RELATÓRIO 05- Determinação da constante de dissociação do ácido acético. -

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Universidade Estadual Da Paraíba - UEPB
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde - CCBS
Departamento de Farmácia
Componente curricular: Química analítica experimental
Turma : Terça-feira Curso: Farmácia
Discente: Raísa Laura
RELATÓRIO 05: Determinação da constante de dissociação do ácido acético.
1- Introdução
O ácido acético está presente no vinagre comum, utilizado como
acompanhamento em diversas refeições.Tal ácido é obtido pelo metabolismo de
diversos microrganismos, como bactérias capazes de utilizar o carbono como fonte
energética e libera em seu metabolismo o ácido acético, em um processo de
fermentação.
Quando concentrado o ácido acético é tóxico. Possui um ponto de fusão de
16,7°C e um ponto de ebulição de 118,1 °C. Se estiver abaixo do ponto de fusão, ou
seja, em estado sólido, pode ser denominado de ácido glacial, por se apresentar na
forma de cristais transparente e incolor como gelo.
O ácido acético é considerado um ácido fraco pois ele não ioniza completamente
quando é dissolvido em água, e possui dissociação baixa em solução aquosa. A
sua constante de dissociação ácida é Ka 1,8 x 10-5, ele é amplamente usado em
química industrial na forma de ácido acético glacial 99,8% (m/m)
2- Objetivos
Determinar a constante de dissociação do ácido acético.
3- Fundamentação teórica
De acordo com o conceito de conceito de Brönsted e Lowry, quando adicionado
ácido fraco à água se dissocia parcialmente, liberando próton (H+ ). Aumentando a
concentração de , o pH torna-se menor do que o que possuía a água. A𝐻+
constante de dissociação desse ácido pode ser determinada experimentalmente se
forem preparadas soluções desse ácido em diversas concentrações e diversas
soluções de um sal que tenha o íon comum com o ácido. Assim, baseado na
equação da dissociação do ácido:
𝐻𝐴 + 𝐻+ + 𝐴−
A constante de dissociação do ácido Ka quantifica o grau de ionização de um ácido
fraco. Quanto maior o valor de ka mais forte é o ácido, e vice-versa. Ácidos fracos
são os ácidos que não se dissociam completamente em solução. Em outras
palavras, um ácido fraco é qualquer ácido que não seja um ácido forte.A força de
um ácido fraco depende do quanto ele se dissocia: quando mais ele se dissociar,
mais forte é o ácido. Para quantificarmos a força relativa dos ácidos fracos, nós
podemos ver a constante de dissociação ácida Ka.
Para calcular a constante de dissociação , na qual teremos a multiplicação das
concentrações dos produtos dividida pela multiplicação das concentrações dos
reagentes:
Ka = [H+].[A-]
[HA]
O pH de uma solução indica o teor de íons H+ presente no meio. Esse teor
determina se a solução analisada apresenta caráter ácido, básico ou neutro. O pH
pode ser calculado utilizando a seguinte expressão:
pH = -log [H+]
Logo:
Dessa forma, se for plotado o pH em relação ao irá obter-se uma linha reta𝑙𝑜𝑔 𝐴
−
[𝐻𝐴]
que o valor de pk será o ponto no eixo das ordenadas pela reta.
4- Materiais
● Ácido acético(CH3COOH);
● Acetato de Sódio(NaCH3COO)
● Balão volumétrico de 100 mL
● Beckeres
● Balança analítica
● Espátula
● pHmetro
5- Metodologia
● Preparar 100 mL de uma solução de ácido acético 0,1 mol.L-1
Primeiramente, foi efetuado cálculos para encontrar o valor necessário acetato de
sódio para preparar a solução proposta. Com o auxílio de uma pipeta foi aferido
0,57 mL de ácido acético, na capela, em seguida foi colocado em um balão de 100
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/conceito-ph.htm
mL e completado com água destilada até o menisco de aferição, finalizou-se com a
homogeneização. Esse procedimento foi repetido, utilizando volumes diferentes.
