Relatorio Qt
Artigos Científicos: Relatorio Qt. Pesquise 860.000+ trabalhos acadêmicosPor: • 5/11/2014 • 5.864 Palavras (24 Páginas) • 514 Visualizações
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.
Resumo
Neste experimento foram montadas diversas soluções com o intuito de observar o comportamento destas frente a uma perturbação no sistema em equilíbrio. Foram realizados vários cálculos para estimar o valor do pH para cada parte do experimento e estes foram comparados com os valores esperados fornecidos em laboratório. Verificou-se diversos casos de hidrólise e o pH resultante das soluções foi estimado.
O experimento também investigou propriedades de soluções tampão. No qual, uma parte estuda a solução tampão e a outra a ação tamponante e seus limites.
Realizou-se a adição de base forte à solução tampão e observou-se mudanças no pH até que a capacidade da solução tampão chegou aos seus limites. Um gráfico “pH versus número de gotas” foi construído para representar as variações de pH durante a adição de gotas.
Nestes experimentos realizados em laboratório, puderam-se relacionar conceitos teóricos (equilíbrio acido-base, hidrólise de sais e soluções tampão) vistos em sala de aula com os experimentos realizados. Esse vínculo entre a teoria e a prática possibilitou uma grande assimilação do conteúdo por parte do aluno, que, posteriormente, usará esses conceitos não apenas na sua vida acadêmica, como também em seu futuro profissional.
Objetivos
° Observar comportamento e perturbações de sistemas em equilíbrio;
° Verificar casos de hidrólise e a capacidade tamponante.
Procedimento Experimental
(Imagem 1: Tubos de ensaio contendo soluções de pH de 2 até 12, com o indicador universal, para possibilitar a estimativa do valor de pH)
Efeito de íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco
Colocou-se em um tubo de ensaio 2,5mL (50 gotas) de solução de acido acético, 2 mol/L. A este tubo foram adicionados 2 gotas de indicador universal (mistura de vermelho de metila, fenolftaleína, azul de timol e azul de bromotimol), após agitação a coloração e o pH referente foram anotados. Posteriormente, metade da solução foi transferida a outro tubo de ensaio igual, limpo e seco. A um desses tubos foram adicionados 1,5 mL (30 gotas) de água destilada e agitou-se. Ao outro tubo de ensaio foram adicionados, sempre sob agitação, sucessivas porções de 5 gotas de solução de acetato de sódio 0,4 mol/L, até que o volume total se igualou ao do primeiro tubo. Após cada adição, a coloração e o pH correspondente foram anotados. Foi estimado o pH da solução a cada 20 gotas montando o equilíbrio apropriado, utilizado as expressões pertinentes e levando em conta a variação do volume.
“Hidrólise” de sais em soluções.
Foram colocadas 40 gotas de soluções aquosas em tubos de ensaio numerados dos seguintes sais: Cloreto de amônio, acetato de sódio, carbonato de sódio, hidrogenocarbonato de sódio, hidrogenossulfato de potássio, monohidrogenofosfato de sódio, dihidrogenofosfato de sódio e cloreto de alumínio. Posteriormente foi adicionado 1 gota de indicador universal, agitando-se para homogeneizar e o pH de cada solução foi anotado.
Estudo da ação tamponante e seus limites.
A partir das soluções estoque AcOH (1,0 mol/L) e AcONa (1,0 mol/L) do laboratório, foram preparadas por diluição com água destilada uma solução tampão com 0,16mol/L como composição . Foram colocados 5 ml dessa solução em um tubo de ensaio, a esta solução foi adicionado 1 gota de indicador universal. A cor resultante foi anotada, assim como o correspondente valor de pH. Depois, com um conta-gotas adicionou-se lentamente e com contínua agitação do tubo, solução de NaOH 1,0 mol/L. Sempre que foi notada mudança de coloração, o valor de pH foi anotado, assim como o número de gotas usadas. Esses valores foram passados para um gráfico “pH versus número de gotas”. O pH foi estimado a cada 10 gotas.
