Equilíbrio químico de solução aquosa de ácido acético

Equilíbrio químico de solução aquosa de ácido acético

Sumário

Objetivo_______________________________________ Pg 4
Introdução_____________________________________ Pg 4
Procedimento Experimental_______________________Pg 7
Conclusão_____________________________________ Pg 9
Referências Bibliográficas_________________________Pg 9

1. Objetivo Determinar a constante de equilíbrio, em termos de concentração, da ionização do ácido acético (Ka) à temperatura ambiente e o grau de ionização do ácido () em algumas diluições do mesmo.

2. Introdução
Em meados de 1887, S. Arrhenius propôs que substâncias produtoras de íons hidrogênio em água fossem chamadas de ácidos e substâncias produtoras de íons hidroxila em água fossem chamadas de bases. De acordo com esta definição, o conceito de um ácido ou base tem sido estendido e redefinido para explicar de uma forma mais completa os termos acidez e basicidade e a participação do solvente nos equilíbrios ácido-base.
J. N. Brönsted e T. M. Lowry estabeleceram, em 1923, uma outra definição onde um ácido era tido como um doador de prótons e uma base como receptador de prótons. Esta definição provou ser de grande valia, pois conseguiu levar em conta a influência do solvente (além da água) em equilíbrios ácido-base.
Brown ainda comenta que a maioria das substâncias ácidas, são ácido fracos, devido estas ionizarem-se apenas parcialmente em soluções aquosas. E para expressar a extensão na qual o ácido fraco ioniza-se, usa-se a constante de equilíbrio para a reação de ionização, onde representa-se HA como ácido fraco.
HA (aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) ou HA (aq) H+(aq) + A-(aq), representa as reações de ionização onde o próton hidratado é representado como H3O+(aq) ou H+(aq).
Como [H2O] é solvente, omite-se este da expressão da constante de equilíbrio, que pode ser escrita como:
Ka = ou Ka = , onde o índice inferior a em Kadenota que ela é uma constante de equilíbrio