Equilibrio Químico

Universidade Estadual de Santa Cruz

DCET – Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas

Curso: Bacharelado em Química

Equilíbrio envolvendo acido e base fraca e hidrolise de sais

Relatório solicitado pelo professor Erik Galvao Paranhos da Silva como cumprimento das atividades da disciplina Química Analitica Qualitativa

Por: Murilo Ameno Coutinho

Ilhéus – BA

Setembro – 2013

1- Introdução

A primeira consideração que se deve ter a respeito dos ácidos e bases é que as chamadas "teorias" de ácido-base são, na realidade, definições de ácidos ou de bases; elas não são teorias no sentido da teoria da ligação de valência ou da teoria de orbitais moleculares. Na verdade podemos fazer um ácido ser qualquer coisa que queiramos as diferenças entre os vários conceitos não se referem ao "certo" mas ao uso mais conveniente em uma situação particular. Todas as definições do comportamento ácido-base são compatíveis umas com as outras. [1]

Em 1923 J.N. Brönsted e T.M. Lowry sugeriram, independentemente, que ácidos são definidos como doadores de prótons e bases aceitadores de prótons. Para soluções aquosas, a definição de Brönsted-Lowry não difere apreciavelmente da definição de Arrhenius de íons hidrogênio (ácidos) e íons hidróxidos (bases):

2 H2O H3O+ + OH- (1)

Solvente puro Ácido Base

A utilidade da definição de Brönsted-Lowry está na sua habilidade de lidar com qualquer solvente, como amônia líquida ou ácido sulfúrico:

NH4+ + NH2- 2 NH3 (2)

Ácido Base Produto de Neutralização

H3SO4+ + HSO4- 2 H2SO4 (3)

Em 1923, G. N. Lewis propôs a definição do comportamento ácido-base em termos de doação e aceitação do par de elétrons. A definição de Lewis é, talvez, a mais amplamente usada devido à sua simplicidade e larga aplicabilidade, especialmente no campo das reações orgânicas. Lewis definiu uma base como um doador de par de elétrons e ácido como um aceitador de par de elétrons. [2] Além de todas as reações já discutidas, a definição de Lewis inclui reações nas quais não há formação de íons e nem íons hidrogênio, ou outros íons são transferidos:

R3N + BF3 R3N-BF3 (4)

4 CO + Ni Ni(CO)4 (5)

2 L + SnCl4 SnCl4L2 (6)

2 NH3 + Ag+ Ag(NH3)2+ (7)

A definição de Lewis engloba todas as reações incluindo íon hidrogênio, íon óxido ou interações com solventes, assim como a formação de adutos ácido-base como R3N-BF3 e todos os compostos de coordenação. [2]

Uma justificativa para a discussão de um grande número de definições de ácido-base, incluindo algumas que são pouco usadas hoje, é ilustrar suas similaridades fundamentais. Todas definem ácido em termos de doador de espécies positivas (um íon hidrogênio ou o cátion do solvente) ou aceitador de espécies negativas (um íon óxido, um par de elétrons, etc). Uma base é definida como doadora de espécies negativas (um par de elétrons, um íon óxido, um ânion do solvente) ou aceitadora de espécies positivas (íon hidrogênio). Podemos generalizar todas estas definições definindo:

1) acidez como um caráter positivo de uma espécie química que diminui pela reação com uma base;

2) basicidade é um caráter negativo de uma espécie química, que diminui pela reação com um ácido.

As vantagens destas generalizações são de duas ordens:

3) incorpora o conteúdo informativo de várias outras definições de ácido-base;

4) fornece um critério útil para a correlação da força ácido-base com densidade eletrônica e estrutura molecular.

Indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo dascaracterísticas físico-químicas da solução na qual estão contidos, em função de diversos fatores, tais como pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e adsorção em sólidos.

Podem ser classificados de acordo com o mecanismo de mudança de cor ou os tipos de titulação nos quais são aplicados. Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas(indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas; isto significa que mudam de cor em função do pH. [3]

2- Objetivo

Analisar a utilização de eletrólitos fracos em água, assim como o deslocamento do equilíbrio diante da adição de íon comum, ácido forte e base forte.

3- Metodologia

3.1- Materiais e Reagentes

Tubos de Ensaio; Provetas; Conta-gotas; Béquer; Solução Tampão; ÁguaDestilada; Indicador Universal; Ácido Acético Glacial; SoluçãoSaturada de Acetato de Sódio;Hidróxido de Amônio Concentrado;Solução Saturada de Cloreto de Amônio; Dihidrogenofosfato de Sódio Saturado; Monohidrogenofosfato de Sódio; Hidrogenocarbonato de Sódio; Carbonato de Sódio; Solução de Ácido Clorídrico 0,1 mol L-1; Solução de Hidróxido de Sódio 0,1 mol L-1; Cloreto de Amônia; Amônia.