Atividade de íons H3O em solução

Atividade de íons H3O em solução

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CRISTIANE COLODEL ATIVIDADE DOS ÍONS H3O+ EM SOLUÇÃO

ATIVIDADE DOS ÍONS H3O+ EM SOLUÇÃO

Relatório apresentado na disciplina de Eletroquímica experimental, sobre a prática realizada no dia 23/03/12, na qual foi determinada a atividade de íons H3O+ em soluções de diferentes concentrações.

Profº: Dr. Jarem Raul Garcia.

1 – Introdução3
2 – Objetivos5
3 – Materiais e métodos5
a) Materiais utilizados5
b) Procedimento experimental6
4 – Resultados e discussão6
5 – Conclusões14
6 – Questões14

1 – Introdução Em uma solução ideal, admite-se que as interações entre todas as partículas que compõem a solução – as partículas do soluto e as partículas do solvente – sejam iguais, e, desta forma, todas as partículas se comportariam como se estivessem cercadas por moléculas idênticas, e não houvesse diferença entre as interações solvente-solvente, solvente-soluto e soluto-soluto. Nesta situação, as propriedades do sistema seriam expressas por meio de funções simples da composição do sistema (NETZ, ORTEGA, 2002, p. 140). Sendo assim, este comportamento somente pode ser observado, ainda de maneira aproximada, nas soluções bastante diluídas. Porém, conforme a concentração do soluto aumenta, maior será o desvio de idealidade apresentado pela solução, pois as interações entre as partículas aumentam. Este desvio pode ser compensado pela introdução do conceito de atividade no tratamento matemático do comportamento da solução real (ATKINS, DE PAULA, 2002, p. 187).

A atividade é uma espécie de medida da concentração efetiva de uma espécie em solução (SKOOG, 2006, p. 256), é uma espécie de fração molar “eficaz” deste componente (ATKINS, DE PAULA, 2002, p. 188). A atividade de uma espécie é descrita por:

na qual é a atividade, é a concentração molar e é coeficiente de atividade.

Neste experimento, as soluções em estudo são eletrolíticas, ou seja, existem íons dissolvidos na solução. Portanto, as discussões serão restritas às atividades iônicas. Nas soluções iônicas, o comportamento apresenta um desvio ainda maior da idealidade, considerando-se que a atração entre espécies carregadas eletricamente é consideravelmente maior do que as interações entre espécies neutras (NETZ, ORTEGA, 2002, p. 161-162).

Para soluções ácidas ou alcalinas, é possível medir o pH considerando-se as atividades dos íons H+ e OH-. De maneira geral, o pH é dado por porém, como aqui estamos utilizando o conceito de atividade, que é a concentração efetiva do íon em solução, o pH será calculado de maneira mais exata por

Como estamos trabalhando com um ácido forte (HCl) e um ácido fraco

(CH3COOH), é preciso lembrar também que, considerando que o ácido forte seja totalmente dissociável, a concentração de íons H+ na solução tende a ser próxima da concentração de HCl na solução, mas para o ácido fraco, esta dissociação não será total, e o cálculo da atividade dos íons H+ na solução envolverá também o grau de dissociação do CH3COOH. Portanto, para o ácido forte, temos:

Mas para o ácido fraco, temos uma dissociação parcial, definida pelo equilíbrio:

No qual existe uma constante de equilíbrio expressa por:

E para a qual existe um grau de dissociaçãoAssim, temos:

Desta forma, a equação do equilíbrio pode ser reescrita, substituindo-se as concentrações:

conhecida como Lei de Diluição de Ostwald. Conhecendo-se o valor do grau de dissociação , é possível calcular o coeficiente de atividade por

2 – Objetivos

Determinar a atividade dos íons H3O+ em soluções de um ácido fraco (ácido acético) e de um ácido forte (ácido clorídrico), em diferentes concentrações.

3 – Materiais e métodos a) Materiais utilizados:

- Hidróxido de sódio sólido; - Ftalato de potássio sólido;

- Balança analítica;

- Béqueres;

- Solução de ácido clorídrico 37%;

- Solução de ácido acético ???

- Balões volumétricos de 1L e de 100 ml;

- Erlenmeyers de 250 ml;

- Buretas de 25 ml;

- Fenolftaleína;

- Água destilada;

- Pipetas graduadas e volumétricas;

- Potes plásticos com tampa, para armazenar as soluções diluídas;

- Soluções tampão pH = 4 e pH = 7;

- pHmetro com eletrodo de vidro.

b) Procedimento experimental:

Foram preparadas três soluções, com concentração de 1 mol/L: uma solução de

HCl, uma solução de CH3COOH e uma solução de NaOH. A solução de NaOH foi preparada por um dos grupos, pesando-se 41,042g de NaOH sólido em um béquer, dissolvendo-se com água destilada, e transferindo-se esta solução para o balão volumétrico de 1L, completando-se com água destilada até a marca. Em seguida, a solução de NaOH preparada foi padronizada utilizando-se ftalato de potássio como padrão primário, pois o NaOH não pode ser considerado um padrão primário porque absorve água com facilidade e, após o contato com o ar e a umidade, não tem alto teor de pureza, pois pode sofrer reações com o CO2 e a água presentes no ar atmosférico (SKOOG, 2006, p. 416; BACCAN et. al., 1979, p.

178). A solução de HCl foi preparada por este grupo, a partir de uma solução de concentração 37%, com = 1,19 g/ml. De acordo com os valores calculados, para se preparar 1L de solução com concentração de 1 mol/L, o volume da solução a ser utilizado deveria ser de 82,8 ml, porém, devido a um erro de cálculo, foram utilizados 117,2 ml. A solução preparada foi então padronizada utilizando-se a solução padrão de NaOH.

A solução de HAc foi preparada pelo terceiro grupo, a partir de uma solução PA de ácido acético, e foi, em seguida, padronizada pelo mesmo procedimento utilizado para a padronização do HCl.

Após a padronização das soluções, foram preparadas soluções dos dois ácidos com concentrações de 1; 0,5; 0,1; 0,05; 0,01; 0,005; 0,001; 0,0005 e 0,0001 mol/L, e mediu-se o pH de cada uma das soluções ácidas por meio de um pHmetro com eletrodo de vidro.

4 – Resultados e discussão (cálculos da solução de NaOH)

Para a padronização da solução de NaOH, considerou-se a reação de neutralização entre o hidróxido de sódio e o biftalato de potássio, que é equimolar em relação aos reagentes:

KHFt (s) + NaOH (aq) KNaFt (aq) + H2O (l) Os dados experimentais obtidos nesta etapa foram:

Massa de biftalato de potássio Volume de NaOH Nº de mols de NaOH [NaOH]

Pela média aritmética, a concentração calculada para a solução de NaOH é de 0,992 mol/L.

A partir da titulação com a solução de NaOH padronizada, foram padronizadas também as soluções ácidas. A solução de HCl foi padronizada considerando-se a reação, também equimolar:

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l) Nesta etapa, os dados obtidos foram os seguintes:

Calculando-se a média aritmética, obteve-se a concentração de 1,453 mol/L para a solução de HCl. Esta grande diferença entre a concentração pretendida, que era de 1 mol/L, e a concentração obtida deveu-se a um erro de cálculo do volume necessário para o preparo da solução.

Para a padronização do ácido acético, seguiu-se o mesmo procedimento utilizado para o HCl, considerando-se a equação:

CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l) Os dados obtidos nesta etapa foram:

Como todos os resultados foram idênticos, tem-se uma concentração de 0,992 mol/L.

Após a padronização, as soluções com diferentes concentrações foram preparadas a partir da solução padronizada, em balões de 100 ml, tomando-se os seguintes volumes da solução inicial para a preparação das soluções de ácido clorídrico e de ácido acético:

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