Química Analítica
Introdução
Uma
solução tampão é aquela que dentro de certos limites sofre apenas ligeiras
variações de pH quando recebe a adição de pequenas quantidades de íons H+ ou
OH-. É constituída por um ácido fraco e sua base conjugada ou por uma base
fraca e seu ácido conjugado, em concentrações aproximadamente iguais.
Exemplos:
NaC2H3O2 e HC2H3O2;
NH3 e NH4Cl; Na2HPO4 e Na3PO4.
Considerando
o equilíbrio existente entre um ácido fraco genérico (HA) e a água, temos uma
pequena concentração do íon A-, bem como de H3O+ no meio,
predominando a espécie HA na forma molecular.
HA(aq) + H2O(l) à A-(aq) + H3O+ (aq)
(eq. 1)
Admitindo
que a essa solução seja adicionada uma dada quantidade da base conjugada A-,
as concentrações de HA e A- serão predominantes, ao passo que a
concentração de H3O+ será ainda menor do que antes da adição de A-.
Se
uma pequena concentração de um ácido forte é adicionada a esse meio, esse ácido
será consumido pela base, formando mais HA e água, mantendo dessa forma o pH
inalterado.
H3O+(aq) + A-(aq)
à HA(aq) + H2O(l) (eq. 2)
Analogamente,
se uma pequena concentração de base forte é adicionada a esse meio, a OH-
será consumida pelo ácido do tampão, sendo mais HA dissociado para repor o H3O+
consumido (eq.1) e o pH é mantido constante:
OH-(aq) + H3O+(aq)
à 2H2O(l)
(eq. 3)
Na solução tampão estará em equilíbrio o ácido e sua base
conjugada segundo a equação 4:
HA(aq) + H2O(l) à A-(aq)
+ H3O+ (aq) (eq. 4)
Ácido Base conjugada
A
constante de dissociação ácida (Ka) desta reação será:
Ka = [A-]
[H3O+] / [HA] (eq.
5)
Dessa
forma, de posse do valor de Ka e conhecendo-se as concentrações de HA e A-,
pode-se determinar a concentração de H3O+ e o valor de pH
da solução tampão formada, com base na equação 5. Além disso, pode-se calcular
a variação de pH em decorrência da adição de uma certa concentração de um ácido
ou uma base forte.
2)
Considerando agora a base conjugada A-, derivada de um ácido fraco (HA)
A- (aq) + H2O(l) à HA(aq)+ OH- (aq) (eq. 6)
De
forma similar ao caso 1, se certa quantidade do ácido fraco HA é adicionada ao
meio, haverá o predomínio de maiores concentrações de HA e A- e consequente
diminuição da [OH-].
Se
uma pequena concentração de ácido forte é adicionada ao meio, esse reagirá com
os íons OH- livres, e mais A- reage com a água para repor a concentração de OH-
que reagiu, e assim o pH se mantém inalterado.
De
modo semelhante, ao adicionar íons OH- provenientes de uma base forte ao meio,
esses íons irão reagir com o HA presente, sendo o pH também mantido constante.
De forma análoga a equação 5, tem-se a expressão envolvendo a constante de
dissociação básica (Kb), com base na equação 6:
Kb = [HA] [OH-]/ [A-] (eq.
7)
Normalmente
os valores de Ka são tabelados, podendo facilmente ser obtido o valor de Kb com
base no produto iônico da água (Kw) = 1,00 x 10-14, onde:
Kw = Kax Kb (eq. 8)
Assim
é
possível calcular a [OH-], utilizando o valor de Kb e as concentrações de HA e
A-, e consequentemente determinar o valor de pH da solução tampão formada. Além
disso, pode-se calcular a variação de pH em decorrência da adição de uma certa
concentração de um ácido ou de uma base forte.
Objetivo:
Preparar uma
solução tampão e verificar a alteração de pH pela adição de um ácido forte.
Materiais
e Reagentes:
·
4
Béquers de 100mL ou maior
·
3
conta-gotas
·
Medidor
de pH
·
Indicador
universal em tiras
·
2
balões volumétricos de 100mL
·
1
bastão de vidro
·
3
pipetas de vidro com pera.
·
1
Proveta de 100mL
·
Água
destilada fresca
·
Ácido Clorídrico - HCl
·
Ácido acético - CH3COOH
·
Cloreto de Sódio - NaCl
·
Acetato de sódio - CH3COONa
·
Solução
de mistura de indicadores ( alfa-naftolftaleína, azul de bromotimol, fenolftaleína, timolftaleína,
e vermelho de metilo).
Procedimento
experimental:
Ø Antes
de iniciar os experimentos, preparar 100mL de cada um dos reagentes abaixo:
HCl 0,01M
CH3COOH 0,01 M
Parte
A) - Preparo das soluções
Em quatro béqueres de 100
mL, adicione as seguintes substâncias:
Béquer A: 75 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 0,01M .
Béquer B: 75 mL de solução de ácido acético (CH3COOH)
0,01 M.
Béquer C: 1,5 g de cloreto de sódio (NaCl)
Béquer D: 1,5g de acetato de sódio (CH3COONa)
·
Adicionar 3 gotas da solução de “mistura
de indicadores” aos béqueres A e B. Determine o pH das soluções consultando a
Tabela 1. Anote os resultados na Tabela 2.
·
Transferir metade da solução do béquer A
para o béquer C.
·
Observar se houve mudança de coloração e
anote o pH da solução resultante na Tabela 2.
Transfira metade
da solução do béquer B para o D e verifique se há alteração de pH. Anote na
Tabela 2.
Tabela
1: Cores observadas na mistura de indicadores a ser utilizada
Cores
|
Vermelho
|
Laranja
|
Amarelo
|
Amarelo esverdeado
|
verde
|
azul
|
pH aprox
|
1,5
|
2,8
|
2,3
|
4,6
|
5,2
|
7,6
|
Tabela 2: pH das
soluções preparadas:
Béquer
|
Solução
presente
|
pH medido com
a mistura de indicadores
|
A
|
||
B
|
||
C
|
||
D
|
Parte B)
Teste da capacidade de tamponamento das soluções acima preparadas:
·
Adicionar 5 gotas de solução HCl 6,0M a cada um dos quatro
béqueres.
·
Observar o que ocorre com as cores dos indicadores e anotar o pH
na Tabela 3.
·
Entre todas as soluções
verificar aquela que não apresentou mudança de pH após a adição de HCl 6M A
este béquer adicionar HCl 6M, gota a gota (contando o número de gotas que forem
adicionadas), até que a mistura de indicadores mude de cor.
Tabela 3: pH das soluções preparadas após a adição de HCl 6,0
M
Béquer
|
Solução
presente
|
pH medido com
a mistura de indicadores
|
A
|
||
B
|
||
C
|
||
D
|
Referências
Bibliográficas
RUSSEL, J.B., Química
Geral, Soluções Aquosas: Equilíbrios Ácido-Base, 1982.
SKOOG, D.
A., WEST, D. M., HOLLER, J. F., Crouch, S.R. Fundamentos de Química Analítica,
tradução da 8a edição norte-americana, Thomson, 2006.
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