Equilibrio Acido E Base

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO PAULO – CAMPUS DIADEMA

Relatório de Química das Transformações

SOLUÇÃO TAMPÃO

Realizado por:

Albert Heinstein Rodrigues Silva - 63.643

Diego Tafarel Silva Egidio - 61.679

Leticia Togni de Matos Barracas - 61.741 Data de realização do experimento: 14/10/2010

Experimento nº 8

Responsáveis: Adriana Karla Amorim e Roselena Faez Turma C - Noturno

1.Resumo

O experimento consistiu no estudo de alguns conceitos relacionados ao Equilíbrio em Água, com enfoque principal na abordagem da Solução Tampão. Englobando a mudança de pH de uma solução tampão (ácido acético / acetato de sódio) com a adição de uma base forte ou um ácido forte e também o estudo da diluição sobre a capacidade tamponante. Constatou-se que praticamente não houve mudança de pH com a adição de base ou ácido forte, devido a ação tamponante e verificou-se também que um tampão mais concentrado pode reagir com mais base que foi adicionada do que um menos concentrado.

Na primeira parte do experimento estudou-se o efeito da adição de base forte ou ácido forte a uma solução tampão, investigou-se as propriedades da mesma, já na segunda parte verificou-se a ação tamponante e seus limites, a partir dos resultados obtidos construiu-se um gráfico “pH versus número de gotas adicionadas” para cada uma das composições utilizadas.

2. Resultados e Discussão

1ª Etapa: Estudo de solução tampão

As soluções de ácido acético (0,2 mol/L) e acetato de sódio (0,4 mol/L) foram misturadas de modo a ficarem com concentrações próximas na solução resultante. Foram misturados 4 mL (80 gotas) de HAc (0,2 mol/L) com 2 mL (40 gotas) de NaAc (0,4 mol/L). O cálculo das concentrações resultantes é descrito abaixo:

. Ácido acético (0,2 mol/L)

0,2 mol --------------------------- 1000 mL

x --------------------------------- 4 mL

x = 0,0008 mol = 8 x 10-4 mol

[ ] H3COOH = 8 x 10-4 mol/L

. Acetato de sódio (0,4 mol/L)

0,4 mol --------------------------- 1000 mL

x ----------------------------------- 2 mL

x = 0,0008 mol = 8 x 10-4 mol

[ ] CH3COONa = 8 x 10-4 mol/L

Obteve-se uma solução resultante com concentração de 8 x 10-4 mol/L. Seis gotas de indicador universal foram adicionadas e observou-se uma coloração alaranjada.

. Cálculo do pH da solução tampão

O ácido em questão é CH3COOH e a base conjugada é CH3CO2-. O equilíbrio de interesse é:

CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + CH3CO2-(aq)

Tabela I. Dados relacionados ao equilíbrio da solução de CH3COOH 8 x 10-4M

Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

CH3COOH CH3COO- H3O+

[ ]o 8 x 10-4 8 x 10-4 0

Δ[ ] - x + x + x

[ ]eq. 8 x 10-4 – x 8 x 10-4 + x x

Ka = [H3O+][CH3COO-] / [CH3COOH]

A partir de dado obtido na literatura encontramos o seguinte valor: Ka = 1,8 x 10-5.

A expressão da constante de equilíbrio apropriada é:

Ka = 1,8 x 10-5 = (8 x 10-4 + x)(x) / (8 x 10-4 – x)

x2 + 81,8 x 10-5x -14,4 x 10-9 = 0

x = 1,7 x 10-5

[H3O+] = 1,7 x 10-5

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(1,7 x 10-5) = 4,77

Comparando-se o valor de pH obtido experimentalmente (pH = 4) com o valor de pH calculado (pH = 4,77), contata-se que os valores estão bem próximos, evidenciando a leve acidez e a coloração alaranjada obtida.

A solução foi dividida em dois tubos de ensaio idênticos. Ao primeiro tubo adicionou-se ácido clorídrico (0,1 mol/L), para a verificação do efeito da adição de gotas do ácido forte a um sistema tamponante. Já ao segundo tubo foi adicionado hidróxido de sódio (0,1 mol/L), para a verificação do efeito da adição de gotas da base forte a uma solução tampão.

. Adição de um ácido forte (HCl)

Tabela II. Resultados obtidos experimentalmente após a adição de gotas de HCl a solução tampão

Nº de gotas adicionadas

pH

coloração

0

4

Alaranjado

10

5

Alaranjado

20

5

Alaranjado

30

5

Alaranjado

. Cálculo após a adição de 10 gotas de HCl

O ácido clorídrico (HCl) é um ácido forte que se ioniza totalmente em água e fornece H3O+, que reage completamente com a base (o íon acetato) em solução de acordo com a seguinte equação:

H3O+(aq) + CH3COO-(aq) ↔ H2O(l) + CH3COOH(aq)

A partir dos dados obtidos da tabela III foi possível a construção da tabela de equilíbrio resultante após a adição de 10 gotas de HCl (tabela IV).

Tabela III. Dados relacionados à adição de 10 gotas (0,5 mL) de HCl a um Tampão ácido acético /acetato de sódio

H3O+ do HCl Adicionado

CH3COO- do Tampão

CH3COOH do Tampão

Quantia inicial de ácido (mol = cV)

5,0 x 10-5

8 x 10-4

8 x 10-4

Variação (mol)

-5,0 x 10-5

- 0,5 x 10-4

+ 0,5 x 10-4

Depois da reação (mol)

0

7,5 x 10-4

8,5 x 10-4

Concentração depois da reação

0

7,5 x 10-4

8,5 x 10-4

Como o HCl adicionado reage completamente com íons acetato para formar ácido acético, a solução, depois dessa reação é novamente um tampão contendo apenas o ácido fraco e seu sal.

