Relatório Determinação da constante de dissociação de um ácido fraco

Prévia do material em texto

Universidade Estadual da Paraíba
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde 
Departamento de Farmácia
Componente Curricular: Química Analítica Experimental
Docente: Márcia Izabel Cirne França 
Discente: Sara Efigênia Dantas de Mendonça y Araújo	
Mat. 171130227
Turma: Terça-feira- 14h
Relatório do Experimento Nº 05
Determinação da Constante de Dissociação de um Ácido Fraco
Campina Grande - PB
Abril de 2019
INTRODUÇÃO 
Os ácidos são muito utilizados na indústria, no dia a dia e está presente também no nosso organismo, por exemplo, o ácido sulfúrico é o produto químico mais utilizado na indústria, por isso o consumo desse ácido mede o desenvolvimento industrial de um país, é um corrosivo e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas metálicas, como o aço. O ácido clorídrico, é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago, este ácido, puro, em solução aquosa é sufocante e corrosivo, pode ser utilizado na limpeza de pisos e paredes de pedra ou azulejo, no comércio é conhecido como ácido muriático, sendo esta em uma versão impura dele. 
O ácido também é característico pelo sabor azedo, pode ser experimentado em frutas cítricas, dando uma sensação de acidez na boca. Essa propriedade está presente em inúmeros alimentos, para descobrir quais são ácidos, é só observar quais deles produzem salivação na boca, esse fato se explica pela presença do cátion H+, que diante das células da língua produz mais saliva, esse ácidos presentes nos alimentos cotidianos podem ser digeridos normalmente, pela presença do ácido clorídrico no nosso estômago, como já foi dito anteriormente.
Na indústria farmacêutica, as propriedades físico-químicas dos fármacos interferem diretamente nos parâmetros farmacocinéticos, sendo elas: a absorção, distribuição, metabolismo e excreção, e na interação com o receptor. Entre essas propriedades, estão a lipofilicidade e a ionização, que influenciam a absorção e a biodisponibilidade dos fármacos, que são propriedades de extrema importância para que o fármaco realiza o efeito desejado.
O pH do fluido biológico e a ionização do fármaco exercem um papel importante na absorção, uma vez que seus efeitos regulam a lipofilicidade e a solubilidade. A determinação do valor do pKa requer que a substância seja submetida a mudanças de pH, acompanhada da medida de uma propriedade específica que varie com o estado de ionização da molécula.
OBJETIVO
O objetivo do experimento é determinar a constante de dissociação do ácido acético.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Segundo Arrhenius, ácido é todas substâncias que se ioniza na presença de água e origina, como um dos íons, o cátion H+, quando um ácido entra em contato com a água ele se ioniza e libera H+, por exemplo:
HCl + H2O → H+ + Cl-
HF + H2O → H+ + F-
Com isso, um ácido pode ser identificado com a presença de um H+ no meio, ou em uma visualização de uma reação pela presença de um H+ entre os produtos. Os ácidos têm como principais características, o sabor azedo, geralmente são tóxicos e corrosivos, conduzem eletricidade em solução aquosa, mudam a cor de certas substâncias, aquelas usadas como indicadores de ácido-base ( por exemplo a solução alcóolica de fenolftaleína que é um indicador que fica incolor em meio ácido e fica rosa em alguma base), reagem com base formando sal e água e quando são ácidos fracos reagem com seu sal conjugado formando uma solução tampão. Há ácidos fortes e ácidos fracos, conceitos esses que estão associados à sua tendência de produção de íons em solução.
Ácidos fortes são aqueles que, quando dissolvidos em água, libera H+ com facilidade, ou seja, um ácido como HCl, quando dissolvido, têm a molécula separada em íons, liberando H+ e íons cloretos Cl-. Sobra muito pouco da espécie HCl em solução, porque a maior parte é utilizada na geração dos íons. Já o ácido acético, de fórmula molecular CH3COOH, (o vinagre é uma solução de ácido acético em água) é um ácido de natureza orgânica, portanto, fraco. Dessa forma, quando dissolvido em água, a maior parte do ácido permanece em sua forma molecular, e só uma pequena parte se ioniza para gerar os íons H+ e acetatos CH3COO-.
Já a Teoria de Brønsted-Lowry descreve as interações ácido base em termos de transferência de prótons entre as espécies químicas. Um ácido de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de doar um próton H+. Usando a definição de Brønsted-Lowry, uma reação ácido-base é qualquer reação em que um próton é transferido de um ácido para uma base. Na Teoria de Arrhenius, a reação não seria uma reação ácido-base se nenhuma das espécies formar H+, é muito parecida com a que ocorreria na fase aquosa.
A constante de dissociação ácida (Ka), que também pode ser conhecida como constante de acidez ou constante de ionização de ácido, é uma medida da resistência de um ácido em solução, sendo uma constante de equilíbrio para uma reação química conhecida como dissociação no contexto de reações ácido-base.
