Relatorio Qt

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO PAULO

CAMPUS DIADEMA

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA

DISCIPLINA: QUÍMICA DAS TRANSFORMAÇÕES EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO Nº 5

Equilíbrio Ácido Base

Prof. Dra. Miriam Uemi

Alunos:

Amanda Albuquerque De Oliveira

Leisiane Oliveira

Thalita Boffo Magalhães

Turma A – Noturno – Campus Diadema

29 de outubro de 2014

I. Objetivos

Os objetivos do experimento foram observar o comportamento e perturbações de sistemas em equilíbrio. Verificar casos de hidrolise e a capacidade tamponante.

II. Resumo

O experimento realizado foi dividido em três partes distintas entretanto com o conteúdo em comum, o equilíbrio ácido base, em cada parte demonstrado de maneira diferente.

A primeira parte do experimento trata-se do efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco. Foi adicionado em um tubo de ensaio uma solução de ácido acético e posteriormente foi adicionado um indicador universal (mistura de vermelho de metila, fenolftaleína, azul de timol e azul de bromotimol), após este procedimento foi feita a medição do PH, chegando ao valor de PH = 4. Metade da solução preparada foi transferida para outro tubo de ensaio e neste foi adicionado água destilada, foi feita a agitação e a coloração não mudou, portanto, assume-se que não houve variação no PH. No tubo de ensaio inicial, aonde restou a outra metade da solução, foi adicionado sucessivas porções de solução de acetato de sódio, até que o volume dos dois tubos se tornassem iguais. Conforme foram adicionadas as porções de acetato de sódio, pode-se observar a variação da cor da solução, que tornou-se mais amarelada. Foi feita a medição do PH, chegando a um valor de PH próximo de 5.

A segunda parte do experimento trata-se da “hidrólise” de sais em solução. Nesta parte do experimento, foram enumerados oito tubos de ensaio, e em cada um destes foi adicionado respectivamente soluções aquosas dos seguintes sais: Cloreto de amônio, acetato de sódio, carbonato de sódio, hidrogenocarbonato de sódio, hidrogenossulfato de potássio, monohidrogenofosfato de sódio, dihidrogenofostato de sódio e cloreto de alumínio. Em cada um dos tubos, foi adicionado 1 gota de indicador universal e a partir dessa adição, foi possível pela cor estimar o PH de cada um dos sais.

A terceira parte do experimento trata-se do estudo da ação tamponante e seus limites. Três soluções tampão foram preparadas a partir das soluções estoque HAc e NaAc, com diferentes concentrações em cada tampão. Parte de cada uma dessas soluções, foi colocada em um tubo de ensaio e adicionou-se o indicador universal. Com um pipeta pasteur, foram adicionadas gotas de NaOH no tubo de ensaio até o momento em que o tampão foi estourado, e então houve a mudança na coloração e portanto mudança no PH.

III. 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.

IV. Materiais e métodos

V. Resultados e Discussão

Parte b)

No tubo de ensaio 1 foram adicionadas 40 gotas de cloreto de amônio, de concentração 0,1 M e uma gota de indicador universal. A coloração observada foi laranja e comparando com a escala fornecida no laboratório, o pH tinha o valor igual a 5. A equação dessa reação é:

NH_4 Cl_((aq) )⇌NH_(4 (aq))^++Cl_((aq))^-

NH_(4 (aq))^++H_2 O_((l))⇌NH_(3 (aq))+H_3 O_((aq))^+

Usando a fórmula da constante de equilíbrio Ka, obtemos:

K_a=([NH_3 ][H_3 O^+])/([NH_4^+])

Para realização dos cálculos das concentrações das espécieis em equilibrio, usaremos a seguinte tabela:

〖NH_4^+〗_((aq) ) 〖H_3 O〗_((aq))^+ 〖NH〗_(3 (aq))

Início 0,1 mol/ L 0 0

Reage (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L

Equilíbrio 0,1 - x mol/ L x x

Tabela 1 – Tabela de equilíbio do NH_(4 (aq))^+

K_a=( x .x)/(0,1-x)

Para calcular o pH dessa solução, é necessário saber o Kb, e o valor usado a seguir é tabelado para o NH3 (2007, Brown)

