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UNIVERSIDADE DE CAXIAS DO SUL
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA
LABORATÓRIO DE QUÍMICA
PROFESSOR: ALMIR LUIS BRANCHER
CURSO: AGRONOMIA

QUÍMICA APLICADA A AGRONOMIA

DETERMINAÇÃO DE CONSTANTE DE IONIZAÇÃO (Ka) DO ÁCIDO ACÉTICO

Aluno: Luiz Augusto R dos Reis

Caxias do Sul, 27 de março de 2014

Objetivos

O procedimento tem como objetivo de demonstrar a constante de ionização (Ka) relativa a dissociação dos ácidos num sistema em equilíbrio.

Introdução teórica

Certos ácidos quando dissolvidos na água, dissociam-se quase que completamente em íons, como mostra a reação abaixo:

HNO3 ⇒ H+ + NO3- (1)

Em uma verdadeira representação do que ocorre, diz-se que o ácido reage completamente com a água, produzindo íons. Esta afirmação é representada pela equação de equilíbrio:

HNO3 (l) + H2O (l) ⇔ H3O+ (aq) + NO3- (aq) (2)

A maioria dos ácidos, entretanto, dissocia-se na água somente de uma maneira parcial, como representada pela equação (3) ou (4):

HCN ⇔ H+ + CN - (3)

HCN (aq) + H2O (l) ⇔ H3O+ (aq) + CN- (aq) (4)

Um ácido de acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, é um doador de prótons e uma base é um receptor de prótons. As duas reações abaixo, representam a transferência de um próton para a água, de um ácido forte (5) e a transferência para a água de um próton, de um ácido fraco (6). Neste caso, a água atua como uma base:

HNO3 + H2O ⇔ H3O+ + NO3- (5)

HC2H3O2 + H2 ⇔ H3O+ + C2H3O2- (6)

O íon NO3- é chamado de base conjugada do HNO3 e o íon C2H3O2- é chamado de base conjugada do HC2H3O2. Ácidos conjugados são convertidos para suas bases conjugadas pela perda de um próton.

A constante de acidez Ka é proporcional a concentração dos íons formados. Portanto, quanto maior o valor de Ka mais ionizado é o ácido, consequentemente maior a sua força.
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