relatório aula prática química analítica_ hidrólise dos sais e solução tampão
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HIDRÓLISE DOS SAIS E SOLUÇÃO TAMPÃO
Tubarão, 2011
HIDRÓLISE DOS SAIS E SOLUÇÃO TAMPÃO
Relatório apresentado à disciplina de Química Analítica I do Curso de Engenharia Química.
UNIVERSIDADE DO SUL DE SANTA CATARINA
Tubarão, 2011
Professora Francielen Kuball Silva
1. INTRODUÇÃO
Este relatório possui como objetivo o estudo da hidrólise de sais e solução tampão. A
hidrólise é uma reação química de quebra de uma molécula por água a partir da hidratação.
Tampão são soluções que atenuam a variação dos valores de pH, mantendo-o
aproximadamente ou constante, mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou
bases. As soluções tampão são usadas sempre que se necessita de um meio com pH
aproximadamente constante. Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos em água. O
conhecimento do valor de pH das soluções é muito importante pois o mesmo indica a
acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa.
2. REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
2.1 Hidrólise
De acordo com Arthur I. Vogel (1981), quando se dissolvem sais em água, nem
sempre a solução se apresenta neutra à reação. A razão para esse fenômeno é que alguns
sais reagem com a água; daí o termo hidrólise. Como conseqüência, íons hidrogênio ou íons
hidroxila ficam em excesso na solução, tornando-a ácida ou básica, respectivamente.
A fim de melhor compreender o fenômeno da hidrólise,é necessário examinar
separadamente o comportamento de quatro categorias de sais. Todos os sais existentes
classificam-se em uma das seguintes categorias:
I. Os derivados de ácidos fortes e bases fortes, por exemplo: cloreto de potássio.
II. Os derivados de ácidos fracos e bases fortes, por exemplo: acetato de sódio.
III. Os derivados de ácidos fortes e bases fracas, por exemplo: cloreto de amônio.
IV. Os derivados de ácidos fracos e bases fracas, por exemplo: acetato de amônio.
Estes grupos apresentam comportamentos diferentes com referência a hidrólise.
Sais ácidos fortes e bases fortes. Quando dissolvidos em água, apresentam
reação neutra, por nem os anions nem os cátions combinam-se, respectivamente, com íons
hidrogênio ou íons hidroxila para formar produtos levemente dissociados. O equilíbrio de
dissociação da água
H2O H+ + OH-
não é, portanto, perturbado. A concentração de íons hidrogênio na solução é igual à de íons
hidroxila; assim, a solução formada tem reação neutra.
Sais de ácidos fracos e bases fortes. Quando dissolvidos em água produzem
uma solução de caráter alcalino. Isso é decorrente do fato de o anion combinar-se com íons
hidrogênio para formar um acido fraco levemente dissociado, deixando íons hidroxila em
liberdade. Numa solução de acetato de sódio, por exemplo, temos os seguintes equilíbrios:
H2O H+ + OH-
CH3COO- + H+ CH3COOH
Assim os íons de hidrogênio, formados pela dissociação da água, combinar-se-ão
parcialmente com os íons acetato. As duas equações podem ser somadas membro a
membro, obtendo-se o equilíbrio da hidrólise global:
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
Na solução, os íons hidroxila estarão em excesso sobre os íons hidrogênio e a
solução apresentará reação alcalina.
De um modo geral, se o sal de um ácido fraco monobásico HÁ for dissolvido em
água, o anion A- combinar-se-á com os íons hidrogênio para formar o ácido não dissociado:
A- +H+ HA
Os íons hidrogênio são produzidos pela dissociação da água:
H2O H+ + OH-
Se bem que a dissociação da água pura seja quase desprezível ao dissolvermos o
sal, mais e mais moléculas de água se ionizam, pela remoção de íons hidrogênio do
equilíbrio (II) o que, de acordo com a lei da ação das massas, deslocará o equilíbrio para a
direita. Os dois equilíbrios podem ser combinados, assim:
A- + H2O HA+ OH-
Sais de ácidos fortes e bases fracas.Quando dissolvidos em água, produzem
uma reação de caráter ácido. O cátion M+ do sal reage com os íons hidroxila, produzido pela
dissociação da água, formando uma base fraca MOH e liberando íons hidrogênio:
H2O H+ + OH-
M+ +OH- MOH
O equilíbrio global de hidrólise pode ser expresso por:
M+ + H2O MOH + H+
Uma vez que há formação de íons hidrogênio na reação, a solução apresentará caráter
ácido.
