Os experimentos consistiram em analisar o efeito do íon comum no equilíbrio de ácido/base e verificar a efeito de uma solução tampão.
A)- EFEITO DO ION COMUM
Consistiu em dois experimentos separados da seguinte maneira:
1) – Em um tubo de ensaio contendo 3ml de água destilado, foi adicionado uma gota de ácido acético, 4M. Essa solução apresentou um pH 4, evidenciado pelo processo de colorimetria. Em seguida, foram adicionadas duas gotas de acetato de sódio (1M) nessa solução, para observação do efeito do íon comum. Isso gerou um aumento relativo do pH, de 4 para 5, também verificado pelo mesmo processo.
Equação do equilíbrio:
NaCH3COO(s) ↔ Na+(aq) + CH3COO-(aq)
CH3COOH(aq) ↔ H+(aq) + CH3COO-(aq)
O íon acetato é o íon comum, o deslocamento do equilíbrio faz com que eles sejam consumidos e que o grau de ionização do ácido acético diminua. Portanto, o efeito do íon comum provoca a diminuição da concentração de íons H+(aq), aumentando o valor do pH.
2) – Em um outro tubo de ensaio contendo 3ml de água, foi adicionado uma gota de hidróxido de sódio, 6M. Essa solução apresentou um pH 10 no papel indicador universal. Em seguida, foram adicionadas duas gotas de cloreto de amônio (4M), verificando uma variação de 10 para 8, no pH, provocado pelo mesmo fenômeno do experimento 1.
Equação do equilibrio
NH4OH(aq) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq)
NH4Cl(aq) ↔ NH4+(aq) + Cl-(aq)
O íon amonio é o íon comum, e novamente, o deslocamento do equilíbrio faz com que eles sejam consumidos e