PRÁTICA 3_ PROPRIEDADES TERMODINÂMICAS DA IONIZAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO (1)

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Ministério da Educação
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Curitiba
Departamento Acadêmico de Química e Biologia – DAQBI
Química
PRÁTICAS DE FÍSICO-QUÍMICA
PRÁTICA 4: PROPRIEDADES TERMODINÂMICAS DA IONIZAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO
25 DE MARÇO DE 2022
GRUPO 3
BRENDA MOTTA ALMINDA - 2127504
CAMILA GRASSMANN - 2092786
GUSTAVO PENNA - 2023520
MILENA YUMI SHIMURA - 2136791
PROFESSOR: JOÃO BATISTA FLORIANO
TURMA: S61
CURITIBA
01 DE ABRIL DE 2022
1. INTRODUÇÃO
O estudo das propriedades do ácido acético (CH3COOH) é de grande importância vista que
este produto químico é consumido diariamente no mundo todo por sua presença no vinagre, além de
sua ampla aplicação industrial e laboratorial como um reagente para a formação de polímeros e como
solução tampão.
A possibilidade da utilização deste produto como solução tampão se dá devido a sua baixa
acidez, onde sua constante de acidez (Ka) é em torno de 1,77x10^-5 à 25°C. Além disso, essa
propriedade faz com que o cálculo de sua entalpia de dissociação (por maneiras calorimétricas) seja
dificultada, pois pouco calor é liberado, tendo em vista que apenas uma pequena porção do ácido se
dissocia. Desta forma, é necessário medir esta entalpia de dissociação de maneira indireta pela Lei
de Hess, através da reação do ácido acético com uma base forte, garantindo assim que todo o ácido
será desprotonado, como pode ser visto:
𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
⇔ 𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂
(𝑎𝑞)
− + 𝐻
3
𝑂
(𝑎𝑞)
+ (∆
𝑟
𝐻
𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎çã𝑜
)
𝐻
3
𝑂
(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
− ⇔ 2𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 (∆
𝑟
𝐻
á𝑔𝑢𝑎
)
somando pela lei de Hess obtemos:
𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
+ 𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
− → 𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂
(𝑎𝑞)
− + 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
(∆
𝑟
𝐻)
Como o valor de é conhecido e pode ser medido por um calorímetro podemos∆
𝑟
𝐻
á𝑔𝑢𝑎
∆
𝑟
𝐻
encontrar o valor de .∆
𝑟
𝐻
𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎çã𝑜
A determinação da constante de acidez é feita com o auxílio de um medidor de pH. Este dado
pode ser utilizado para determinar a energia de Gibbs padrão da reação (através da equação 1),
parâmetro termodinâmico responsável por indicar a espontaneidade da mesma ( <0 se∆𝐺
espontâneo).
(Eq. 1)∆
𝑟
𝐺° =− 𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾
𝑎
Outro parâmetro termodinâmico importante que é possível ser calculado a partir destas
informações, com o auxílio da equação 2 é a entropia, que pode ser analisada como uma medida de
desordem do sistema.
(Eq. 2)∆
𝑟
𝐺° = ∆
𝑟
𝐻° − 𝑇∆
𝑟
𝑆°
Desta forma, o objetivo desta prática é determinar estes parâmetros termodinâmicos do ácido
acético.
2. PARTE EXPERIMENTAL
2.1 - DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE CALORÍFICA DO CALORÍMETRO (Cc)
Para determinação da capacidade do calorímetro é preciso realizar com quantidades
conhecidas de água fria e quente. Colocou-se uma certa quantidade de água fria: 100 mL com
T1=23,4°C no calorímetro até que atingiu o equilíbrio térmico, após isso, foi misturado a mesma
quantidade de água quente: 100 mL com T2=52,0ºC. Em seguida, mediu-se a temperatura final (Tf),
Tf=36,6ºC e já é possível calcular o Ccal.
2.2 - PADRONIZAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Para que possamos determinar a entalpia de dissociação do ácido acético é necessário que
conheçamos sua concentração. Primeiramente o biftalato de potássio foi pesado, e em seguida
solubilizado em um erlenmeyer, seguido da adição de três gotas de fenolftaleína, a solução de NaOH
de concentração desconhecida foi adicionada a bureta de 25 mL, então foi efetuada a titulação até
que ocorresse a mudança de cor do indicador.
Em seguida em um procedimento análogo, a solução de ácido acético foi adicionada a um
erlenmeyer, foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína, a solução de NaOH agora de concentração
conhecida foi adicionada a bureta de 25 mL, então foi efetuada a titulação até a mudança de cor do
indicador.
Figuras 1 e 2: Tom correto de rosa do momento de virada da titulação.
