UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO JOÃO DEL-REI

CAMPUS ALTO PARAOPEBA

Determinação de Constantes de Equilíbrio

Químico

Eduarda Bovolenta de Faria / 094550025

Otávio Henrique Campos Hamdan / 094550023

Patrícia de Castro Resende / 094550032

Priscila Guimarães Moreira Soares / 094550045

Raíssa Fernanda Soares Costa / 094550044

Relatório apresentado ao curso de Engenharia

Química na disciplina Química Analítica sob

responsabilidade do professor André Aguiar.

Ouro Branco / MG

(Abril de 2011)

RESUMO

Algumas substâncias em solução se ionizam e formam íons. A medição do pH é embasado

na formação do íon H+ em solução, e pode ser feita usando o pHmetro ou a fita indicadora de pH. Já

o pOH é embasado na formação de íons OH- em solução. Através dos valores de pH, é possível

estabelecer uma relação com a constante de ionização da substância e comparar o valor encontrado

experimentalmente com o valor da literatura. Muitas vezes, os valores comparados não são

próximos por um possível erro do pHmetro, ou até mesmo devido a contaminação (interferentes) da

solução.

INTRODUÇÃO

O equilíbrio químico é o estágio final de uma reação reversível na qual a velocidade da

reação direta é igual à velocidade da reação inversa e, as concentrações de todas as substâncias

participantes permanecem constantes. O equilíbrio é dinâmico e espontâneo. As concentrações dos

reagentes e produtos permanecem constantes, mas não são necessariamente iguais. [1,2]

Os eletrólitos fracos incluem os ácidos e bases fracas, assim como certos sais, que não

dissociam-se totalmente em solução aquosa. Nas soluções dessas substâncias, há um equilíbrio entre

as espécies não dissociadas e seus íons correspondentes. Em geral, para qualquer ácido fraco, HA, a

reação de dissociação simplificada é HA H+ + A- e a constante de dissociação do ácido (Ka)

será dada por Ka = ([H+][A-])/[HA]. [3]

Este mesmo tratamento pode ser aplicado às bases fracas. Normalmente, essas substâncias

reagem com a água e capturam um íon hidrogênio. Em geral, para qualquer base fraca B o

equilíbrio de ionização pode ser escrito como B + H2O BH+ + OH- e a constante de

ionização da base (Kb) para esta reação é Kb = ([BH+][OH-])/[B]. [3]

Os sais também têm uma constante associada a sua reação com água, é o Kh que é a

constante de hidrólise ou constante hidrolítica. As constantes de hidrólise raramente são dadas em

tabelas, uma vez que é muito fácil calcular seus valores a partir de outros dados, como através do

Kw, Ka e Kb. [2]

A extensão em que um ácido ou uma base fraca sofre ionização, bem como o valor da

constante de ionização, deve ser determinada experimentalmente. Um modo de se conseguir isto é

medir o pH de uma solução preparada pela dissolução de uma quantidade conhecida do ácido ou da

base fraca, em um dado volume da solução. [3]

Inúmeros voltímetros digitais de alta resistência, os pHmetros, estão no mercado. Esses

medidores poderiam ser mais apropriadamente denominados pÍon metros ou íon-metros, uma vez

que eles são igual e freqüentemente utilizados em medidas de concentrações de outros íons. Os

eletrodos do aparelho são mergulhados diretamente na solução a ser testada e na escala do painel o

pH é mostrado. Os íons-metros modernos são instrumentos digitais e são capazes de atingir precisão

da ordem de 0,001 a 0,005 unidades de pH. Raramente se torna possível medir-se o pH com um

grau de exatidão comparável. A fita indicadora é outra forma de medir o pH, no entanto menos

precisa que o pHmetro, e normalmente utilizada quando se quer saber apenas uma faixa na qual o

pH se encontra. [3,4]

A escala de pH foi feita para expressar um grande intervalo de acidez de uma maneira mais

conveniente. O pH é definido como o logaritmo negativo da concentração hidrogeniônica (ou do

íon hidrônio): pH = –log [H+]. A relação pOH + pH = 14, é muito importante, pois quando se tem

em solução a formação de OH-, primeiro calcula-se o pOH, que é o logaritmo negativo da

concentração hidroxiliônica. [2]

OBJETIVOS

Medir o pH das soluções propostas utilizando pHmetro e papel indicador, calcular as

constantes de ionização de ácidos e bases e constantes de hidrólise de sais, observar os desvios, e

comparar os valores encontrados com os valores da literatura.

METODOLOGIA

Colocou-se em um béquer 40 mL de solução de ácido acético 0,1 mol L -1 e mediu-se o pH

da solução com o auxílio de uma fita indicadora de pH. Em seguida, mediu-se novamente o pH da

solução utilizando um pHmetro. Anotou-se os dois valores de pH da solução e compartilhou-se o

resultados com os outros grupos. Da mesma forma, outros grupos fizeram o procedimento acima

utilizando soluções 0,1 mol L-1 de ácido clorídrico, 0,1 mol L-1 de hidróxido de sódio, 0,1 mol L-1 de

acetato de sódio, 0,1 mol L-1 de cloreto de amônio e 0,1 mol L-1 de hidróxido de amônio, para que

com esses valores de pH fosse possível calcular as constantes de equilíbrio das soluções.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

Para realizar este experimento decidiu-se que cada grupo ficaria responsável por fazer a

medição do pH, com o pHmetro e com a fita indicadora, de uma determinada substância. Cada

grupo fez o procedimento e anotou no quadro os valores encontrados. O pH para o ácido acético,

verificado com o auxílio da fita indicadora, foi de 3, enquanto que o valor encontrado no pHmetro

foi de 2,45. Como proposto, anotou-se os valores no quadro. Com todos os valores necessários, foi

possível fazer a Tabela 1, que segue abaixo.

Medição no pHmetro

Medição com papel indicador

de pH

Ácido clorídrico (HCl) 1,00 1

Hidróxido de sódio (NaOH) 13,28 13

Ácido acético (CH3COOH) 2,45 3

Hidróxido de amônio (NH4OH) 11,11 10

Cloreto de amônio (NH4Cl) 5,62 7

Acetato de sódio (CH3COO- Na+) 8,09 8

Tabela 1 – Valores de pH encontrados para cada substância no pHmetro e na fita indicadora.

Com os valores apresentados na tabela precedente, é possível calcular K a (constante de

acidez), Kb (constante de basicidade) ou Kh (constante de hidrólise) dependendo da substância.

Ácido clorídrico (HCl)

HCl(aq) H+(aq) + Cl-

(aq)

Início

Estequiometria

Equilíbrio

0,1 mol.L-1

x

0,1 – x

-

x

x

-

x

x

Tabela 2 – Ionização do ácido clorídrico em solução

Como o HCl libera H+ em solução, mede-se a constante de acidez (Ka):

Ka = [H+].[Cl-] / [HCl] = x² / (0,1 – x)

- pHmetro = fita indicadora: pH 1,00

pH = - log [H+] = 1,00

101,00 = 1/[H+]

[H+] = x = 0,1 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de H+, pode-se concluir que todo HCl dissociou-se

em H+ e Cl-. Por vias de determinação do Ka , será necessário considerar que quase todo o HCl se

dissocia, então supõe-se que o valor de x é 0,09 mol.L-1. Fazendo essa consideração, tem-se que:

Ka = x²/(0,1 – x) = (0,09)²/(0,1-0,09) = 0,81

O valor de Ka encontrado na literatura para o ácido clorídrico é da ordem de 107, que é bem distante

do valor encontrado no experimento. Muito embora, aproximando o valor de x a 0,1 temos um

crescimento no valor do Ka, se aproximando então do valor da literatura. Essa discrepância entre os

valores pode também evidenciar que o pHmetro estava possivelmente desregulado. Enquanto a fita

indicadora, pode-se afirmar que é um método de aferição de pH menos preciso, mais válido para

uma avaliação inicial para verificar a faixa na qual o pH está. [5]

Hidróxido de sódio (NaOH)

NaOH(aq) OH-(aq) + Na+

(aq)

Início

Estequiometria

Equilíbrio

0,1 mol.L-1

x

0,1 – x

-

x

x

-

x

x

Tabela 3 – Ionização do hidróxido de sódio em solução

Como o NaOH libera OH- em solução, mede-se a constante de basicidade (Kb):

Kb = [OH-].[Na+] / [NaOH] = x² / (0,1 – x)

- pHmetro = pH 13,28

pH + pOH = 14

13,28 + pOH = 14

pOH = 0,72

pOH = - log [OH-] = 0,72

100,72 = 1/[OH-]

[OH-] = x = 0,19055 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de OH-, pode-se notar um possível erro de

aferição no pHmetro. Isso porque produziu-se mais OH- do que era possível, pois só tinha 0,1

mol.L-1 inicialmente de NaOH. O cálculo do Kb, mesmo que errôneo, segue abaixo:

Kb = x²/(0,1 – x) = (0,19055)²/(0,1- 0,19055) = - 4,01x10-1

O valor de Kb encontrado na literatura para o hidróxido de sódio é de aproximadamente 4,

que é bem distante do valor encontrado no experimento. Essa discrepância entre os valores

evidencia que o pHmetro estava possivelmente desregulado ou a solução apresenta um interferente.

[5]

-fita indicadora: pH 13

pH + pOH = 14

13 + pOH = 14

pOH = 1

pOH = - log [OH-] = 1

101 = 1/[OH-]

[OH-] = x = 0,1 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de OH-, vê-se que todo o NaOH ionizou-se.

Similarmente ao feito para o HCl, considera-se que x seja 0,09 mol.L -1 para fins de cálculos, já que

considerando x com o valor de 0,1 mol.L-1, o cálculo do Kb não poderá ser feito já que o

denominador será zero.

Kb = x²/(0,1 – x) = (0,09)²/(0,1- 0,09) = 0,81

Esse valor encontrado é diferente do que pode-se ver na literatura. O valor da literatura é

aproximadamente 4. Essa diferença é justificada pela menor precisão do papel indicador de pH.

Ácido acético (CH3COOH)

CH3COOH (aq) H+(aq) + CH3COO-

(aq)

Início

Estequiometria

Equilíbrio

0,1 mol.L-1

x

0,1 – x

-

x

x

-

x

x

Tabela 4 – Ionização do ácido acético em solução

Como o CH3COOH libera H+ em solução, mede-se a constante de acidez (Ka):

Ka = [H+].[ CH3COO-] / [CH3COOH] = x² / (0,1 – x)

- pHmetro = pH 2,45

pH = - log [H+] = 2,45

102,45 = 1/[H+]

[H+] = x = 3,55 x 10-3 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de H+, pode-se calcular o valor do Ka para o ácido

acético:

Ka = x²/(0,1 – x) = (3,55x10-3)²/(0,1-3,55x10-3) = 1,31x10-4

O valor de Ka encontrado na literatura para o ácido acético é de 1,8x10-5 à 25°C, que é

razoavelmente próximo ao valor encontrado através do experimento. [3]

- fita indicadora = pH 3

pH = - log [H+] = 3

103 = 1/[H+]

[H+] = x = 1,0 x 10-3 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de H+, pode-se calcular o valor do Ka para o ácido

acético:

Ka = x²/(0,1 – x) = (1,0 x 10-3)²/(0,1-1,0 x 10-3) = 1,01 x 10-5

Como já explicitado, o valor de Ka encontrado na literatura para o ácido acético é de 1,8 x

10-5 à 25°C, que é mais próximo ao valor encontrado experimentalmente pela fita indicadora do

que pelo pHmetro.

