UNIVERSDIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA

CENTRO DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA

LICENCIATURA EM QUÍMICA

QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA EXPERIMENTAL

PROFESSOR CARLOS BISPO

HIDRÓLISE DE SAIS E SOLUÇÕES-TAMPÃO

ALINE GUIMARÃES LEITE

Campina Grande - PB

2012

1 INTRODUÇÃO

1.1 OBJETIVO EXPERIMENTAL

Preparar soluções de carbonato de sódio (Na2CO3 – 0,5M); acetato de sódio (NaCH3COO - 50g/L); cloreto de amônio(NH4OH -0,2M); Oxalato de amônio [(NH4)2C2O4 0,2 M]; ácido acético (CH3COOH - 0,2 M) hidróxido de sódio (NH4OH - 0,2 M), preparar um tampão ácido e um básico posteriormente medir seus respectivos pH, e verificar a capacidade tamponante das soluções tampão preparadas. 1.2 HIDRÓLISE DE SAIS

A reação de hidrólise de um íon é uma reação de equilíbrio ácido-base e a constante deste equilíbrio é chamada de constante de hidrólise Kh

É o processo no qual, íons provenientes de um sal q reagem com água.

Uma solução salina pode originar soluções ácidas e básicas.Os sais presentes se dissociam em cátions e ânions e dependendo destes íons a solução assume valores diferentes de pH.

SAL+ÁGUA↔ÁCIDO+BASE (Eq .1derepresentaçãodahidrólise)

Na hidrolise ha reação química entre a espécie (cátion, ãnion ou ambos ) e a água havendo assim quebra de ligações covalentes na molécula de água.

A dissolução de um sal em água pode gerar uma solução neutra, alcalina ou ácida - depende da natureza do sal

O pH da solução salina depende da maneira e intensidade com que os íons do sal vão perturbar o equilíbrio de auto-ionização da água.

I. Sais derivados de um ácido forte e uma base forte. Neste caso, nem os cátions ou ânions tem qualquer tendência em se combinar com os íons

provenientes da auto-ionização da água. A solução resultante, portanto, é neutra, como por exemplo o NaCl;

II. Sais derivados de um ácido fraco e uma base forte não reage com os íons provenientes da auto-ionização da água, o ânion (proveniente de uma ácido fraco) reage com o íon hidrônio, estabelecendo um novo equilíbrio: Como o produto [H+].[HO-] (ou seja, o Kw) deve ser constante a uma determinada temperatura, mais moléculas de água se ionizam resultando em um aumento da [HO-].

Portanto, após a dissolução do sal, [HO-] > [H+] e, consequentemente, a solução será alcalina. A reação global é a combinação dos dois equilíbrios acima e é chamada de reação de hidrólise do íon A-, como abaixo:

III. Sais derivados de uma base fraca e um ácido forte o cátion (proveniente de uma base fraca) reage com o íon hidróxido, estabelecendo um novo equilíbrio:

 

Como o produto [H+].[HO-] (ou seja, o Kw) deve ser constante a uma

determinada temperatura, mais moléculas de água se ionizam resultando em um aumento da [H+]. 

Portanto, após a dissolução do sal, [HO-] < [H+] e, consequentemente, a solução será ácida. A reação global é a combinação dos dois equilíbrios acima e é chamada de reação de hidrólise do íon M+.

IV. Sais derivados de um ácido fraco e uma base fraca. Aqui, tanto o ânion (proveniente de um ácido fraco) como o cátion (proveniente de uma base fraca) reagem com os íons provenientes da auto-ionização da água, estabelecendo dois novos equilíbrios:

 

Neste caso, o pH vai depender dos valores de Ka do cátion M+ e do valor de Kb do ânion A-. Se Kb > Ka, então a solução será alcalina; por outro lado, se Ka >Kb, então a solução será ácida. Finalmente, se Ka = Kb, então a solução será neutra.

1.3SOLUÇÃO TAMPÃO

É uma mistura para evitar que o Ph e o pOH do meio sofram variações quando for adicionado ácidos fortes e ou bases fracas.

Existem dois tipos de soluções-tampão a mistura de ácido fraco com base conjugada e base fraca com ácido conjugado.

1.3.1 Mistura de ácido fraco com sua base conjugada

Para a formação de uma solução assim, mistura-se o ácido fraco com um sal do mesmo ânion desse ácido. Por exemplo, considere uma solução-tampão constituída de ácido acético (H3CCOOH(aq)) e acetato de sódio (H3CCOONa(s)). Veja que ambos possuem o ânion acetato: (H3CCOO-

(aq)). A concentração desses íons se deve praticamente à dissociação do sal, que é grande. Já a ionização do ácido é pequena.

No mecanismo de tamponagem quando há adição de um ácido forte em um sistema tratado com uma solução tampão, o ácido forte aumenta a concentração do íon hidrônio, H+, e visto que o ácido acético é um ácido fraco, o ânion acetato possui grande afinidade pelo próton (H+) hidrônio. Dessa forma, eles reagem e mais ácido acético e é formado.