● .Preparar 100 mL de uma solução de 0,1 mol.L-1.𝑁𝑎𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂
A partir das soluções mães foi preparada sete soluções, conforme previsto no
roteiro. Foi aferido com uma pipeta 20 mL da solução de ácido acético e colocado
em um balão volumétrico, este continha um pouco de água destilada, e depois
adicionado 5 mL da solução de acetato de sódio, completou-se com água destilada
até o menisco de aferição, a solução foi finalizada com a homogeneização.
Utilizou-se o pHmetro para medir o pH de cada solução preparada a partir das
soluções mães, cada solução foi colocada em um béquer e nela foi colocado o
termostato e o eletrodo previamente lavados com água destilada a cada solução
medida.
6- Resultados e discussões
Solução HAc (mL) NaAc
(mL)
[HAc]
(mol/L)
[Ac-]
(mol/L)
pH
(y)
𝑙𝑜𝑔 [𝐴𝑐−][𝐻𝐴𝑐]
(x)
1 2,5 22,5 0,01 0,09 5,54 0,9542
2 5 20 0,02 0,08 5,22 0,1760
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 -0,1760
7 22,5 2,5 0,09 0,01 3,67 -0,9542
Tabela 1: dados do experimento
A cada preparação de solução foi possível perceber as diferentes concentração
do ácido acético [HAc] e do sal acetato de sódio, sendo observado em ANEXOS
ítem 3.
Pode-se observar que houve uma dissociação baixa observa-se que as soluções de
um para 7 ao passo que se aumentou o volume do ácido o pH foi ficando cada vez
mais ácido provando que a solução era um tampão mais ácido pois o volume de
ácido era maior em comparação com o volume do sal.
De acordo com a tabela 1 quando comparamos a concentração do ácido acético
de todas as soluções com seus respectivos pHs, nota-se a diminuição do mesmo.
O pH de cada solução foi medido no pHmetro, à medida que aumentou-se a
concentração do ácido, diminui também o pH da solução, pois houve aumento de
H+ livre na solução.
.
A partir da preparação das soluções tampões foi possível construir uma curva para
identificar o pka
A equação da reta foi obtida, no programa excel, por meio dos dados
experimentais:
y= 09635x+ 4,6786
Por meio desta equação foi calculado o valor de pka do ácido acético, no ítem 5
do ANEXOS, o valor encontrado foi de , quando comparados𝑘𝑎 = 2, 0960𝑥10−5
com o valor teórico da constante de dissociação do ácido acético,
apresentou-se um valor maior, e um erro percentual de𝑘
𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
= 1, 75𝑥10−5
19,7714%.
A discrepância entre o valor da ka experimental e o teórico, provavelmente, se
deu por fatores, como erros na pipetagem, erro na aferição do menisco, na
pesagem do sal, ou até mesmo o próprio pHmetro, dentre outros.
7- conclusão
A constante de dissociação do ácido acético foi calculada à partir da construção
de uma curva, por meio da preparação de soluções tampões em diferentes
concentrações. O valor calculado experimentalmente foi de
.𝑘𝑎
 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜
= 2, 0960 𝑥10−5
Referência
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. Mestre Jou, 1981
Ácido acético, USP, Disponível em
<http://sites.ffclrp.usp.br/cipa/fispq/Acido%20acetico.pdf> Acessado em em 22 de
outubro de 2018.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Àcido acético, uol, Disponível em:
<https://alunosonline.uol.com.br/quimica/acido-acetico.html> Acesso em 22 de
outubro de 2018
FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas."Ácido Acético"; Brasil Escola. Disponível em
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/Acido-acetico.htm>. Acesso em 22 de
outubro de 2018.
http://sites.ffclrp.usp.br/cipa/fispq/Acido%20acetico.pdf
https://alunosonline.uol.com.br/quimica/acido-acetico.html