Hidróxido de amônio (NH4OH)

NH4OH(aq) OH-(aq) + NH4

+(aq)

Início

Estequiometria

Equilíbrio

0,1 mol.L-1

x

0,1 – x

-

x

x

-

x

x

Tabela 5 – Ionização do hidróxido de amônio em solução

Como o NH4OH libera OH- em solução, mede-se a constante de basicidade (Kb):

Kb = [OH-].[NH4+] / [NH4OH] = x² / (0,1 – x)

- pHmetro = pH 11,11

pH + pOH = 14

11,11 + pOH = 14

pOH = 2,89

pOH = - log [OH-] = 2,89

102,89 = 1/[OH-]

[OH-] = x = 1,288 x 10-3 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de OH-, é possível calcular o Kb do hidróxido de

amônio:

Kb = x²/(0,1 – x) = (1,288 x 10-3)²/(0,1- 1,288 x 10-3) = 1,681x10-5

O valor de Kb encontrado na literatura para o hidróxido de amônio é de 1,8x10-5 à 25°C, que

é bem próximo do valor encontrado no experimento. [4]

-fita indicadora: pH 10

pH + pOH = 14

10 + pOH = 14

pOH = 4

pOH = - log [OH-] = 4

104 = 1/[OH-]

[OH-] = x = 1,0 x 10-4 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de OH-, calcula-se o Kb segundo o pH encontrado

na fita indicadora:

Kb = x²/(0,1 – x) = (1,0 x 10-4)²/(0,1-1,0 x 10-4) = 1,0 x 10-7

Esse valor encontrado é também relativamente próximo ao valor da literatura, que é 1,8x10-5

à 25°C.

Cloreto de amônio (NH4Cl)

NH4Cl(aq) NH4OH(aq) + H+(aq)

Início

Estequiometria

Equilíbrio

0,1 mol.L-1

x

0,1 – x

-

x

x

-

x

x

Tabela 6 – Ionização do cloreto de amônio em solução

O NH4Cl é hidrolisado em solução, pois é um sal. Então mede-se a constante de hidrólise (Kh):

Kh = Kw/Kb = [NH4OH].[H+] / [NH4Cl] = x² / (0,1 – x)

- pHmetro = pH 5,62

pH = - log [H+] = 5,62

105,62 = 1/[H+]

[H+] = x = 2,40 x 10-6 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de H+, é possível calcular o Kh e o Kb do hidróxido

de amônio:

Kh = Kw/Kb= 1,0x10-14/Kb = x²/(0,1 – x) = (2,40 x 10-6)²/(0,1-2,40 x 10-6) = 5,76x10-11

Então o Kh encontrado para o sal é 5,76x10-11, e o Kb do hidróxido de amônio, segundo o

experimento, corresponde a 1,74x10-4. O valor de Kh não é facilmente encontrada na literatura, mas

é facilmente calculado. O Kh do NH4Cl equivale a razão entre Kw e o Kb do hidróxido de amônio. O

Kw = 1,0x10-14 e o Kb do hidróxido de amônio é 1,8x10-5. Portanto o Kh do cloreto de amônio

encontrado na literatura é 5,56x10-10 a 25°C. O valor experimental é relativamente próximo ao

encontrado na literatura. [4]

-fita indicadora: pH 7

pH = - log [H+] = 7

107 = 1/[H+]

[H+] = x = 1,0 x 10-7 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de H+, é possível calcular o Kh e o Kb do hidróxido

de amônio:

Kh = Kw/Kb= 1,0x10-14/Kb = x²/(0,1 – x) = (1,0 x 10-7)²/(0,1-1,0 x 10-7) = 1,00x10-13

Então o Kh encontrado para o sal quando usou-se o papel indicador de pH é 1,00x10-13, e o

Kb do hidróxido de amônio corresponde a 0,1. O valor na literatura do Kh do cloreto de amônio é

5,56x10-10 à 25°C, que já não é tão próximo ao valor experimental como foi o pH encontrado pelo

pHmetro.

Acetato de sódio (CH3COO-Na+ = NaAc)

NaAc(aq) OH-(aq) + HAc(aq)

Início

Estequiometria

Equilíbrio

0,1 mol.L-1

x

0,1 – x

-

x

x

-

x

x

Tabela 7 – Ionização do acetato de sódio em solução

Como o NaAc é um sal, calcula-se a constante de hidrólise, Kh:

Kh = Kw/Ka = [OH-].[HAc] / [NaAc] = x² / (0,1 – x)

- pHmetro = pH 8,09

pH + pOH = 14

8,09 + pOH = 14

pOH = 5,91

pOH = - log [OH-] = 5,91

105,91 = 1/[OH-]

[OH-] = x = 1,23 x 10-6 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de OH-, é possível calcular o Kh do sal:

Kh = 1,0x10-14/Ka = (1,23 x 10-6)² / (0,1 – 1,23 x 10-6) = 1, 513 x10-11

O valor do Ka experimental do ácido acético pode ser encontrado com a manipulação da

equação acima, achando o valor de 6,61x10-4. O valor de Kh literal é facilmente calculado. O Kh do

NaAc equivale a razão entre Kw e o Ka do ácido acético. O Kw = 1,0x10-14 e o Ka do ácido acético é

1,8x10-5. Portanto o Kh do acetato de sódio encontrado na literatura é 5,56x10-10 a 25°C. O valor

experimental é relativamente próximo ao encontrado na literatura. [3]

-fita indicadora: pH 8

pH + pOH = 14

8 + pOH = 14

pOH = 6

pOH = - log [OH-] = 6

106 = 1/[OH-]

[OH-] = x = 1,0 x 10-6 mol.L-1

Com esse valor encontrado de quantidade de OH-, é possível calcular o Kh do sal:

Kh = 1,0x10-14/Ka = (1,0 x 10-6)² / (0,1 – 1,0 x 10-6) = 1,0 x10-11

O valor do Ka experimental do ácido acético pode ser encontrado com a manipulação da

equação acima, achando o valor de 1,0x10-3. O valor na literatura do Kh do cloreto de amônio é

5,56x10-10 à 25°C, que é mais próximo ao valor experimental encontrado com o uso do papel

indicador de pH do que o valor de pH encontrado no pHmetro.

CONCLUSÃO

No fim do trabalho prático, pode-se concluir que a dispersão das medidas de pH em relação

a literatura ocorreram, possivelmente, devido a dois fatores. O primeiro é o fato de que a fita

indicadora de pH é menos precisa que o pHmetro, servindo apenas para uma avaliação inicial da

amostra, enquanto que o pHmetro é mais preciso, pois é calibrado para se ajustar as condições do

meio além de utilizar mais algarismos significativos. No entanto, no experimento nem sempre o

pHmetro foi mais preciso, trazendo então o segundo fator que é a hipótese do aparelho estar

desregulado ou a solução estar contaminada com algum interferente. Contudo, a medição do pH e o

conhecimento da constante de equilíbrio é importante, de modo geral, para conhecimento quando se

quer avaliar e interpretar os vários aspectos da composição de um sistema em equilíbrio. Constitui

um parâmetro importante, inclusive para indústria, para por exemplo, para garantir a eficiência da

reação.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

[1] RUSSELL, John B. Química geral. São Paulo, Editora Makron Books, 2.ed, v.2., 2006.

[2] EQUILÍBRIO QUÍMICO. Disponível em: < http://www.infopedia.pt/$equilibrio-quimico>.

Acessado em: 01 de abril de 2011.

[3] BRADY, James E; HUMISTON, Gerard E. Química geral. Rio de Janeiro, Editora LTC, 2.ed.,

v.2., 2007.

[4] SKOOG, Douglas A.; et al. Fundamentos de química analítica. São Paulo, Editora Thomson

Laerning, 2007.

[5] VOGEL QUALITATIVE INORGANIC ANALYSIS. Disponível em:

<http://www.ebah.com.br/vogel-qualitative-inorganic-analysis-5thed-pdf-a112156.html>. Acessado

em: 04 de abril e 2011.