Tabela IV. Dados relacionados ao equilíbrio da solução resultante após a adição de 10 gotas (0,5 mL) de HCl

Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

CH3COOH CH3COO- H3O+

[ ]o 8,5 x 10-4 7,5 x 10-4 0

Δ[ ] - x + x + x

[ ]eq. 8,5 x 10-4 – x 7,5 x 10-4 + x x

Podemos fazer uma aproximação (100K < [ ]0), a quantia de íons H3O+ formados pela ionização do ácido acético na presença do íon acetato, é muito pequeno quando comparado com 8,5 x 10-4 M ou 7,5 x 10-4 M. Portanto, como x = [H3O+], temos:

[H3O+] = x = [CH3COOH] / [CH3COO-] . Ka

= 8,5 x 10-4 / 7,5 x 10-4 . 1,8 x 10-5 = 2,03 x 10-5 M

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(2,03 x 10-5) = 4,69

O valor de pH obtido experimentalmente (pH = 5) e o valor de pH teórico (4,6) continuam bem próximos, sem uma discrepância expressiva.

. Cálculo após a adição de 20 gotas de HCl

Tabela V. Dados relacionados à adição de 20 gotas (1,0 mL) de HCl a um Tampão ácido acético /acetato de sódio

H3O+ do HCl Adicionado

CH3COO- do Tampão

CH3COOH do Tampão

Quantia inicial de ácido (mol = cV)

1,0 x 10-4

8 x 10-4

8 x 10-4

Variação (mol)

- 1,0 x 10-4

- 1,0 x 10-4

+ 1,0 x 10-4

Depois da reação (mol)

0

7,0 x 10-4

9,0 x 10-4

Concentração depois da reação

0

7,0 x 10-4

9,0 x 10-4

Como o HCl adicionado reage completamente com íons acetato para formar ácido acético, a solução, depois dessa reação é novamente um tampão contendo apenas o ácido fraco e seu sal.

Tabela VI. Dados relacionados ao equilíbrio da solução resultante após a adição de 20 gotas (1,0 mL) de HCl

Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

CH3COOH CH3COO- H3O+

[ ]o 9,0 x 10-4 7,0 x 10-4 0

Δ[ ] - x + x + x

[ ]eq. 9,0 x 10-4 – x 7,0 x 10-4 + x x

Podemos fazer uma aproximação (100K < [ ]0), a quantia de íons H3O+ formados pela ionização do ácido acético na presença do íon acetato, é muito pequeno quando comparado com 9,0 x 10-4 M ou 7,0 x 10-4 M. Portanto, como x = [H3O+], temos:

[H3O+] = x = [CH3COOH] / [CH3COO-] . Ka

= 9,0 x 10-4 / 7,0 x 10-4 . 1,8 x 10-5 = 2,32 x 10-5 M

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(2,32 x 10-5) = 4,63

Observa-se que com a adição de ácido forte (HCl) ao tampão ácido acético/ acetato de sódio, o valor do pH aumenta, constata-se que o valor de pH experimentalmente (pH = 5,0) é bastante próximo do valor de pH teórico (pH = 4,63).

. Cálculo após a adição de 30 gotas de HCl

Ao primeiro tubo após a adição de 30 gotas (1,5 mL) de ácido clorídrico, observou-se que a solução continuou com uma coloração alaranjada (pH = 5). O valor de pH encontrado experimentalmente pode ser comparado com o valor teórico esperado, seguem as etapas realizadas para a obtenção desse valor.

Tabela VII. Dados relacionados à adição de 30 gotas (1,5 mL) de HCl a um Tampão ácido acético /acetato de sódio

H3O+ do HCl Adicionado

CH3COO- do Tampão

CH3COOH do Tampão

Quantia inicial de ácido (mol = cV)

1,5 x 10-4

8 x 10-4

8 x 10-4

Variação (mol)

- 1,5 x 10-4

- 1,5 x 10-4

+ 1,5 x 10-4

Depois da reação (mol)

0

6,5 x 10-4

9,5 x 10-4

Concentração depois da reação

0

6,5 x 10-4

9,5 x 10-4

Como o HCl adicionado reage completamente com íons acetato para formar ácido acético, a solução, depois dessa reação é novamente um tampão contendo apenas o ácido fraco e seu sal.

Tabela VIII. Dados relacionados ao equilíbrio da solução resultante após a adição de 30 gotas (1,5 mL) de HCl

Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

CH3COOH CH3COO- H3O+

[ ]o 9,5 x 10-4 6,5 x 10-4 0

Δ[ ] - x + x + x

[ ]eq. 9,5 x 10-4 – x 6,5 x 10-4 + x x

Podemos fazer uma aproximação (100K < [ ]0), a quantia de íons H3O+ formados pela ionização do ácido acético na presença do íon acetato, é muito pequeno quando comparado com 9,5 x 10-4 M ou 6,5 x 10-4 M. Portanto, como x = [H3O+], temos:

[H3O+] = x = [CH3COOH] / [CH3COO-] . Ka

= 9,5 x 10-4 / 6,5 x 10-4 . 1,8 x 10-5 = 2,63 x 10-5 M

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(2,63 x 10-5) = 4,58

O pH da solução mudou de cerca de 4,77 para cerca de 4,58, a pequena mudança na solução é resultado da ação tamponante. Quando um ácido forte (HCl) é adicionado a uma solução que contêm íons CH3CO2- e moléculas CH3COOH, em concentrações aproximadamente idênticas, os íons H3O+ recém – chegados transferem prótons para os íons CH3CO2- para formar moléculas CH3COOH e H2O. Como os íons hidrônio adicionados são removidos pelos íons acetato, o pH se mantêm, quase inalterado2.