Sai de ácidos fracos e bases fracas. Quando dissolvidos em água, são
submetidos a um processo bem mais complexo de hidrólise. A hidrólise do cátion conduz à
formação de uma base fraca não dissociada:
M+ + H2O MOH + H+
enquanto a hidrólise do anion produz um ácido fraco:
A- + H2O HA+ OH-
Os íons de hidrogênio e hidroxila formados nesse processo recombinam-se parcialmente,
formando água:
H+ + OH- H2O
Tais equações, no entanto, não podem ser somadas, a menos que as constantes de
dissociação do ácido e da base sejam iguais. Dependendo dos valores relativos destas
constantes de dissociação, três hipóteses podem ocorrer:
Se Ka> Kb (se o ácido for mais forte que a base), a concentração hidrogeniônica será
maior que a dos íons hidroxila e a solução será ácida.
Se Ka< Kb (se a base for mais forte que o ácido), acontecerá o inverso e a solução
será alcalina.
Se Ka = Kb (se o ácido e a base forem igualmente fracos), as duas concentrações
serão iguais e a solução será neutra.
2.2 Soluções Tampão
Conforme Arthur I. Vogel (1981), no curso de uma análise qualitativa (e quantitativa)
inorgânica, é necessário, antes de um teste, ajustar concentração hidrogeniônica a um valor
determinado e mantê-la no decorrer da análise. Se necessitarmos de um meio fortemente
ácido (pH 0-2, ou fortemente alcalino (pH 12-14), podemos consegui-lo pela adição de
quantidades suficientes de um ácido forte ou de uma base forte. Se, no entanto, quisermos
manter um pH entre 2 e 12, não podemos usar esse método.
Consideramos, por exemplo, um caso em que tenhamos necessidade de manter a
solução num pH 4 durante nossas operações analíticas. Podemos adicionar ácido clorídrico
à solução (originalmente neutra), em tal quantidade que a concentração de ácido livre na
mistura final seria de 0,0001M. Tomando uma alíquota de, digamos 10mL, isso significa que
teremos 0,036mg de ácido clorídrico livre. Esta é uma quantidade diminuta e pode ser
facilmente alterada pela reação com trações de álcalis, dissolvidos do vidro ou por trações
de amônia presentes na atmosfera do laboratório. De modo semelhante, soluções contendo
pequenas quantidades de hidróxidos alcalinos são sensíveis ao dióxido de carbono presente
no ar. É, pois, impossível manter o pH em uma solução levemente ácida, neutra ou
levemente alcalina, simplesmente pela adição de volumes calculados de um ácido forte ou
de uma base forte.
