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.