Determinação da constante de Equilíbrio Ácido e Base

 INSTITUTO FEDERAL DO MATO GROSSO DO SUL-IFMS CAMPUS COXIM

DISCIPLINA: QUIMICA ANALITICA QUALITATIVA

 

PROFESSOR: HYGOR RODRIGUES DE OLIVEIRA

Determinação da constante de Equilíbrio Ácido e Base

Jéssica Pivoto

Ritali Gonçalves da Silva

COXIM/MS

Introdução

        

Nos primórdios dos estudos entre estas classes, o primeiro a ter uma teoria a respeito dos ácidos e bases foi o Svante August Arrhenius em meados do século XIX. Arrhenius estabeleceu os ácidos como substâncias que, em solução aquosa, liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos (OH-). Entretanto, a deficiência da definição de Arrhenius quanto ao fato de uma substância ser ácida ou básica somente em meio aquoso, provocou o estudo e o surgimento de novas definições ("teorias") para ácidos e bases. Em 1923, Johannes Nicolaus Brönsted e Thomas Martin Lowry propôs uma nova definição, chamada de definição protônica. Para Brönsted-Lowry a definição protônica definiu um ácido, como toda substância (molécula ou íon) capaz de liberar um próton (H+); e uma base, como toda substância (molécula ou íon) capaz de receber um próton. Esta definição é muito mais ampla que a de Arrhenius, uma vez que o meio reacional não influi na propriedade de ser ou não um ácido ou uma base e não é necessário, nem mesmo um meio úmido para as reações ocorrerem. No mesmo ano que Brönsted e Lowry propuseram a definição protônica para ácidos e bases, Gilbert Newton Lewis, químico americano, propôs uma definição ainda mais abrangente para ácidos e bases, a definição eletrônica. Lewis definiu um ácido como uma espécie capaz de receber pares de elétrons, e base como uma espécie capaz de doar pares de elétrons, formando ligações químicas. A definição de Lewis abrange, ou seja, explica os casos das definições de Bronsted-Lowry e de Arrhenius, sendo, portanto, a mais aceita. No entanto, as definições de Arrhenius e de Bronsted-Lowry também são utilizadas para explicar alguns casos. Certos ácidos quando dissolvidos na água, dissociam-se quase que completamente em íons.

Os ácidos fortes são aqueles que, em solução aquosa têm praticamente 100% de suas moléculas dissociadas em íons. Por outro lado, os ácidos fracos não se dissociam totalmente. Assim, para estes últimos é possível calcular uma constante que irá relacionar a quantidade de moléculas dissociadas e a quantidade de moléculas não-dissociadas, quando o sistema atinge o equilíbrio. Esta constante de equilíbrio é chamada de constante iônica (KI). Em se tratando de ácidos, a constante é chamada de Ka e de bases de Kb. No caso de ácidos fortes, não faz sentido este tipo de relação, uma vez que praticamente 100% de suas moléculas estão dissociadas.

OBJETIVO

Determinar a constante Ka do ácido acético e a constante Kb da amônia.

Materiais Utilizados

Materiais e Reagentes utilizados em laboratório, na forma de itens:

• 06 balões volumétricos de 100 ml
• 06 béqueres de 100 ml
• Medidor de pH
• Solução comercial de acido acético
• Solução comercial de amônia

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Primeiramente foram feitos os cálculos para se encontrar a concentração do ácido acético e da amônia. Tanto o ácido acético quanto a amônia, os cálculos foram os mesmos mudando somente os valores. Para o ácido acético: foi encontrada sua massa molecular e em seguida foi encontrado o nº de mols e também o volume. A partir da solução encontra-se o volume necessário para medir o pH de cada concentração,e por meio do pH consegue encontrar a concentração de H+ e concentração de OH_, e através de H+ encontra-se a constante de equilíbrio Ka do ácido e a concentração de OH- encontra-se a constante de equilíbrio Kb, da base.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Procedimento I: Determinação dos valores de pH, pOH, [OH-] e Kb da amônia.

A primeira solução a ser analisada foi a da Amônia (NH3) 27% no qual o objetivo era determinar à constante de dissociação Kb, então foram feito os cálculos para determinar o volume da solução de cada concentração.

Dados:

MM= 35,05 g/mol

Pureza= 27%

Densidade= 0,895 g/ml

C= m/ MM*V         m= C*MM*V

                              m =0,5*35,05*0,1

                        m = 1,75 g

d = m/ V     V = m/ d       V= 1,75 / 0,895     V= 1,95 ml

Calculo da pureza:

1,95 -------------27%

 X --------------100%

  X= 7,22 ml  

Calculo para encontrar o volume inicial da concentração de 0,025 mol

        [pic 1]

              [pic 2][pic 3]

Concentração de 0,10

                   [pic 4][pic 5]

Os cálculos da diluição foram repetidos para calcular os volumes do acido, para que fossem preparadas as soluções, e após o preparo foram colocadas em béqueres de 50 ml cada solução para que fosse feito a medição do pH. Os valores encontrados foram anotados nas tabelas a seguir:

 Tabela 1- valores do Kb

Concentração ( mol/L-1)	pH	pOH	α	Kb
0,025	9,79	4,21	9,72 x 10-6	4,89 X 10-4
0,10	10,03	3,97	3,38 X 10-5	3,38 x 10-4
0,50	10,58	3,42	2,68 X 10-4	5,37 X 10-4

 

Calculo para determinar o pOH  da base em solução de concentração 0,025:

pH+pOH=14

pOH= 14-9,79= 4,21

 

          solução de concentração 0,10:

pH+pOH=14

pOH= 14-10,03= 3,97

solução de concentração 0,5 m:

pH+pOH=14

pOH= 14-10,58 = 3,42

       Foram feitos os seguintes cálculos para encontramos a concentração de OH-.

[OH-] = 10-poH → [OH-] = 10-4,21 → [OH-] = 6,16 x 10-5