Consideremos, agora, a mistura de um ácido fraco e seu sal, tal como a mistura do
ácido acético e acetato de sódio. Numa tal solução, o acetato de sódio, como qualquer outro
sal, sofre dissociação quase total. A dissociação do ácido acético
CH3COOH CH3COO- + H+
é, no entanto, quase desprezível, porque a presença de grandes quantidades de íons
acetato (originados pela dissociação do acetato de sódio) deslocara o equilíbrio para o lado
de formação de ácido acético não dissociado (isto é, para o lado esquerdo da equação
acima). A solução apresentará um determinado pH e este se manterá admiravelmente bem,
ainda que adicionemos quantidades consideráveis de ácidos ou bases. Se adicionarmos
íons hidrogênio (isto é, um ácido forte), estes se combinarão com os íons acetato da solução
para formar ácido acético não dissociado
CH3COO- + H+ → CH3COOH
e a concentração hidrogeniônica da soluçao permanecerá, portanto, virtualmente inalterada;
o que ocorreu foi que a quantidade íons acetato diminuiu enquanto aumentou a quantidade
de ácido acético não dissociado. Se, por outro lado, adicionarmos íons hidroxila, estes
reagirão com o ácido acético:
CH3COOH + OH-→ CH3COO- + H2O
Novamente a concentração hidrogeniônica (e hidroxila) não apresentará mudanças
consideráveis; somente o numero de íons acetato aumentará, enquanto a quantidade de
ácido acético diminuirá. Tais soluções apresentam uma certa resistência tanto aos ácidos
como aos álcalis, sendo, por conseguinte, denominadas soluções-tampão ou soluções
reguladoras (buffer solution). Uma solução-tampão também pode ser preparada pela
dissolução conjunta de uma base fraca e seu sal. Uma mistura de hidróxido de amônio e
cloreto de amônio apresenta uma resistência ao íon hidrogênio, porque este ultimo reage
com o hidróxido amônio (não dissociado):
NH4OH + H+ → NH4+ + H2O
enquanto a resistência aos íons hidroxila é baseada na formação da base não dissociada a
partir dos íons amônio (que se originam do sal):
NH4+ + OH-→ NH4OH
Em geral, uma solução-tampão contém a mistura de um ácido fraco e seu sal ou uma
base fraca e seu sal. A concentração hidrogeniônica pode ser calculada com base nas
considerações sobre o equilíbrio químico que existe em tais soluções. Considerando-se um
tampão feito com um ácido fraco e seu sal, o equilíbrio de dissociação
HA H++ A-
2.3 Determinação Experimental do pH
Em alguns casos, pode ser importante determinar experimentalmente o pH de uma
solução. De acordo com a precisão requerida e o instrumental disponível,m podemos
escolher a técnica apropriada. Apresentaremos agora uma dessas técnicas.
2.4 Indicadores e Papéis Indicadores
O indicador é uma substancia que varia de cor conforme a concentração
hidrogeniônica. Normalmente, é um ácido orgânico fraco ou uma base fraca em solução
muito diluída. O indicador, ácido ou base, não dissociado apresenta uma cor diferente do
produto dissociado. No caso de um indicador ácido (HInd), a dissociação ocorre de acordo
com o equilíbrio:
HInd H+ + Ind-
A cor do anion indicador (Ind-) é diferente daquela do ácido indicador. Se a solução
da na qual o indicador é adicionado for ácida, isto é, se contiver grande quantidade de íons
hidrogênio, o equilíbrio da equação será desviado para a esquerda, tornando visível a cor do
ácido indicador não dissociado. Se, no entanto, a solução tornar-se alcalina, ou seja, os íons
hidrogênio forem removidos, o equilíbrio deslocar-se-á para a formação do anion indicador,
mudando a coloração da solução. A mudança de coloração ocorre numa estreita, porém,
bem definida faixa de pH. A tabela abaixo apresenta as mudanças de coloração dos
indicadores em função das faixas de pH em que elas ocorrem. Se possuirmos um conjunto
dessas soluções indicadoras, poderemos facilmente determinar o pH de uma solução. Mi,a
pequena tira de papel de filtro ou numa placa de toque, coloque 1 gota de indicador, 1 gota
da solução de teste e observe a cor. Se, por exemplo, nessas circunstâncias, observarmos
que o azul de timol apresenta uma coloração amarela (alcalina), enquanto o alaranjado de
metila se apresenta vermelho (ácido), podemos afirmar que o pH da solução está entre 2,8 e
3,1.
Alguns dos indicadores relacionados na tabela podem ser misturados para formar o
denominado “indicador universal”, capaz de indicar, num só teste, o pH aproximado de uma
solução. Tal indicador universal pode ser preparado, segundo Bogen, dissolvendo 0,2g de
fenolftaleína, 0,4g de vermelho de metila, 0,6g de dimetilazobenzeno, 0,8g de azul de
bromotil e 1g de azul de timol em um litro de etanol absoluto. A solução deve ser
neutralizada, adicionando-se uma solução diluída de hidróxido de sódio gota a gota, ate
atingir uma coloração amarela pura. Esse indicador universal apresenta diferentes
colorações em função do pH da solução conforme o quadro a seguir:
Cores do pH após a adição do indicador
pH 0-3 3-6 7 8-11 11-14Cor Vermelha Laranja/amarelo Verde Azul Púrpura
Fonte: autores do relatório
Pequenas tiras de papel de filtro devem ser impregnadas com essa solução e secas.
Tais tiras de papel indicador podem ser guardadas por bastante tempo. Para faze o teste,
deve-se mergulhar uma tira desse papel na solução e observar sua coloração.
Empresas fabricantes e distribuidoras de produtos químicos comercializam papéis
com ampla faixa de medição de pH. A composição da mistura do indicador geralmente não
é revelada, mas um cartão multicolorido (pH-cor) acompanha o livreto das tiras.
Comparando a cor da tira, após imersão na solução, com as cores exibidas no cartão
colorido, determina-se facilmente o pH aproximado. Com uma única tira podemos
determinar o pH aproximado de uma solução, numa escala de 1 a 11, com precisão de 0,5 a
1,0 unidades de pH. Algumas firmas comercializam papéis para determinação de pH, com
uma precisão de 0,1 a 0,2 de pH. Os papéis específicos (maior precisão) devem ser pré-
selecionados após um teste prévio com papel de faixa ampla.
Por outro lado, as vezes, somente queremos determinar se uma solução é ácida ou
alcalina. Neste caso, deve-se usar o papel de tornassol. Em soluções ácidas, o tornassol
apresenta-se vermelho, enquanto em soluções alcalina, torna-se azul. A mudança de
coloração ocorre num pH em torno de 7.
Tabela 1: Mudanças na cor e faixa de pH de alguns indicadores
Indicador Denominação química Cor em sol. Ácida Cor em sol. Alcalina
Intervalo de pH
Azul brilhante de cresil (ácido)
Amino-dietilamino-metil cloreto de difenazona
Vermelha alaranjada
Azul 0,0-1,0
α-Naftolbenzeína (ácido) - Incolor Amarela 0,0-0,8Violeta de metila Pentametilp-rosanilina-clorídrico Amarela Azul-verde 0,0-1,8
Vermelho de cresol (ácido)
o-Cresol-sulfonaftaleína Vermelha Amarela 1,2-2,8
Azul de timol (ácido) Timol- sulfonaftaleína Vermelha Amarela 1,2-2,8Púrpura de metacresol m-Cresol- sulfonaftaleína vermelha Amarela 1,2-2,8
Azul de bromofenol Tetrabromofenol- sulfonaftaleína Amarela Azul 2,8-4,6Alaranjado de metila Dimetilamino-azo-benzeno-sulfonato
de sódioVermelha Amarela 3,1-4,4
Vermelho do congo Difenil-bis-azo- α-naftitamina-4-ácido sulfônico
Violeta Vermelha 3,0-5,0
Verde de bromocresol Tetrabromo-m-cresol-sulfonaftaleína Amarela Azul 3,8-5,4Vermelho de metila o-Carboxibenzeno-azo-dimetilanilina Vermelha Amarela 4,2-6,3
Vermelho de clorofenol Diclorofenol—sulfonaftaleína Amarela Vermelha 4,8-6,4Azolitmina (tornassol) - vermelha azul 5,0-8,0Azul de bromotimol Dibromotimol- sulfonaftaleína Amarela Azul 6,0-7,6Púrpura de difenol o-Hidroxidifenil- sulfonaftaleína Amarela Violeta 7,0-8,6
Vermelho de cresol (base) o-Cresol- sulfonaftaleína Amarela Vermelha 7,2-8,8α –Naftolftaleína α -naftolftaleína Amarela Azul 7,3-8,7
Azul de timol (base) Timol-sulfonaftaleína Amarela Azul 8,0-9,6α –Naftolbenzeína (base) - Amarela Azul-verde 8,2-10,0
Fenolftaleína - Incolor Vermelha 8,3-10,0Timolftaleína - Incolor Azul 9,3-10,5
Azul de brilhante de cresil (base)
(veja acima) azul amarela 10,8-12,0
Fonte: Arthur I. Vogel, Química analítica qualitativa, pg.66
2.4.1 Azul de Brotimol
De acordo com Vogel (1922), o azul de bromotimol, (dibromotinol-sulfonafteleína,)
tem uma faixa de mudança de coloração entre 6,0 e 7,6, em solução ácida este tem
coloração amarela enquanto em concentrações básicas este tem uma coloração azul. É um
indicador de pH que em soluçãoácida fica amarelo, em solução básica fica azul e em
solução neutra fica verde, sua fórmula química C27H28Br2O5S.
