Equilibrio Acido Base
Trabalho Escolar: Equilibrio Acido Base. Pesquise 862.000+ trabalhos acadêmicosPor: • 5/11/2014 • 2.120 Palavras (9 Páginas) • 472 Visualizações
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
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
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.
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