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1: Resultados do experimento (nosso grupo).

Tubo 1 (AAS)

Tubo 2 (AAS)

Tubo 3 (Paracetamol)

Tubo 4 (Paracetamol)

pH inicial

1

13

1

13

pH final

13

1

13

1

Solubilidades (inicial)

-/-

+/-

-/+

-/-

Solubilidade (final)

Tabela 2: Resultados do experimento (grupo diferente).

Tubo 1 (AAS)

Tubo 2 (AAS)

Tubo 3 (Paracetamol)

Tubo 4 (Paracetamol)

pH inicial

2

12

1

13

pH final

13

1

13

1

Solubilidades (inicial)

+/-

+/+

+/-

+/+

Solubilidade (final)

Tabela 3: pH das soluções de HCl 0,1M e NaOH 0,1M.

pH do HCl 0,1M

1

pH do NaOH 0,1M

13

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Para indicar a solubilidade inicial:

-/- (completamente insolúvel);

+/- (parcialmente solúvel);

+/+ (completamente solúvel).

Para indicar solubilidade final:

(Aumento de solubilidade)

(Diminuiu a solubilidade)

= (não alterou a solubilidade)

Discussão

Os resultados das tabelas apresentam a medição do pH através do pHmetro e do papel tornassol, e também o nível da solubilidade das substâncias presentes em cada tubo, a tabela 1 é referente ao grupo em questão e a tabela 2 a outro grupo distinto.

Os tubos onde havia um meio ácido no início, apresentaram o pH baixo, de acordo com o esperado, assim como os tubos que continham meio básico apresentaram um pH alto. Isto devido ao HCl adicionado nos tubos 1 e 3, e ao NaOH que foram depositados nos tubos 2 e 4.

Ao acrescentar gotas de ácido na solução base, ela se tornou ácida, e vice-versa. O ocorrido se deve ao fato das substâncias estarem em maior concentração e quando acrescidas a outro meio, elas se tornam dominantes, inibindo uma a outra.

Todo o procedimento de alteração de pH está ligado a dissolução das substâncias em questão, contudo, estes dissolvem ou não os sólidos.

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Conclusão

Após observamos os resultados, pudemos concluir que a solubilidade do tubo 1 (AAS) e do tubo 2 (AAS) aumentou logo depois de adicionarmos NaOH 2M e diminuiu ao adicionarmos HCl 2M, o tubo 3 e 4 (paracetamol) a solubilidade aumentou ao adicionarmos HCl 2M e diminuiu ao adicionarmos NaOH 2M. Isso ocorreu porque o aumento de pH favorece a ionização de carboxilas (-COOH), mas não de grupos amina (-NH2), e vice-versa, como mostra a imagem:

Quando estão ionizados eles se tornam mais polar, por assim dizer mais solúvel em água. Como nos resultados não chegamos em total solubilização em água, onde deveria ter ocorrido, talvez ao prepararmos o experimento não agitamos corretamente cada tubo, ou ocorreu outro tipo de problema no procedimento.

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Referências Bibliográficas

FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Princípio de Le Chatelier"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/principio-le-chatelier.htm>. Acesso em 11 de abril de 2016.

Grupo produção de conteúdo de Química. " Factores que influenciam