Azul de bromotimol atua como um ácido fraco em solução. Pode então se apresentar
na forma protonada ou deprotonada, amarela e azul, respectivamente.
É tipicamente vendido na forma de um sólido como sal de sódio do indicador ácido.
Seu pKa é 7.10.
2.4.2 Alaranjado de Metila
(Dimetilamino-azo-benzeno-sulfonato de sódio). Tem uma faixa entre 3,1 e 4,4, em
solução ácida este tem coloração vermelha e em solução básica uma coloração amarela.
Este é freqüentemente usado em titulações, devido a sua clara mudança de coloração. Sua
formula química é C14H14N3O3SNa, quando se apresenta na forma de sal de sódio.
2.4.3 Fenolftaleína
Tem uma faixa entre 8,3 e 10, têm coloração incolor em soluções ácidas e coloração
vermelha em soluções básicas. Sua formula molecular é: C20H14O4. Apresenta-se
normalmente como um solido em pó branco. É insolúvel em água e solúvel em etanol.
2.4.4 Vermelho de Metila
Tem uma faixa de mudança de coloração entre 4.2 e 6,3, em solução ácida este tem
uma cor vermelha, enquanto em soluções básicas este tem uma coloração amarela. Sua
formula molecular é: C15H15N3O2.
3. MATERIAIS E REAGENTES
3.1. Materiais
Tabela 2: Materiais utilizados nos experimentos
MATERIAIS UTILIZADOS QUANTIDADE CAPACIDADE
Tubo de ensaio 16 -
Béquer 3 50mL
Pipetador 2 -
Espátula 3 -
Pipeta graduada 1 10mL
Suporte para tubos de ensaio 1 -
Fonte: Os autores do relatório.
3.2. Reagentes
Tabela 3: Materiais utilizados nos experimentos
REAGENTES QUANTIDADE
Água destilada 22mL
Azul bromotimol 3 gotas para cada experimento
Vermelho de metila 3 gotas para cada experimento
Alaranjado de metila 3 gotas para cada experimento
Universal 3 gotas para cada experimento
Fenoftaleina 3 gotas para cada experimento
Cloreto de amônio em solução 10mL
Acetato de sódio 2mL
Acetato de amônio 2mL
Acido acético glacial 1gota
Acetato de sódio 0,4g
Hidróxido de amônio 1gota
Cloreto de amônio 0,4g
Acido clorídrico 1gota
Hidróxido de sódio 1gota
Fonte: Os autores do relatório.
4. METODOLOGIA
IV.1. Escala para Avaliação de pH
Inicialmente foram lavados os materiais a serem utilizados e em seguida foram
preparadas cinco escaladas de pH utilizando indicador azul de bromotimol, vermelho de
metila, alaranjado de metila, universal e fenolftaleína. Foram numerados de 3 a 10, oito
tubos de ensaio onde foram adicionados alguns mL e solução tampão com pH
correspondente à numeração do tubo. Em seguida, adicionou-se 3 gotas de solução de
indicador em cada tubo, que foram agitados e colocados em um suporte para tubos de
ensaio para que todos pudessem ver.
IV.2. Avaliação Qualitativa do pH de Soluções Salinas
Em 5 tubos de ensaio foram colocados 2 mL de solução 0,1 M de cloreto de amônio
e em um dos tubos foram adicionados 3 gotas de solução e indicador azul de brotimol e em
seguida foi agitado. No segundo tubo, foi adicionado solução de vermelho de metila, no
terceiro foi adicionado alaranjado de metila, ao quarto solução de indicador universal e no
quinto tubo foi adicionado solução de fenolftaleína. Em seguida foram verificadas as cores
apresentadas pelos indicadores e comparadas com a dos mesmos indicadores nas soluções
e pH preparadas no item 4.1.
Após, o mesmo procedimento foi repetido, utilizando desta vez a solução de 0,1 M de
Acetato de Sódio no lugar de Cloreto de Amônio e, em seguida, este procedimento foi
repetido novamente utilizando a solução de 0,1 M de Acetado de Amônio.
IV.3. Avaliação Qualitativa do pH de Soluções Tampões
4.3.1 Escala para Avaliação de pH
Este procedimento não foi realizado, pois foi utilizada a escala padrão preparada
com a solução tampão e o indicador universal
4.3.2 Preparação de Solução Tampão de Ácida e Básica
Foram colocados 10 mL de água destilada em um béquer de 50 mL e uma gota de
Ácido Acético Glacial e 3 gotas de indicador universal. Em seguida, foi verificado o pH por
comparação com as cores da escala padrão preparada anteriormente. Após, foram
adicionadas cerca de 0,4g de Acetato de Sódio e agitou-se para dissolver o sólido. O pH foi
verificado novamente e os valores foram anotados.
Em seguida, o mesmo procedimento foi repetido, utilizando desta vez as soluções de
Hidróxido e Amônio e depois adicionou-se Cloreto e Amônio. Os valores de pH foram
anotados.
IV.4. Preparação de Solução de Ácido e Base Fortes
Inicialmente foram colocados em dois tubos de ensaio, 2mL e água destilada e 3
gotas de solução de Indicador Universal. Em um dos tubos foi adicionado 1 gota de solução
0,1M de Ácido Clorídrico. Em seguida, foi agitado e verificado o pH da solução. No outro
tubo, foi adicionado 1 gota de solução 0,1M de hidróxido de sódio. Foi agitado e verificado o
pH.
IV.5. Adição de Solução Ácida e Básica à Solução Tampão Ácida
(Avaliação de sua Resistência)
Em dois tubos de ensaio foram colocados a solução tampão ácida preparada
anteriormente. E em um dos tubos foi verificado o efeito no pH à adição de gota a gota de
solução de HCl. No outro tubo foi verificado o efeito da adição de gota a gota de solução de
NaOH.
IV.6. Adição de Solução Ácida e Básica à Solução Tampão Básica
(Avaliação de sua Resistência)
Em dois tubos de ensaio foram colocados a solução tampão básica preparada
anteriormente. E em um dos tubos foi verificado o efeito no pH à adição de gota a gota de
solução de HCl. No outro tubo foi verificado o efeito da adição de gota a gota de solução de
NaOH.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
5.1. Escala para Avaliação de pH
As cores observadas na preparação de escalada de pH através da adição de
indicador universal em soluções tampão com valor de pH conforme a numeração indicada
nos tubos de ensaio estão na tabela abaixo.
Tabela 4: Escala de cores para avaliação de pH.
TubosAzul de
Bromotimol (cor)
Vermelho de Metila (cor)
Alaranjado de Metila
(cor)
Universal (cor)
Fenolftaleína (cor)
3 Amarelo escuro
Rosa Vermelho Vermelho Incolor
4 Amarelo Rosa Laranja Vermelho-claro
Incolor
5 Amarelo claro Laranja Amarelo Laranja Incolor6 Verde-fraco Amarelo Amarelo Verde claro Amarelo
(contaminado)7 Verde Amarelo Amarelo Verde
escuroIncolor
8 Azul claro Amarelo Amarelo Azul Rosa claro9 Azul Amarelo Amarelo Azul escuro Rosa
10 Azul escuro Amarelo Amarelo Rosa Rosa forteFonte: Os autores do relatório.
A coloração da solução ocorrida ao adicionar determinado indicador ocorre devido a
propriedade de variação de cor em uma certa faixa de pH.
