AL 2.1 - Constante de acidez

2ª Versão

Objetivo geral: Determinar uma constante de acidez de um ácido fraco monoprótico por medição do pH de uma solução aquosa de concentração conhecida desse ácido.

esta atividade laboratorial pretende-se dar resposta às seguintes questões-problema:

  • Como determinar experimentalmente a constante de acidez de um ácido fraco monoprótico por edição do pH de uma solução aquosa de concentração conhecida desse ácido?
  • Qual o valor de Ka, do ácido acético? Será que o valor de Ka depende da concentração do ácido?

 

Sugestões do Programa

A constante de acidez deve ser determinada a partir dos valores de pH medidos e da concentração inicial de cada uma das soluções. Devem usar‑se pelo menos três soluções com concentrações diferentes por grupo de trabalho, por exemplo, soluções de ácido acético, 0,100 mol/dm3, 0,050 mol/dm3 e 0,010 mol/dm3.

Pode usar‑se uma base em vez de um ácido, mantendo‑se os mesmos objetivos e descritores, com as necessárias modificações.

Metas específicas e transversais

Metas específicas a atingir com a AL

1.  Medir os valores de pH das soluções, para uma mesma temperatura.

2.  Determinar o valor da constante de acidez a partir do pH e da concentração inicial de cada uma das soluções.

3.  Comparar os valores obtidos da constante de acidez com valores tabelados e avaliar os resultados.

 

Metas transversais

Aprendizagem do tipo processual:

  • Identificar material e equipamento de laboratório e manuseá‑lo corretamente, respeitando regras de segurança e instruções recebidas.

  • Identificar equipamento de proteção individual.

  • Adotar as medidas de proteção adequadas a operações laboratoriais, com base em informação de segurança e instruções recebidas.

  • Selecionar material de laboratório adequado a um trabalho laboratorial.

  • Executar corretamente  técnicas laboratoriais.

  • Identificar aparelhos de medida, analógicos e digitais, o seu intervalo de funcionamento e a respetiva incerteza de leitura.

  • Efetuar medições utilizando material de laboratório analógico, digital ou de aquisição automática de dados.

  • Representar  um conjunto de medidas experimentais em tabela, associando‑lhes as respetivas incertezas de leitura dos aparelhos de medida utilizados.

 

Aprendizagem do tipo conceptual:

  • Identificar o objetivo de um trabalho prático.

  • Interpretar e seguir um protocolo.

  • Conceber uma tabela de registo de dados adequada ao procedimento.

Utilizar regras de contagem de algarismos significativos.

 

Questões Pré-laboratoriais

1. Coloque as soluções aquosas dos ácidos monopróticos referenciados na tabela seguinte. de igual concentração, por ordem crescente de valor de pH.

2. A 25 ºC, dissolveu-se 0,20 mol de um ácido monoprótico fraco, HA. em 1,0 dm3 de água destilada.

Após atingido o equilíbrio químico, mediu-se o pH da solução registando-se o valor de 5,05.

Determine o valor de Ka deste ácido à temperatura considerada e, consultando a tabela anterior, identifique o ácido.

3. Pretende-se, com esta atividade laboratorial. determinar experimentalmente o valor da constante de ionização, Ka, do ácido etanoico ou ácido acético (CH3COOH), a partir de medições do pH de soluções aquosas desse ácido de concentrações 0,100 mol dm-3, 0,050 mol dm-3 e 0,010 mol dm-3.

3.1. Traduza, por uma equação química, a reação de ionização do ácido etanoico em solução aquosa.

3.2. Sugira uma planificação da AL a implementar, de forma a dar resposta às questões-problema usando como ácido fraco monoprótico o ácido acético, com as concentrações referidas no enunciado da questão 3.. Identifique as variáveis a controlar e as regras de segurança a ter em conta durante a execução da atividade.

3.3. Discuta a sua planificação com o(a) professor(a) e com o grupo-turma e altere/adapte, se necessário, a sua proposta.

Proposta de execução da AL

Material e equipamento por grupo de trabalho

• 1 balão volumétrico de 50 ml

• Solução de ácido etanoico (acético) de concentração

• 1 pipeta graduada com pompete ou macrocontrolador 1,00 mol dm-3 (solução concentrada)

• Pipeta conta-gotas

• 1 funil de vidro

• Esguicho com água destilada

• 2 gobelés

• Medidor de pH digital

• Termómetro

• Solução de ácido etanoico (acético) de concentração 1,00 mol dm-3 (solução concentrada)

 

Procedimento experimental

Parte A - Preparação das soluções de ácido etanoico (acético)

Cada grupo de alunos deverá preparar apenas uma das três soluções. por diluição de uma solução previamente preparada pelo professor de concentração 1,00 mol dm-3 (solução concentrada).

 

Parte B - Medição dos valores de pH

1.

2. Medir o valor da temperatura.

3. Usando o medidor de pH digital, medir o valor do pH da solução.

4. Informar, por parte do representante de cada um dos grupos, os valores da temperatura e do pH medidos aos restantes grupos.

