acido acetico, Notas de estudo de Engenharia Química

Baixe acido acetico e outras Notas de estudo em PDF para Engenharia Química, somente na Docsity! 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 Ka denota que ela é uma constante de equilíbrio para a ionização de um ácido, logo Ka é chamada de constante de dissociação ácida. Uma das formas para descobrir se a substância tem caráter de ácido forte ou fraco, seria medindo-se o Ka, pois segundo Brown, a grandeza Ka indica a tendência de o ácido ionizar-se em água e quanto maior o valor de Ka, mais forte o ácido. A tabela que segue, mostra a diferença de alguns ácidos em relação ao Ka: ácido Forte ácido Fraco ácido Fórmula estrutural Base conjugada Fórmula molecular Ka Fluorídrico F- HF 6,8 x10-4 Nitroso NO2- HNO2 4,5 x10-4 Benzóico C7H5O2- C6H5CO2H 46,3 x10-5 Acético C2H3O2- CH3CO2H 1,8 x10-5 Hipocloroso ClO- HOCl 3,0 x10-8 Cianídrico CN- HCN 4,9 x10-10 Fenol C6H5O- HC6H5O 1,3 x10-10 TABELA 1. Alguns ácidos em água a 25º C. O próton que ioniza-se está mostrado em azul. Outra forma de saber se uma substância tem caráter ácido ou básico seria medindo-se o pH da substância, pois os químicos desenvolveram uma escala de pH que vai de 0 a 14. A substância é ácida quando possui pH entre 0 à 7, básica quando está entre 7 à 14 e neutra quando o pH é igual a 7, ou seja, nem ácido nem básico. Também pode-se medir as concentrações típicas de H3O+ e OH- . Químicos utilizam uma escala logarítmica que fornece um comprimento igual Química Experimental – Engenharia Química PAGE 1 na escala para cada potência de 10 da concentração de H3O+. Assim é definida a variável chamada pH, onde: pH = -log [ H3O+] ou [ H3O+] = 10-pH Se um ácido se dissocia totalmente em solução, a concentração do íon hidrogênio, e pH, será medida da quantidade total na solução. Para um ácido forte tem-se: [H3O+] = C pH = - logC = PC onde C é a concentração molar do ácido forte em solução. Essa relação é verdadeira para ácidos fortes como HClO4, HCl e HNO3. Contudo, se o ácido é monoprótico fraco, ele não estará totalmente dissociado e a concentração do íon hidrogênio, ou pH. Precisa-se também conhecer a constante de dissociação Ka, comentanda anteriormente. É possível determinar C medindo a quantidade de uma base forte, como por exemplo NaOH, que é necessária para reagir totalmente com uma amostra do ácido. Isto é chamado de titulação ácido-base. A base é adicionada a partir de uma bureta, e assim, conhecendo-se a concentração da base e o volume necessário para titular o ácido, é possível calcular a quantidade total de ácido fraco em solução. Ácido acético Ácido acético ou ácido etanóico, de fórmula C2H4O2, em uma solução aquosa atua como ácido fraco. O ácido acético puro recebe o nome de ácido acético glacial, devido ao fato de se congelar a temperaturas ligeiramente mais baixas que a temperatura ambiente, em torno de 16ºC. Quando misturado com água, solidifica-se a temperaturas muito mais baixas. Este ácido é solúvel em água e em numerosos solventes orgânicos, como o álcool e o éter. Sua ionização pode ser observada pela reação abaixo: O ácido acético é um gás incolor, de cheiro penetrante, de sabor azedo. É de longe o mais importante de todos os ácidos carboxílicos e prepara-se por oxidação, pelo ar, de vários hidrocarbonetos ou do aldeído acético. Pode ser obtido pela ação do ar sobre soluções de álcool, em presença de certa classe de bactérias como a Bacterium aceti. As soluções diluídas (de 4 a 8%) preparadas deste modo a partir do vinho, sidra ou malta constituem o que conhecemos como vinagre. O ácido acético concentrado se prepara industrialmente mediante distintos processos, como