Material 6 - Volumetria de Neutralização - Parte 1

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Material 6 – Volumetria de Neutralização – Parte 1 
Professor Frank Pereira de Andrade 
Universidade Federal de São João Del Rei 
Campus Centro Oeste Dona Lindu (CCO/UFSJ) 
 
1 – FUNDAMENTOS 
“INDICADORES ÁCIDO-BÁSICOS” são compostos orgânicos de elevada MM, que se 
comportam em solução aquosa como ácidos fracos (indicadores ácidos) ou bases 
fracas (indicadores básicos) e mudam gradualmente de coloração dentro de uma faixa 
relativamente estreita da escala de pH, chamada de “ZONA DE TRANSIÇÃO”. 
A dissociação do indicador é dada pela seguinte reação: 
HInd + H2O ⇌⇌⇌⇌ Ind
– + H3O
+
 
Em toda faixa de pH, as duas espécies (HInd e Ind
–
) coexistem, mas quando uma das 
formas encontra-se em excesso, pode ser possível identificá-la. 
Sabe-se que o olho humano percebe uma diferença de coloração quando a 
concentração de uma espécie é cerca de 10 vezes maior que a concentração da outra 
espécie. Assim, para HInd + H2O ⇌ Ind
–
 + H3O
+
, tem-se �� � 
����	
 � ��
��
�����
 , 
que passando tudo para função p (fazendo – log de toda a expressão), fica: 
�� � ��� � ��� 
�����
�����
 
 ou �� � ��� � ��� 
�����
�����
 
 
Neste sentido, tem-se: 
1) Coloração ácida pura 2) Coloração básica pura 
[HInd] é 10 vezes maior que [Ind
–
] [HInd] é 10 vezes menor que [Ind
–
] 
�IndIndIndInd‐‐‐‐
����HIndHIndHIndHInd
 
� � � � 
1111
10101010
����0000,,,,1111 
�IndIndIndInd‐‐‐‐
����HIndHIndHIndHInd
 
� � � � 
10101010
1111
����10101010 
 
Nesta faixa de pH, cujas razões entre as espécies [HInd] e [Ind
–
] variam de 0,1 a 10, não 
é possível verificar através do olho humano qualquer diferença entre as espécies. Ou 
seja, neste intervalo não é possível distinguir as colorações referentes a cada espécie. 
 Pare que seja possível distinguir as espécies, e assim suas respectivas colorações, 
torna-se necessário as seguintes condições: 
 
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1) Coloração ácida pura 2) Coloração básica pura 
�IndIndIndInd‐‐‐‐
����HIndHIndHIndHInd
 
% % % % 
1111
10101010
%%%%0000,,,,1111 
�IndIndIndInd‐‐‐‐
����HIndHIndHIndHInd
 
& & & & 
10101010
1111
&&&&10101010 
pH = pKa – log 0,1 → pH = pKa – 1 pH = pKa – log 10 → pH = pKa + 1 
 
Assim, a “FAIXA DE TRANSIÇÃO” ou “ZONA DE TRANSIÇÃO” de um indicador obedece 
a equação pH = pKa ± 1. 
 
EXEMPLOS: 
1) Considere um indicador (HInd) de pKa = 5,0 ; cuja forma ácida tem cor azul e a 
forma básica tem a cor vermelha. Qual é a coloração nos seguintes pH? 
a) 4,0 b) 5,0 c) 5,5 a) 6,0 
 
2) Considere um indicador (HInd) de pKa = 8,5 ; cuja forma ácida tem cor verde e a 
forma básica tem a cor azul. Qual é a coloração nos seguintes pH? 
a) 7,0 b) 8,0 c) 9,0 a) 10,0 
 
Observamos que a relação entre as espécies [HInd] e [Ind
–
] interferem distinção das 
colorações. Contudo, torna-se necessário criar mecanismos para escolher o indicador 
ideal para uma determinada titulação. 
Numa titulação, sabe-se que à medida que o titulante é adicionado, o pH sofre 
variação. Neste sentido, o indicador ideal seria aquele que apontasse exatamente o 
“PONTO DE QUIVALÊNCIA (PE)”. Contudo, nem sempre isso é possível. Então, torna-se 
necessário a utilização de um indicador que mude de coloração o mais próximo 
possível do PE. 
Neste sentido, para escolher um indicador ideal, ou que apresente um erro 
desprezível, vamos calcular o pH após adição de qualquer quantidade de titulante e 
construir uma “CURVA DE TITULAÇÃO”. 
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2 – CURVA DE TITULAÇÃO 
Curva que mostra a variação de pH em função do volume de titulante adicionado (ΔpH 
vesus Voltitulante). Esta curva possibilita a escolha de um indicador que leva a um 
MENOR erro da titulação. Para a construção e avaliação da curva, torna-se necessário 
o conhecimento da composição da solução nas seguintes etapas da titulação: 
a) Antes da titulação. 
b) Após adição do titulante, mas antes do PE. 
c) No PE. 
d) Após PE. 
2.1) Titulação de um ácido forte com uma base forte 
 
Considere a titulação de 100 mL de uma solução 0,1 mol/L de HCl com NaOH 0,1 
mol/L. Calcule o pH após adição das seguintes alíquotas de titulante: 
a) 0,0 mL 
b) 50,0 mL 
c) 100,0 mL 
d) 102,0 mL 
 
RESOLUÇÃO: 
A primeira coisa que deve ser feita é calcular o volume de equivalência (VE), bem como 
a quantidade de matéria do titulado (nHCl). Assim... 
VE= 
100 mL × O,1 mol L–1
0,1 mol L–1
 = 100 mL ; nHCl = 100 x 10
–3 L x 0,1 mo L–1 = 0,01 mol 
 
a) V= 0,0 mL 
Este volume indica o início da titulação, onde há somente HCl. Assim, o pH é função 
apenas da solução presente no erlenmeyer. 
Então, pH = – log [H3O
+] → pH = – log 0,01 → pH = 1,00. 
b) V= 50,0 mL 
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Este volume indica um volume adicionado antes do Ponto de Equivalência (PE). Neste 
ponto, há um excesso de titulado (HCl). 
Uma vez que o volume adicionado de OH
–
 foi de 50 mL, a quantidade de matéria 
adicionada foi: ���– = 50 x 10
–3 L x 0,1 mol L–1 = 5,0 x 10–3 mol. Esta quantidade de 
titulante é completamente consumida, conforme a reação abaixo: 
 Assim, tem-se a seguinte situação. 
 H3O
+ + OH– ⇆⇆⇆⇆ H2O 
Início 0,01 mol -------- -------- 
Reação 0,01 − (5 x 10–3 mol) -------- 
Equilíbrio 5 x 10–3 mol -------- 5 x 10–3 mol 
 
De uma maneira mais direta, pode-se calcular n()*� em excesso da seguinte maneira: 
��
+�,-.,//0 � ��
+�1�1.1�2 3 ��
+�.0�/451�0 . 
 
Assim, ��
+�,-.,//0 � 67, 78 5029 � 6: - 87
3
 5029 = 5 x 10–3 mol 
 
Observa-se que a quantidade de H3O
+
 em excesso é 5,0 x 10
–3
 mol. Logo, a 
concentração de H3O
+
 é: �;<=>
 � 
?,@ A B@	) CDE
@,B?@ F
 = 0,0333 mol L–1. 
Assim, pH = – log 0,0333. pH = 1,48. 
 
c) V= 100 mL 
 
Este volume indica que o PE foi atingido. Em outras palavras, a quantidade de matéria 
de titulante adicionada (��
+� = 100 x 10
–3 L x 0,1 mol L–1 = 0,01 mol) é igual à 
quantidade de matéria do titulado. Ou seja, todo H3O
+
 presente em solução foi 
consumido. 
Temos então, a seguinte relação na reação: 
 
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 H3O
+ + OH– ⇆⇆⇆⇆ H2O 
Início 0,01 mol -------- -------- 
Reação 0,01 − 0,01 mol -------- 
Equilíbrio -------- -------- 0,01 
 
Neste sentido, o pH é função apenas da auto-ionização da água. Então: 
 �H3O�
 � IKw � I10–14 � 10–7 mol/L. Assim, pH = – log 10
–7
. pH = 7,00. 
 
d) V= 102 mL → após PE → excesso de OH–. 
 
Este volume indica uma quantidade de OH
–
 adicionada após o PE. Ou seja, há um 
excesso de 2,0 mL de OH
–
. Assim, deve-se calcular a concentração de OH
–
 presente em 
excesso, lembrando que após a diluição o volume final é 202 mL. Neste sentido, tem-
se �+�3
 � N OP �7,8 O��/P
N7N OP
 = 2,0 x 10–4 mol/L. Assim, pOH = – log 3,00 e pH = 11,00. 
 
A curva dessa titulação é mostrada na figura abaixo. 
 
 
 
 
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Abaixo, encontram-se os dados das titulações ilustradas acima. 
NaOH adicionado 
(ml) 
Soluções 1,0 M 
pH 
Soluções 0,1 M 
pH 
Soluções 0,01 M 
pH 
0,0 0,00 1,00 2,00 
20 0,18 1,18 2,18 
50 0,48 1,48 2,48 
80 0,95 1,95 2,95 
98 2,00 3,00 4,00 
99,8 3,00 4,00 5,00 
99,9 3,30 4,30 5,30 
99,98 4,00 5,00 6,00 
100 7,00 7,00 7,00 
100,02 10,00 9,00 8,00 
100,1 10,70 9,70 8,70 
100,2 11,00 10,00 9,00 
102 12,00 11,00 10,00 
120 12,96 11,96 10,96 
150 13,30 12,30 11,30 
200 13,52 12,52 11,52 
 
Indicadores (Zona de Transição): 
Fenolftaleína (pKa = 9): 8 a 10 ; Azul de bromotimol: 6 a 7,6 ; Alaranjado de metila: 3,1 
a 4,4. 
 
(Questão da 1ª prova aplicada o 1º semestre de 2015) Considere a titulação do ácido HA 
representado abaixo e calcule o pH dos seguintes pontos da curva, obedecendo os respectivos 
volumes destacados. 
 
DADOS: Ka = ∞ 
 
a) VNaOH = 0,0 mL 
b) VNaOH = ½ VE 
c) PE