Em solução aquosa, o equilíbrio de dissociação ácida pode ser escrito simbolicamente como:
HA + H2O ↔ A- + H3O+
Onde HA é um ácido genérico que se dissocia em A–, conhecida como a base conjugada do ácido e de um íon hidrogênio que se combina com uma molécula de água para fazer um íon hidrônio. No exemplo dado, HA representa ácido acético e A– representa o íon acetato, a base conjugada. As espécies químicas HA, A– e H3O+ dizem estar em equilíbrio quando suas concentrações não mudam com o passar do tempo. A constante de dissociação é usualmente escrita como um quociente das concentrações de equilíbrio (em mol / L), denotado por [HA], [A–] e [H3O+], sendo:
Em todas as soluções aquosas mais concentradas de um ácido, a concentração de água pode ser considerada como constante e pode ser ignorada, por isso não está expressada acima.
Para muitos propósitos práticos é mais conveniente discutir a constante logarítmica, pKa que pode ser expressado da seguinte maneira:
Com isso, pode ser dito que:
Quanto maior o valor de pKa, menor será a extensão de dissociação a qualquer pH, isto é, quanto mais fraco for o ácido.
Um ácido fraco tem um valor de Ka abaixo de 10-5.
Os ácidos com um valor de Ka superior à 10-5 são considerados ácidos fortes.
A dissociação de um ácido forte pode ser considerada como completa, pois a concentração do ácido não dissociado é muito pequena para ser medida.
Os valores de pKa para ácidos fortes podem ser estimados por meios teóricos.
Por fim, pode ser dito que, a constante de dissociação de ácido, um K, é uma medida da força de um ácido, sendo uma constante de equilíbrio que só varia com a temperatura. Com isso, quanto maior for o Ka, maior será a extensão da reação no sentido direto, assim, a força pode ser comparada quantitativamente através da constante de acidez. Quanto maior for, mais forte é o ácido, uma vez que a sua ionização se dá em maior extensão. 
Há vários métodos disponíveis para se determinar o valor do pKa, incluindo técnicas como a eletroforese capilar, a cromatografia líquida, a titulação potenciométrica e a espectrofotometria UV-visível.
A titulação potenciométrica com monitoramento da mudança do pH da solução é a técnica mais tradicional para se determinar valores de pKa. É aplicável a valores de pKa na faixa de 2 a 12, na presença ou ausência de um cromóforo, desde que o composto seja solúvel em água ou numa mistura com um cossolvente como metanol ou acetonitrila. Nessa técnica, durante a titulação da solução amostra, o pH é monitorado com um eletrodo de vidro e o pKa é calculado a partir das mudanças na forma da curva de titulação.
A determinação espectrofotométrica do pKa é uma boa alternativa à potenciometria, desde que a amostra seja solúvel em água na faixa de 10-6 moL.L-1. A espectrofotometria é uma técnica analítica sensível e muitos compostos orgânicos possuem valores de absortividade molar suficientemente elevados para serem detectados em soluções aquosas diluídas. Na prática,o que se faz é obter os espectros das soluções do composto em diferentes valores de pH que, em conjunto com os valores de absorbância, permitem o cálculo do pKa.
O método espectrofotométrico é considerado ideal para a determinação do pKa de compostos pouco solúveis em água e apresenta como vantagens maior precisão e exatidão.
MATERIAIS E MÉTODOS
 
 MATERIAIS E REAGENTES
Béqueres;
Pisseta;
Pipeta Graduada;
Pipeta Volumétrica;
Balão Volumétrico;
Balança Analítica;
pHmetro
Pipetador;
Luvas;
Capela;
Água destilada;
Ácido Acético;
Acetato de Sódio;
METODOLOGIA
Inicialmente, foi calculado o volume do ácido acético, a ser pipetado, para formar uma solução de 100 ml à 1 mol/l e também foi calculado a massa, a ser pesada, do acetato de sódio para formar uma solução de 100 ml/l à 0,1 mol/l. Dessa maneira, o valor encontrado do volume a ser pipetado do ácido acético foi pipetado na capela, onde a tampa do recipiente onde se encontrava esse ácido foi retirada com cuidado e foi levado ao béquer e depois ao balão volumétrico com a quantidade exata, este possuía uma determinada quantidade de água antes da introdução do ácido, com isso, o menisco foi aferido utilizando uma pisseta e a solução foi homogeneizada. No preparo da solução do acetato de sódio, foi pesada na balança analítica a massa calculada, em um béquer, foi dissolvida essa massa em uma pequena quantidade de água destilada es depois transferido para o balão volumétrico, o que foi repetido algumas vezes, por fim, o menisco foi aferido e a solução foi homogeneizada. Após isso, com as soluções pronta, foram separados sete béqueres, enumerados, onde foram pipetados os volumes, de cada solução, em cada béquer tendo como base na tabela:
	Solução
	HAc
ml
	NaAc
ml
	01
	2,5 
	22,5
	02
	5
	20
	03
	10
	15
	04
	12,5
	12,5
	05
	15
	10
	06
	20
	5
	07
	22,5
	2,5
Assim, após o preparo de cada solução tampão em cada béquer, foram levados ao pHmetro, onde este, foi limpado cuidadosamente antes e depois de cada utilização. E por fim, foi calculada a nova molaridade do ácido acético e do acetato de sódio em cada solução, para encontrar o valor de , pedido na tabela.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
A partir da Tabela e do Gráfico a seguir, será apresentada a discussão sobre os resultados.
	Solução
	HAc
ml
	NaAc
ml
	[HAc]
mol/l
	[NaAc]
mol/l
	pH
(exp)
	
	01
	2,5 
	22,5
	0,01
	0,09
	5,45
	0,9542
	02
	5
	20
	0,02
	0,08
	4,99
	0,6021
	03
	10
	15
	0,04
	0,06
	4,56
	0,1761
	04
	12,5
	12,5
	0,05
	0,05
	4,38
	0
	05
	15
	10
	0,06
	0,04
	4,17
	-0,1761
	06
	20
	5
	0,08
	0,02
	3,76
	-0,6021
	07
	22,5
	2,5
	0,09
	0,01
	3,44
	-0,9542
Pode ser percebido na tabela, que o volume final de todas as soluções é o mesmo, 25 ml, e a partir da solução 4 percebe-se que os valores são invertidos em relação aos anteriores, o valor de expressa bem este contexto. Também pode ser observado que a concentração do ácido está em valor crescente a cada solução de 1 a 7, assim o valor do pH está em valor decrescente neste mesmo sentido, pois se está aumentando a acidez das soluções. A partir da tabela acima, foi considerado para o gráfico abaixo o valor do pH como y, eixo das ordenadas, e como x, eixo das abcissas. Assim:
De acordo com a reta o pKa experimental é 4,3929. Com isso, descobriu-se o valor do Ka, dando 4,0467x10-5. A partir desse valor, e tendo como valor teórico 1,75x10-5, descobriu-se o valor do erro, sendo 131,24%, um valor muito alto para o erro.
O alto valor do erro pode ter sido causado, por: reagente vencido ou contaminado, um erro no preparo das soluções, o fato do sal não ter sido secado antes da pesagem, o aparelho do pHmetro, eletrodo mal lavado entre a medição dos pHs, pouca homogeneização após o preparo das soluções, entre outros fatores que podem ter interferido no valor final do pKa experimental.
CONCLUSÃO
Foi determinado o valor da constante de dissociação do ácido acético experimentalmente, tendo um valor alto do erro, porém as etapas do experimento foram seguidas de acordo com o roteiro, trazendo um entendimento sobre a lógica da medida experimental desta constante. Na perspectiva do ensino de Química, é essencial a abordagem contextualizada desse tema, particularmente para a compreensão de conceitos físico-químicos, sendo propriedades importantes no âmbito farmacêutico, principalmente na produção dos fármacos e no estudo das biodisponibilidades deles, destacando assim a importância do compreendimento sobre este tema durante o curso de farmácia.
REFERÊNCIAS
https://www.infoescola.com/quimica/ionizacao-e-dissociacao-de-acidos-e-bases-fortes-e-fracos/
Acesso em: 06/04/2019
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/acidos.htm
Acesso em: 06/04/2019
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/acidos.htm
Acesso em: 06/04/2019
https://www.soq.com.br/conteudos/ef/funcaoquimica/index.php
Acesso em: 06/04/2019
https://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/constante-de-acidez
Acesso em: 06/04/2019
http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40422011000900029
Acesso em: 07/04/2019
ANEXO
Cálculo para encontrar o volume a ser pipetado do ácido, para chegar a solução de 100 ml à 0,1 mol/l:
CH3COOH
τ = 0,997
MM1 = 60,05 g/mol
d = 1,05 g/ml =1050 g/l
Cálculo para encontrar a massa do sal a ser pesada
NaCH3COO
τ = 0,99
MM1 = 82,03 g/mol
Volume final em todas as soluções é de 25ml!!!
Cálculo para encontrar a molaridade da solução 1
[HAc] – Vi = 2,5 ml
[Ac-]– Vi = 22,5 ml
Cálculo para encontrar a molaridade da solução 2
[HAc] – Vi = 5 ml
[Ac-]– Vi = 20 ml
Cálculo para encontrar a molaridade da solução 3
[HAc] – Vi = 10 ml
[Ac-]– Vi = 15 ml
Cálculo para encontrar a molaridade da solução 4
[HAc] – Vi = 12,5 ml
[Ac-]– Vi = 12,5 ml
Cálculo para encontrar a molaridade da solução 5
[HAc] – Vi = 15 ml
[Ac-] – Vi = 10 ml
Cálculo para encontrar a molaridade da solução 6
[HAc] – Vi = 20 ml
[Ac-] – Vi = 10 ml
Cálculo para encontrar a molaridade da solução 7
[HAc] – Vi = 22,5 ml
[Ac-] – Vi = 2,5 ml
Cálculo para descobrir o de cada solução:
Solução 1:
Solução 2:
Solução 3:
Solução 4:
Solução 5:
Solução 6:
Solução 7:
Cálculo para encontrar o Ka experimental
Cálculo para encontrar o erro