Acidez

Introdução

Ácidos, bases e sais são diferentes grupos de substâncias inorgânicas, classificadas por seu comportamento nas reações químicas. Um ácido pode ser definido como uma substância, que quando dissolvido em água, dissocia-se formando íons hidrogênio, como único íon positivo (VOGEL, 1981). A base, na presença de água, há formação de hidroxila, com íon negativo; enquanto os sais são provenientes da reação de ácido e base. Estas substâncias podem ser consideradas fortes ou fracas, a partir de sua constante de ionização (k).

A constante de ionização (k), também denominada como constante de dissociação de ácido e/ou base, caracteriza- se pelo seu valor dado na equação matemática, a partir da reação química:

HZ ⇔ H+ + Z-

Assim, é possível calcular constante de acidez (Ka) e basicidade (Kb):

Ka = [H+].[Z-] Kb = [H+].[Z-]

[HZ] [HZ]

A constante de acidez e/ou basicidade é proporcional a concentração de íons formados, pois quanto maior o valor de k, mais ionizado será o ácido e/ou a base; logo, mais forte.

A constante de acidez e/ou basicidade são comumente dadas pela seguinte definição:

pKa = - log Ka pKb = - log Kb

Quanto menor o valor de Ka e/ou Kb, maior será o valor de pka; e quanto maior o valor de pka, mais fraco é o ácido. A força de doação de prótons de um ácido e/ou base é medida pela sua constante de acidez e basicidade. Quanto maior sua constante, maior será a respectiva força (ATKINS e JONES, 2006).

A propósito, numa reação de um ácido ou base com um sal, há a formação de uma base conjugada :

HZ ⇔ H+ + Z-

(Z- é uma base conjugada do íon HZ)

Ácido e bases tem um valor característico de sua constante K a uma dada temperatura; além disso, nesta mesma reação com sal, a porcentagem de HZ que se dissocia para dar origem a íons H+ é desprezível, quando comparada com a quantidade que permanece não dissociada. Mesmo assim, a concentração de íons H+ é suficientemente grande para ser medida para se analisar com um pHmetro. É de grande interesse ter conhecimento do pH numa solução, para se calcular pKa a partir da equação em log:

[HZ] Ka = [H+]

[Z-]

• [H+] e [HZ]/[Z-] são duas variáveis. Assim, utiliza-se log dos dois lados da equação:

log [H+] = log [HZ] + log Ka

[Z-]

• Em seguida, multiplique a equação por (-1) para ser possível fazer as devidas substituições:

- log [H+] = - log [HZ] - log Ka

[Z-]

pH = - log [HZ] + pKa

[Z-]

pH = pKa + log [Z-]

[HZ]

Nestas reações químicas, a medida que aumenta a temperatura do sistema, o pH das soluções também aumentam. A partir da equação acima, é notório a influência da temperatura com a constante de acidez, pois quanto maior a temperatura, maior pH e k.

Objetivos

Determinar a constante de acidez do ácido acético e de basicidade do hidróxido de amônia e estudar a influência da temperatura sobre a constante de acidez do ácido acético.

Materiais e Reagentes

Buretas, bequers, phmetro, tubo falcon, termômetro, chapa aquecedora, ácido acético 0,1M, hidróxido de amônia 0,1M, acetato de sódio 0,1 M, acetato de amônia 0,1M, água destilada.

Procedimento experimental

Tabela 1 – Volume das soluções

Béquer Volume de Hac (ml) Volume de NaAc(ml) Água destilada (ml)

1 1,0 9,0 5,0

2 1,0 4,0 5,0

3 1,0 1,0 5,0

4 4,0 1,0 5,0

5 9,0 1,0 5,0

-Em cada béquer adicionou-se um volume de ácido acético seguido de acetato de sódio e água destilada em seguida colocou-se em um tubo falcon para medição de pH através do pHmetro. Anotou-se os valores, este procedimento foi repetido pelos 5 bequers a uma temperatura de 22°C.

Tabela 2 – Volume das soluções

Béquer Volume de NH3 (aq) Volume de NH4Ac (ml) Água destilada (ml)

1 1,0 9,0 5,0

2 1,0 4,0 5,0

3 1,0 1,0 5,0

4 4,0 1,0 5,0

5 9,0 1,0 5,0

- Repetiu-se o mesmo procedimento para o hidróxido de amônia com acetato de amônia.

Resultados e discussões

Tabela 3 – pH das soluções (ácido acético (0,1 M) com acetato de sódio (0,1M))

Béquer pH

1 5,40

2 4,98

3 4,29

4 3,79

5 3,51

Cálculo para molaridade do ácido acético [CH3COOH]:

A) M1 . V1 = M2 . V2

0,1 mol.L-1 . 1,0 mL = M2 . 15 mL

M2 = 0,0067 mol.L-1

B) M1 . V1 = M2 . V2

0,1 mol.L-1 . 1,0 mL = M2 . 10 mL

M2