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DETERMINAÇÃO DO Ph TEÓRICO E EXPERIMENTAL DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTES E DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDA DO ÁCIDO ÁCETICO

Por:   •  4/12/2018  •  Relatório de pesquisa  •  915 Palavras (4 Páginas)  •  436 Visualizações

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[pic 1]

UNIVERSIDADE DE CAXIAS DO SUL

ÁREA DO CONHECIMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E ENGENHARIAS

QUI0259A – QUÍMICA ANALÍTICA A - 2018/4

DOCENTE: MARCELO GIOVANELA

BANCADA 5

 

 

 

 

 PRÁTICA 2: DETERMINAÇÃO DO Ph TEÓRICO E EXPERIMENTAL DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTES E DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDA DO ÁCIDO ÁCETICO

PRÁTICA 3: HIDRÓLISE DE SAIS

 

  



Davi Angelo Zancanaro

Larissa Gabriel




Caxias do Sul, 31 de outubro de 2018.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

  1. Hidrólise de Sais

        

        Neste experimento analisou-se o valor de pH para cada composto mostrados na tabela 1, através do papel indicador de pH observando a escala de cores.

Tabela 1 –pH das soluções aquosas de sais

Reagente

pH

Caráter

NaHCO3

10

Básico

NaCl

7

Neutro

Al(SO4)3

3

Ácido

  1. Hidrólise do Hidrogenocarbonato de Sódio

(1)[pic 2]

(2)[pic 3]

Quando o sal provem de um ácido fraco e de uma base forte (2), quem tem mais tendência a sofrer hidrólise é o ânion do sal, reagindo com a água e liberando íons OH-(aq) na solução, tornando o pH básico.

  1. Hidrólise do Cloreto de Sódio Saturado

(3)[pic 4]

 (4)[pic 5]

Quando o sal provém de uma base forte e um ácido forte estes não sofrem hidrólise. Este equilíbrio permite que os íons permaneçam em solução não formando novos compostos nem alterando o pH da água, quem vai reagir o potencial hidrogeniônico irá ser a autoprotólise da água (4).

  1.  Hidrólise de Sulfato de Alumínio

(5)[pic 6]

(6)   [pic 7]

O sal provém de uma base fraca (6) e de um ácido forte, quem sofre a hidrólise é o cátion do sal, tem-se assim íons H+(aq)  livres na solução, deixando o pH ácido.

  1. Possíveis efeitos na leitura do pH

A temperatura afeta diretamente na medida do pH, não é por nada que nas leituras em laboratório utiliza-se um termo compensador para ajudar a corrigir o erro provocado. O aumento da temperatura facilita a quebra das ligações da água, podendo-se então afirmar que, quanto maior a energia térmica do meio, mais a água se encontra dissociada.

As características do solvente como as do soluto também influenciam na medida do pH do meio. Apesar da água ser uma substância que no seu estado puro possuir o caráter neutro, ela possui um equilíbrio iônico gerado pela sua autoprotólise. Esse fator a torna um solvente anfiprótico, ou seja, seu equilíbrio é alterado de acordo com a acidez e basicidade do soluto.

Estudos de Debye e Huckel mostram que os íons em solução, por serem espécies eletricamente carregadas, possuem poder de interação eletrostática com o meio, que influencia na concentração das espécies no meio reacional. Por conta disso, deve ser levado em conta, no cálculo do pH o coeficiente de atividade que permite que calculemos a concentração de cada íon com maior precisão.

  1. Determinação do pH teórico e experimental de soluções de ácidos fortes e da constante de dissociação ácida do ácido acético.

2.1)     Determinação do pH teórico e experimental de soluções de ácidos fortes .

Na tabela abaixo são mostrados os valores de pH teórico, corrigido e experimental:

Tabela 2: pH dos ácidos fortes

Ácido e concentrações

pH teórico

pH corrigido

pH experimental

HCl(aq)[0,1020mol/L]

0,99

1,075

1,17

HNO3(aq)[0,0106mol/L]

1,97

1,94

2,05

 

Cálculos de pH teórico:

[pic 8][pic 9]

O pH experimental foi medido com o auxilio do pHmetro modelo Difgmed     DM-22, os valores medidos estão expressos na tabela 2 acima.

Cálculos de pH corrigido:

pH corrigido= -log a[H3O+]

a=atividade;

a[H3O+]= [H3O+] * [H3O+][pic 10]

 = coeficiente de atividade;[pic 11]

-log   [H3O+]= (0,511*z2 * √μ)/(1+3,3* *√μ)[pic 12][pic 13]

z=carga da espécie;

μ= força iônica [mol/L];

 = diâmetro efetivo do íon hidratado (nm)[pic 14]

Força iônica:

μ= ½∑Ci*z²[mol/L]

Ci= concentração molar [mol/L]

Para o HCl(aq):

[pic 15][pic 16][pic 17][pic 18]

Para o HNO3(aq):

[pic 19][pic 20]

[pic 21][pic 22]

        

2.2    Determinação experimental da constante de dissociação ácida do ácido acético

...

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