Classificação força ácidos de arrhenius, Pesquisas de Engenharia Química. Universidade Federal de Santa Maria (UFSM)
Thalisia.Silva
Thalisia.Silva6 de junho de 2016

Classificação força ácidos de arrhenius, Pesquisas de Engenharia Química. Universidade Federal de Santa Maria (UFSM)

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Experimento para classificar força de acidos de Arrhenius
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OBJETIVO: Classificar ácidos de Arrhenius, quanto a sua força.

1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA:

Ácidos de Arrhenius: De acordo com a definição de Arrhenius, um ácido é um composto que, dissociado em água, libera íons de hidrogênio. Esta definição de ácidos foi formulada com base na sua teoria de ionização das substâncias em soluções aquosas. As substâncias que se dissociavam totalmente ou em parte como íons em solução aquosa eram considerados eletrólitos. Aquelas que se dissociavam totalmente eram eletrólitos fortes, as que não se dissociavam totalmente eram eletrólitos fracos.

No caso dos ácidos fortes tais como H2SO4, HNO3, HCl, HClO4, os quais se ionizam completamente em solução aquosa e fornecem íons hidrogênio (H +), a teoria de Arrhenius funcionava perfeitamente. De modo semelhante, as bases fortes como o NaOH e KOH também se ionizam completamente em solução aquosa e produzem íons hidroxilas (OH-)

No entanto, em certos casos, a teoria de Arrhenius não se aplicava bem onde a solução não era aquosa e até mesmo nestas condições onde certas substâncias com caráter ácido ou básico não forneciam íons H+ ou OH-, respectivamente. Como por exemplo, a amônia (NH3) não contém íons hidroxila, porém em solução aquosa ela pode produzir íons hidroxilas reagindo com a água:

NH3(aq) + H2O NH3HOH NH4OH NH4 + (aq) + OH- (aq) (1)

De qualquer modo, como não há evidências de que o NH4OH existe, o conceito de Arrhenius para ácidos e bases não tem sido mais considerado, nem mesmo em soluções aquosas.

Além disso, o conceito de Arrhenius promoveu a idéia errônea que dissociação iônica era indispensável para manifestação da acidez e que,

portanto, reações do tipo ácido-base não poderiam ocorrer na maioria dos solventes não aquosos e na ausência de solvente.

No caso do sal comum (NaCl), em seu estado natural (sólido) já é formado por íons (Na+ e Cl-). A água da solução separa os íons já existentes:

Na+Cl- + H2O -> Na+ + Cl-

Esta separação de íons chama-se dissociação iônica ou dissociação eletrolítica.

No caso do ácido clorídrico (HCl), o mesmo é formado por moléculas. Ao ser dissolvido em água, a mesma irá quebrar as moléculas de HCl e irá provocar a formação dos íons H+ e Cl-.

HCl + H2o -> H+ + Cl-

Esta formação de íons chama-se ionização. A ionização poderá ser mais ou menos completa, dependendo da substancia a ser ionizada.

Exemplo: HCl – de 100 moléculas em água, 92 se ionizam em H+ e Cl-

HF – de 100 moléculas em água, 8 se ionizam em H+ e F-

Grau de Ionização é uma grandeza que mede a maior ou menor extensão da ionização.

α = n1/n2 Sendo: N1 o número de moléculas dissociadas; N2 o número de moléculas dissolvidas. Exemplo: HCl – α = 92/100 = 0,92 ou 92% HF – α = 8/100 = 0,08 ou 8%

O valor de α varia de 0 a 1 ou de 0 a 100%. Quando o valor de α está próximo de zero, a substância está pouco ionizada e é chamada eletrólito fraco. Quando o valor de α está próximo de um, a substância está bastante ionizada e é chamada de eletrólito forte.

Como vimos através da prática anterior, para medir a acidez ou a basicidade de uma solução usamos uma escala de pH que varia de zero, solução muito ácida , a quatorze, solução muito básica, o pH sete indica uma solução neutra. O pH ou potencial hidrogeniônico é utilizado quando se quer exprimir concentrações muito pequenas de íons hidrogênio ou hidroxila e não se deseja fazer através de moles por litro. Este método foi proposto por Sorensen que introduziu o expoente de íon hidrogênio pH mediante as seguintes relações:

pH= log10 1/[H+] = - log10 1/[H+] ou [H+] = 10- pH

Logo pH é o logaritmo na base 10 do inverso da concentração do íon hidrogênio, ou igual ao logaritmo da concentração do íon hidrogênio com sinal negativo. A vantagem desse método é que se podem exprimir todos os estados de acidez ou basicidade, uma solução neutra, com [H+] = 10- 7 tem pH igual a 7, em uma solução acida a concentração dos íons hidrogênio excede a dos íons hidróxido, enquanto em uma solução alcalina a concentração dos íons hidróxido maior2.

Normalmente a medida de pH é feita de duas maneiras: com aparelhos eletrônicos denominados peagâmetros que captam os H presentes na solução ou com indicadores ácido – bases que são substancias que mudam de cor em certa faixa de pH, onde ocorre a viragem do indicador. Exemplos

Meio= Ácido Básico

Alaranjado de metila Vermelho Amarelo Azul de bromotimol Amarelo Azul Fenalftaleína Incolor Vermelho

Há também indicadores universais que são misturas de vários indicadores cuja cor varia gradativamente mostrando qual é o pH da solução. Outro indicador utilizado é o papel tornassol (papel impregnado com tornassol), que em solução ácida ele fica vermelho e em básica ele fica azul.