Resultados e Discussão
Por meio das fotos fornecidas em laboratório, com os pH das soluções montadas, e das concentrações das mesmas pode-se estimar o valor de pH para cada parte do experimento, levando em consideração o valor de pH aproximado das fotos.
Parte a)
Em um tubo de ensaio foram colocadas 50 gotas de ácido acético, um indicador ácido-base foi adicionado a este. Foi observada uma coloração rosa na solução, e o pH para essa solução, de acordo com as fotos fornecidas, era igual a 2.
Ao tubo de ensaio 1 foi adicionado 1,5 mL de água destilada, 30 gotas, e a coloração observada foi rosa claro e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 2. A equação para essa reação é:
〖HC_2 H_3 O_2〗_((aq) )⇌H_((aq))^++C_2 H_3 O_(2 (aq))^-
O pH estimado após a adição de 30 gotas de água destilada, considerando o volume da gota igual a 0,05mL, pôde ser calculado:
M1. V1 = M2. V2
0,2 . 1000mL = M2 . 1001mL
M2 = 0,199 ~ 0,2 M
Utilizando o Ka tabelado para o ácido acético ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:
K_a=([H^+ ][ C_2 H_3 O_(2 )^–)/([HC_2 H_3 O_2])
〖HC_2 H_3 O_2〗_((aq) ) H_((aq))^+ C_2 H_3 O_(2 (aq))^-
[ ] inicial 0,2 mol/ L 0 0
variação [ ] (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L
[ ] equilíbrio 0,2 - x mol/ L x x
Tabela 1 - Tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litro
K_a=(x.x)/(0,2-x)
O equilíbrio se deslocará bem à esquerda e x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de ácido acético. Portanto 0,2 – x será praticamente igual a 0,2. Desse modo, temos:
K_a=1,8 .〖10〗^(-5)
x2 = 0,2. 1,8 . 10-5
x = 1,8. 10-3
Determinada a concentração de íons H+, x, pode-se calcular o pH:
pH= -log [H+]
pH= - log (1,8. 10-3) = 2,7
Esse resultado é próximo ao valor de pH fornecido pela coloração da solução.
Ao tubo de ensaio 2 foram adicionadas gotas de acetato de sódio, até que o volume ficasse igualado ao volume do tubo 2. Foram acrescentadas no total 20 gotas de acetato de sódio que totaliza, aproximadamente, 1mL. As equações para essas reações são :
CH3COOH(aq) ⇌ CH3COO–(aq) + H+(aq)
CH3COONa(aq) ⇌ CH3COO–(aq) + Na+(aq)
CH3COOH(aq) + CH3COONa(aq) ⇌2CH3COO–(aq) + H+(aq) + Na+(aq)
Após a adição das 20 gotas de acetato de sódio a coloração da solução tornou-se amarelo e, pelas fotos fornecidas, o pH era igual a 6.
Para estimar o valor do pH para essa solução deve-se levar em conta a relação, na qual o produto da constante de dissociação ácida para um ácido e a constante de dissociação básica para a respectiva base conjugada é a constante do produto iônico da água:
Ka x Kb = Kw
Assim temos que o Kb é:
Kb x 1,8. 10-5 = 1,0. 10-14
Kb = 0,6. 10-9
Utilizando Kb encontrado para o acetato de sódio pode-se calcular o pH da solução:
K_b=([H^+ ][ CH3COO–])/([CH3COONa][CH3COOH])
CH3COONa CH3COOH H^+ CH3COO–
[ ] inicial 0,4 mol/ L 0,2 mol/L 0 0
variação [ ] (-x) mol/L (-x) mol/L (+x) mol/L (+x) mol/L
[ ] equilíbrio 0,4- x mol/L 0,2- x mol/L x x
Tabela 2 - Tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litro
K_b=(x.x)/([0,4-x][0,2-x])
O equilíbrio se deslocará bem à esquerda e x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de ácido acético. Portanto (0,4 – x) será praticamente igual a 0,4 e (0,2 – x) será praticamente igual a 0,2. Desse modo, temos:
0,6. 10-9=(x.x)/([0,4-x][0,2-x])
x2= 6 .10-10 . 0,08
x2= 4,8. 10-11
x= 6,92. 10-6
Determinada a concentração de íons H+, x, pode-se calcular o pH:
pH= -log [H+]
pH= -log [6,92. 10-6]= 5,16
Esse resultado é próximo ao valor de pH fornecido pela coloração da solução.