No indicador Azul de Brotimol se observou três colorações diferentes: amarelo, verde
e azul. Destas, as três primeiras e as três ultima são bem próximas entre si, desta forma, a
visualização é mais perceptível quando o pH estiver entre 5 e 8, por apresentar cores mais
distintas.
Da mesma forma, o Vermelho de Metila também apresentou três cores diferentes:
rosa, laranja e amarelo. A faixa de pH com melhor visualização através da utilização deste
indicador é entre 4 e 6, pois nos outros valores as colorações são próximas entre si,
dificultando a visualização do pH.
O Alaranjado de Metila apresentou as cores vermelho, laranja e amarelo. A faixa de
pH entre 3 e 5 pode ser facilmente verificado, entretanto, do pH 5 ao 10, as cores
semelhantes dificultam a visualização através deste indicador.
O Indicador Universal foi aquele que apresentou as cores mais distintas entre as
faixas de pH, assim sendo, este indicador tornou possível a verificação e identificação do pH
de 3 a 10 pela diferença bastante perceptível entre as cores.
O indicador fenolftaleína não apresentou nenhuma coloração (incolor) entre o pH 3 e
7, somente no pH 6 que apresentou coloração amarela, o que indicou que houve alguma
contaminação no composto ou nos materiais utilizados. Entre o pH 8 e 10 apresentou
coloração rosa.
5.2. Avaliação Qualitativa do pH de Soluções Salinas
Com a utilização da solução de 0,1M de cloreto de amônio, obteve-se as cores e os
valores e pH de acordo com a Tabela 5.
Tabela 5: Variação da coloração e o correspondente valor de pH.
Tubos Indicador Cor pH
1 Azul e bromotil Amarela 5
2 Vermelho de metila Vermelha 5
3 Alaranjado de metila Amarela 6
4 Universal Verde escuro 6
5 Fenolftaleína Incolor 3Fonte: Os autores do relatório.
Devido ao fato de o Cloreto de Amônio ser formado por um ácido forte e uma base
fraca, era esperado que a solução apresentasse caráter ácido, ou seja, pH inferior a 7. Este
fato pode ser confirmado com a utilização dos indicadores, sendo que todos eles apontares
pH inferior a 7, conforme observado na tabela 5.
Com a utilização da solução de 0,1M de Acetato de Sódio no lugar da solução de
Cloreto de Sódio, obteve-se as cores e os valores e pH de acordo com a Tabela 6.
Tabela 6:Variação da coloração e o correspondente valor de pH.
Tubos Indicador Cor pH
1 Azul e bromotil Verde 9
2 Vermelho de metila Amarelo 9
3 Alaranjado de metila Amarelo 9
4 Universal Azul 8
5 Fenolftaleína Incolor 3 a 7Fonte: Os autores do relatório.
Como o Acetato de Sódio é formado por um ácido fraco e uma base forte, era
esperado que a solução apresentasse caráter básico, ou seja, valores de pH acima de 7.
Fato este que pode ser comprovado com a utilização dos indicadores, conforme a tabela 3,
com exceção da fenolftaleína que indicou valores de pH de 3 até 7.
Com a utilização da solução de 0,1M de Acetato de Amônio, obteve-se as cores e os
valores e pH de acordo com a Tabela 7.
Tabela 7: Variação da coloração e o correspondente valor de pH.
Tubos Indicador Cor pH
1 Azul e bromotil Verde claro 6
2 Vermelho de metila Alaranjado 6
3 Alaranjado de metila Alaranjado 6
4 Universal Verde claro 6
5 Fenolftaleína Incolor 3 a 7Fonte: Os autores do relatório.
Por ser formado por uma base fraca e um ácido fraco, esperava-se que esta solução
apresentasse um caráter neutro, ou seja, pH igual a 7. Entretanto, neste experimento, os
valores encontrados não foram tão precisos, mas mesmo assim indicaram valores próximos
ao esperado.
5.3. Avaliação Qualitativa do pH de Soluções Tampões
5.3.1. Escala para Avaliação de pH
Foi utilizada a tabela de pH feita com indicador universal no item 5.1.
