Determição de K1, K2, K3 do Ácido Fosfórico
1- Objetivo
Este experimento, visa determinar as constantes de dissociação do ácido fosfórico (k1, k2 e k3 ), utilizando medidas de pH durante uma titulação do ácido fosfórico como hidróxido de sódio.
Um outro objetivo do experimento, é traçar um traçar um gráfico pH x mL do titulante adicionado e através do mesmo determinar os pontos de equivalência.
2- Introdução Teórica
Na determinação potenciométrica do pH, a solução amostra é colocada em contato com eletrodos sensíveis à concentração de íons H+, neste caso foi utilizado um eletrodo de vidro conjugado com um eletrodo de referência de calomelano.
Quando duas soluções A e B se acham separadas por uma fina membrana de vidro, entre elas se estabelece uma diferença de potencial dada pela equação de Nernst, envolvendo ambas concentrações de H+, isto é, tanto [H+]A quanto [H+]B, e Ea que representa o potencial assimétrico. Entretanto, como Ea tende a zero, a equação de Nernst fica reduzida a:
Em + 0,0591 log [H+]A/ [H+]B.
O eletrodo de vidro apresenta a vantagem de não ser afetado pela presença de agentes oxidantes ou redutores e substâncias capilarmente ativas. Mas, está sujeito a limitações decorrentes do campo de aplicabilidade da equação de Nernst mostrada. Nos casos em que se têm uma alta concentração de íon alcalino sob um pH elevado, uma baixa atividade da água, uma solução com temperatura elevada, o eletrodo de vidro pode apresentar um desvio mais ou menos acentuado com relação à resposta ideal.
Quando um ácido ou base fracos se dissolvem em água, pode-se perceber uma dissociação parcial, e Ka é a constante ácida de dissociação. No caso do ácido fosfórico (H3PO4) haverá três dissociações, e assim o ácido apresentará três constantes com valores distintos entre si.
Isto se deve ao fato de ácidos polipróticos, como o caso do ácido fosfórico se dissociar em etapas:
H3PO4 + H2O -> H3O+ + H2PO4-
H2PO4- + H2O -> H3O+ + HPO42-
HPO42- + H2O -> H3O+ + PO43-
As sucessivas etapas de ionização são a ionização primária, secundária e terciária respectivamente, não ocorrendo no mesmo grau. A intensidade vai sofrendo diminuições consideráveis da primeira à terceira ionização. Assim tem-se os valores de pk1 = 2,12; pk2 = 7,21 e pk3 = 12,30, a 25 oC. E, como pka = - log ka, , os valores de k1, k2 e k 3 são respectivamente:
k1 = 7,5 10-3mol/ L, k2 = 6,2 10-8mol/ L e k3 = 5,0 10-13mol/ L.
Como pode-se observar pela ionizações do ácido mostrado logo acima, esta se dá em meio aquoso, devido à solução que deve ser preparada. Desta forma o cálculo de ka é feito da seguinte maneira:
k1 = [H2PO4-] [H3O+]/ [H3PO4];
k2 = [HPO42-][H3O+]/ [H2PO4-];
k3 = [PO43-][H3O+]/ [HPO42-].
3- Reagentes, materiais e equipamentos
4- Procedimento experimental
Inicialmente, padronizou-se a solução de NaOH 0,1M, utilizando como padrão primário o KHC8H4O4 0,1M (3 alíquotas de 10 mL), usando fenolftaleína como indicador. Em seguida, calibrou-se o pH-metro com
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