A figura abaixo demonstra os aspectos finais das soluções. São mostrados os tubo de ensaio 1 e 2, respectivamente, na esquerda e na direita.
Imagem 2 - A figura demonstra os aspectos finais das soluções. São mostrados os tubo de ensaio 1 e 2, respectivamente, na esquerda e na direita.
Parte b)
Ao tubo 1 foram adicionadas 40 gotas de cloreto de amônio e uma gota de indicador universal, a coloração observada foi laranja claro e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 4. A equação para essa 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))^+
Utilizando a fórmula da constante de equilíbrio temos:
K_a=([NH_3 ][H_3 O^+])/([NH_4^+])
A tabela abaixo foi construída para a realização do cálculo das [] das espécies em equilíbrio:
〖NH_4^+〗_((aq) ) 〖H_3 O〗_((aq))^+ 〖NH〗_(3 (aq))
[ ] inicial 0,1 mol/ L 0 0
variação [ ] (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L
[ ] equilíbrio 0,1 - x mol/ L x X
Tabela 3 - Tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litro
K_a=( x .x)/(0,1-x)
Utilizando o Kb tabelado para o NH3 ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:
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)
O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de cloreto de amônio. Portanto 0,1 – x será praticamente igual a 0,1. Desse modo, temos:
〖10〗^(-9) (0,1)=x^2
x^2=1 .〖10〗^(-10)
x= 〖10〗^(-5)
Determinada a concentração de íons H+, pode-se calcular o pH:
pH=-log[H^+ ]
pH=-log[ 〖10〗^(-5) ]
pH=5
O valor obtido é próximo do valor observado experimentalmente.
Ao tubo 2 foram adicionadas 40 gotas de acetato de sódio e uma gota de indicador universal, a coloração observada foi verde claro e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 7. A equação para essa reação é:
AcNa_((aq) )⇌Ac_((aq))^-+Na_((aq))^+
Ac_((aq))^-+H_2 O_((l))⇌HAc_((aq))+OH_((aq))^-
Utilizando a fórmula da constante de equilíbrio temos:
K_b=([HAc][OH^-])/([AC^-])
A tabela abaixo foi construída para a realização do cálculo das [] das espécies em equilíbrio:
〖Ac^-〗_((aq) ) OH_((aq))^- 〖HAc〗_( (aq))
[ ] inicial 0,4 mol/ L 0 0
variação [ ] (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L
[ ] equilíbrio 0,4 - x mol/ L x x
Tabela 4 - Tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litro
K_b=( x .x)/(0,4-x)
Utilizando o Ka tabelado para o ácido acético ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:
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)
O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de ácido acético. Portanto 0,4 – x será praticamente igual a 0,4. Desse modo, temos:
〖10〗^(-9) (0,4)=x^2
x^2=4 .〖10〗^(-10)
x=2 .〖10〗^(-5)
Determinada a concentração de íons OH-, pode-se calcular o pOH:
pOH=-log[〖OH〗^- ]
pOH=-log[2 .〖10〗^(-5) ]
pOH=4,69
A partir da fórmula abaixo podemos encontrar o pH:
pH+pOH=14
pH=9,31
O valor obtido não é próximo do valor observado experimentalmente.
Ao tubo 3 foram adicionadas 40 gotas de carbonato de sódio e uma gota de indicador universal, a coloração observada foi azul claro e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 10. A equação para essa 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))^-
Utilizando a fórmula da constante de equilíbrio temos:
K_b=([HCO_3^- ][OH^-] ^ )/([CO_3^(2-)])
A tabela abaixo foi construída para a realização do cálculo das [] das espécies em equilíbrio:
〖CO_3^(2-)〗_((aq) ) OH_((aq))^- 〖HCO_3^-〗_( (aq))
[ ] inicial 0,1 mol/ L 0 0
variação [ ] (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L
[ ] equilíbrio 0,1 - x mol/ L x x
Tabela 5 - Tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litro
K_b=( x .x)/(0,1-x)
Utilizando o Ka tabelado para o bicabornato de sódio ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:
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)
O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de bicabornato Portanto 0,1 – x será praticamente igual a 0,1. Desse modo, temos:
1,8 .〖10〗^(-4) (0,1)=x^2
x^2=2,1 .〖10〗^(-5)
x=4,24 .〖10〗^(-3)
Determinada a concentração de íons OH-, pode-se calcular o pOH:
pOH=-log[〖OH〗^- ]
pOH=-log[4,24 .〖10〗^(-3) ]
pOH=2,37
A partir da fórmula abaixo podemos encontrar o pH:
pH+pOH=14
pH=11,63
O valor obtido é relativamente próximo do valor experimental.
Ao tubo 4 foram adicionadas 40 gotas de hidrogenocarbonato de sódio e uma gota de indicador universal, a coloração observada foi verde azulado e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 9. A equação para essa reação é:
NaHCO_(3 (aq) )⇌Na_((aq))^++HCO_█(3 (aq)@ )^–
HCO_█(3 (aq)@ )^–+〖2H〗_2 O_((l))⇌H_2 CO_(3 (aq))^ +2OH_((aq))^-
Utilizando a fórmula da constante de equilíbrio temos:
〖K_b=[H_2 CO_(3 )^ ][OH^- ]/[HCO_3^- ] 〗^2
A tabela abaixo foi construída para a realização do cálculo das concentrações das espécies em equilíbrio:
HCO_█(3 (aq)@ )^– OH_((aq))^- H_2 CO_(3 (aq))^
[ ] inicial 0,1 mol/ L 0 0
variação [ ] (-x) mol/ L (+2x) mol/L (+x) mol/ L
[ ] equilíbrio 0,1 - x mol/ L 2x X
Tabela 6 - Tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litro
K_b=( x .(2x) ^2)/(0,1-x)
Utilizando o Ka tabelado para o ácido carbônico ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:
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)
O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de ácido carbônico. Portanto 0,1 – x será praticamente igual a 0,1. Desse modo, 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 nota-se na reação há 2mols OH-, portanto deve-se calcular para 2x:
2x=16,38 .〖10〗^(-3)
Determinada a concentração de íons OH-, pode-se calcular o pOH:
pOH=-log[〖OH〗^- ]
pOH=-log[16,38 .〖10〗^(-3) ]
pOH=1,79
A partir da fórmula abaixo podemos encontrar o pH:
pH+pOH=14
pH=12,21
O valor obtido não apresenta uma grande discrepância do valor experimental.
Ao tubo 5 foram adicionadas 40 gotas de hidrogenossulfato de potássio e uma gota de indicador universal, a coloração observada foi rosa chiclete e, de acordo com as fotos, o pH era igual a . A equação para essa 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))^+
Utilizando a fórmula da constante de equilíbrio temos:
K_a=([〖SO_4^(2-)〗_ ^ ][H_3 O^+])/([HSO_(4 )^-])
A tabela abaixo foi construída para a realização do cálculo das [] das espécies em equilíbrio:
HSO_(4 (aq))^- 〖H_3 O〗_((aq))^+ 〖SO_4^(2-)〗_( (aq))^
[ ] inicial 0,1 mol/ L 0 0
variação [ ] (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L
[ ] equilíbrio 0,1 - x mol/ L x X
Tabela 7 - Tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litro
K_a=( x .x)/(0,1-x)
Utilizando o Ka tabelado ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:
Ka=1,20 .〖10〗^(-2)
Desse modo, 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
Determinada a concentração de íons H+, pode-se calcular o pH:
pH=-log[H^+ ]
pH=-log[0,029]
pH=1,54
O valor obtido é relativamente próximo do valor observado.
