O pH de solução de sais

1. RESULTADOS

1. pH de solução de sais

Com as verificações de pH feitas com papel indicador universal e com a solução de indicador universal, foram obtidos os seguintes resultados:

	Cloreto de amônio	Acetato de sódio	Bicarbonato de sódio	Carbonato de sódio	Sulfato de alumínio
Papel indicador	6	8	10	11	3
Solução de indicador	7	8	10	10	4

Os sais cloreto de amônio e sulfato de alumínio apresentam caráter ácido, pois provêm de uma reação ácido-base onde o ácido possui um maior grau de ionização, sendo mais “forte”. Quando os sais estão em solução aquosa e se ionizam, o cátion sofre hidrólise formando uma base fraca e aumentando a concentração de íons H+ em solução.

Reações:

           HCl + NH4OH               NH4Cl + H2O   [pic 1]

                NH4+ + Cl -      (aq)      NH4OH + H +                       [pic 2]

                      [pic 3]

             SO42- + Al 3+      (aq)       Al(OH)3  + H +[pic 4]

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3               Al2(SO4)3 + 6 H2O[pic 5]

Já os sais acetato de sódio, bicarbonato de sódio e carbonato de sódio apresentam caráter básico, pois provêm de uma reação ácido-base onde a base possui um maior grau de ionização. Quando os sais estão em solução aquosa e se ionizam, o ânion por sua vez sofre hidrólise, formando então um ácido fraco e aumentando a concentração de íons OH- em solução (ATKINS, Peter).

 Reações:

CH3COOH + NaOH               CH3COONa + H2O             [pic 6]

      Na+ + CH3COO -   (aq)       CH3COOH + OH-               [pic 7]

[pic 8]

 H2CO3 + NaOH                 NaHCO3 + H2O[pic 9]

      Na+ + HCO3-    (aq)        H2CO3 + OH-[pic 10]

[pic 11]

  CO₂ + 2 NaOH                 Na2CO3 + H2O[pic 12]

       2Na+ + CO3-    (aq)        CO2 + OH-[pic 13]

1. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco.

Foi aferido, com papel indicador universal, o pH de dois tubos de ensaio contendo ácido acético. Após adicionar água destilada no tubo 1 e acetato de sódio no tubo 2, repetiu-se a aferição obtendo os seguintes resultados:

Tubo 1	pH
‎CH3COOH	3
‎ CH3COOH + H2O	3
Tubo 2	pH
CH3COOH	3
CH3COOH + CH3COONa	4

No tubo 1, após a adição de água, mantiveram-se os íons em solução o que faz com que o pH quase não se altere.

Reações:

CH3COOH + H2O                   H+ + CH3COO-[pic 14]

Já no tubo 2 com a adição de acetato de sódio, as duas soluções possuem um íon acetato (CH3COO-) em  comum. Usando o princípio de Le Chatelier, ao se adicionar o íon comum a uma solução, o equilíbrio da reação se reajusta formando mais ácido acético em forma molecular. Diminuindo assim a concentração de íons H+ e resultando em uma solução menos ácida, ou seja, aumentando o seu pH (ATKINS, Peter).

Reações:                                          CH3COO-[pic 15]

CH3COOH + H2O                    H+ + CH3COO- [pic 16][pic 17]

                          Formando mais ácido

1. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca.

Foi aferido, com 3 gotas de solução indicador universal, o pH de dois tubos de ensaio contendo ácido acético. Após adicionar água destilada no tubo 1 e cloreto de amônio no tubo 2, repetiu-se a aferição obtendo os seguintes resultados:

Tubo 1	pH
‎NH4OH	10
NH4OH + H2O	10
Tubo 2	pH
NH4OH	10
NH4OH + NH4Cl	9

No tubo 1, após a adição de água, mantiveram-se os íons em solução o que faz com que o pH quase não se altere.