5.3.2. Preparação de Solução Tampão de Ácida e Básica
Tabela 8:Valores de pH verificados na escala padrão.
Solução pHSolução Ácida 4
Solução Ácida Tamponada 5Fonte:Os autores do relatório.
Na tabela 8 percebe-se que ao adicionarmos o sal em uma solução ácida tamponada
não ocorre uma grande variação no valor do pH.
Tabela 9:Valores de pH verificados na escala padrão.
Solução pHSolução Básica 10
Solução Básica Tamponada 9
Fonte:Os autores do relatório.
Na tabela 9 percebe-se que quando é tamponada uma solução básica, ao adicionar
o respectivo sal não ocorre variação significativa de pH, ou seja, a solução continuou
apresentando caráter básico.
5.4. Preparação de Solução de Ácido e Base Fortes
Os resultados de pH para a preparação de solução ácido e base forte encontram-se
na tabela a seguir.
Tabela 10:Valores de pH verificados na escala padrão.
Solução Cor pHSolução de HCl Laranja claro 5
Solução de NaOH Roxo 10Fonte:Os autores do relatório.
Na tabela 10 pode-se perceber que a solução de ácido apresentou coloração rosa
claro, indicando um pH 5 e que a solução de base apresentou esperados no experimento.
5.5. Adição de Solução Ácida e Básica à Solução Tampão Ácida (Avaliação
de sua Resistência)
Os resultados obtidos na avaliação de resistência na adição de solução ácida e
básica encontram-se na tabela a seguir.
Tabela 11:Valores de pH verificados na escala padrão.
Solução Cor pHTampão ácido + Solução de HCl
Rosa claro 4 a 5
Tampão ácido + Solução de NaOH
Roxo 9 a 10
Fonte: Os autores do relatório.
Quando adicionado aproximadamente 20 gotas de HCl, pode ser observado através
da coloração apresentada que a solução obteve caráter ácido, com pH 5. Na solução que
foi adicionado NaOH, com aproximadamente 30 gotas pode-se perceber que a solução
apresentou caráter básico, apresentando coloração roxa. As duas experiências
demonstraram os resultados esperados.
5.6. Adição de Solução Ácida e Básica à Solução Tampão Básica (Avaliação
de sua Resistência)
Os resultados obtidos na avaliação de resistência na adição de solução ácida e
básica encontram-se na tabela a seguir.
Tabela 12:Valores de pH verificados na escala padrão.
Solução Cor pHTampão básico + Solução de HCl
Rosa claro 4 a 5
Tampão básico + Solução de NaOH
Roxo 9 a 10
Fonte: Os autores do relatório.
Pode-se observar que ao adicionar aproximadamente 30 gotas de HCl a solução
apresentou coloração rosa claro, evidenciando ser de caráter ácido, com valor de pH entre
4 e 5. Quando adicionado o NaOH, com aproximadamente 20 gotas já foi perceptível a
alcalinização da solução, apresentando coloração roxa, que foi se intensificando até o final
das 50 gotas. Por possuir caráter básico, foi necessário mais HCl do que NaOH para alterar
a solução tampão, quando comparado os dois experimentos.
6. CONCLUSÃO
O roteiro de experimentos realizado demonstrou a capacidade de diferentes soluções
variarem seu pH de acordo com o meio a que são submetidas. A acidez e alcalinidade são
um importante fator para a análise química, sendo utilizados vários métodos para sua
medição, entre eles os indicadores ácido-base.
Foram estudadas as soluções tampão e suas capacidade resistência à variação do
pH pela adição de ácidos ou bases fortes. Estas soluções são muito utilizadas na calibração
de equipamentos e para controle de pH em reações químicas.
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Arthur I. Vogel, Química analítica qualitativa. 5. ed. São Paulo – 1981
ALEXEEV, V. Analise qualitativa. Lopes Silva – Editora, 1982.
<http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAvi4AI/apostila-quimica-analitica-
qualitativa>. Acesso em 28 de maio, 2011.