Ao tubo 6 foram adicionadas 40 gotas de monohidrogenofosfato de sódio e uma gota de indicador universal, a coloração observada foi verde e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 8. A equação para essa 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))^+
Utilizando a fórmula da constante de equilíbrio temos:
K_a=([〖PO_4^(3-)〗_ ^ ][H_3 O^+])/([HPO_4^(2-)])
A tabela abaixo foi construída para a realização do cálculo das [] das espécies em equilíbrio:
〖HPO_(4 (aq))^(2-)〗_ ^ 〖H_3 O〗_((aq))^+ 〖PO_4^(3-)〗_( (aq))^
[ ] inicial 0,2 mol/ L 0 0
variação [ ] (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L
[ ] equilíbrio 0,2 - x mol/ L x x
Tabela 8 - Tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litro
K_a=( x .x)/(0,2-x)
Utilizando o Ka tabelado ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:
Ka=4,5 .〖10〗^(-13)
O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de ácido. Portanto 0,2 – x será praticamente igual a 0,2. Desse modo, temos:
4,5 .〖10〗^(-13) (0,2)=x^2
x=3 .〖10〗^(-7)
Determinada a concentração de íons H+, pode-se calcular o pH:
pH=-log[H^+ ]
pH=-log[3 .〖10〗^(-7) ]
pH=6,52
O valor obtido é relativamente próximo do valor observado.
Ao tubo 7 foram adicionadas 40 gotas de dihidrogefosfato de sódio e uma gota de indicador universal, a coloração observada foi alaranjado e, de acordo com as fotos, o pH era igual a 4. A equação para essa 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))^+
Utilizando a fórmula da constante de equilíbrio temos:
K_a=([〖HPO_4^(3-)〗_ ^ ][H_3 O^+])/([〖H _2 PO〗_4^(2-)])
A tabela abaixo foi construída para a realização do cálculo das [] das espécies em equilíbrio:
〖〖H _2 PO〗_(4 (aq))^(2-)〗_ ^ 〖H_3 O〗_((aq))^+ 〖HPO_4^(3-)〗_( (aq))^
[ ] inicial 0,1 mol/ L 0 0
variação [ ] (-x) mol/ L (+x) mol/L (+x) mol/ L
[ ] equilíbrio 0,1 - x mol/ L x x
Tabela 9 - Tabela de equilíbrio com todas as concentrações, em mols por litro
K_a=( x .x)/(0,1-x)
Utilizando o Kb tabelado para o ácido ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:
Ka2=6,3 .〖10〗^(-8)
Ka3=4,5 .〖10〗^(-13)
A tabela e a formula a cima foram montados baseados no Ka2, pois o Ka3 é um número demasiadamente pequeno.
O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial de ácido. Portanto 0,1 – x será praticamente igual a 0,1. Desse modo, temos:
6,3 .〖 10〗^(-8) (0,1)=x^2
x=7,93 .10^(-5)
Determinada a concentração de íons H+, pode-se calcular o pH:
pH=-log[H^+ ]
pH=-log[7,93 .10^(-5) ]
pH=4,10
O valor obtido é relativamente próximo do valor observado.
Ao tubo 8 foram adicionadas 40 gotas de cloreto de alumínio e uma gota de indicador universal, a coloração observada foi rosa claro, de acordo com as fotos, o pH era igual a 2. A equação para essa 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 (aq0)⇌Al_((aq))^(3+)+3(OH) ^-
Utilizando a fórmula da constante de equilíbrio temos:
K_ps=[Al_ ^(3+) ][OH ^-] ^3
A tabela abaixo foi construída para a realização do cálculo das [] das espécies em equilíbrio:
〖 Al〗_((aq))^(3+) OH_((aq))^-
[ ] inicial 0,1 mol/ L 0
variação [ ] (-x) mol/ L (+3x) mol/L
[ ] equilíbrio 0,1 - x mol/ L 3x
Tabela 10 - Tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litro
K_ps=(0,1-x)(3x)³
Utilizando o Kps tabelado ( 2007, Brown), pode-se calcular o pH da solução:
K_ps=2 . 10 ^(-32)
O x será muito pequeno se comparado à concentração inicial. Portanto 0,1 – x será praticamente igual a 0,1. Desse modo, temos:
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 nota-se na reação há 3mols OH-, portanto deve-se calcular para 3x:
3x=3,43 . 〖10〗^(-11)
Determinada a concentração de íons OH-, pode-se calcular o pOH:
pOH=-log[OH^- ]
pOH=-log[3,43 . 〖10〗^(-11) ]
pOH=10,46
A partir da fórmula abaixo podemos encontrar o pH:
pH+pOH=14
pH=3,54
O valor obtido é relativamente próximo do valor observado. A figura abaixo ilustra essa parte do experimento.
