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Química - Constantes de Hidrólise

13/09/2010 - Luciana Resende disse...

Ola, gostaria de saber se podem me ajudar a responder as seguintes questões:

Calcular as constantes de hidrólise para os sais e explicar o motivo que faz estes sais possuírem os valores de pH encontrados no pHmetro:

1,013 g de Cloridrato de Hidroxilamina (50 mL) = 27,5ºC e pH 3,51;
1,002 g de Bicarbonato de Sódio (50 mL) = 27,1ºC e pH 8,52;
1,24 g de Acetato de Sódio (50 mL) = 27,4ºC e pH 7,68.

06/10/2010 - D.A. RESOLVE

Olá Luciana, sou o Professor Caian de Química e Biologia do D.A. e vou tentar te ajudar.

Para calcular as constantes de hidrólise para os sais em questão precisamos considerar :
  1. solubilidade total do sal. Quando o sal é totalmente solúvel a concentração dos íons, referente ao sal na solução, pode ser obtida diretamente da estequiometria no sal. Portanto usaremos para esses cálculos a massa, volume e massa molar dos sais.
  2. Fazer as reações de hidrolise do cátion ou do ânion. Lembrando que somente cátions de origem de bases fracas sofrem hidrolise (exemplo: NH4++ HOH <--> NH4OH + H+) e ânions de origem de ácidos fracos sofrem hidrolise (exemplo : CH3COO- + HOH <--> CH3COOH  +  OH).
  3. Aplicar as concentrações calculadas na equação da constante de hidrolise (Kh),  utilizando o pH para saber as concentrações do H+ ou OH-  e das bases ou ácidos formados na hidrolise.
Vamos começar pelo Bicarbonato de Sódio (NaHCO3), que tem massa molar igual a 84 g/mol  e Concentração molar:


Isso significa a Molaridade ( concentração molar)  do bicarbonato de sódio é de 0,012 mol / 50 mL, tem-se:


Como NaHCO3 + HOH <--> Na+ + HCO3-  e estamos considerando máxima solubilidade temos que a concentração molar dos íons Na+ e HCO3-  também é igual a 0,24 mol/L.


Agora vamos ver a reação de hidrólise para o sal NaHCO3 . Como o Na+ tem origem de base forte ele não sofre hidrolise, porem o ânion HCO3-  tem origem de acido fraco sofrendo hidrolise:



Como o pH é igual a 8,52, tem-se:


Assim:


motivo que faz encontrar no sal o pH fornecido é justamente o de apenas ocorrer a hidrólise do ânion, já que este veio de um acido fraco, aumentando a concentração de [OH-] e consequentemente o pH. Tornando o meio mais alcalino.

Para o sal Acetato de sódio (NaCH3COO), que tem massa molar igual a 82 g/mol, tem-se:


Como NaCH3COO + HOH <--> Na+  + CH3COO- e estamos considerando máxima solubilidade temos que a concentração molar dos íons Na+  e CH3COO -  também é igual a 0,3 mol/L.

Agora vamos ver a reação de hidrolisa para o sal NaCH3COO. Como o Na+ tem origem de base forte ele não sofre hidrólise, porem o ânion CH3COO -  tem origem de ácido fraco sofrendo hidrólise:


Como o pH é igual a 7,67, tem-se:


Assim:


O motivo que faz encontrar no sal o pH fornecido é justamente o de apenas ocorrer a hidrolise do ânion, já que este veio de um acido fraco, aumentando a concentração de [OH-] e consequentemente o pH. Tornando o meio mais alcalino.

Para o Cloridrato de Hidroxilamina (NH2OH.HCl), que tem massa molar igual a 69,5 g/mol, tem-se:


Como NH2OH.HCl + HOH <--> H4NO+ + Cl- e estamos considerando máxima solubilidade temos que a concentração molar dos íons H4NO+  + Cl- ,também é igual a 0,29 mol/L.
Agora vamos ver a reação de hidrólise para o sal NH2OH.HCl . Como o Cl- tem origem de ácido forte ele não sofre hidrólise, porem o cátion H4NO+  tem origem de base fraca sofrendo hidrólise:


Como o pH é igual a 3,51, tem-se:


Assim:


O motivo que nos faz encontrar no sal o valor de pH fornecido é o de justamente apenas o cátion, neste caso, sofrer hidrolise liberando H+  para o meio, diminuindo o pH para valores considerados ácidos.

Calcular o Ka para o ácido e comparar com a literatura. Justifique.:

1,003g de Ácido Ascórbico (600 mL) = 27,1ºC e pH 3,91.

O ácido Ascórbico (C6H7O5OH) que possui massa molar igual a 176 g/mol tem-se: 


Esta é a concentração molar do ácido no inicio. 
No equilíbrio temos um pH = 3,91 e portanto [H+] = 10-3,91, pois [H+] = 10-pH,  a Concentração molar de C6H7O5OH será:

aproximadamente. Como  [C6H7O-] = [H+] = 10-3,91, tem-se:


Ka da literatura nos da o valor de 6,7. 10-5   para o ácido em questão isso porque eles consideram que o acido esta 50 % dissociado ( alfa = 50%), o nosso valor encontrado de de Ka 1,61 .10-6   é diferente porque o nosso alfa = 10-3,91  /  9.5.10-3   = 1,3.10-2   que em porcentagem é 1,3 %, ou seja, apenas 1,3 % esta dissociado.

Espero ter ajudado, se houver, ainda, alguma dúvida a respeito mande-a em forma de outra dúvida.                                                                                                                                                                   
    

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