A Química Analítica Experimental

...

tamponante.

O cálculo do pH de uma solução tampão é realizado a a partir da equação de Henderson-Hasselbach. A equação de Henderson-Hasselbach é uma relação matemática entre o pH, o pKa de um ácido fraco e as concentrações do ácido fraco e sua base conjugada.

No experimento realizado, foram preparados 100 ml de solução tampão realizada a partir dos seguintes cálculos;

CH3COONa → 0,02 molL-1

CH3COOH → 0,580 molL-1

Peso molecular do CH3COONa → 136,08 g

m/Pm=M*V(l)

m=M*V(l)*Pm

m = 0,02*0,1*136,08

m = 0,27216 g

m ≈ 0,27 g

Para o ácido acético;

M1V1 = M2V2

1* V1 = 0,580*100

V1 = 58 ml

Usando a seguinte fórmula pKa = - log Ka , obteve-se o seguinte resultado:

pKa = - log Ka

pKa = - log 1,8∙10-5

pKa = 4,74

Ao descobrir o valor de pKa , substituí-se na equação abaixo:

pH = pKa + log [CH3COO-]

[CH3COOH]

pH = pKa + log [0,02]

[0,580]

pH = 3,27

Portanto o pH teórico foi de 3,27 e ao realizar a medição da solução tampão utilizando o pH-gâmetro foi obtido o pH de 3,04. Assim pode calcular o erro entre o pH teórico e o pH experimental;

E% = (pHteo-pHexp)/pHteo *100% → (3,27-3,04)/3,27 *100% → 7,0% .

Ao realizar a adição de um ácido forte obtemos os seguintes cálculos;

Mol inicial do CH3COO-;

Nº de mol= M.V(l)

Nº de mol= 0,020.0,03

Nº de mol= 6x10-4 mols

Mol inicial do CH3COOH;

Nº de mol= 0,580.0,03

Nº de mol= 0,0174 ou 1,74x10-2 mols

Mol do HCl

Nº de mol de HCl= Nº de mol de H+

Nº de mol de HCl= M.V(l)

Nº de mol de HCl= 1.0,0005

Nº de mol de HCl= 5x10-4 mols

CH3COO- + H+ ↔ CH3COOH

Nº de mol final= 6x10-4 - 5x10-4= 1x10-4 mols

Nº de mol final=1,74x10-2 + 5x10-4= 1,79x10-2 mols

pH= pKa - log Nº de mol de CH3COOH

Nº de mol de CH3COO-

pH= 4,74 – log 1,79x10-2

1x10-4

pH= 2,49

Os dados obtidos a partir da adição de um ácido forte estão contidos na tabela abaixo;

CH3COO- H+ CH3COOH pH teórico pH experimental ∆ pH

Nº de mol inicial 6x10-4 0,0 1,74x10-2 3,04 3,27 0,23

Nº de mol final 1x10-4 5x10-4 1,79x10-2 2,85 2,49 0,36

Para a adição de uma base forte foi realizado os seguintes cálculos;

CH3COOH → CH3COO- + H+

NaOH → Na+ + OH-

Nº de mol final= 6x10-4 + 5x10-4= 11x10-4 mols

Nº de mol final=1,74x10-2 - 5x10-4= 1,69x10-2 mols

pH= pKa - log Nº de mol de CH3COOH

Nº de mol de CH3COO-

pH= 4,74 – log 1,69x10-2

11x10-4

pH= 3,55

Os dados estão contidos na tabela abaixo;

CH3COO- OH- CH3COOH pH teórico pH experimental ∆ pH

Nº de mol inicial 6x10-4 0,0 1,74x10-2 3,04 3,27 0,23

Nº de mol final 11x10-4 5x10-4 1,69x10-2 3,55 3,68 0,13

As possíveis diferenças entre o pH experimental do teórico, estão relacionados pela falta de cuidado com as vidrarias, ou seja, as vidrarias não foi lavada e higienizada corretamente. E também pela falta de cuidado ao manusear as medições das soluções.

Adição de ácido Adição de base

Solução pH inicial pH final ∆pH pH inicial pH final ∆pH

CH3COO 3,04 3,27 0,23 3,04 3,27 0,23

CH3COOH 2,49 2,85 0,36 3,55 3,68 0,13

Abaixo está o gráfico do pH relacionando pH inicial com o ∆pH: