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Disciplina: Química Geral II
Professor(es): Jairo Esteves e Guilherme
Caracterização dos Sais
e
Teoria Ácido-Base
Nomes:
Ariel Machado de Araujo: ............................................................................
Marcelo Santos: ............................................................................
Raphael Porto: ............................................................................
Turma: 223
Data de realização: 11/09/2014
Data de entrega: 18/09/2014
Procedimento 1.1 (Demonstrativo)
Equação química da reação ocorrida (0,4):
Mg2(s) + H2SO4(aq) H2(g) + MgSO4(aq)
Descrição e justificativa do fenômeno observado após a adição do álcool etílico (0,5):
Depois da adição do álcool etílico na solução concentrada que continha sulfato de magnésio, que é polar, devido sua ligação iônica, houve a cristalização do sal, porque o álcool etílico é um solvente pouco polar, com isso o sal da solução foi separado.
Procedimento 1.2
(0,6):
N° do Tubo
1
2
3
Cor Assumida Pelo Indicador
Azul
Verde
Amarelo
Caráter da Solução
Básico
Neutro
Ácido
Equações iônicas essenciais que justificativa os casos em que há hidrólise (0,8):
NaHCO3
HCO3-(aq) + H2O(l) H2O(aq) + CO2(g) + OH-(aq)
NH4Cl
NH4+(aq) + 2 H2O(l) NH3(g) + H2O(l) + H3O+(aq)
Procedimento 1.3
Descrição e equação iônica essencial representativa do fenômeno observado (0,8): NH4OH 0,1 mol/L
Mg(s) + 2 H3O+(aq) Mg2+(aq) + H2(g) + 2 H2O( )
Quando acrescentada a tira de magnésio à solução, houve uma efervescência, causada pela reação entre o Magnésio e o íon hidrônio, o que justifica a acidez do meio, com a liberação de gás hidrogênio (H2).
Procedimento 2.1
(1,2):
Solução
pH
Equação Iônica Essencial
NH4OH 0,1 mol/L
11
NH3(g)+ H2O( ) NH4(aq) + OH-(aq)
CH3COOH 0,1 mol/L
3
CH3COOH(aq) + H2O( ) CH3COO-(aq) + H3O+( )
CH3COONa 0,1 mol/L
9
CH3COO-(aq) + H2O( ) CH3COOH(aq) + OH-(aq)
Pares conjugados ácido-base (1,2):
NH4OH = NH4+/NH3; H2O/OH-
CH3COOH = CH3COOH/CH3COO-; H3O+/H2O
CH3COONa = CH3COOH/CH3COO-; H2O/OH-
Procedimento 2.2
pH da solução resultante (0,1):
pH da solução restante = 7.
Partindo do princípio de que o pH é uma escala associada a concentração de cátions H+ de um composto e de que tal escala expressa valores de 0 a 14, pode-se dizer que o valor 7 ou algum próximo a ele denunciam, respectivamente, um total equilíbrio ou um quase equilíbrio entre íons H+ e OH-.
Equação iônica essencial e justificativa do comportamento do bicarbonato em relação ao ácido acético (1,2):
CH3COOH(aq) + HCO3-(aq) CH3COO-(aq) + H2CO3
Após transportar o conteúdo do tubo que comportava o ácido acético para o tubo que continha bicarbonato de sódio, houve a neutralização do ácido acético usando acetato, uma solução que contém atributos alcalinos. Essa neutralização se deve ao fato do bicarbonato de sódio, que é um hidrogenossal (sai que contém, além do cátion, um ou mais hidrogênios ionizáveis), mas que produz uma solução de caráter básico, pois resulta da reação entre o H2CO3 (ácido fraco e instável) e NaOH (base forte).
Procedimento 3.1
Cor observada (0,1):
Vermelho-sangue
Nome do íon complexo formado (0,2):
Ao se pingar a solução de tiocianato de potássio na solução de cloreto férrico, promoveu-se uma reação que pode ser representada pela seguinte equação:
6 KSCN(aq) + FeC 3(aq) K3[Fe(SCN)6](aq) + 3 KC (aq)
Analisando-se tal equação, pode-se escrever a equação iônica essencial correspondente:
6 SCN-(aq) + Fe3+(aq) [Fe(SCN)6]3-(aq)
Dessa forma, pode-se afirmar que o íon complexo formado se chama hexatiocianoferrato.
Ácido de Lewis (0,2):
Cátion Férrico = Fe3+(aq)
Base de Lewis (0,2):
Ânion Tiocianato = SCN-(aq)
Procedimento 3.2
Cor observada (0,1):
Azul escuro
Nome do íon complexo formado (0,2):
Hexaminocobre II = [Cu(NH3)6]2+
Equação iônica global essencial (0,6):
Cu2+ (aq) + 6 NH3 (aq) [Cu(NH3)6]2+(aq)
Ácido de Lewis (0,2):
Íon Cobre II = Cu2+(aq)
Base de Lewis (0,2):
Amônia = NH3(aq)
Procedimento 3.3
Nome do sal complexo formado (0,2):
Cloreto de Diaminoprata = [Ag(NH3)2]C
Equação iônica global essencial (0,6):
Ag+(aq) + 2 NH3(aq) [Ag(NH3) 2]+(aq)
Ácido de Lewis (0,2):
Íon prata = Ag+ (aq)
Base de Lewis (0,2):
Amônia = NH3 (aq)
Referências Bibliográficas
FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química – Química Geral, 1ª edição – 2001.