Imagem 3 – Tubos dos sais com 1 gota de indicador universal
Parte c)
Para a preparação da solução tampão que utiliza Ácido Acético e Acetato de sódio, precisamos de uma solução que contém concentrações aproximadamente iguais de ácido e seu sal.
Preparando um tampão com 0,16 mol/L é preciso de 0,8 mL de AcOH e 0,8 mL
de AcONa mais 8,4 mL de água destilada, de acordo com a equação de dissolução:
C_1.V_1=C_2 V_2
1mol/L.V=0,16mol/L.10mL
V=1,6mL
Foi adicionada 1 gota de indicador universal à essa solução, a solução ficou com uma coloração alaranjada e o pH estimado tem valor igual a 4. As equações para as reações que ocorrem na solução tampão são:
CH3COONa(aq) → CH3COO-(aq) + Na+(aq)
CH3COOH(aq) ⇌ CH3COO-(aq) + H+
Por meio das concentrações dos reagentes e das equações montadas podemos calcular o valor do pH para a solução tampão, considerando o novo volume da solução igual a 0,8 mL de ácido acético + 0,8 mL de acetato de sódio = 1,6 ml de solução.
Número de mols presentes nos volumes adicionados.
[〖HC〗_2 C_3 O_2]=0,0008(1mol/1L)=〖8x10〗^(-4) mol
[C_2 H_3 O_2^-]=0,0008(1mol/1L)=〖8x10〗^(-4) mol
Concentração molar dos componentes da solução tampão.
[〖HC〗_2 C_3 O_2 ]=0,5 M
[C_2 H_3 O_2^- ]=0,5 M
〖HC〗_2 H_3 O_2 ⇌ H^++ C_2 H_3 O_2^-
Início 0,5 0 0,5
Variação [ ] -x x x
Equilíbrio (0,5-x) x (0,5+x)
Calculo da [H+] na solução.
Ka=([H^+ ][C_2 H_3 O^(-2)])/([H_3 C_2 H_3 O_2])
Ka=(0,5+x)(x)/((0,5-x) )
Desconsidera-se o x porque a concentração encontrada é menor que 5% da concentração inicial.
1,8.〖10〗^(-5) (0,5)=(0,5)(x)
0,5 x=9x〖10〗^(-6)
x=1,8x〖10〗^(-5) mol/L
Cálculo do pH da solução tampão:
[H^+ ]=1,8x〖10〗^(-5)
pH=-log[H^+]
pH=-log〖1,8x〖10〗^(-5) 〗
pH=4,74
O pH encontrado está proximo do observado experimentalmente ( pH:4).
Após a preparação da solução tampão, 5 mL desta foram retirados e colocados em um tubo de ensaio. Depois foram adicionadas gotas de NaOH nesta solução tampão.
Para a adição de 10 gotas de NaOH, tem-se:
1gota-0,05mL
10gotas-x
x=0,5x〖10〗^(-3) L
Cálculos para a determinação da quantidade de mols presentes na solução.
5x〖10〗^(-4) L (0,5mol/L)=0,25x〖10〗^(-3) mol OH^-
5x〖10〗^(-3) L (0,5mol/L)=2,5x〖10〗^(-3) mol 〖 HC〗_2 H_3 O_2
5x〖10〗^(-3) L (0,5mol/L)=2,5x〖10〗^(-3) mol 〖C_2 H_3 O_2〗^-
Cálculos estequiométricos.