5. Registar os dados recolhidos numa tabela.

6. Calcular o valor da constante de acidez, Ka, do ácido em estudo a partir dos dados recolhidos.

 

Registo de dados

Apresente os resultados das medições respeitando o número correto de algarismos significativos e tendendo à incerteza experimental associada à leitura no aparelho de medida:

Temperatura = ( ____ ± ____) ºC

pH = ( ___ ± ___ )

 

 

Tratamento de resultados

  • Apresente os cálculos necessários à preparação da solução diluída a partir da solução concentrada.
  • Determine, apresentando todos os cálculos necessários, o valor experimental de Ka. Apresente o resultado com o número correto de algarismos significativos.

 

Conclusões

  • Apresente a resposta às questões-problema.

• Determinou‑se experimentalmente o valor da Ka de um ácido fraco monoprótico, o ácido acético, a partir da medição de pH da solução aquosa do ácido de concentração conhecida. Conhecido o valor do pH,determina‑se a concentração hidrogeniónica, [H3O+], da solução. Dado que essa concentração é igual à concentração do anião (no caso desta AL, o ião acetato), de acordo com a estequiometria  da reação é possível calcular o valor de Ka.

• O valor de Ka do ácido acético obtido experimentalmente  à temperatura de 15,0 °C, nos três ensaios, foi 1,6 x 105.

• Como se usaram três soluções do mesmo ácido com concentrações diferentes e o valor de Ka obtido foi igual, pode concluir‑se que o valor de Ka do ácido não depende da concentração do mesmo.

 

Reflexões

  • A tabela seguinte indica os valores teóricos (valores de referência) de Ka do ácido acético, a diferentes temperaturas.
  • Sugira propostas fundamentadas de melhoria/alterações do protocolo de forma a aproximar o valor experimental do valor real/teórico/tabelado.

• O valor de Ka obtido experimentalmente afasta‑se ligeiramente do valor teórico à temperatura a que foi realizada a atividade (1,6 × 10-5 e 1,746 × 10-5, respetivamente). As causas para este desvio poderão dever‑se:

– a uma má calibração dos instrumentos de medida, nomeadamente, o medidor de pH digital (erro sistemático);

– a erros do operador, nomeadamente, na leitura do pH ou na preparação da solução diluída (erros aleatórios).

Assim no sentido de reduzir a influência dos erros aleatórios, cada grupo poderia, por exemplo:

– medir três vezes o valor do pH para cada solução e considerar o valor médio como valor mais provável;
e/ou
– preparar três soluções de igual concentração e medir o valor do pH para cada uma delas. Considerar o valor médio como valor mais provável.

 

Comunicação de resultados/conclusões e reflexões

Apresente as suas conclusões e reflexões ao grupo-turma.

Questões pós-laboratoriais

A legislação portuguesa estabelece, em relação ao fabrico do vinagre comercializado em Portugal, várias normas. Uma delas refere que a concentração de ácido deverá ser igual ou superior a 6% (que equivale à massa de ácido acético/100 ml de solução), para o caso dos vinagres de vinho, e igual ou superior a 5% para os restantes vinagres. O ácido acético é o ácido maioritário no vinagre. No entanto, o vinagre também pode conter outros ácidos, em menor concentração, como, por exemplo, o ácido tartárico (no caso do vinagre de vinho) ou o ácido cítrico (ácido frequente em vinagres de frutos).

O seguinte rótulo refere-se a uma marca de vinagre de vinho branco. Este vinagre português apresenta no seu rótulo a informação 6%, que se refere ao grau de acidez do vinagre.

Com o objetivo de verificar a eventual presença de outros ácidos além do ácido acético mediu-se o pH com um medidor de pH. A temperatura da amostra analisada foi de 25 ºC.

O valor da constante de ionização (Ka) obtido foi de 2,83 x 10-5.

1. Indique, justificando, se esta amostra de vinagre contém outros ácidos para além do ácido acético.

2. Faça uma estimativa do valor de pH medido.

3. Além do ácido acético, que é o principal ácido encontrado no vinagre, encontrou-se também ácido tartárico, com concentração entre 0,20 e 1,88 g L-1. Considerando que o valor do Ka para o ácido tartárico é 9,2 x 10-4, escolha a opção que completa corretamente a seguinte frase.

A presença do ácido tartárico no vinagre ...

(A) ... atua no sentido de elevar o valor da constante de ionização determinada na atividade.

(B) ... atua no sentido de diminuir o valor da constante de ionização determinada na atividade.

(C) ... não influencia o valor da constante de ionização determinada na atividade.

(D) ... não influencia o valor do pH.

4. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Um vinagre com 5% de acidez ...

(A) ... contém ácido acético com uma constante de acidez maior do que um vinagre com 6% de acidez, à mesma temperatura.

(B) ... contém ácido acético com uma constante de acidez menor do que um vinagre com 6% de acidez, à mesma temperatura.

(C) ... possui um pH menor do que o pH do vinagre com 6% de acidez. à mesma temperatura.

(D) ... possui um pH maior do que o pH do vinagre com 6% de acidez, à mesma temperatura.

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