Tabela IX. Comparação entre os valores de pH obtidos experimentalmente com os valores teóricos obtidos

Nº de gotas adicionadas

pH experimental

pH teórico

0

4

4,77

10

5

4,69

20

5

4,63

30

5

4,58

Observou-se que com a adição de gotas de HCl houve uma diminuição do valor do pH. Não houve uma discrepância expressiva, os valores de pH encontrados experimentalmente e os valores teóricos estão bem próximos como pode ser observado na tabela IX.

. Adição de uma base forte (NaOH)2

Tabela X. Resultados obtidos experimentalmente após a adição de gotas de NaOH a solução tampão

Nº de gotas adicionadas

pH

coloração

0

4

alaranjado

10

6

amarelo

20

11

roxo

. Cálculo após a adição de 10 gotas de NaOH

Após a adição de 10 gotas de NaOH, equivalente a 0,5 mL, resultando em um volume de 6,8 mL (4,0 mL de Hac + 2,0 mL de NaAc + 0,30 mL de indicador universal + 0,5 mL de NaOH).

O hidróxido de sódio (NaOH) é uma base forte que se dissocia totalmente em água e fornece OH-, que reage completamente com o ácido (ácido acético) em solução de acordo com a seguinte equação:

OH-(aq) + CH3COOH(aq) ↔ H2O(l) + CH3COO-(aq)

A quantidade inicial de CH3COOH na solução pode ser encontrada a partir de nJ = V[J].

nCH3COOH = (6 x 10-3 L) x (0,2 mol.L-1)

= 12 x 10-4 mol

O NaOH adicionado reage com CH3COOH. Podemos obter a quantidade de CH3COOH que reage, n’, a partir de CH3COOH ≈ 1 mol OH-.

n’CH3COOH = 5,0 x 10-5 mol OH- x 1 mol CH3COOH / 1 mol OH-

= 5,0 x 10-5 mol CH3COOH

A quantidade de CH3COOH que permanece é igual a n – n’, 12 x 10-4 – 0,5 x 10-4 = 11,5 x 10-4 mol.

A nova concentração de CH3COOH é obtida a partir de [CH3COOH] = 11,5 x 10-4 mol / 6,8 x 10-3 L = 1,69 x 10-1 mol/L.

A quantidade inicial de CH3COO- na solução pode ser obtida a partir de nJ = V[J].

nCH3COO-= (6 x 10-3 L) x (0,4 mol.L-1)

= 24 x 10-4 mol

Adicione 0,5 x 10-4 mol CH3COO- que se forma quando 0,5 x 10-4 mol de OH- reage com 0,5 x 10-4 mol de CH3COOH.

(24 x 10-4 + 0,5 x 10-4) mol = 24,5 x 10-4 mol

A nova concentração de CH3COO- pode ser obtida através de [J] = nj / V.

[CH3COO-] = 24,5 x 10-4 / 6,8 x 10-3 = 3,6 x 10-1 mol.L-1

Podemos encontrar [H3O+] a partir de [H3O+] = Ka x [CH3COOH]/[CH3COO].

[H3O+] = (1,8 x 10-5) x 1,69 x 10-1 / 3,6 x 10-1 = 8,5 x 10-6 mol.L-1

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(8,5 x 10-6) = 5,07

. Cálculo após a adição de 20 gotas de NaOH

Ao segundo tubo após a adição de 20 gotas (1,0 mL) de hidróxido de sódio, observou-se uma coloração roxa (pH = 11) na solução. O valor de pH encontrado experimentalmente pode ser comparado com o valor teórico esperado, seguem as etapas realizadas para a obtenção desse valor.

Após a adição de 20 gotas de NaOH, equivalente a 1,0 mL, resultando em 30 gotas de NaOH e um volume de 7,8 mL (4,0 mL de Hac + 2,0 mL de NaAc + 0,30 mL de indicador universal + 1,5 mL de NaOH).

A quantidade inicial de CH3COOH na solução pode ser encontrada a partir do valor da quantidade que permaneceu do mesmo após a adição de 10 gotas de NaOH:

nCH3COOH = 11,5 x 10-4 mol

O NaOH adicionado reage com CH3COOH. Podemos obter a quantidade de CH3COOH que reage, n’, a partir de CH3COOH ≈ 1 mol OH-.

n’CH3COOH = 1,0 x 10-3 mol OH- x 1 mol CH3COOH / 1 mol OH-

= 1,0 x 10-3 mol CH3COOH

A quantidade de CH3COOH que permanece é igual a n – n’, 1,15 x 10-3 – 1,0 x 10-3 = 0,15 x 10-3 mol.

A nova concentração de CH3COOH é obtida a partir de [CH3COOH] =0,15 x 10-3 mol / 7,8 x 10-3 L = 2 x 10-2 mol/L.

A quantidade inicial de CH3COO- na solução pode ser obtida a partir do valor que se formou após a adição de 10 gotas de NaOH:

nCH3COO-= 24,5 x 10-4

Adicione 1,0 x 10-3 mol CH3COO- que se forma quando 1,0 x 10-3 mol de OH- reage com 1,0 x 10-3 mol de CH3COOH.

(2,45 x 10-3 + 1,0 x 10-3) mol = 3,45 x 10-3 mol

A nova concentração de CH3COO- pode ser obtida através de [J] = nj / V.

[CH3COO-] = 3,45 x 10-3 / 7,8 x 10-3 = 4,4 x 10-1 mol.L-1

Podemos encontrar [H3O+] a partir de [H3O+] = Ka x [CH3COOH]/[CH3COO].

