DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO JOÃO DEL REI CAMPUS ALTO PARAOPEBA

ENGENHARIA QUÍMICA

DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

Relatório apresentado como parte das exigências da disciplina Química Analítica Experimental Aplicada a Bioprocessos sob responsabilidade do professor Vagner Fernandes Knupp.

Larissa Mateus Martins, 134500055

OURO BRANCO SETEMBRO/2018

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RESUMO

Ácidos e bases, segundo Bronsted-Lowry, são espécies doadoras de H+ e receptoras de H+, respectivamente. Quando um ácido perde um próton dá origem a uma espécie receptora  de prótons chamada de base conjugada. O contrário também acontece, porém ocorre a formação de um ácido conjugado. O nível de acidez e basicidade de uma substância é medida através do pH. Os ácidos e bases fracos apresentam valores próximos de 7 e não se dissociam totalmente, enquanto os ácidos e bases fortes são completamente dissociados e apresentam pH nos extremos da escala. Ao medir diferentes soluções e observar seu pH, ficou comprovado que ácidos apresentam valores abaixo de 7 e bases apresentam valores acima de 7. A reação envolvendo ácidos e bases é chamada de neutralização, ela resulta em sal mais água e por essa razão apresenta pH neutro. Relacionando pH e constante de dissociação conclui-se ácidos e

bases fortes apresentam valores de Ka

maior pH respectivamente.

1. RESULTADOS E DISCUSSÃO

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e Kb

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grandes e consequentemente possuem menor e

Inicialmente, foram colocados 40mL das seguintes soluções em diferentes béqueres: ácido salicílico (C7H6O3) 0,1 mol/L e 0,5 mol/L; ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol/L; hidróxido de potássio (KOH) 0,1 mol/L; acetato de sódio (C2H3O2Na) 0,1 mol/L; nitrato de amônio (NH4NO3) 0,1 mol/L; cloreto de potássio (KCl) 0,1 mol/L e hidróxido de amônio (NH4OH)

0,1 mol/L. Em seguida, os valores de pH foram determinados utilizando-se fita indicadora e pHmetro, respectivamente. Os resultados obtidos encontram-se listados na Tabela 1.

Tabela 1: valores de pH para diferentes soluções de ácidos, bases e sais.

Solução	pH (fita indicadora)	pH (pHmetro)
C7H6O3	0,1 mol/L	3	3,24

C7H6O3        0,5 mol/L        2        2,83

HCl        1        1,21

KOH        13        12,63

C2H3O2Na        8        8,47

NH4NO3        7        6,24

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KCl	8	7,43
NH4OH	11	10,85

Conforme o esperado, o valor de pH dos sais é próximo de 7, isso é explicado pelo fato dos sais serem produtos da reação de neutralização completa de ácidos e bases. As reações de neutralização dos sais são mostradas abaixo:

CH3COOH(aq) + N aOH(aq) ↔ C2H3O2N a(aq) + H2O(l)        (1)

KOH(aq) + HCl(aq)

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↔ KCl(aq) +

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H2O(l)        (2)

N H4(OH)(aq) + HN O3        ↔ N H4N O3        + H2O(l)        (3)[pic 2]

Como visto na tabela, o pH da equação (1) apresenta valor mais básico por ser proveniente de um ácido fraco e uma base forte. O pH da equação apresentada em (2) tem um valor na faixa de neutralidade pois é originado de ácido e base fortes, enquanto o pH da reação (3) ocupa a faixa ácida por ser um sal oriundo de um ácido forte e uma base fraca.

Os ácidos utilizados no experimento se dissociaram de acordo com as seguintes equações químicas:

C H O[pic 3]

(aq)

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↔ C7H5O_        +

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+

(aq)[pic 4]

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(4)

HCl        ↔ H+[pic 5]

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+ Cl−

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(5)

(aq)

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(aq)

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(aq)

Para o cálculo da constante de acidez (Ka), foi utilizada a seguinte expressão:

[H+][A−][pic 6][pic 7]

1. [HA][pic 8]

Em ambos os ácidos, a concentração de íons H+ é igual à concentração da base

conjugada. Logo, [H+][A-] = [H+]2. Sabe-se que Portanto, a equação (6) fica:

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pH =− log[H+] ; então

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[H+] = 10−pH .

(10−pH  2[pic 9]

K  =

[solução]−(10−pH )