a reação de metanol (álcool metílico) e de monóxido de carbono (CO) em presença de um catalisador, ou pela oxidação do etanal (acetaldeído). Tem um ponto de ebulição de 118 °C e um ponto de fusão de 17 °C. Além de ser usado na alimentação como vinagre, o ácido acético é utilizado na produção de acetato de vinila, do qual se obtém o plástico PVA; de anidro acético e cloreto de acetila, importante para a síntese orgânica; de ésteres, solventes, essências, perfumes, dentre outros. Por sua ação desincrustante, também se é utilizado no lavado químico de Equipamentos de Diálise, em diluições que vão de 2,5% a 5% dependendo da recomendação do fabricante, e como ação complementar o ácido acético funciona como bactericida. OBJETIVO Química Experimental – Engenharia Química PAGE 1 O peso obtido em 10mL de ácido acético foi de 9.729g. Ao adicionar as gotas de azul de timol observou-se novamente a cor amarela na solução. Adicionou-se a metade do volume de hidróxido de sódio anteriormente utilizado no processo de titulação, ou seja, 2,95mL. Fazendo com que produzisse uma solução semineutralizada. Feito isto, observou-se que a coloração da solução ainda se encontrava amarela, porém em um tom mais claro, significando que o pH ainda não havia sido neutralizado. O pH medido foi de 4,35. O valor do pKa do ácido foi obtido através dos cálculos a seguir: Ka = 1,8 . 10-5 (informação obtida da tabela que se encontra na introdução) pKa = - log Ka pKa = 4,7 Pode-se observar que o valor do pKa obtido é bem próximo ao valor real do pH da solução. Sendo o cálculo do Ka, Ka = , e sabendo que ácidos fracos têm baixo grau de ionização, pode-se perceber que a concentração do ácido ([HA]) é quase igual à concentração do ânion ([A-]), uma vez que a concentração de H3O+ é pouca. Portanto, [HA] e [A-] praticamente se anulam, restando [H3O+]. Como pKa = - log Ka, e Ka = [H3O+], então pKa = pH, para ácidos fracos, como é o caso do ácido acético. CONCLUSÃO Pode-se concluir que o ácido acético é mais conhecido e empregado na sua forma impura, o vinagre. Sendo do grupo dos Ácidos carboxílicos, ele é um ácido fraco, uma vez que seu grau de ionização é aproximadamente 3%. Por ser um ácido monoprótico, ele ioniza em solução aquosa produzindo um único próton (H+) por molécula. Quando titulado com o hidróxido de sódio neutraliza-se, aumentando o pH da solução formada. De mesma maneira pode-se concluir que quanto maior o pKa de um ácido, mais fraco este será. No caso de ácidos fracos, como o ácido acético, o valor do pKa tende a ser igual ao valor de seu pH devido ao baixo grau de ionização de ácidos fracos. Com isto, faz-se necessário ao engenheiro químico o conhecimento destas características, processos e comportamento, uma vez que a medição de pH, cálculos de molaridade, massa molar e pKa são uma realidade da profissão. E as taxas de pH devem ser sempre controladas independente de que área o profissional atue, pois dependendo da situação um pH muito alto, ou muito baixo, pode ser tóxico ao ambiente e às pessoas. BIBLIOGRAFIA Química Experimental – Engenharia Química PAGE 1 • RUSSEL, John B. Química Geral. 2ª Ed. São Paulo: Makron Books, 1994. 2 v. ISBN 853460192 (v.1) • BROWN, Theodore L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice Hall, 2007. xviii, 972 p. ISBN 8587918427 • MOTHEO, Arthur de Jesus. GABRIEL, Juliana Ribeiro. JOHANSEN, Herbert Duchatsch. MORAES, Marli Leite. Experimentos de Química Geral. Editora IQSC. São Carlos, 2006. • http://www.fontedosaber.com/quimica/acidez-do-vinagre.html • http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/produtos/acido_acetico.html Química Experimental – Engenharia Química PAGE 1