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relatório do laboratório sobre acido base
Tipologia: Trabalhos
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Não perca as partes importantes!
Bianca Ikier ( 177907 ), Larissa Feitoza ( 176252 ) UC: Química Geral Experimental Curso:Engenharia Química Noturno Data da realização do experimento: 05 /0 8 / Responsáveis: Laura Oliveira Peres Philadelphi William Hermoso
O experimento foi realizado com o objetivo de verificar empiricamente o comportamento e as perturbações em sistemas em equilíbrio ácido-base, além de analisar soluções salinas. As partes a) e b) consistiram na análise do efeito do íon comum no equilíbrio de dissociação de um ácido e de uma base fracos. Verificou-se que o caráter predominante dos sistemas foi mantido. Em c) estimou-se o pH de oito soluções salinas por meio de análise comparativa com base em indicadores visuais.
O equilíbrio ácido-base é um parâmetro crucial em diversas técnicas analíticas, abrangendo desde a indústria química até a biomedicina. Neste contexto, o estudo do equilíbrio ácido-base, assim como a observação de perturbações nesses sistemas, torna-se essencial. Perturbações como a adição de um íon comum ou mudanças na concentração de reagentes, podem deslocar o equilíbrio de um sistema ácido-base, resultando em mudanças perceptíveis tanto quantitativamente, por meio de medições de pH quanto qualitativamente, através de indicadores colorimétricos. O presente experimento teve como objetivo observar o comportamento de sistemas em equilíbrio ácido-base, bem como verificar o comportamento de tipos de soluções salinas. Para a análise desses fenômenos, a teoria ácido-base de Brønsted-Lowry foi adotada, que define ácidos como doadores de prótons e bases como receptoras de prótons.¹ ² Os métodos utilizados no experimento incluíram a adição controlada de substâncias bem como o uso de indicadores colorimétricos para uma análise qualitativa. Essas abordagens permitem correlacionar as mudanças observadas com a teoria de equilíbrio químico e com os conceitos de ácido e base de Brønsted-Lowry, proporcionando uma compreensão completa dos processos envolvidos.
b) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca Ao se adicionar o indicador na solução de hidróxido de amônio 0,2 mol/L estimou-se o pH como 13, coloração roxo intenso. Após cada adição de cloreto de amônio 0,4 mol/L ( porções de 5 gotas, aproximadamente 0,05 ml para o volume da gota), estimou-se o pH como 10, e observou-se até o final das adições uma transição gradual até o pH 9, ficando cada vez mais translúcido e azulado. Tabela 2- Comparação pH estimado e pH calculado em b) Etapas pH estimado pH calculado Inicial 13 11, 5 gotas 10/9 9, 10 gotas 9 9, c) “Hidrólise” de sais em soluções Nas soluções aquosas dos sais, ao adicionar 1 gota de indicador universal em cada e agitar, observou-se os seguintes pH: a. Cloreto de amônio 0,4 mol/L – pH 7 b. Acetato de sódio 0,4 mol/L – pH 9 c. Carbonato de sódio 0,1 mol/L – pH 13 d. Hidrogenocarbonato de sódio 0,1 mol/L – pH 9 e. Hidrogenossulfato de potássio 0,1 mol/L – pH 2 f. Monohidrogenofosfato de sódio 0,1 mol/L – pH 9 g. Dihidrogenofosfato de sódio 0,1 mol/L pH 5 h. Cloreto de alumínio 0,1 mol/L – pH 1 Tabela 3 – Comparação pH estimado e pH calculado em c) Embora os pHs observados estejam dentro do espectro esperado, a discrepância percentual entre o pH observado e o calculado é significativa, especialmente na parte a), onde a diferença média chega a 74,64%, em comparação com 6,76% na parte b) e 66,95% na parte c) - cujas diferenças individuais também foram satisfatórias. Essas variações podem ser atribuídas a vários fatores, incluindo a precisão do indicador colorimétrico e as condições experimentais. Nesse sentido, fatores como contaminação dos reagentes ou erros na medição de volumes podem influenciar o pH calculado. A temperatura também pode alterar a constante de dissociação (Ka ou Kb) dos ácidos e bases, modificando o pH real. Mudanças na concentração dos íons devido à adição de gotas podem não ser lineares, afetando o pH de forma inesperada. Por fim, a hidrólise de sais em solução pode criar íons que alteram o pH de maneiras difíceis de prever. Soluções salinas pH estimado pH calculado b. Acetato de sódio 9 9, d. Hidrogenocarbonato de sódio 9 7, f. Monohidrogenofosfato de sódio 9 9, h. Cloreto de alumínio 1 3,
A teoria de Brønsted-Lowry, que define ácidos como doadores de prótons e bases como receptoras, ajuda a entender as variações de pH. Quando um ácido ou base é adicionado a uma solução, o equilíbrio ácido-base muda conforme os prótons são transferidos.³ Esse equilíbrio pode ser afetado pela presença de íons comuns ou pela diluição, resultando em pH diferente do esperado. Considerar o equilíbrio químico é crucial para interpretar os resultados experimentais com precisão, destacando a importância de cálculos exatos e da compreensão dos processos envolvidos. Cálculos parte a) - phs inicial e após adições (5 e 10 gotas)
Cálculos parte c) pH soluções salinas b; d; f; h
Nas etapas A e B do experimento foi possível analisar o efeito dos íons comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco e base fraca por meio de comparação entre as soluções e mudanças visuais de pH. Observou-se um aumento gradual de pH nas soluções ácidas e uma diminuição gradual do pH nas soluções básicas. Verificou-se também que o caráter dominante das soluções analisadas em A e B prevaleceu, mesmo que com diferenças percentuais significativas entre os phs observados e os calculados. A discrepância deu-se por diversos fatores, como a precisão do indicador colorimétrico e as condições experimentais, esses aspectos destacam a importância de cálculos precisos e da consideração de múltiplos aspectos na química experimental. Em C, a comparação entre os pHs observados e calculados foi satisfatória, embora com diferença percentual média relevante devido o hidrogenocarbonato de sódio, cuja solução analisada apresentou maior concentração relativa de OH-.