CH 3COO−¿+H

+¿↔CH3 COOH ¿

¿

Como não há íons H+¿¿ livres em solução o pH permanece inalterado, pois os íons H+ serão consumidos pelos íons acetatos livres em solução na formação de moléculas de ácido acético não ionizadas.

Já no caso da adição de uma base forte há um aumento da concentração dos íons OH-. Mas esses íons são neutralizados pelos íons H+ liberados na ionização do ácido acético:Com essa reação, a concentração dos íons H+

(aq) irá diminuir e haverá um deslocamento do equilíbrio no sentido de aumentar a ionização do ácido e, com isso, a variação de pH da solução

será muito pequena. A concentração dos íons H+1(aq) será praticamente

constante.Nesse caso também existe uma capacidade limite do tampão. Portanto,

se adicionarmos cada vez mais base, o equilíbrio da ionização do ácido será mais e mais deslocado no sentido da sua ionização, até que todo o ácido seja consumido.

1.3.2 Mistura de base fraca com seu ácido conjugado

Esse tipo de solução-tampão é constituído de uma base fraca e um sal solução que contenham o mesmo cátion da base.

Por exemplo, considere uma solução-tampão formada por hidróxido de magnésio, Mg(OH)2(aq) (base fraca) e cloreto de magnésio, MgCl2(s) (sal). Ambos contêm o cátion magnésio (Mg2+

(aq)). Os íons magnésio presentes no meio são praticamente todos provenientes da dissociação do sal, pois a dissociação da base é fraca.

Nesse caso, os íons H3O+1 vindos da adição do ácido forte serão neutralizados pelos íons OH-, vindos da dissociação da base fraca. Isso deslocará o equilíbrio de dissociação da base para a direita.

Assim, a variação de pH (se houver) será muito pequena, porque a concentração dos íons OH- permanece constante. O efeito tampão irá cessar quando toda a base for dissociada.

A base forte adicionada sofre dissociação liberando íons OH-. Visto que o hidróxido de magnésio é uma base fraca, o magnésio liberado na dissociação do sal terá maior tendência de reagir com o OH-.

Portanto, o aumento dos íons OH- é compensada pelo aumento proporcional de MgOH2(aq). Com isso o pH não sofre grandes alterações

2 MATERIAL E MÉTODO

2.1 Materiais e Reagentes

Tubos de ensaio; Béqueres; Pipetas; Balão volumétrico; Balança semi-analítica; Espátulas;

Carbonato de sódio; Acetato de sódio; Cloreto de amônio; Oxalato de amônio; Ácido acético; Hidróxido de amônio

2.2Procedimento Metodológico

2.2.1 PREPARO DA SOLUÇÃO DE ÁCIDO ACÉTICO

A metodologia utilizada foi que cada grupo preparasse uma solução específica. A solução prepara neste experimento uma solução de ácido acético 0,2 M.

Inicialmente mediu-se o volume de 1,4 mL do ácido, necessário para a preparação de 100 mL de solução. Esse volume foi transferido para um balão de 100 mL que foi aferido com água destilada e homogeneizado. Após dissolução o pH foi medido com o auxílio de um pHmetro previamente calibrado com um tampão 4 e 7.

2.2.2 PREPARO DA SOLUÇÃO TAMPÃO

Para o preparo da solução tampão CH3COOH / NaCH3COO, foram misturados 0,5 mL de hidróxido de amônio com 10 mL cloreto de amônio. Em seguida foi medido o pH.

2.2.3 VERIFICAÇÃO DO PODER TAMPONATE DAS SOLUÇÕES

Após preparo, as soluções-tampão foram divididas em volumes iguais em 02 tubos de ensaios. Uma prova branca foi preparada apenas com água destilada para comparação (C1 C2). Após divisão dos volumes, foram adicionados 03 gotas de HCl no tubo A1, B1 e C1 e 03 gotas de NaOH nos tubos A2, B2 e C2. Em seguida foi medido o pH.

3 RESULTADOS E DISCUSSÕES

Tabela referente ao cálculo do pH teórico e experimentral

Substância pH teórico pH experimentalNa2CO3 10.03 11,00

NaC H 3COO 9.27 8,60NH 4Cl 4.97 5,84

¿¿ 5.5 6,66CH 3COOH 2.72 2,48NH 4OH 11.21 11,78

De acordo com os resultados obtidos, podemos verificar o fenômeno de hidrólise na dissolução dos sais utilizados. Os sais carbonato de sódio e acetato de sódio, ambos originados por bases fortes (Na = metais alcalinos = bases fortes) apresentaram caráter básico, conforme a tabela, indicando coerência com os valores teóricos. No caso do cloreto de amônio, o pH obtido foi ácido, decorrente a origem do sal (neutralização de um ácido forte por uma base fraca). Para o ácido acético e hidróxido de amônio, podemos identificar o caráter do meio, ácido e básico respectivamente.

Os pequenos erros observados podem ser explicados, como exemplo, erros na medição dos volumes e massas de soluto na primeira etapa experimental, a presença de impurezas nos reagente e vidrarias, erros na calibração do potenciômetro e etc.

