Determinação do K Ac Fosfórico

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
POTENCIOMETRIA DETERMINAÇÃO DO K1 E K2 
DO ÁCIDO FOSFÓRICO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Goiânia 
2019 
RESUMO 
 
 Esse experimento tem por base de determinação a análise potenciométrica 
relativa, com auxílio de um eletrodo de vidro sensível ao pH, que tem por objetivo 
determinar os valores experimentais das constantes de dissociação (pK) do ácido 
fosfórico. O ácido fosfórico desempenha um papel importante no organismo sob a 
forma de ésteres. Ele também é utilizado como acidificante urinário e como 
acidulante de gêneros alimentício. Um ácido poliprótico que reage com NaOH 
dissociando seus íons H+, através dos pontos de equivalência das dissociações 
pode se determinar experimentalmente os devidos valores de K. Com base em uma 
solução tampão, foi possível determinar os valores de pK1, pK2 e pK3 segundo os 
dados da curva de titulação. 
 
INTRODUÇÃO 
 
A titulação de potenciometria consiste em acompanhar o processo da reação 
e determinar o ponto final de uma titulação por intermédio do pH, nesse método o 
ponto de equivalência será revelado pela brusca modificação do pH. É um método 
utilizado para determinar o ponto final de análises específicas (eletrodo íon-seletivo). 
Dispensa o uso de indicadores, que podem muitas vezes não terem a alteração de 
cor detectável, o uso desse método de titulação potenciométrica se tornou mais 
confiável. 
 
O interesse da titulação potenciométrica é determinar a concentração do 
analito por meio de medidas da força eletromotriz da célula após a adição de 
volumes sucessivos de um titulante de uma solução com concentração conhecida. 
O equilíbrio químico consiste num processo dinâmico onde as quantidades 
de reagentes e produtos se mantêm constantes. Isto só ocorre quando o sistema se 
encontra fechado e neste caso dizemos que a velocidade da reação direta é igual à 
velocidade da reação inversa. A constante de equilíbrio é um valor que relaciona as 
concentrações das espécies reagentes e do produto no momento em que ocorre o 
equilíbrio. 
O ácido fosfórico é um composto químico de fórmula H3PO4, pode ser 
considerado um ácido fraco e triprótico, isto é os três hidrogênios ácidos podem ser 
convertidos a fosfatos primários, secundário e terciários. 
Este relatório tem como objetivo determinar o k1, k2 e k3 do ácido fosfórico 
utilizando o processo de titulação potenciométrica. 
 
 
 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
● Instrumentação 
Medidor de pH PH-1500 Instrutherm, com eletrodo de vidro conjugado; 
Bureta de 25 mL; 
Pipeta volumétrica 20 mL. 
 
● Soluções e reagentes 
Hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L; 
Biftalato de potássio (KHC8H4O4) 0,1 mol/L; 
Ácido fosfórico (H3PO4) 0,01 mol/L em ácido clorídrico (HCl) 0,01 mol/L. 
 
● Procedimentos 
Retirou-se uma alíquota de 20 mL de biftalato de potassio 0,1 mol/L, e então, 
a mesma foi titulada com uma solução de hidróxido de sódio para se determinar a 
concentração do mesmo. Logo, com o NaOH foi titulado 20 mL de uma solução de 
ácido fosfórico.O pH da mesma foi medido na medida em que se adicionava 0,2 mL 
da solução titulante e anotou-se 3 pontos de viragem do H3PO4. 
 
 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
O hidróxido de sódio foi padronizado com uma solução de biftalato de 
potássio 0,1 M, gastando um volume de 22,1 mL. Considerando a proporção 
estequiométrica, demonstrada na equação química a seguir, e os cálculos de 
diluição, a concentração da solução de NaOH padronizada foi de 0,1105 M. 
 
