Atividade de íons H+ em soluções ácidas
Por: Josilei Ferreira • 16/4/2015 • Trabalho acadêmico • 2.029 Palavras (9 Páginas) • 1.329 Visualizações
Cássio Mendes da Silva 507873
Josilei da Silva Ferreira 508039
Atividade de íons H+ em soluções ácidas
Laboratório de Físico-Química
Prof. Dr. José Mario de Aquino
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO
2. OBJETIVOS
3. METODOLOGIA
3.1. Materiais e reagentes
3.1.1. Materiais
3.1.2. Reagentes
3.2. Procedimento experimental
3.2.1. Preparo das soluções ácidas
3.2.2. Medidas de pH
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
5. CONCLUSÃO
6. REFERÊNCIAS
1. INTRODUÇÃO
Segundo a teoria de Bronsted-Lowry, um ácido é um doador de próton e uma base é um receptor de próton. O produto formado quando um ácido fornece um próton é chamado de base conjugada. Diferente do que ocorre para ácidos considerados fortes, ácidos considerados fracos não são ionizados de maneira completa, de modo que a base conjugada coexiste com o ácido que a originou.
[pic 1]
Para ácidos fortes, que são eletrólitos fortes, tem-se, segundo a lei de Kohlraush que a condutividade molar está relacionada com a concentração, como se segue:
[pic 2]
Tal que é a condutividade molar limite, que pode ser expressa, segundo a lei de migração independente dos íons, como a contribuição individual de cada íon.[pic 3]
[pic 4]
Onde v+ e v- são as quantidades de cátions e ânions por eletrólito e λ+ e λ-, as condutividades limites para estes íons.
Como a condutividade depende do número de íons em solução, para ácidos fracos devemos levar em consideração o grau de ionização, α, do eletrólito. Assim, para um ácido fraco genérico, temos:
[pic 5]
[pic 6]
De modo que:
[HA] = c – αc = (1 – αc) [H3O+] = αc [A-] = αc
Se ignorarmos os coeficientes de atividade, temos:
[pic 7]
Para soluções de não eletrólitos podemos aproximar a atividade como sendo a concentração molal do soluto. Entretanto para solutos iônicos isso só é válido em concentrações muito baixas.
A atividade de um íon é dada por:
[pic 8]
Onde temos γ, o coeficiente de atividade, que depende da composição, concentração e temperatura da solução.
Partindo de que as interações entre os íons são responsáveis, em maior parte, pelos desvios na idealidade da solução, foi proposta a teoria de Debye-Hückel. A distribuição não homogênea dos íons (íons de carga negativa se acumula perto de íons positivos e vice versa) gera uma atmosfera interfere no potencial químico da solução. Desta forma, em baixas concentrações, o coeficiente de atividade pode ser calculado com a lei limite de Debye-Hückel.
[pic 9]
Sendo A uma constante igual a 0,509(mol·kg-1)1/2 e I a força iônica, dada por:
[pic 10]
Tal que zi é a carga do íon e mi a concentração do íon. Quando a força iônica do meio é muito alta, a lei limite passa a não ser totalmente válida e temos que estimar o coeficiente de atividade pela lei estendida de Debye-Hückel.
[pic 11]
Onde B é uma constante que pode ser interpretada como a aproximação dos íons e considerada como um parâmetro de ajuste.
Medidas de pH podem ser tomadas com auxílio de eletrodos sensíveis a atividade de íons H+. Um eletrodo de vidro, por exemplo, funciona como um eletrodo de hidrogênio, atuando como uma pilha de concentração e gerando uma diferença de potencial. Assim, podemos escrever a equação de Nernst.
[pic 12]
Onde Q é o quociente da reação, o produtório das atividades das atividades. Para o eletrodo de hidrogênio, temos:
[pic 13]
[pic 14]
Como a atividade de gases e líquidos é próxima a 1.
[pic 15]
Temos então:
[pic 16]
[pic 17]
[pic 18]
Como temos , reescrevemos:[pic 19]
[pic 20]
Sendo E0 o potencial de referência.
2. OBJETIVOS
Estabelecer uma relação entre atividade e concentração através de medidas de pH e analisar os fatores que afetam esta relação, comparando dados experimentas com dados obtidos através de equações empíricas.
3. METODOLOGIA
3.1. Materiais e reagentes
3.1.1. Materiais
2 copos de Becker de 50mL
1 copo de Becker de 250mL
2 balões volumétricos de 250mL
2 balões volumétricos de 100mL
1 bureta de 25mL
1 frasco de Erlenmeyer 125mL
2 pipetas volumétricas de 10mL
2 pipetas volumétricas de 50mL
2 pipetas graduadas de 5mL
3.1.2. Reagentes
HCl concentrado
Hac glacial
Padrão primário (básico)
Solução indicadora ácido-base
Solução tampão pH 7
Solução tampão pH 4
3.2. Procedimento experimental
3.2.1. Preparo das soluções ácidas
Em um balão volumétrico de 100 mL diluiu-se 0,57mL de ácido acético glacial PA em água destilada até completar o volume do balão. A partir da solução preparada, fez-se diluição para as concentrações de 5.10-2 mol.L-1, 1.10-2 mol.L-1, 5.10-3 mol.L-1, 1.10-3 mol.L-1, 5.10-4 mol.L-1 e 1.10-4 mol.L-1. Após, reservou-se as soluções para posterior medida de pH.
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