TAMPÃ

O

pH TEÓRICO pH EXPERIMENTAL

A 5,23 6,40

B 9,23 8,57

Tabela referente aos valores teóricos e experimentais de pH

Conforme tabela, a discrepâncias entre os valores teóricos e experimentais foram razoavelmente aceitáveis, porém serviram pra identificação de alguns erros, como por exemplo, a pertinência de calibração o pHmetro ou excesso/falta de reagente na preparação do tampão. Outro fato, foi o uso de provetas (medições pouco precisas) nas medições.

Tampão ácido (A) Tampão básico (B) Água

pH inicial 6,4 8,57 6,30Add de HCl 6,2 8,63 2,38

Add de NaOH 6,5 8,74 11,15

Tabela referente aos valores da ação tampão das soluções testadas

Com adição do ácido e da base às soluções tampões, podemos verificar e comprovar que as soluções preparadas apresentam capacidade de tamponação. Os valores teóricos e experimentais ficaram praticamente em níveis aceitáveis quanto a variação de pH. A prova branca (C1 eC2) comprovaram que as substâncias adicionadas eram realmente um ácido e uma base.

4 CONSIDERAÇÕES FINAIS

Mediante os poucos erros encontrados na experimentação sugerida pela disciplina, é nítido que o objetivo não é a exatidão dos resultados e sim verificação a existência de capacidade tamponante nas soluções preparadas, bem como a confirmação da existência do mecanismo de hidrólise nos sais analisados.

Mediante o supracitado, os resultados foram satisfatórios.

5 REFERÊNCIAS

SKOOG, Douglas A.; WEST, Donald M.; HOLLER, James F.; CROUCH, Stanley R. Fundamentos de Química Analítica, tradução da 8ª edição norte-americana,Editora Cengage Learning, São Paulo, 2006

VOGEL, Arthur Israel; MENDHAM, J. Análise química quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. 462 p.

VOGEL, Arthur Israel. Química analítica qualitativa. 5. ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981. 665 p.

HIDRÓLISE. Disponível em <www.qmc.ufsc.br/qmcweb/artigos/ hidrolise /files/intro3.html >Acesso em 30/08/2012 às 14h15min.

ANEXO ÚNICO

Cálculo da massa de carbonato de sódioMM = 106 g/molM = 0,5 mol/L

m=M ∙MM ∙V=0,5 molL∙106 gmol

∙0,1L❑⇒m=5,3 g

Cálculo da massa do acetato de sódioMM = 82,03 g/molC = 50g/L (transformação de concentração comum para molaridade)

C=MM ∙M M= CMM

=0,609molL

m=M ∙MM ∙V=0,367 molL∙136,08 gmol

∙0,1L❑⇒m=4,9g

Cálculo da massa de cloreto de amônioMM = 53,5 g/molM = 0,2 mol/L

m=MM .M .V=53,5 gmol

∙0,2molL

∙0,1 L=1,07 g

Cálculo da massa de oxalato de amônioMM = 142,11 g/molM = 0,2 mol/L

m=MM .M .V=142,11 gmol

∙0,2molL

∙0,1L=2,9 g

Cálculo do volume de ácido acéticoMM = 60,05 g/mol

m=M ∙MM ∙V⇒

m=0,2molL∙60,05

gmol

∙0,1 L=1,20 g

ρAc=0,857 g /mL V=mρ= 1,20g0,857g /mL

=1,40mL

Cálculo do pH das soluções Cálculo do pH da solução de carbonato de sódio

Solução básica

¿pOH=−log ¿

pH=14−pOH=10,03

Caçulo do pH da solução de acetato de sódio

¿pOH=−log ¿

pH=14−pOH=9,27

Cálculo do pH cloreto de amônio

¿pH=−log¿pH=4,97

Cálculo do pH do oxalato de amônio

¿

pH=−log3,74 ∙ 10−6molL

pH=5,5

Cálculo do pH da solução de ácido acético (ka = 1,7 . 10-5)CH 3COOH

↔

CH 3COO−¿+H +¿ka=¿ ¿¿¿

Situação CH 3COOH (mol/L) CH 3COO−¿(mol/L)¿ H+¿¿ ¿)

Íncio 0,2 M 0 0Dissolução -X X XEquilíbrio 0,2 – X X X

1,7 ∙10−5= x ∙ x(0,2−x)

=x2+k a x−ka0,2

x=−b±√b2−4ac2a

=¿

¿pH=−log1,88 ∙10−3

pH=2,72

Situação CH 3COOH (mol/L) CH 3COO−¿(mol/L)¿ H+¿¿ ¿)

Íncio 0,2 M 0 0Dissolução -X X XEquilíbrio 0,2 – X X X

1,8 ∙10−5= x ∙ x(0,2−x)

=x2+ka x−k a0,2

x=−b±√b2−4ac

2a=[OH ]=1,8 ∙10

−5+√3,24 ∙10−10−4 ∙1∙(−3,6 ∙10−6)2 ∙1

[OH ]=1,88∙10−3mol /LpOH=2.72

pH=pOH−2,72=11,21