[H3O+] = (1,8 x 10-5) x 2 x 10-2 / 4,4 x 10-1 = 8,1 x 10-7 mol.L-1

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(8,1 x 10-7) = 6,09

O pH da solução mudou de cerca de 4,77 para cerca de 6,09. Se uma pequena quantidade de base forte (NaOH) for adicionada, os íons OH- da base removem os prótons das moléculas CH3COOH para produzir íons CH3CO2- e moléculas de H2O. Neste caso, as moléculas de ácido acético agem como fonte de prótons. Como uma base forte foi substituída por uma base fraca, a concentração de íons OH- permanece praticamente inalterada. Conseqüentemente, a concentração de H3O+ (e o pH) também se mantém quase constante3.

Tabela XI. Comparação entre os valores de pH obtidos experimentalmente com os valores teóricos obtidos

Nº de gotas adicionadas

pH experimental

pH teórico

0

4

4,77

10

6

5,07

20

11

6,09

Constatou-se a partir dos resultados obtidos e expostos na tabela XI uma discrepância expressiva entre o valor de pH experimental encontrado (igual a 11 e com coloração roxa) e o teórico (igual a 6,09) após a adição de 20 gotas de NaOH, podendo-se atribuir isso principalmente a erros experimentais (contagem das gotas adicionadas das substâncias envolvidas e também a imprecisão na observação da coloração).

. Efeito de comparação

Para efeito de comparação realizou-se a adição de gotas de HCl e NaOH, separadamente, sobre pequenos volumes de água destilada contendo indicador universal. A um primeiro tubo adicionou-se 30 gotas de HCl 0,1 mol.L-1 (pH = 7 e com coloração esverdeada) a água destilada, observou-se uma queda no valor do pH de 7 para 1 (coloração avermelhada). Já a um segundo tubo adicionou-se 30 gotas de NaOH 0,1 mol.L-1 (pH = 7 e com coloração esverdeada) a água destilada, observou-se uma elevação no valor de 7 para 13 (coloração azulada).

A partir dos resultados obtidos pode-se inferir que com a adição de um pequeno volume de ácido forte (HCl) e base forte (NaOH) a água, separadamente, o pH muda significativamente. Quando a mesma quantidade, porém, é adicionada a um tampão, o pH praticamente não muda, como foi possível constatar através dos cálculos realizados anteriormente. Os valores de pH e as suas respectivas colorações, que foram utilizados durante o experimento foram obtidos através de uma projeção a que os alunos puderam ter acesso (figura 1).

Figura 1. Valores de pH e suas respectivas colorações utilizados para a determinação do pH experimental4

2ª Etapa: Estudo do efeito da diluição sobre a capacidade tamponante

Preparou-se a partir de soluções estoque de HAc (1,0M) e NaAc (1,0M) do laboratório uma solução tampão com as seguintes composições: 0,1M/0,1M e 0,3M/0,3M.

Para o preparo da composição 0,1M/0,1M realizou-se uma diluição com água destilada, efetuando-se o seguinte cálculo:

M1V1= M2V2

(1,0 mol.L-1) V1 = (0,1 mol.L-1) x (25 mL)

V1 = 2,5 mL

Logo foram necessários 2,5 ml de ácido acético e 2,5 mL de acetato de sódio para a preparação da composição 0,1M/0,1M, completou-se até a marca de aferição do balão de 25 mL com água destilada. Colocou-se 5 mL dessa solução preparada em um tubo e adicionou-se 3 gotas do indicador universal. Foi observado uma coloração alaranjada com pH 4. Os resultados obtidos experimentalmente relacionados a sucessivas adições de gotas de NaOH e as respectivas variações de coloração e pH podem ser visualizados na tabela VI.

Tabela XII. Resultados obtidos experimentalmente após a adição de gotas de NaOH a solução tampão com composição 0,1M/0,1M

Nº de gotas adicionadas

pH

Cor

0

4

Alaranjado

4

5

Amarelado

9

7

Esverdeado

10

8

Verde

11

10

Roxo

12

11

Roxo – escuro

A partir desses dados tabelados plotou-se um gráfico pH versus número de gotas de NaOH adicionadas (figura 2) a solução tampão com composição 0,1M/0,1M.

Figura 2. Gráfico pH versus número de gotas de NaOH adicionadas para a composição 0,1M/0,1M de uma solução tampão

. Cálculo do pH antes da adição de gotas de NaOH

Para a determinação do pH de um tampão de ácido acético/acetato de sódio com [CH3COOH] = 0,1 M e [CH3COO-] = 0,1 M construiu-se a tabela de equilíbrio a seguir:

Tabela XIII. Dados relacionados ao equilíbrio da solução antes da adição de gotas de NaOH

Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ CH3COO- + H3O+

CH3COOH CH3COO- H3O+

[ ]o 0,1 0,1 0

Δ[ ] - x + x + x

[ ]eq. 0,1 – x 0,1 + x x

Como Ka < 100 [ ]0, podemos escrever a expressão “aproximada” do equilíbrio para encontrar x, a concentração de íons hidrônio.

[H3O+] = x = [CH3COOH] / [CH3COO-] . Ka

= 0,1 / 0,1 . 1,8 x 10-5 = 1,8 x 10-5 M

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(1,8 x 10-5) = 4,74

. Cálculo após a adição de 4 gotas de NaOH

O hidróxido de sódio (NaOH) é uma base forte que é 100% dissociado em água e fornece OH-, que reage completamente com o ácido (ácido acético) em solução com a seguinte equação:

CH3COOH(aq) + OH-(aq) → H2O(l) + CH3COO-(aq)

Após a adição de 4 gotas de NaOH, equivalente a 0,2 mL, resultando em um volume de 5,35 mL (2,5 mL de Hac + 2,5 mL de NaAc + 0,15 mL de indicador universal + 0,2 mL de NaOH).

A quantidade inicial de CH3COOH na solução pode ser encontrada a partir de nJ = V[J].

nCH3COOH = (5 x 10-3 L) x (0,1 mol.L-1)

= 5 x 10-4 mol

O NaOH adicionado reage com CH3COOH. Podemos obter a quantidade de CH3COOH que reage, n’, a partir de CH3COOH ≈ 1 mol OH-.

n’CH3COOH = 0,2 x 10-4 mol OH- x 1 mol CH3COOH / 1 mol OH-

= 0,2 x 10-4 mol CH3COOH

A quantidade de CH3COOH que permanece é igual a n – n’, 5 x 10-4 – 0,2 x 10-4 = 4,8 x 10-4 mol.

A nova concentração de CH3COOH é obtida a partir de [CH3COOH] =4,8 x 10-4 mol / 5,35 x 10-3 L = 9 x 10-2 mol/L.

A quantidade inicial de CH3COO- na solução pode ser obtida a partir de nJ = V[J].

nCH3COO-= (5 x 10-3 L) x (0,1 mol.L-1)

= 5 x 10-4 mol

Adicione 0,2 x 10-4 mol CH3COO- que se forma quando 0,2 x 10-4 mol de OH- reage com 0,2 x 10-4 mol de CH3COOH.

(5 x 10-4 + 0,2 x 10-4) mol = 5,2 x 10-4 mol

A nova concentração de CH3COO- pode ser obtida através de [J] = nj / V.

[CH3COO-] = 5,2 x 10-4 / 5,35 x 10-3 = 9,7 x 10-2 mol.L-1

Podemos encontrar [H3O+] a partir de [H3O+] = Ka x [CH3COOH]/[CH3COO].

[H3O+] = (1,8 x 10-5) x 9 x 10-2 / 9,7 x 10-2 = 1,62 x 10-5 mol.L-1

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(1,62 x 10-5) = 4,79

. Cálculo após a adição de 9 gotas de NaOH

Após a adição de 9 gotas de NaOH, equivalente a 0,45 mL, resultando em 13 gotas de NaOH e um volume de 5,8 mL (2,5 mL de Hac + 2,5 mL de NaAc + 0,15 mL de indicador universal + 0,65 mL de NaOH).

A quantidade inicial de CH3COOH na solução pode ser encontrada a partir do valor da quantidade que permaneceu do mesmo após a adição de 4 gotas de NaOH:

nCH3COOH = 4,8 x 10-4 mol

O NaOH adicionado reage com CH3COOH. Podemos obter a quantidade de CH3COOH que reage, n’, a partir de CH3COOH ≈ 1 mol OH-.

n’CH3COOH = 0,45 x 10-4 mol OH- x 1 mol CH3COOH / 1 mol OH-

= 0,45 x 10-4 mol CH3COOH

A quantidade de CH3COOH que permanece é igual a n – n’, 4,8 x 10-4 – 0,45 x 10-4 = 4,35 x 10-4 mol.

A nova concentração de CH3COOH é obtida a partir de [CH3COOH] =4,35 x 10-4 mol / 5,8 x 10-3 L = 7,5 x 10-2 mol/L.

A quantidade inicial de CH3COO- na solução pode ser obtida a partir do valor que se formou após a adição de 4 gotas de NaOH:

nCH3COO-= 5,2 x 10-4

Adicione 0,45 x 10-4 mol CH3COO- que se forma quando 0,45 x 10-4 mol de OH- reage com 0,45 x 10-4 mol de CH3COOH.

(5,2 x 10-4 + 0,45 x 10-4) mol = 5,65 x 10-4 mol

A nova concentração de CH3COO- pode ser obtida através de [J] = nj / V.

[CH3COO-] = 5,65 x 10-4 / 5,8 x 10-3 = 9,7 x 10-2 mol.L-1

Podemos encontrar [H3O+] a partir de [H3O+] = Ka x [CH3COOH]/[CH3COO].

[H3O+] = (1,8 x 10-5) x 7,5 x 10-2 / 9,7 x 10-2 = 1,44 x 10-5 mol.L-1

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(1,44 x 10-5) = 4,84

. Cálculo após a adição de 10 gotas de NaOH

Após a adição de 10 gotas de NaOH, equivalente a 0,5 mL, resultando em 23 gotas de NaOH e um volume de 6,3 mL (2,5 mL de Hac + 2,5 mL de NaAc + 0,15 mL de indicador universal + 1,15 mL de NaOH).

A quantidade inicial de CH3COOH na solução pode ser encontrada a partir do valor da quantidade que permaneceu do mesmo após a adição de 9 gotas de NaOH:

nCH3COOH = 4,35 x 10-4 mol

O NaOH adicionado reage com CH3COOH. Podemos obter a quantidade de CH3COOH que reage, n’, a partir de CH3COOH ≈ 1 mol OH-.

n’CH3COOH = 0,5 x 10-4 mol OH- x 1 mol CH3COOH / 1 mol OH-

= 0,5 x 10-4 mol CH3COOH

A quantidade de CH3COOH que permanece é igual a n – n’, 4,35 x 10-4 – 0,5 x 10-4 = 3,85 x 10-4 mol.

A nova concentração de CH3COOH é obtida a partir de [CH3COOH] =3,85 x 10-4 mol / 6,3 x 10-3 L = 6 x 10-2 mol/L.

A quantidade inicial de CH3COO- na solução pode ser obtida a partir do valor que se formou após a adição de 4 gotas de NaOH:

nCH3COO-= 5,65 x 10-4

Adicione 0,5 x 10-4 mol CH3COO- que se forma quando 0,5 x 10-4 mol de OH- reage com 0,5 x 10-4 mol de CH3COOH.

(5,65 x 10-4 + 0,5 x 10-4) mol = 6,15 x 10-4 mol

A nova concentração de CH3COO- pode ser obtida através de [J] = nj / V.

[CH3COO-] = 6,15 x 10-4 / 6,3 x 10-3 = 9,8 x 10-2 mol.L-1

Podemos encontrar [H3O+] a partir de [H3O+] = Ka x [CH3COOH]/[CH3COO].

[H3O+] = (1,8 x 10-5) x 6 x 10-2 / 9,8 x 10-2 = 1,08 x 10-5 mol.L-1

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(1,08 x 10-5) = 4,97

. Cálculo após a adição de 11 gotas de NaOH

Após a adição de 11 gotas de NaOH, equivalente a 0,55 mL, resultando em 34 gotas de NaOH e um volume de 6,85 mL (2,5 mL de Hac + 2,5 mL de NaAc + 0,15 mL de indicador universal + 1,7 mL de NaOH).

A quantidade inicial de CH3COOH na solução pode ser encontrada a partir do valor da quantidade que permaneceu do mesmo após a adição de 10 gotas de NaOH:

nCH3COOH = 3,85 x 10-4 mol

O NaOH adicionado reage com CH3COOH. Podemos obter a quantidade de CH3COOH que reage, n’, a partir de CH3COOH ≈ 1 mol OH-.

n’CH3COOH = 0,55 x 10-4 mol OH- x 1 mol CH3COOH / 1 mol OH-

= 0,55 x 10-4 mol CH3COOH

A quantidade de CH3COOH que permanece é igual a n – n’, 3,85 x 10-4 – 0,55 x 10-4 = 3,3 x 10-4 mol.

A nova concentração de CH3COOH é obtida a partir de [CH3COOH] =3,3 x 10-4 mol / 6,85 x 10-3 L = 4,8 x 10-2 mol/L.

A quantidade inicial de CH3COO- na solução pode ser obtida a partir do valor do valor que se formou após a adição de 10 gotas de NaOH:

nCH3COO-= 6,15 x 10-4

Adicione 0,55 x 10-4 mol CH3COO- que se forma quando 0,55 x 10-4 mol de OH- reage com 0,55 x 10-4 mol de CH3COOH.

(6,15 x 10-4 + 0,55 x 10-4) mol = 6,7 x 10-4 mol

A nova concentração de CH3COO- pode ser obtida através de [J] = nj / V.

[CH3COO-] = 6,7 x 10-4 / 6,85 x 10-3 = 9,8 x 10-2 mol.L-1

Podemos encontrar [H3O+] a partir de [H3O+] = Ka x [CH3COOH]/[CH3COO].

[H3O+] = (1,8 x 10-5) x 4,8 x 10-2 / 9,8 x 10-2 = 9 x 10-6 mol.L-1

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(9 x 10-6) = 5,05

. Cálculo após a adição de 12 gotas de NaOH

Após a adição de 12 gotas de NaOH, equivalente a 0,6 mL, resultando em 46 gotas de NaOH e um volume de 7,45 mL (2,5 mL de Hac + 2,5 mL de NaAc + 0,15 mL de indicador universal + 2,3 mL de NaOH).

A quantidade inicial de CH3COOH na solução pode ser encontrada a partir do valor da quantidade que permaneceu do mesmo após a adição de 11 gotas de NaOH:

nCH3COOH = 3,3 x 10-4 mol

O NaOH adicionado reage com CH3COOH. Podemos obter a quantidade de CH3COOH que reage, n’, a partir de CH3COOH ≈ 1 mol OH-.

n’CH3COOH = 0,6 x 10-4 mol OH- x 1 mol CH3COOH / 1 mol OH-

= 0,6 x 10-4 mol CH3COOH

A quantidade de CH3COOH que permanece é igual a n – n’, 3,3 x 10-4 – 0,6 x 10-4 = 2,7 x 10-4 mol.

A nova concentração de CH3COOH é obtida a partir de [CH3COOH] =2,7 x 10-4 mol / 7,45 x 10-3 L = 3,6 x 10-2 mol/L.

A quantidade inicial de CH3COO- na solução pode ser obtida a partir do valor do valor que se formou após a adição de 11 gotas de NaOH:

nCH3COO-= 6,7 x 10-4

Adicione 0,6 x 10-4 mol CH3COO- que se forma quando 0,6 x 10-4 mol de OH- reage com 0,6 x 10-4 mol de CH3COOH.

(6,7 x 10-4 + 0,6 x 10-4) mol = 7,3 x 10-4 mol

A nova concentração de CH3COO- pode ser obtida através de [J] = nj / V.

[CH3COO-] = 7,3 x 10-4 / 7,45 x 10-3 = 1,0 x 10-1 mol.L-1

Podemos encontrar [H3O+] a partir de [H3O+] = Ka x [CH3COOH]/[CH3COO].

[H3O+] = (1,8 x 10-5) x 3,6 x 10-2 / 1,0 x 10-1 = 6,5 x 10-6 mol.L-1

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(6,5 x 10-6) = 5,19

Tabela XIV. Comparação entre os valores experimentais de pH com os teóricos que foram calculados.

Nº de gotas adicionadas

pH experimental

pH teórico

0

4

4,74

4

5

4,79

9

7

4,84

10

8

4,97

11

10

5,05

12

11

5,19

A partir dos dados expostos na tabela XIV constata-se que a partir da adição de nove gotas de NaOH houve uma discrepância entre os valores de pH obtidos experimentalmente com os valores que foram calculados anteriormente, isso deve-se principalmente a erros experimentais. Verificou-se também que com a sucessiva adição de base forte (NaOH) a basicidade da solução aumentou, como se esperava.

Observou-se experimentalmente que a composição 0,1M/0,1M reage pouco com a base adicionada, variando bastante o valor de pH, apresentando portanto uma pequena ação tamponante.

Já para o preparo da composição 0,3M/0,3M realizou-se uma diluição com água destilada, efetuando-se o seguinte cálculo:

M1V1= M2V2

(1,0 mol.L-1) V1 = (0,3 mol.L-1) x (25 mL)

V1 = 7,5 mL

Logo foram necessários 7,5 ml de ácido acético e 7,5 mL de acetato de sódio para a preparação da composição 0,3M/0,3M, completou-se até a marca de aferição do balão de 25 mL com água destilada. Colocou-se 5 mL dessa solução preparada em um tubo e adicionou-se 3 gotas do indicador universal. Foi observado uma coloração alaranjada com pH 5. Os resultados obtidos experimentalmente relacionados a sucessivas adições de gotas de NaOH e as respectivas variações de coloração e pH podem ser visualizados na tabela VII.

Tabela XV. Resultados obtidos experimentalmente após a adição de gotas de NaOH a solução tampão com composição 0,3M/0,3M

Nº de gotas adicionadas

pH

cor

0

4

Alaranjado

10

5

Amarelado

20

5

Amarelado

30

9

Roxo – claro

A partir desses dados tabelados plotou-se um gráfico pH versus número de gotas de NaOH adicionadas (figura 3) a solução tampão com composição 0,3M/0,3M.

Figura 3. Gráfico pH versus número de gotas de NaOH adicionadas para a composição 0,3M/0,3M de uma solução tampão

. Cálculo antes da adição de gotas de NaOH

Para a determinação do pH de um tampão de ácido acético/acetato de sódio com [CH3COOH] = 0,3 M e [CH3COO-] = 0,3 M construiu-se a tabela de equilíbrio a seguir:

Tabela XVI. Dados relacionados ao equilíbrio da solução antes da adição de gotas de NaOH

Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ CH3COO- + H3O+

CH3COOH CH3COO- H3O+

[ ]o 0,3 0,3 0

Δ[ ] - x + x + x

[ ]eq. 0,3 – x 0,3 + x x

Como Ka < 100 [ ]0, podemos escrever a expressão “aproximada” do equilíbrio para encontrar x, a concentração de íons hidrônio.

[H3O+] = x = [CH3COOH] / [CH3COO-] . Ka

= 0,3 / 0,3 . 1,8 x 10-5 = 1,8 x 10-5 M

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(1,8 x 10-5) = 4,74

. Cálculo após a adição de 10 gotas de NaOH

Após a adição de 10 gotas de NaOH, equivalente a 0,5 mL, resultando em um volume de 5,65 mL (2,5 mL de Hac + 2,5 mL de NaAc + 0,15 mL de indicador universal + 0,5 mL de NaOH).

A quantidade inicial de CH3COOH na solução pode ser encontrada a partir de nJ = V[J].

nCH3COOH = (7,5 x 10-3 L) x (0,3 mol.L-1)

= 22,5 x 10-4 mol

O NaOH adicionado reage com CH3COOH. Podemos obter a quantidade de CH3COOH que reage, n’, a partir de CH3COOH ≈ 1 mol OH-.

n’CH3COOH = 0,5 x 10-4 mol OH- x 1 mol CH3COOH / 1 mol OH-

= 0,5 x 10-4 mol CH3COOH

A quantidade de CH3COOH que permanece é igual a n – n’, 22,5 x 10-4 – 0,5 x 10-4 = 22,0 x 10-4 mol.

A nova concentração de CH3COOH é obtida a partir de [CH3COOH] = 22,0 x 10-4 mol / 5,65 x 10-3 L = 3,9 x 10-1 mol/L.

A quantidade inicial de CH3COO- na solução pode ser obtida a partir de nJ = V[J].

nCH3COO-= (7,5 x 10-3 L) x (0,3 mol.L-1)

= 22,5 x 10--4 mol

Adicione 0,5 x 10-4 mol CH3COO- que se forma quando 0,5 x 10-4 mol de OH- reage com 0,5 x 10-4 mol de CH3COOH.

(22,5 x 10-4 + 0,5 x 10-4) mol = 23,0 x 10-4 mol

A nova concentração de CH3COO- pode ser obtida através de [J] = nj / V.

[CH3COO-] = 23,0 x 10-4 / 5,65 x 10-3 = 4,1 x 10-1 mol.L-1

Podemos encontrar [H3O+] a partir de [H3O+] = Ka x [CH3COOH]/[CH3COO].

[H3O+] = (1,8 x 10-5) x 3,9 x 10-1 / 4,1 x 10-1 = 1,7 x 10-5 mol.L-1

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(1,7 x 10-5) = 4,77

. Cálculo após a adição de 20 gotas de NaOH

Após a adição de 20 gotas de NaOH, equivalente a 1 mL, resultando em 30 gotas de NaOH e um volume de 6,65 mL (2,5 mL de Hac + 2,5 mL de NaAc + 0,15 mL de indicador universal + 1,5 mL de NaOH).

A quantidade inicial de CH3COOH na solução pode ser encontrada a partir do valor da quantidade que permaneceu do mesmo após a adição de 10 gotas de NaOH:

nCH3COOH = 22,0 x 10-4 mol

O NaOH adicionado reage com CH3COOH. Podemos obter a quantidade de CH3COOH que reage, n’, a partir de CH3COOH ≈ 1 mol OH-.

n’CH3COOH = 1,0 x 10-3 mol OH- x 1 mol CH3COOH / 1 mol OH-

= 1,0 x 10-3 mol CH3COOH

A quantidade de CH3COOH que permanece é igual a n – n’, 2,2 x 10-3 – 1,0 x 10-3 = 1,2 x 10-3 mol.

