DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA
CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE
DEPARTAMENTO DE FARMÁCIA
Componente curricular: Química Analítica Experimental
EXPERIMENTO 05: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO
1.0 Introdução
O ácido acético é um líquido incolor, transparente e com odor característico de vinagre. Apresenta ponto de ebulição de 118°C, ponto de fusão de 16,7°C, densidade relativa de 1,049 g/mL a 20°C e ponto de inflamação de 39°C. Possui fórmula molecular e peso molecular igual a 60,05 g/mol. O nome acético tem origem do latim, acetum. Este composto é miscível em água e solventes orgânicos como o álcool etílico, éter etílico, acetona, tetracloreto de carbono, glicerol e dimetil sulfóxido. Associa-se na forma de dímeros cíclicos através de ligações de hidrogênio. O AcOH tem sido produzido e utilizado pelos seres humanos desde antes da civilização ser registrada. Acredita-se que o alquimista árabe Jabir ibn-Hayyan, conhecido como “Geber”, foi o primeiro a obter AcOH através da técnica de destilação do vinagre, no século VIII. Em 1845, o químico alemão Hermann Kolbe realizou pela primeira vez a síntese de uma substância orgânica a partir de precursores inorgânicos, dando origem ao AcOH. Kolbe utilizou como fonte de carbono o dissulfeto de carbono que através de uma reação de cloração levou a obtenção do tetracloreto de carbono. A pirólise deste gerou o tetracloroetileno que, por meio de cloração aquosa forneceu o ácido tricloroacético, reduzido a AcOH em uma célula eletrolítica. 
O AcOH é conhecido como ácido etanóico, álcool de vinagre, ácido etílico, ácido de vinagre e ácido metanocarboxílico e também chamado de ácido acético glacial devido a solidificação na forma pura (99,8%), com aspecto de gelo, a 16,7°C, um pouco abaixo da temperatura ambiente. Soluções aquosas de AcOH congelam em temperaturas abaixo da temperatura de fusão da água, 0°C. O AcOH é classificado como um ácido fraco porque quando dissolvido em uma solução aquosa não é capaz de se dissociar completamente. Apenas 1% das moléculas presentes em uma solução aquosa 0,1M de ácido acético são capazes de se dissociar, formando os íons acetato e hidrônio. A constante de acidez (Ka) apresenta um valor de 1,8 x 10-5 e o pKa é 4,8. Dissocia-se na presença de água e amônia, sendo que em amônia a dissociação é completa, ao passo que em água é muito pequena. Comparado ao ácido clorídrico, um ácido inorgânico forte que apresenta pKa = - 6,3, o AcOH é mais fraco, já que o HCl se dissocia por completo na presença dos dois solventes relatados. De acordo com a teoria de Arrhenius, o AcOH é considerado ácido porque quando dissolvido em água libera prótons (H+), aumentando a concentração deste íon em solução (Esquema 1). De acordo com Brönsted e Lowry, o AcOH é uma espécie doadora de H+, portanto também é considerado ácido. Segundo esta teoria, um ácido reage com uma base formando um ácido conjugado da base e uma base conjugada do ácido. É considerado um ácido monoprótico, pois é capaz de liberar apenas um íon H+ ao se dissociar.
1.1 Objetivo
Determinar a constante de dissociação do ácido acético 
2.0 Fundamentação Teórica
Um ácido fraco, baseado no conceito de Brönsted e Lowry, quando adicionado à água se dissocia parcialmente, liberando próton (H+ ). A concentração hidrogeniônica aumenta, portanto o pH torna-se menor do que o que possuía a água. A constante de dissociação desse ácido pode ser determinada experimentalmente se forem preparadas soluções desse ácido em diversas concentrações (obtendo diversas concentrações do ânion desse ácido) e diversas soluções de um sal que tenha o íon comum com o ácido (para ter a concentração do ácido não dissociado). Assim, baseado na equação da dissociação do ácido:
Pode-se dizer que o K do ácido é igual a:
3.0 Materiais e métodos
Substâncias utilizadas: Ácido acético, Acetato de Sódio.
Materiais: Beckeres, Balança analítica, Espátula e pHmetro.
Fez-se soluções tampões em concentrações diferentes, sendo esses constituidos por ácido acético .e acetato de sódio. Preparou-se duas soluções: A solução 01 sendo uma solução de 100 ml de ácido acético 0,1 mol.; A solução 02 sendo uma solução de acetato de sódio 0,1 mol., segue-se o experimento marcando 07 béqueres, enumerando-os de 1 a 7, para cada béquer preparou-se as seguinte misturas:
 
	Sol.