NaOH(aq) + KHC8H4O4(aq)→ KNaC8H4O4(aq) + NaOH(aq) 
 
 Na titulação do ácido fosfórico com o NaOH padronizado, o pH foi monitorado 
e como o ácido fosfórico é o ácido poliprótico, ou seja, é capaz de doar mais de 2 
prótons, conforme as equações químicas a seguir: 
H3PO4 (aq)
 + H2O(l) ⇌ H2PO4
- (aq)+ H3O
+ 
(aq)
 K1 = 7,11 x 10
-3 
H2PO4 
-
(aq)
 + H2O(l) ⇌ HPO4
2- 
(aq)+ H3O
+
(aq) K2 = 6,32 x 10
-8 
HPO4
2- 
(aq)+ H2O(l) ⇌ PO4
3-
(aq)
 + H3O
+
(aq) K3 =4,5 x 10
-13 
Esperou-se observar 3 pontos de equivalência na curva de titulação (figura 
1), sendo cada ponto de equivalência referente a doação de 1 próton. 
 
 
 
Figura 1 - Curva de titulação do H3PO4 com o NaOH 0,1105 M 
 
 Para se obter o ponto de equivalência exato, fez-se a primeira derivada 
(figura 2), no qual os pontos de máximo representam os volumes que tiveram as 
maiores variações de pH, sendo em 11,20 mL e 13,61 mL. 
 
 
Figura 2 - Primeira derivada da curva de titulação 
 
 Foram determinados somente 2 pontos de equivalência, sendo que o terceiro 
ponto não foi determinado, pois o pH da solução não sofre muitas alterações depois 
que atinge 11, devido a dissociação da água que possui um K = 1,0 x 10-14 que é 
bem próximo do K3 do ácido fosfórico. 
 Na determinação experimental do K1 e do K2 do H3PO4 , foi feita a 
acidificação do meio com HCl, pois o primeiro equilíbrio poderia passar 
despercebido, caso o pH não estivesse adequadamente baixo e posteriormente 
utilizou-se o seguinte raciocínio: O primeiro ponto de equivalência se deu no volume 
de 11,2 mL. Neste ponto, o H3PO4 tinha sido totalmente convertido em H2PO4
-, por 
tanto, seria inviável calcular o K1 utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch: 
 
pH = pKa - log ([H3PO4] / [H2PO4
-]) 
 
 Então, decidiu-se utilizar o volume no qual se tinha 50% de H3PO4 e 50% de 
H2PO4
-, ou seja, concentrações iguais. Este volume, é o volume médio entre o 11,2 
mL e o 0 mL, que corresponde a 5,6 mL. Voltando na equação de Henderson - 
Hasselbalch, como as concentrações são iguais, o logaritmo é zerado e o pH é igual 
ao pKa, 2,28. Elevando o -pK1 à base 10,obteve o K1 que é 5,24 x 10
-3. 
 Utilizou-se o mesmo raciocínio para a determinação do K2, sendo que o 
volume médio foi obtido entre 13,61 mL e 11,20 mL. Resultando em 12,40 mL, no 
qual a concentração de H2PO4
- era igual a de HPO4
2- e o pH era 6,99, ou seja, o 
pK2. Elevando o -pK2 à base 10,obteve o K1 que é 1,02 x 10
-7. 
 Considerando o valor tabelado e o experimental, o erro relativo para o K1 foi 
de 26,3% e para o K2 foi de 61,3% . 
 
CONCLUSÃO 
 
 A técnica utilizada mostrou-se confiável para determinar constantes de 
dissociação. Essa técnica se mostra melhor que as de titulação com indicador por 
dispensar indicadores visuais. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] SKOOG, D.A.; WEST, D. HOLLER, F.J; CROUCH, S.R. Fundamentos de 
Química Analítica. 8°ed; São Paulo,2004. 
 
[2] Harris, D. C. Quantitative Chemical Analysis, 5a. Ed. W. H. Freeman and 
Company, New York, 2001. 
[3] Apostila de métodos eletroanalíticos/práticas experimentais. Profa. Dra. Andréa 
Fernandes Arruda, Profa. Dra.. Lívia Flório Sgobbi, Wesson Guimarães.