ATIVIDADE DE ÍONS H3O+ EM SOLUÇÃO

ATIVIDADE DE ÍONS H3O+ EM SOLUÇÃO

Objetivos

        Determinar a atividade e o coeficiente de atividade de íons H3O+ em soluções de dois diferentes ácidos: ácido clorídrico e ácido acético.

Introdução

        Quando se fala em solução ideal, admite-se que as interações entre todas as partículas que compõem a solução – as partículas do soluto e as partículas do solvente – são iguais, e, desta forma, todas as partículas se comportariam como se estivessem cercadas por moléculas idênticas. Entretanto, este comportamento somente pode ser observado, ainda de maneira aproximada, nas soluções bastante diluídas. Pois, conforme o aumento da concentração do soluto, maior é o desvio de idealidade apresentado pela solução. Este desvio pode ser compensado pela introdução do conceito de atividade no tratamento matemático do comportamento da solução real [1].

        Quando as soluções em estudo são eletrolíticas, ou seja, existem íons dissolvidos na solução, considera a atividade como sendo atividade iônica. Nessas soluções, o comportamento apresenta um desvio ainda maior da idealidade, considerando-se que a atração entre espécies carregadas eletricamente é consideravelmente maior do que as interações entre espécies neutras [2].

        Para soluções ácidas ou alcalinas, é possível medir o pH considerando-se as atividades dos íons H+ e OH-. De maneira geral, o pH é dado por:

[pic 1]

porém, como quando utiliza-se o conceito de atividade, que é a concentração efetiva do íon em solução, o pH é calculado de maneira mais exata por [1]:

[pic 2]

        Quando se trata de um ácido forte, admite-se que o ácido forte esta totalmente dissociável, e a concentração de íons H+ na solução tende a ser próxima da concentração do ácido em si na solução, mas para o ácido fraco, esta dissociação não é total, e o cálculo da atividade dos íons H+ na solução envolve o grau de dissociação, α do ácido em questão [2]. Portanto, para o ácido forte, tem-se:

[pic 3]

        Mas para o ácido fraco, onde se tem uma dissociação parcial, a atividade é definida pelo equilíbrio:

 

HA(l) + H2O(l)                H3O+(aq) + A-(aq)[pic 4][pic 5]

        No qual existe uma constante de equilíbrio expressa por:

[pic 6]

         Assim, considera-se para cada concentração:

[H3O+] = α [C]ácido                   [A-] = α [C]ácido                  [HA] =(1- α )[C]ácido

           

        Desta forma, a equação do equilíbrio pode ser reescrita, substituindo-se as concentrações, que por sua vez é conhecida como Lei de Diluição de Ostwald.

 = [pic 7][pic 8]

        

        Conhecendo-se o valor do grau de dissociação, α, é possível calcular o coeficiente de atividade para ácidos fracos por [1]:

[pic 9]

Matérias e Métodos

Matérias e reagentes

• Béqueres de 50, 100 e 250 mL;
• 20 balões volumétricos de 100 mL;
• Pipetas volumétricas de 1,00, 5,00, 10,00 e 50,00 mL;
• Soluções tampão pH= 4,0 e 7,0
• pHmetro com eletrodo combinado;
• Solução de ácido acético 1,044 mol.L-1 ;
• Solução de ácido clorídrico 1,110 mol.L-1 ;

Procedimento experimental

        Primeiramente calibrou-se o pHmetro com soluções tampão de pH 4,0 e 7,0. Em seguida prepararam-se as soluções de ácido clorídrico e ácido acético partindo de uma solução de concentração inicial de 1,044 molL-1 para o CH3COOH e 1,110 molL-1para o HCl. As concentrações das soluções de ambos os ácidos estão na Tabela 01 abaixo.

Tabela 01:Concentrações das soluções utilizadas no experimento

[HCl] molL-1	[CH3COOH] molL-1
1,110	1,044
0,5550	0,5220
0,1110	0,1044
0,05550	0,05220
0,01110	0,01044
0,005550	0,005220
0,001110	0,001044
0,0005550	0,0005220
0,0001110	0,0001044

Resultados e Discussão

Mediu-se o pH das respectivas soluções de ácido clorídrico e ácido acético, tomando-se este como medida da atividade do íon hidrônio em solução.

        Calculou-se a atividade dos íons hidrônio em todas as soluções dos dois tipos de ácidos em estudo através da equação dada abaixo. Na Tabela 02 tem-se o pH e a atividade dos íons hidrônio a partir das respectivas concentrações. Para a solução de 1,110 molL-1 de HCl tem-se: