relatório

ALUNOS QUE REALIZARAM O EXPERIMENTO:

Objetivos

Determinar a constante de acidez do ácido acético em cinco soluções diferentes; observar que independente da concentração, o Ka tende sempre a ser semelhante.

Introdução

Há ácidos fortes e ácidos fracos, conceitos esses que estão associados à sua tendência de produção de íons em solução. Ácidos fortes são aqueles que, quando dissolvidos em água, liberam íon hidroxônio (H+) com facilidade, ou seja, um ácido como HCl, quando dissolvido, têm a molécula separada em íons, liberando H+ e íons cloretos (Cl-). Sobra muito pouco da espécie HCl em solução, porque a maior parte é utilizada na geração dos íons. A equação desta reação mencionada está representada abaixo.

Já o ácido acético, de fórmula molecular CH3COOH, (o vinagre é uma solução de ácido acético em água) é um ácido de natureza orgânica, portanto, fraco. Dessa forma, quando dissolvido em água, a maior parte do ácido permanece em sua forma molecular, e só uma pequena parte se ioniza para gerar os íons H+ e acetatos (CH3COO-).
Procedimento experimental
Materiais utilizados e reagentes
- 2 buretas;
- 2 funis;
- 2 béckers;
- 5 copinhos plásticos;
- 1 pHmetro;
- solução de CH3COOH (0,462 mol/L).
- 1 suporte universal;
- 1 pinça Castaloy.

-Em um Bécker, colocou-se cerca de 100 mL da solução padronizada de CH3COOH, sendo esta a solução mãe, possuindo uma concentração molar de 0,462 mol/L.
-Preparou-se cinco soluções diluídas de CH3COOH padronizado, utilizando os volumes indicados na 2ª e 3ª colonas do Quadro 1.

Quadro 1 – Resultados experimentais para cálculo do Ka do ácido acético
Solução
Volume de água (mL)
Volume de ácido acético (mL)
[ ] do ácido na solução pH [H+] (mol/L) (inverso negativo do log)
Ka
1
0
20

2
18
2

3
16
4

4
14
6

5
12
8

Ka médio

Volume final= 20 mL

-Após a diluição, realizou-se a medição do pH das cinco soluções utilizando o pHmetro;
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