	HAc (ml)
	NaAc (ml)
	1
	2,5
	22,5
	2
	5
	20
	3
	10
	15
	4
	12,5
	12,5
	5
	15
	10
	6
	20
	5
	7
	22,5
	2,5
 Tabela 01: Volume de Hac e NaAc adicionados a cada béquer
Após o preparo dos 07 béqueres de acordo com a tabela acima, faz-se a medição em pHmetro da cada uma das soluções, e de acordo com resultados obtidos do cálculo, traceja-se o gráfico para descobrir o a partir do . Ou seja, plota-se em um gráfico os valores de no eixo das abcissas e pH no eixo das ordenadas. Apresenta-se o valor do pK amostrando a equação da reta obtida pelo método dos mínimos quadrados, por fim, calcula-se o erro percentual relativo comparando o valor obtido de Ka com o valor tabelado para ácido acético. 
4.0 Resultados e discussões
De acordo com a tabela 01, fez-se várias misturas do ácido acético com o acetato de sódio em proporções diferentes, assim, haverá variação de pH diferente para cada béquer, por este motivo fez-se necessário obter o pH de cada um dos 07 béqueres através da medição. Conhecendo o valor do pH das sete soluções, calculou-se de acordo com a fórmula . Observou-se que para todos os bequéres obteve-se um volume de 25ml. Assim, os resultados obtidos estão expresso na tabela abaixo:
	Sol.
	HAc (ml)
	NaAc (ml)
	[HAc] (mol/L)
	[Ac-] (mol/L)
	pH (y)
	log (x)
	1
	2,5
	22,5
	0,01
	0,09
	5,54
	0,9542
	2
	5
	20
	0,02
	0,08
	5,22
	0,6020
	3
	10
	15
	0,04
	0,06
	4,81
	0,1760
	4
	12,5
	12,5
	0,05
	0,05
	4,64
	0
	5
	15
	10
	0,06
	0,04
	4,48
	-0,1760
	6
	20
	5
	0,08
	0,02
	4,06
	-0,6020
	7
	22,5
	2,5
	0,09
	0,01
	3,67
	-0,9542
Gerou-se sete pontos com base na medição do pH e cálculo do pH, conhecendo os valores experimentais o pH foi plotado no eixo Y, enquanto no eixo X, calculou-se exatamente pela formula , assim, foram obtidos o Cs que é a concentração do sal que é o acetato de sódio e o Ca, sendo a concentração do ácido acético. Pelo gráfico encontra-se o pKa pois a equação da reta possui Y que é o pH e o eixo X sendo o . Encontrou-se a equação da curva aplicando o método dos minímos quadrados, assim a partir do pKa (coeficiente linear) encontra-se o Ka. 
Observa-se que quando o X é zero o pH é igual ao pKa, sendo lido no eixo das ordenadas, existindo o prolongamento da curva, nota-se o valor de pKa, tendo o pKa, encontra-se Ka, já que 
5.0 Conclusões
Após os cálculos, foram encontrados os seguintes valores expressos em tabela para cada béquer: 
	Sol.
	HAc (ml)
	NaAc (ml)
	[HAc] (mol/L)
	[Ac-] (mol/L)
	pH (y)
	log (x)
	1
	2,5
	22,5
	0,01
	0,09
	5,54
	0,9542
	2
	5
	20
	0,02
	0,08
	5,22
	0,6020
	3
	10
	15
	0,04
	0,06
	4,81
	0,1760
	4
	12,5
	12,5
	0,05
	0,05
	4,64
	0
	5
	15
	10
	0,06
	0,04
	4,48
	-0,1760
	6
	20
	5
	0,08
	0,02
	4,06
	-0,6020
	7
	22,5
	2,5
	0,09
	0,01
	3,67
	-0,9542
Observou-se que para todos os bequéres obteve-se um volume de 25ml. Encontrou-se a equação da curva aplicando o método dos minímos quadrados, assim a partir do pKa (coeficiente linear) encontra-se o Ka. 
6.0 Referências
ATKINS, P. W., PAULA, J., Físico-Química.Vol. 2. LTC: São Paulo, 2004.
SILVA, P. A. S.; DUPIM, M. S.; CHAZIN, E. L. Métodos de Preparação Industrial de Solventes e Reagentes Químicos. Rio de Janeiro: Revista Virtual de Química, 2015.
Apostila de aulas práticas. Química analítica experimental - Universidade Estadual da Paraíba, 2018. Acesso em 16.10.18
0.95420000000000005	0.60199999999999998	0.17599999999999999	0	-0.17599999999999999	-0.60199999999999998	-0.95420000000000005	5.54	5.22	4.8099999999999996	4.8099999999999996	4.6399999999999997	4.0599999999999996	3.67