Antes da reação: 2,5x10-3 mol 0,25x10-3 mol 2,5x10-3 mol
〖 HC〗_2 H_3 O_2 + OH^- ⇌ 〖C_2 H_3 O_2〗^- + 〖 H〗_2 O
Depois da reação: 2,25x10-3 mol 2,75x10-3 mol
Volume final = Volume inicial + Volume adicionado = 5,5 x10-3 L
[〖HC〗_2 C_3 O_2 ]=0,41 M
[C_2 H_3 O_2^- ]=0,5 M
Determinação do pH.
pH=pKa+log [base]/[ácido]
pH=4,75+log(1,22)
pH=4,84
Para 20 gotas de NaOH, tem-se:
Cálculos para a determinação da quantidade de mols presentes na solução.
1gota-0,05mL
20gotas-x
x=1x〖10〗^(-3) L
1x〖10〗^(-3) L (0,5mol/L)=0,5x〖10〗^(-3) mol OH^-
Cálculos estequiométricos.
Antes da reação: 2,25x10-3 mol 0,5x10-3 mol 2,75x10-3 mol
〖 HC〗_2 H_3 O_2 + OH^- ⇌ 〖C_2 H_3 O_2〗^- + 〖 H〗_2 O
Depois da reação: 1,75x10-3 mol 3,25 x10-3 mol
Volume final = Volume inicial + Volume adicionado = 6,5 x10-3 L
[〖HC〗_2 C_3 O_2 ]=0,27 M
[C_2 H_3 O_2^- ]=0,5 M
Determinação do pH.
pH=4,75+log1,85
pH=5,01
Para 30 gotas de NaOH, tem-se:
Cálculos para a determinação da quantidade de mols presentes na solução.
1gota-0,05mL
30gotas-x
x=1,5x〖10〗^(-3) L
1,5x〖10〗^(-3) L (0,5mol/L)=0,75x〖10〗^(-3) mol OH^-
Cálculos estequiométricos.
Antes da reação: 1,75x10-3 mol 0,75 x10-3 mol 3,25 x10-3 mol
〖 HC〗_2 H_3 O_2 + OH^- ⇌ 〖C_2 H_3 O_2〗^- + 〖 H〗_2 O
Depois da reação: 1,00 x10-3 mol 4,00 x10-3 mol
Volume final = Volume inicial + Volume adicionado = 8 x10-3 L
[〖HC〗_2 C_3 O_2 ]=0,13M
[C_2 H_3 O_2^- ]=0,5 M
Determinação do pH
pH=4,75+log3,85
pH=5,34
Para 35 gotas de NaOH, tem-se:
Cálculos para a determinação da quantidade de mols presentes na solução.
1gota-0,05mL
35gotas-x
x=1,75x〖10〗^(-3) L
1,75x〖10〗^(-3) L (0,5mol/L)=0,88x〖10〗^(-3) mol OH^-
Cálculos estequiométricos.
Antes da reação: 1,00 x10-3 mol 0,88 x10-3 mol 4,00 x10-3 mol
〖 HC〗_2 H_3 O_2 + OH^- ⇌ 〖C_2 H_3 O_2〗^- + 〖 H〗_2 O
Depois da reação: 0,12 x10-3 mol 4,88 x10-3 mol
Volume final = Volume inicial + Volume adicionado = 9,75 x10-3 L
[〖HC〗_2 C_3 O_2 ]=0,01 M
[C_2 H_3 O_2^- ]=0,5M
Determinação do pH
pH=4,75+log50
pH=6,45
Para 36 gotas de NaOH, foi atingida a capacidade tamponante. Portanto, a base forte se fez presente em excesso na solução. Assim, o pH foi calculado através da concentração dos íons OH^- .
Para 40 gotas de NaOH, tem-se:
Cálculos para a determinação da quantidade de mols presentes na solução.
1gota-0,05mL
40gotas-x
x=2,0x〖10〗^(-3) L
2,0x〖10〗^(-3) L (0,5mol/L)=1,0x〖10〗^(-3) mol OH^-
Cálculos estequiométricos.