Porém, para que classifiquemos um ácido, devemos levar em consideração sua concentração molar.

A composição de uma solução é expressa pela concentração de um ou mais de seus componentes. Muitas unidades de concentração são comumente usadas; uma familiar é a percentagem em massa, também freqüente e incorretamente chamada de “percentagem de peso”. Uma garrafa de vinagre, por exemplo, poderia especificar em seu rótulo “5%”, significando que 5% da massa de alguma amostra de vinagre consiste no composto do ácido acético, o soluto principal. (Os outros 95% consistem principalmente em água).

Para nosso experimento a unidade de concentração utilizada foi a concentração molar, ou molaridade. Indica o número de soluto adicionado ao solvente emj quantidade suficiente para completar um litro de solução. Ou,

Molaridade = nº de mols de soluto nº de litros de solução

2. MATERIAL E MÉTODO:

2.1 Iniciamos o procedimento para classificar ácidos de Arrhenius, para tanto utilizamos: água destilada, amostra de soluções de ácidos, peagâmetro, copos de béquer. Colocamos 50 ml de solução de ácido sulfúrico 0,01M em um copo de béquer de 100 ml e medimos o pH com o auxilio de um peagâmetro,

mergulhamos o eletrodo na água e anotamos o resultado obtido após a estabilização do painel digital do equipamento, retiramos o eletrodo da água, limpamos e secamos cuidadosamente, procedemos a leitura das amostras de soluções ácidas da mesma forma. Ao término das leituras limpamos o eletrodo e mergulhas em solução de KCl para repouso.

3. RESULTADOS E DISCUSSÕES: Ao medirmos o pH das amostras analisadas obtivemos os seguintes

resultados: Quadro 1:

Amostra da solução: pH Solução de ácido sulfúrico 0,01M 1,35 Solução de ácido perclórico 0,01M 2,06 Solução de ácido clorídrico 0,01M 2,15 Solução de ácido fosfórico 0,01M 2,68

Solução de ácido acético 0,01M 3,60 Solução de ácido ascórbico 0,01M 4,88 Solução de ácido bórico 0,01M 6,03

3.1.ÁCIDOS FORTES: São os ácidos que possuem hidrogênios ionizáveis, dissociando-se completamente a temperatura e pressão constantes.

Solução de ácido sulfúrico 0,01M pH 1,35 – solução bastante ácida, já que seu pH é baixo e o soluto

(H2SO4) se encontra em baixa concentração com relação ao solvente. 00,01 mol - 1000ml

x - 50 ml x= 0,0005 mols de H2SO4

1 mol de H2SO4 - 98g 0,0005 mols - x x= 0,049g de H2SO4 presentes na solução

Solução de ácido perclórico 0,01M pH 2,06 – solução bastante ácida, seu ph é baixo e também sua

concentração molar de soluto em relação ao solvente.

1 mol de HClO4 - 100,5g 0,0005 mols - x x= 0,05g de HClO4 presentes na solução

Solução de ácido clorídrico 0,01M pH 2,15 – solução bastante ácida, seu ph é baixo e também sua

concentração molar de soluto em relação ao solvente.

1 mol de HCl - 36,5g 0,0005 mols - x x= 0,018g de HCl presentes na solução

Solução de ácido fosfórico 0,01M pH 2,68 – solução bastante ácida, de concentração 0,0005 mols se

soluto em 50 ml de solução sendo que: 1 mol - 98g 0,0005 mols - x x= 0,049g de H3PO4 presentes na solução

3.2.ÁCIDOS FRACOS São os ácidos que não possuem hidrogênios suficientes e por isso se ionizam em percentagens reduzidas.

Solução de ácido acético 0,01M

pH 3,6 – solução ácida, de concentração 0,0005 mols de soluto em 50 ml de solução, sendo que:

1 mol - 60g 0,0005 mols - x x= 0,03g de CH3COOH presentes na solução

Solução de ácido ascórbico 0,01M pH 4,88 – solução ácida, de concentração 0,0005 mols de soluto em 50

ml de solução, sendo que: 1 mol - 176g 0,0005 mols - x x= 0,088g de C6H8O6 presentes na solução

Solução de ácido bórico 0,01M pH 6,03 – solução ácida fraca. Quantidade de soluto constante na solução de 50 ml: 0,0005 mols

1 mol - 62g 0,0005 mols - x x= 0,031g de H3BO3 presentes na solução

4. CONCLUSÃO Com a realização destes testes novamente verificamos na prática algumas das propriedades estudadas, o que em sua maioria se mostraram verdadeiras, observamos que os resultados estão sujeitos a qualquer alteração do meio sobre tudo em relação a classificação dos ácidos quanto á sua força.

5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Russel, John B., Química Geral – Química Geral, 2ª edição (Vol. 1 e2)

Arquimedes Lavorenti. Professor Associado do Depto. de Ciências Exatas,

ESALQ/USP,– Publicação Destinada ao Ensino de Ciências - Química – 28/3/2002.

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