A nova concentração de CH3COOH é obtida a partir de [CH3COOH] =1,2 x 10-3 mol / 6,65 x 10-3 L = 1,8 x 10-1 mol/L.

A quantidade inicial de CH3COO- na solução pode ser obtida a partir do valor do valor que se formou após a adição de 10 gotas de NaOH:

nCH3COO-= 23,0 x 10-4

Adicione 1,0 x 10-3 mol CH3COO- que se forma quando 1,0 x 10-3 mol de OH- reage com 1,0 x 10-3 mol de CH3COOH.

(2,3 x 10-3 + 1,0 x 10-3) mol = 3,3 x 10-3 mol

A nova concentração de CH3COO- pode ser obtida através de [J] = nj / V.

[CH3COO-] = 3,3 x 10-3 / 6,65 x 10-3 = 5,0 x 10-1 mol.L-1

Podemos encontrar [H3O+] a partir de [H3O+] = Ka x [CH3COOH]/[CH3COO].

[H3O+] = (1,8 x 10-5) x 1,8 x 10-1 / 5,0 x 10-1 = 6,5 x 10-6 mol.L-1

Para o cálculo do pH utilizamos: pH = -log[H3O+],

pH = -log(6,5 x 10-6) = 5,19

. Cálculo após a adição de 30 gotas de NaOH

Após a adição de 30 gotas de NaOH, equivalente a 1,5 mL, resultando em 60 gotas de NaOH e um volume de 8,15 mL (2,5 mL de Hac + 2,5 mL de NaAc + 0,15 mL de indicador universal + 3,0 mL de NaOH).

Tabela XVII. Dados relacionados ao equilíbrio da solução após a adição de 30 gotas de NaOH

Equação: CH3COOH + OH- ↔ CH3COO- + H2O

CH3COOH OH- CH3COO-

Inicial (mol) 1,2 x 10-3 1,5 x 10-3 3,3 x 10-3

Variação (mol) -1,2 x 10-3 -1,2 x 10-3 +1,2 x 10-3

Após a reação (mol) 0 3 x 10-4 4,5 x 10-3

Após a reação (c = mol/V) 0 0,04M 0,6 M

De posse desses valores construiu-se a tabela de equilíbrio a seguir:

Tabela XVIII. Dados relacionados ao equilíbrio da solução de CH3COO- 0,6 M

Equação: CH3COO-(aq) + H2O(l) ↔ CH3COOH(aq) + OH-(aq)

CH3COO- CH3COOH OH-

[ ]o 0,6 0 0,04

Δ[ ] - x + x + x

[ ]eq. 0,6 – x x 0,04 + x

De KW = Ka x Kb, temos:

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

Como 100Kb < [ ]0, podemos usar os valores aproximados.

Kb = [OH-] [CH3COOH] / [CH3COO-]

5,5 x 10-10 = 0,04x / 0,6

x = [OH-] = 8,25 x 10-9 mol.L-1

pOH = - log [OH-] = - log (8,25 x 10-9) = 8,08

pH + pOH = 14

pH = 5,92

Tabela XIX. Comparação entre os valores experimentais de pH obtidos com o teóricos calculados.

Nº de gotas adicionadas

pH experimental

pH teórico

0

4

4,74

10

5

4,77

20

5

5,19

30

9

5,92

Como pode ser observado na tabela XIX, após a adição de 30 gotas de NaOH verificou-se uma discrepância entre os valores de pH obtido experimentalmente com o valor teórico que foi calculado, isso deve-se principalmente a erros experimentais.

A partir dos resultados obtidos foi possível verificar que o tampão menos concentrado (com composição 0,1M/0,1M) reage menos com a base adicionada (NaOH), apresentando uma variação de pH grande com pequenas adições de quantidade de base (tabela X). Já o tampão mais concentrado (com composição 0,3M/0,3M) reage mais com a base, variando menos o pH diante da adição da mesma quantidade de base que o tampão menos concentrado. Ou seja, o tampão mais concentrado apresenta maior capacidade do que um tampão mais diluído.

3. Conclusão

Neste experimento verificou-se as propriedades de soluções tampão. Constatou-se que o pH de uma solução tampão com a adição de um ácido ou uma base forte demonstrou que o pH não sofre grandes variações, por causa das propriedades de tamponamento desta solução.

Com relação ao estudo da ação tamponante e seus limites, observou-se através da análise dos gráficos plotados (pH versus número de gotas de NaOH adicionadas) que o pH eleva-se abruptamente próximo ao ponto estequiométrico, além disso, após esse ponto o pH é capitaneado pelo íon acetato, por isso tem um caráter básico.

Infere-se que um tampão menos concentrado (no experimento utilizou-se uma composição 0,1M/0,1M) reage menos com a base adicionada, apresentando uma variação maior de pH quando comparado com um tampão mais concentrado (0,3M/0,3M), que apresenta maior capacidade de tamponamento.

Em suma, nesse oitavo experimento realizado foi possível o estudo de alguns aspectos básicos, sobre um tema importante como as soluções tampão. As discrepâncias observadas entre os valores de pH observados experimentalmente com os valores calculados, deveu-se a imprecisão na observação da coloração e também na contagem das gotas adicionadas, devendo-se considerar tais erros.

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4. Referências Bibliográficas

(1) “Experimentos de Química de Transformações 2010”, UNIFESP, Campus Diadema, 2010”

(2) P.Atkins e L.Jones, Princípios de Química, 6ª ed., Bookman, São Paulo, cap.13, 2006.

(3) J.C.Kotz e P.Treichel Jr., Química Geral e Reações Químicas, Volume 2,5ª ed., Thomson, São Paulo, 2005

(4) Figura 1 disponível em: Aula 10 - Experimental – Equilíbrio Ácido Base