Relatório: Determinação da Constante de Dissociação de um Ácido Fraco

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Universidade Estadual da Paraíba – UEPB
	Centro de Ciências Biológicas e da Saúde – CCBS	
Departamento de Farmácia
Laboratório de Química Analítica Experimental
Docente: Márcia Izabel Cirne França
Discente: Karen Stephane Penaforte Farias
Matrícula: 
Curso: Farmácia
Título e Número do Experimento: Prática Nº 5 – Determinação da Constante de Dissociação de um Ácido Fraco
Data de Realização do Experimento: 22/10/2019
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Rubrica da Profª:
1. INTRODUÇÃO
As propriedades físico-químicas dos fármacos interferem diretamente nos fundamentos farmacocinéticos, que são divididos em absorção, distribuição, metabolização e excreção, bem como nos fundamentos farmacodinâmicos, nas interações dos fármacos com os seus receptores. Entre essas particularidades, estão a lipofilicidade e a ionização, que influem na absorção e na biodisponibilidade dos fármacos.1
Desse modo, a constante de ionização de um determinado fármaco ácido, por exemplo, é crucial na determinação de sua afinidade com certo receptor, responsável por inibir ou ativar com uma certa finalidade terapêutica, bem como a rapidez com que o fármaco atravessa as barreiras do nosso organismo (absorção), e é eliminado por este (metabolização e excreção).2
Portanto, o presente experimento tem como finalidade, determinar a constante de dissociação de um ácido fraco (Ka), por meio do preparo de várias soluções de ácido acético, um ácido fraco, com o acetato de sódio, um sal derivado deste ácido, em diferentes concentrações, além de determinar o pH de cada uma destas soluções. 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Um ácido pode ser definido como sendo uma substância que, ao ser dissolvida em água, se dissocia formando íons hidrogênio como os únicos íons positivos, os prótons H+. Sabe-se que estes prótons não existem em soluções aquosas, uma vez que eles se combinam com uma molécula de água, e formam o íon hidrônio (H3O+).
Os graus de dissociação diferem para diferentes ácidos, determinando as forças deles. Aqueles que são fortes dissociam-se quase que completamente, e são então, eletrólitos fortes. Já os ácidos fracos dissociam-se fracamente em médias ou em baixas concentrações, sendo portanto, eletrólitos fracos. 
A dissociação de um ácido é considerado como um processo reversível, ao qual pode ser aplicada a lei da ação das massas. Aplicando esta lei a este processo reversível, pode-se expressar a constante de equilíbrio de dissociação, de forma geral, como sendo:
Quanto mais forte for o ácido, maior será a sua dissociação e o valor do Ka. Genericamente, pode-se dizer que valores de Ka maiores do que 1x10-5 determinam que o ácido é forte, ao passo que valores iguais ou menores do que 1x10-5 determinam que o ácido é fraco. Um exemplo deste último, é o ácido acético (CH3COOH), utilizado no presente experimento, que possui constante Ka correspondente à 1,75x10-5.
Ademais, também existe o expoente da constante Ka, representado por pKa e determinado pela seguinte equação:3
Além disso, pode-se observar que os reagentes utilizados neste experimento (ácido acético e acetato de sódio), formam uma solução tampão, por serem uma associação de um ácido fraco (ácido acético) e um sal derivado deste ácido fraco (acetato de sódio). A solução tampão serve para manter o pH de uma solução fixo e inalterado, evitando alterações mesmo com pequenas adições de ácidos ou bases fortes.
3. METODOLOGIA EXPERIMENTAL
Materiais e Vidrarias
· Béquer
· Balão Volumétrico
· Balança Analítica
· Pipeta 
· Bastão de Vidro
· Proveta
· pHmetro
· Espátula
· Ácido Acético (CH3COOH)
· Acetato de Sódio (NaCH3COO)
Metodologia 
Primeiramente, foi preparado 100mL de uma solução de ácido acético a 0,1mol/L. Para isto, em uma capela, foi pipetado um pequeno volume de ácido acético e adicionado em um balão volumétrico, diluindo com água destilada até que fosse possível aferir o menisco. Em seguida, foi pesada, em uma balança analítica, uma determinada massa do acetato de sódio para que fosse preparada uma solução de 100mL a 0,1mol/L. Um bastão de vidro foi utilizado para que o sal pudesse ser dissolvido e transferido para um balão volumétrico, e várias lavagens com transferência quantitativa foram realizadas, para que todo o sal fosse transferido para a solução. Por fim, o balão foi preenchido com água destilada até o menisco atingir o traço para aferição. 
Depois, em béqueres diferentes, foram separados sete volumes variados do ácido acético e sete volume variados do acetato de sódio, misturando-os e preparando as soluções anteriormente determinadas, através de provetas e pipetas. Por fim, as soluções foram levadas ao pHmetro para que fosse determinado os seus pHs individuais, preenchendo o quadro 01. No final, as soluções foram descartadas em um local apropriado. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
	Solução
	HAc
	NaAc
	
	
	pH
	log
	01
	2,5 mL
	22,5 mL
	0,01M
	0,09135M
	5,64
	0,9607
	02
	5 mL
	20 mL
	0,02M
	0,0812M
	5,26
	0,6085
	03
	10 mL
	15 mL
	0,04M
	0,0609M
	4,95
	0,1826
	04
	12,5 mL
	12,5 mL
	0,05M
	0,05075M
	4,68
	0,006466
	05
	15 mL
	10 mL
	0,06M
	0,0406M
	4,50
	-0,1696
	06
	20 mL
	5 mL
	0,08M
	0,0203M
	4,11
	-0,5956
	07
	22,5 mL
	2,5 mL
	0,09M
	0,01015M
	3,96
	-0,9478
Quadro 01: Valores de ácido e base necessários para realizar cada solução, bem como as concentrações encontradas e o pH de cada solução.