Kb=1,8 .〖10〗^(-5)

pK_b=-logK_b

pK_b=4,74

pK_b+pK_a=pK_w

pK_a=14-4,74=9,26

pK_a=-logK_a

K_a=〖10〗^(-9)

Ao calcular o valor de x, pela fórmula de K_a, chegamos a conclusão de que trata-se de um número muito pequeno, e portanto pode ser desconsiderado, e portanto admitimos que 0,1 – x = 0,1. Portanto temos:

〖10〗^(-9) (0,1)=x^2

x^2=1 .〖10〗^(-10)

x= 〖10〗^(-5)

Como x representa a concentração de íons H+, pode-se cálcular o pH:

pH=-log⁡[H^+ ]

pH=-log⁡[ 〖10〗^(-5) ]

pH=5

O valor encontrado experimentalmente é proximo do encontrado teoricamente.

No tubo de ensaio 2 foram adicionadas 40 gotas de etanoato de sódio, de concentração 0,4 M e uma gota de indicador universal. A coloração observada foi próxima ao laranja e comparando com a escala fornecida no laboratório, o pH tinha o valor igual a 5. A equação dessa reação é:

AcNa_((aq) )⇌Ac_((aq))^-+Na_((aq))^+

Ac_((aq))^-+H_2 O_((l))⇌HAc_((aq))+OH_((aq))^-

Usando a fórmula da constante de equilíbrio Kb, obtemos:

K_b=([HAc][OH^-])/([AC^-])

Para realização dos cálculos das concentrações das espécieis em equilibrio, usaremos a seguinte tabela:

〖Ac^-〗_((aq) ) OH_((aq))^- 〖HAc〗_( (aq))

Início 0,4 mol/ L 0 0

Reage (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L

Equilíbrio 0,4 - x mol/ L x x

Tabela 2 – Tabela de equilíbrio do 〖Ac^-〗_((aq) )

K_b=( x .x)/(0,4-x)

Para calcular o pH dessa solução, é necessário saber o Ka, e o valor usado a seguir é tabelado para o HAc (2007, Brown)

K_a=1,8 .〖10〗^(-5)

pK_a=-logK_a

pK_a=4,74

pK_b+pK_a=pK_w

pK_b=14-4,74=9,26

pK_a=-logK_a

K_a=〖10〗^(-9)

Ao calcular o valor de x, pela fórmula de K_a, chegamos a conclusão de que trata-se de um número muito pequeno, e portanto pode ser desconsiderado, e portanto admitimos que 0,4 – x = 0,4. Portanto temos

〖10〗^(-9) (0,4)=x^2

x^2=4 .〖10〗^(-10)

x=2 .〖10〗^(-5)

Como x representa a concentração de íons OH-, pode-se calcular o pOH:

pOH=-log⁡[〖OH〗^- ]

pOH=-log⁡[2 .〖10〗^(-5) ]

pOH=4,69

Sabendo o valor de pOH, é possível calcular o pH:

pH+pOH=14

pH=9,31

O valor encontrado experimentalmente não é proximo do encontrado teoricamente.

No tubo de ensaio 3 foram adicionadas 40 gotas de carbonato de sódio, de concentração 0,1 M e uma gota de indicador universal. A coloração observada foi azul e comparando com a escala fornecida no laboratório, o pH tinha o valor entre 10 e 11. A equação dessa reação é:

Na_2 CO_3(aq) ⇌〖2Na〗_((aq))^++CO_3(aq)^(2-)

CO_3(aq)^(2-)+H_2 O_((l))⇌HCO_3^-+OH_((aq))^-

Usando a fórmula da constante de equilíbrio Kb, obtemos:

K_b=([HCO_3^- ][OH^-] ^ )/([CO_3^(2-)])

〖CO_3^(2-)〗_((aq) ) OH_((aq))^- 〖HCO_3^-〗_( (aq))

Início 0,1 mol/ L 0 0

Reage (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L

Equiíbrio 0,1 - x mol/ L x x

Tabela 3 – Tabela de equilíbrio do 〖CO_3^(2-)〗_((aq) )

K_b=( x .x)/(0,1-x)

Para calcular o pH dessa solução, é necessário saber o Ka, e o valor usado a seguir é tabelado para o Na2Co3 (2007, Brown)

K_a=5,6 . 〖10〗^(-11)

pK_a=-logK_a

pK_a=10,25

pK_b+pK_a=pK_w

pK_b=14-10,33=3,75

pK_b=-logK_b

K_b=1,8 .〖10〗^(-4)

Ao calcular o valor de x, pela fórmula de K_a, chegamos a conclusão de que trata-se de um número muito pequeno, e portanto pode ser desconsiderado, e portanto admitimos que 0,1 – x = 0,1.

Portanto temos:

1,8 .〖10〗^(-4) (0,1)=x^2

x^2=2,1 .〖10〗^(-5)

x=4,24 .〖10〗^(-3)

Sabendo o valor de pOH, é possível calcular o pH:

pOH=-log⁡[〖OH〗^- ]

pOH=-log⁡[4,24 .〖10〗^(-3) ]

pOH=2,37

Portanto:

pH+pOH=14

pH=11,63

O valor encontrado experimentalmente é proximo do encontrado teoricamente.

No tubo de ensaio 4 foram adicionadas 40 gotas de hidrogenocarbonato de sódio, de concentração 0,1 M e uma gota de indicador universal. A coloração observada foi azul e comparando com a escala fornecida no laboratório, o pH tinha o valor 10. A equação dessa reação é:

NaHCO_(3 (aq) )⇌Na_((aq))^++HCO_█(3 (aq)@ )^–

HCO_█(3 (aq)@ )^–+〖2H〗_2 O_((l))⇌H_2 CO_(3 (aq))^ +2OH_((aq))^-

Usando a fórmula da constante de equilíbrio Kb, obtemos:

〖K_b=[H_2 CO_(3 )^ ][OH^- ]/[HCO_3^- ] 〗^2

Para realização dos cálculos das concentrações das espécieis em equilibrio, usaremos a seguinte tabela:

HCO_█(3 (aq)@ )^– OH_((aq))^- H_2 CO_(3 (aq))^

Início 0,1 mol/ L 0 0

Reage (-x) mol/ L (+2x) mol/L (+x) mol/ L

Equilíbrio 0,1 - x mol/ L 2x X

Tabela 4 – Tabela de equilíbrio do HCO_█(3 (aq)@ )^–

K_b=( x .(2x) ^2)/(0,1-x)

Para calcular o pH dessa solução, é necessário saber o Ka, e o valor usado a seguir é tabelado para o NaHCO3 (2007, Brown)

K_a=4,5 . 〖10〗^(-7)

pK_a=-logK_a

pK_a=6,35

pK_b+pK_a=pK_w

pK_b=14-6,35=7,65

pK_b=-logK_b

K_b=2,2 .〖10〗^(-8)

Ao calcular o valor de x, pela fórmula de K_a, chegamos a conclusão de que trata-se de um número muito pequeno, e portanto pode ser desconsiderado, e portanto admitimos que 0,1 – x = 0,1.

Portanto temos:

2,2 .〖10〗^(-8) (0,1)=4x^3

4x^3=2,2 .〖10〗^(-9)

x^3=5,5 .〖10〗^(-10)

x=8,19 . 〖10〗^(-4)

Como é possível observar, na reação temos 2 mols de OH-, então temos:

2x=16,38 .〖10〗^(-3)

Sabendo o valor de pOH, é possível calcular o pH:

pOH=-log⁡[〖OH〗^- ]

pOH=-log⁡[16,38 .〖10〗^(-3) ]

pOH=1,79

Portanto:

pH+pOH=14

pH=12,21

O valor encontrado experimentalmente apresenta pequena diferença do encontrado teoricamente.

No tubo de ensaio 5 foram adicionadas 40 gotas de hidrogenossulfato de potássio, de concentração 0,1 M e uma gota de indicador universal. A coloração observada foi rosa claro e comparando com a escala fornecida no laboratório, o pH tinha o valor 4. A equação dessa reação é:

KHSO_4(aq) 〖⇌K〗_((aq))^++HSO_(4 (aq))^-

〖HSO_(4 (aq))^-+H〗_2 O_((l))⇌〖SO_4^(2-)〗_( (aq))^ +H_3 O_((aq))^+

Usando a fórmula da constante de equilíbrio Ka, obtemos:

K_a=([〖SO_4^(2-)〗_ ^ ][H_3 O^+])/([HSO_(4 )^-])

Para realização dos cálculos das concentrações das espécieis em equilibrio, usaremos a seguinte tabela:

HSO_(4 (aq))^- 〖H_3 O〗_((aq))^+ 〖SO_4^(2-)〗_( (aq))^

Início 0,1 mol/ L 0 0

Reage (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L

Equilíbrio 0,1 - x mol/ L x X

Tabela 5 – Tabela de equilíbrio do HSO_(4 (aq))^-

K_a=( x .x)/(0,1-x)

Para calcular o pH dessa solução, é necessário saber o Kb, e o valor usado a seguir é tabelado para o KHSO4 (2007, Brown)

Ka=1,20 .〖10〗^(-2)

Portanto temos:

1,2 .〖10〗^(-2) (0,1-x)=x^2

〖-x〗^2-1,2 .10 ^(-2) x+1,2 .10 ^(-3)=0

x=0,029

Como x representa a concentração de íons H+, pode-se cálcular o pH:

pH=-log⁡[H^+ ]

pH=-log⁡[0,029]

pH=1,54

O valor obtido teoricamente apresenta relativa diferença em relação ao valor experimental.

No tubo de ensaio 6 foram adicionadas 40 gotas de monohidrogenofosfato de sódio, de concentração 0,1 M e uma gota de indicador universal. A coloração observada foi verde claro e comparando com a escala fornecida no laboratório, o pH tinha o valor 7. A equação dessa reação é:

Na_2 HPO_(4 (aq) )⇌〖2Na〗_((aq))^++HPO_4(aq)^(2-)

〖HPO_(4 (aq))^(2-)+H〗_2 O_((l) )⇌〖PO_4^(3-)〗_( (aq))^ +H_3 O_((aq))^+

Usando a fórmula da constante de equilíbrio Ka, obtemos:

K_a=([〖PO_4^(3-)〗_ ^ ][H_3 O^+])/([HPO_4^(2-)])

Para realização dos cálculos das concentrações das espécieis em equilibrio, usaremos a seguinte tabela:

〖HPO_(4 (aq))^(2-)〗_ ^ 〖H_3 O〗_((aq))^+ 〖PO_4^(3-)〗_( (aq))^

Início 0,1 mol/ L 0 0

Reage (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L

Equilíbrio 0,1 - x mol/ L x x

Tabela de equilíbrio do 〖HPO_(4 (aq))^(2-)〗_ ^

K_a=( x .x)/(0,1-x)

Para calcular o pH dessa solução, é necessário saber o Ka, e o valor usado a seguir é tabelado para o Na2HPO4 (2007, Brown)

Ka=4,5 .〖10〗^(-13)

Ao calcular o valor de x, pela fórmula de K_a, chegamos a conclusão de que trata-se de um número muito pequeno, e portanto pode ser desconsiderado, e portanto admitimos que 0,1 – x = 0,1.

4,5 .〖10〗^(-13) (0,1)=x^2

x=2,12 .〖10〗^(-7)

Como x representa a concentração de íons H+, pode-se cálcular o pH:

pH=-log⁡[H^+ ]

pH=-log⁡[2,12 .〖10〗^(-7) ]

pH=6,67

O valor encontrado experimentalmente apresenta um valor próximo ao encontrado teoricamente.

No tubo de ensaio 7 foram adicionadas 40 gotas de dihidrogenofosfato de sódio, de concentração 0,1 M e uma gota de indicador universal. A coloração observada foi laranja e comparando com a escala fornecida no laboratório, o pH tinha o valor 3. A equação dessa reação é:

Na_2 H_2 PO_(4 (aq) )⇌〖2Na〗_((aq))^++H_2 PO_4(aq)^(2-)

〖〖H _2 PO〗_(4 (aq))^(2-)+H〗_2 O_((l) )⇌〖HPO_4^(3-)〗_( (aq))^ +H_3 O_((aq))^+

〖HPO_4^(3-)〗_( (aq))^ +H_2 O_((l) )⇌〖PO_4^(4-)〗_( (aq))^ +H_3 O_((aq))^+

Usando a fórmula da constante de equilíbrio Ka, obtemos:

K_a=([〖HPO_4^(3-)〗_ ^ ][H_3 O^+])/([〖H _2 PO〗_4^(2-)])

Para realização dos cálculos das concentrações das espécieis em equilibrio, usaremos a seguinte tabela:

〖〖H _2 PO〗_(4 (aq))^(2-)〗_ ^ 〖H_3 O〗_((aq))^+ 〖HPO_4^(3-)〗_( (aq))^

Início 0,1 mol/ L 0 0

Reage (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L

Equilíbrio 0,1 - x mol/ L x x

Tabela 7 – Tabela de equilíbrio do 〖〖H _2 PO〗_(4 (aq))^(2-)〗_ ^

K_a=( x .x)/(0,1-x)

Para calcular o pH dessa solução, é necessário saber o Ka, e o valor usado a seguir é tabelado para o Na2H2PO4 (2007, Brown)

Ka=6,3 .〖10〗^(-8)

Ao calcular o valor de x, pela fórmula de K_a, chegamos a conclusão de que trata-se de um número muito pequeno, e portanto pode ser desconsiderado, e portanto admitimos que 0,1 – x = 0,1.

6,3 .〖 10〗^(-8) (0,1)=x^2

x=7,93 .10^(-5)

Como x representa a concentração de íons H+, pode-se cálcular o pH:

pH=-log⁡[H^+ ]

pH=-log⁡[7,93 .10^(-5) ]

pH=4,10

O valor encontrado experimentalmente apresenta um valor relativamente próximo ao encontrado teoricamente.

No tubo de ensaio 8 foram adicionadas 40 gotas de cloreto de alumínio, de concentração 0,1 M e uma gota de indicador universal. A coloração observada foi rosa e comparando com a escala fornecida no laboratório, o pH tinha o valor 2. A equação dessa reação é:

AlCl_(3 (aq) )⇌Al_((aq))^(3+)+3Cl_((aq))^-

Al_((aq))^(3+)+〖3H〗_2 O_((l) )⇌Al(OH) _(3(aq))+〖2H〗_((aq))^+

Al(OH) _(3 (aq))⇌Al_((aq))^(3+)+3(OH) ^–

Usando a fórmula da constante de equilíbrio Kps, obtemos:

K_ps=[Al_ ^(3+) ][OH ^-] ^3

Para realização dos cálculos das concentrações das espécieis em equilibrio, usaremos a seguinte tabela:

〖 Al〗_((aq))^(3+) OH_((aq))^-

Início 0,1 mol/ L 0

Reage (-x) mol/ L (+3x) mol/L

Equilíbrio 0,1 - x mol/ L 3x

Tabela 8 – Tabela de equilíbrio do Al(OH) _(3 (aq))

K_ps=(0,1-x)(3x)³

Para calcular o pH dessa solução, é necessário saber o Kps, e o valor usado a seguir é tabelado para o Al(OH)3 (2007, Brown)

K_ps=2 . 10 ^(-32)

Ao calcular o valor de x, pela fórmula de K_ps, chegamos a conclusão de que trata-se de um número muito pequeno, e portanto pode ser desconsiderado, e portanto admitimos que 0,1 – x = 0,1.

2 . 〖10〗^(-32)=〖(0,1)27x〗^3

x^3=(4 .〖10〗^(-32))/2,7

x^3=1,48 .〖10〗^(-33)

x=1,14 .〖10〗^(-11)

Como é possível observar, temos três mols de OH-, portanto:

3x=3,43 . 〖10〗^(-11)

Sabendo o valor de pOH, é possível calcular o pH:

pOH=-log⁡[OH^- ]

pOH=-log⁡[3,43 . 〖10〗^(-11) ]

pOH=10,46

Portanto:

pH+pOH=14

pH=3,54

O valor encontrado experimentalmente apresenta um valor relativamente próximo ao encontrado teoricamente.

VI. Conclusão

VII. Referências Bibliográficas

“EXPERIMENTOS DE QUÍMICA DAS TRANSFORMAÇÕES”, UNIFESP, Campus Diadema 2013.

ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed.

BROWN, T. et al. Química: A ciência central. 9ªed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. P. 447-451.