2.3 - DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA PADRÃO DE IONIZAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO
Para a determinação da entalpia padrão de ionização do ácido acético, foi colocado 100,0
cm3 da solução dentro do calorímetro seco. Após o equilíbrio térmico ser estabelecido, foi medido a
temperatura da solução. O mesmo passo foi feito com o hidróxido de sódio. Em seguida, a solução de
ácido acético foi passada para um erlenmeyer e, com o intuito de neutralizá-lo, foi-lhe adicionado 3
gotas de indicador ácido-base fenolftaleína, e em uma bureta de 25 ml, foi colocado hidróxido de
sódio. Esta solução foi gotejada no ácido acético até que este passasse a ficar levemente rosa
(indicando sua neutralização) e anotou se o volume total de NaOH utilizado, sendo este 109,5 ml .
Com isso, esta mistura foi adicionada ao calorímetro, e após estabelecer o equilíbrio térmico,
mediu-se sua temperatura.
2.4 - DETERMINAÇÃO DA ENERGIA DE GIBBS PADRÃO E DA ENTROPIA PADRÃO DA
REAÇÃO DE IONIZAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO
Para a determinação destes parâmetros termodinâmicos, foi adicionado 25,00 cm3 de ácido
acético em um erlenmeyer junto de 3 gotas de indicador ácido-base fenolftaleína e titulou-se a
solução com NaOH. Após o ponto final da titulação, adicionou-se mais 25,00 cm3 de ácido acético ao
erlenmeyer e em seguida este foi agitado. Em seguida, esta mistura foi transferida para um béquer, e
com auxílio de um phmetro, foi medido seu pH e sua temperatura.
3. RESULTADOS E DISCUSSÃO
3.1 - DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE CALORÍFICA DO CALORÍMETRO (Cc)
Um sistema absorve calor, podendo haver um aumento em sua temperatura, dependendo do
processo termodinâmico envolvido. A capacidade térmica Cs de um sistema é a razão entre a
quantidade de calor Q que ele recebe em consequência da variação de temperatura T. A
determinação da capacidade térmica é feita com o uso de um calorímetro, que é um sistema fechado
que não permite troca de calor com o ambiente. A capacidade calorífica (C) é definida (de modo
simplificado) como sendo a quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura
aumente em 1°C. O procedimento é para fornecer uma quantidade de energia conhecida e medir a
consequente variação da temperatura. O calorímetro troca calor com o sistema que está sendo
investigado no seu interior, portanto é necessário que ocorra essa “calibração” para o decorrer do
experimento. Para calcular a capacidade do calorímetro utilizamos a eq. 3:
(Eq. 3)𝑞
𝑐𝑎𝑙
+ 𝑞
𝑎𝑞𝑢𝑒𝑐𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
+ 𝑞
𝑟𝑒𝑠𝑓𝑟𝑖𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 
= 0 
Onde qcal = C . ∆T (calor liberado/absorvido pelo calorímetro), e o q(resfriamento/aquecimento),
é equivalente a m.c. ∆T. Substituindo as informações acima, na eq 1, chegamos a seguinte equação:
(Eq. 4)𝐶𝑐𝑎𝑙 = − 𝑚 . 𝑐
(á𝑔𝑢𝑎)
 . [2𝑇𝑓 −( 𝑇1+𝑇2)](𝑇𝑓 − 𝑇2) 
E conhecendo a capacidade calorífica do calorímetro, será possível determinar
experimentalmente a entalpia de dissolução de uma substância contida no calorímetro, uma vez que:
(Eq. 5)𝑞
𝑟𝑒𝑎çã𝑜
 + 𝑞
𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎çã𝑜
+ 𝑞
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
= 0
Portanto, o experimento foi feito em tréplica, e sabendo que o processo é adiabático, q=0, e
que a capacidade molar da água a 25ºC, é de 75,291 J/ K X mol, e a quantidade de água poderá ser
determinada pelo volume e por a sua densidade, 0,9744 g/ml. E sabendo que 1 cal= 4,184 Joule.
Tabela 1: Temperaturas do Calorímetro
T1 / °C T2 / °C Tf / °C Ccal (J/°C)
1º Medição 23,4 52,0 36,6 68,2
2º Medição 23,3 52,0 35,9 73,7
3º Medição 23,4 51,1 36,0 77,9
A partir dos dados da Tabela 1, foi determinada a capacidade do calorímetro, a partir da
equação 2, e chegamos a um valor médio de Ccal= 73,3 J/°C com variância de 4,9 J/°C.
3.2 PADRONIZAÇÃO DAS SOLUÇÕES
A padronização foi efetuada em duplicata, gerando os dados apresentados na tabela abaixo:
Tabela 2: Dados referentes à padronização das soluções
m(biftalato
) / g
V(titulação
NaOH) /
dm^3
C(NaOH) /
(mol.dm^-
3)
Média
C(NaOH) /
(mol.dm^-
3)
V(titulação
acético) /
dm^3
C(acético)
/
(mol.dm^-
3)
Média
C(acético)
/
(mol.dm^-
3)
0,2004 1,0 0,9346 0,8784 10,9 0,9576 0,9617
0,2015 1,2 0,8222n/a 11,0 0,9662 n/a
A grande diferença entre a primeira e segunda medida de concentração para o NaOH pode
se dar pelo pequeno volume utilizado da solução para a titulação quando comparado ao volume total
da bureta, o que introduz uma grande margem de erro na medida, portanto para uma medida mais
precisa seria recomendado a utilização de uma maior massa de biftalato, ou uma diluição prévia da
solução de NaOH, para que assim um maior volume fosse utilizado.
3.3 - DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA PADRÃO DE IONIZAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO
Para calcular a entalpia ΔH da reação, foi considerado a capacidade calorífica da solução
final igual a da água. E com base na calorimetria, foi utilizado a equação
(Eq. 6)𝑞
𝑟𝑒𝑎çã𝑜
+ 𝑞
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
+ 𝑞
𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
= 0
onde o qreação = ΔrH°
Após a adição do hidróxido de sódio ao calorímetro, observou-se um aumento de 5,7°C,
então utilizando esse dado:
∆
𝑟
𝐻° = 73, 3𝐽/°𝐶 +
𝑛
𝐻
2
𝑂
𝑉
𝐻
2
𝑂
𝑀
𝐻
2
𝑂
× 𝐶𝑝
𝐻
2
𝑂( ) 5, 7°𝐶( ) =− 422, 7𝐽
Uma vez que já temos o ΔrH°, o cálculo da ΔrH° de ionização foi feito com base da equação
(Eq. 7)∆
𝑟
𝐻° = ∆
𝑟
𝐻
(𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎çã𝑜)
+ ∆
𝑓
𝐻
(á𝑔𝑢𝑎)
· 𝑛
∆
𝑟
𝐻
(𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎çã𝑜)
= − 428, 2𝐽 = − 4, 453𝐽/𝑚𝑜𝑙
Valor um pouco diferente do esperado devido a falta de exatidão na padronização.
3.4 - DETERMINAÇÃO DA ENERGIA DE GIBBS PADRÃO E DA ENTROPIA PADRÃO DA
REAÇÃO DE IONIZAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO
O pH da solução determinado pelo medidor de pH foi de 4,82, e pela definição de pH temos:
(Eq. 8)𝑝𝐻 =− 𝑙𝑜𝑔(𝑎
𝐻
3
𝑂+
)
Como estamos trabalhando com soluções diluídas podemos afirmar que a atividade dos íons
em solução será igual à sua concentração, então a constante de acidez se dará por:
(Eq. 9)𝐾
𝑎
=
[𝐻
3
𝑂+][𝐴𝑐−]
[𝐻𝐴𝑐]
Porém como o ácido acético é de natureza fraca, a razão [Ac-]/[HAc] é muito próxima de 1,
portanto Ka será aproximadamente igual a concentração de H3O+, resultando então em:
(Eq. 10)𝑝𝐻 =− 𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎 ⇒ 𝐾𝑎 = 1, 51. 10−5
Agora que conhecemos o valor de Ka e ΔH, é possível calcular ΔG pela equação 1, e em
seguida ΔS utilizando a equação 2. Os valores calculados foram (Para temperatura do dia de 24,7°C):
∆
𝑟
𝐺° =− 𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾𝑎 =− 27, 49 𝐾𝐽
∆
𝑟
𝑆° =
∆
𝑟
𝐺°−∆
𝑟
𝐻°
−𝑇 = 77, 34 𝐽/𝐾
Podemos notar que o valor ΔS é maior que 0 o que se dá pela dissociação, como uma
molécula se dissocia em duas neste caso os graus de desordem do sistema aumentam.
4. CONCLUSÃO
Com o procedimento executado podemos concluir que com o auxílio de equipamentos
simples como termômetro, calorímetro e o medidor de pH podemos extrair informações
termodinâmicas como ΔH, ΔG, ΔS assim como a constante de equilíbrio, que são vitais para a
compreensão do sistema. Além disso podemos comparar os valores obtidos com os valores da
literatura como no caso do ΔG, utilizando a constante de acidez de 1,77x10^-5, obtemos um ΔG de
-27,09 kJ, valor muito próximo ao obtido neste experimento, portanto o método empregado é efetivo.
5. REFERÊNCIAS
ATKINS, P.W., Physical Chemistry, 6a Ed. (reimpressão), Oxford, Oxford University Press, 1999.
CASTELLAN, G., Fundamentos de Físico-Química, 1ª Ed. (reimpressão),Rio de Janeiro, LTC, 1996.