Antes da reação: 0,12 x10-3 mol 1,0x10-3 mol 4,88 x10-3 mol
〖 HC〗_2 H_3 O_2 + OH^- ⇌ 〖C_2 H_3 O_2〗^- + 〖 H〗_2 O
Depois da reação: excesso de 0,88 x10-3 mol de OH^-
Volume final = Volume inicial + Volume adicionado = 11,75 x10-3 L
[OH^- ]=0,075 M
Determinação do pH
pOH=4,75+log0,075
pOH=3,62
pH = 10,38
Para 50 gotas de NaOH, tem-se:
Cálculos para a determinação da quantidade de mols presentes na solução.
1gota-0,05mL
50gotas-x
x=2,5x〖10〗^(-3) L
2,5x〖10〗^(-3) L (0,5mol/L)=1,25x〖10〗^(-3) mol OH^-
Cálculos estequiométricos.
Antes da reação: excesso de 0,88 x10-3 mol de OH^-
Depois da reação: excesso de 1,13 x10-3 mol de OH^-
Volume final = Volume inicial + Volume adicionado = 14,25 x10-3 L
[OH^- ]=0,08 M
Determinação do pH
pOH=〖4,75+log〗0,08
pOH=3,92
pH = 12,89
Os valores acima calculados e observados foram inseridos em uma tabela, a qual nos serviu para a construção do gráfico pH versus nº número de gotas.
pH nº de gotas
4,75 0
4,84 10
5,01 20
5,34 30
6,45 35
10,38 40
12,89 50
Tabela 11 – pH da solução em relação ao número de gotas adicionadas a mesma
Gráfico 1 - Curva de pH da adição da base Hidróxido de Sódio em uma solução tampão de Ácido Acético e Acetato de sódio
Quando uma pequena quantidade de base forte é adicionada, os íons OH- da base removem os prótons das moléculas de CH3COOH para produzir íons CH3CO2- e moléculas de H2O. Neste caso, as moléculas de ácido agem com,o fontes de prótons. Como os íons OH- foram removidos pelas moléculas de CH3COOH, a concentração de íons OH- permanece praticamente inalterada. Consequentemente, a concentração de H3O+ também se mantém constante.
Observação das demais soluções tampão preparadas:
0,48M/0,48M - (AcOH/AcONa) - Capacidade Tamponante eficiente até a adição de 71 gotas de NaOH;
0,8M/0,8M - (AcOH/AcONa) - Capacidade Tamponante eficiente até a adição de 105 gotas de NaOH;
A capacidade de um tampão é determinada por sua concentração e pH. Um tampão mais concentrado pode reagir com mais ácido ou base adicionadas do que um menos concentrado.
Conclusão
Neste experimento observou-se o comportamento devido a perturbação de sistemas em equilíbrio, ao adicionar substâncias a estes. Pode-se estimar o valor do pH para cada solução montada e este pôde ser comparado com um valor esperado, retirado das fotos mostradas em laboratório. Verificou-se o caso de hidrólise de soluções contendo sais e o pH das mesmas também pôde ser estimado. Assim, conclui-se que as propriedades ácido-base dos sais podem ser atribuídas ao comportamento de seus respectivos cátions e ânions. A relação dos íons com a água, variaram o pH resultante.
O experimento também investigou as propriedades de soluções tampão. São estudadas as ações tamponantes e seus limites, por meio desta viu-se como uma solução tampão pode chegar aos seus limites e também ultrapassá-los.
Desde que não se exceda a capacidade de tamponamento do tampão, pode-se supor que o ácido forte, ou a base forte, é completamente consumido pela reação com o tampão.
Referências Bibliográficas
Brown, Theodore L.; Le May, Jr, H. Eugene.; Bursten, Bruce E.; Burdge, Julia R. Química a Ciência Central. 9ª edição. São Paulo: Pearson Education, 2007. 972 páginas.
“Experimentos Química das Transformações 2013”, UNIFESP, Campus Diadema, 2013.
Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente/ Peter Atkins, Loretta Jones; tradução técnica: Ricardo Bicca de Alencastro. – 5. Ed, - Porto Alegre: Bookman, 2012.
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