Gráfico 01: Gráfico com valores de pH e log de (Ac-)/(HAc).
A partir da construção do gráfico, e da aplicação da equação da reta para ele, foi possível encontrar o valor do pKa, de 4,7227, correspondente ao b da equação y=0,9105x+4,7227. Com isto, encontrou-se o valor do Ka experimental, bem como, ao comparar com o teórico, obteve-se o erro do experimento, que foi de aproximadamente 8,21%.
Este erro provavelmente deve-se ao fato de que houve uma pesagem inadequada da massa do sal, encontrando-se um valor maior do que o necessário, elevando também, a concentração do sal na solução, em relação ao valor que se esperava (0,1 mol/L). Desse modo, é possível identificar que esse erro ocasionou um aumento do valor da constante Ka experimental do ácido acético, em relação ao valor teórico. Outras possíveis fontes de erro podem ser geradas através de medições erradas dos volumes de ácido ou base no preparo das soluções, homogeneizações insatisfatórias, calibração inadequada do pHmetro ou da balança, limpeza grosseira dos eletrodos, medida imprecisa do traço de aferição do balão volumétrico, uso de reagentes com data de validade ultrapassada, falta de padronização das substâncias que não são padrão primário, entre outras possíveis fontes. 
5. CONCLUSÃO
A partir da realização desse experimento, e dos valores encontrados, foi possível, através da construção de um gráfico e de sua equação da reta, determinar um pKa com valor igual a 4,7227, possibilitando também, o cálculo da constante Ka experimental do ácido acético, valor este de 1,8936.10-5, e menor do que aquele apresentado teoricamente, de 1,75.10-5. Mesmo assim, o valor encontrado é satisfatório, pois apresentou um erro experimental baixo, de 8,21%. 
6. REFERÊNCIAS
1. PEREIRA, Airton Vicente; Determinação da constante de dissociação (Ka) do captopril e da nimesulida – experimentos de química analítica para o curso de farmácia. Scielo. Disponível em: http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40422011000900029. Acesso em 29 out. 2019. 
2. BARREIRO, FRAGA; Química Medicinal: As Bases Moleculares da Ação dos Fármacos. 3ª Edição, Editora Artmed, Porto Alegre-RS, 2015.
3. VOGEL, ARTHUR ISRAEL; Química Analítica Qualitativa, 5 ed. rev., Editora Mestre Jou, São Paulo-SP, 1981.
7. ANEXO
Cálculo da Molaridade do Ácido Acético:
Título ou teor () = 99,7% ou 0,997
Massa Molecular (MM1) = 60,05 g/mol
Densidade (d) = 1,049g/mL ou 1.049g/L
Diluição do Ácido Acético para o Cálculo do Volume do Reagente PA:
Molaridade Inicial (M1) = 17,4164 mol/L
Molaridade Final (M2) = 0,1 mol/L
Volume Final (V2) = 100mL
Cálculoda Massa do Acetato de Sódio:
Massa Molecular (MM1) = 82,03g/mol
Porém, esta massa não possui 100% pureza, sendo necessário retirar o teor, valor este de 99% ou 0,99:
Cálculo da Concentração da Solução Preparada:
	Uma vez que a massa pesada (m=0,8413g) apresentou um valor maior do que a massa esperada, deve-se recalcular a concentração do acetato de sódio:
Cálculos para a Solução 01:
Volume do HAc = 2,5mL
Volume do NaAc = 22,5mL
Volume Total = 25mL
- [HAc]
- [A-]
- 
Cálculos para a Solução 02:
Volume do HAc = 5mL
Volume do NaAc = 20mL
Volume Total = 25mL
- [HAc]
- [A-]
- 
Cálculos para a Solução 03:
Volume do HAc = 10mL
Volume do NaAc = 15mL
Volume Total = 25mL
- [HAc]
- [A-]
- 
Cálculos para a Solução 04:
Volume do HAc- = 12,5mL
Volume do NaAc = 12,5mL
Volume Total = 25mL
- [HAc]
- [A-]
- 
Cálculos para a Solução 05:
Volume do HAc- = 15mL
Volume do NaAc = 10mL
Volume Total = 25mL
- [HAc]
- [A-]
- 
Cálculos para a Solução 06:
Volume do HAc- = 20mL
Volume do NaAc = 5mL
Volume Total = 25mL
- [HAc]
- [A-]
- 
Cálculos para a Solução 07:
Volume do HAc- = 22,5mL
Volume do NaAc = 2,5mL
Volume Total = 25mL
- [HAc]
- [A-]
- 
Cálculo do Ka Experimental:
De acordo com a equação da reta presente no gráfico 01, o valor de pKa corresponde à 4,7227 (o b da equação). Com isto, é possível determinar o valor da constante de Ka experimental do ácido acético:
Comparando este valor com o teórico (1,75x10-5) de Ka para o ácido acético, é possível calcular o erro experimental:
Gráfico pH x log {[Ac-]/[HAc]}
Valores Y	
-0.94779999999999998	-0.59560000000000002	-0.1696	6.4660000000000004E-3	0.18260000000000001	0.60850000000000004	0.9607	3.96	4.1100000000000003	4.5	4.68	4.95	5.26	5.64	log {[Ac-]/[HAc]} 
pH