paulo: Pearson Education, 2007. 972 páginas.

“Experimentos Química das Transformações 2013”, UNIFESP, Campus Diadema, 2013.

Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente/ Peter Atkins, Loretta Jones; tradução técnica: Ricardo Bicca de Alencastro. – 5. Ed, - Porto Alegre: Bookman, 2012.

Relatorio 8 QT

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