Equilibrio e VOLUMETRIA neutralização

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EQUILÍBRIO E VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÃO 
1798 – Claude Berthollet: primeiros ensaios sobre equilíbrio 
 1863 – Guldberg e Waage: baseado em dados empíricos define a Lei da ação das massas; 
 “a velocidade de uma reação química a T cte, é proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes”. 
 
 aA(aq.) + bB(aq.)  cC(aq.) + dD(aq.) 
 
Fatores que afetam as reações em equilíbrio: 
 - Concentração, temperatura, pressão. 
 “Le Chatelier: Quando se exerce uma perturbação em um sistema 
em equilíbrio, o sistema se ajusta de modo a minimizar o efeito 
da perturbação e retornar a um estado de equilíbrio”. 
Aplicação das constantes de equilíbrio: 
 Produto iônico da água (Kw): 
 2 H2O(l)  H3O
+
(aq.) + OH
-
(aq.) 
 
]][[ 3
 OHOHKw
= 1,0x10
-14
 
para a água pura a 25oC  pKw = – log Kw = 14,0, 
 como no equilíbrio 
LmolxOHOH /100,1][][ 73
 
 
Sorensen e a escala de pH: 
pH = – log[H3O
+
] assim pH = – log1,0x10-7 pH = 7,0 
Portanto se: [H3O
+
] = 1,0x10
-7
 solução neutra (pH = 7,0); [H3O
+
] > 1,0x10
-7
 solução ácida (pH < 7,0) 
 [H3O
+
] < 1,0x10
-7
 solução básica (pH > 7,0) 
 
Ácidos e bases de Bronsted e suas constantes de equilíbrio ácidas (Ka) ou básicas (Kb): 
O solvente atua como doador/receptor de prótons e induz a um comportamento ácido/base nas substâncias. 
Ácido: CH3COOH(aq.) + H2O(l)  CH3COO
–
 (aq.) + H3O
+
(aq.) 
][
]][[
3
33
COOHCH
COOCHOH
Ka


 
Base: NH3(aq.) + H2O(l)  NH4
+
(aq.) + HO
–
 (aq.) 
][
]][[
3
4
NH
NHHO
Kb



 
Par ácido-base conjudado: CH3COO
–
 é a base conjugada do ácido CH3COOH e NH4
+
 é o ácido conjugado 
da base NH3. Cada par ácido/base conjugado está relacionado entre si pelo Kw, ou seja: KbKaKw . 
 
Hidrólise de sais (Kh): 
Reações entre ácidos e bases produzem sal e água. A hidrólise do sal formado vai determinar o pH da solução dos sais, 
o qual está relacionado as grandezas das constantes de equilíbrio envolvidas. 
NaOH + HCl  NaCl + H2O 
 hidrólise do sal formado: Na+ + Cl– + H2O  Na
+
 + Cl
– 
 + H2O (NaCl é um sal neutro) 
CH3COOH + NaOH  CH3COONa
 
 + H2O 
 hidrólise do sal formado: CH3COONa
 
 + H2O  CH3COOH
 
 + HO– + Na+ (CH3COONa é um sal básico) 
NH3 + HCl  NH4Cl
 
 + H2O 
 hidrólise do sal formado: NH4Cl
 
 + H2O  NH3 + H3O
+
 + Cl
– 
 ( NH4Cl é um sal ácido) 
CH3COOH + NH3  CH3COONH4 + H2O 
  hidrólise do sal: CH3COONH4 + H2O ↔ CH3COOH + NH3 ( o pH depende do Ka e Kb) 
 
(sais como o CH3COONH4 que tem dois íons que podem sofrer hidrólise podem ser ácidos, básicos ou neutros, 
dependo das grandezas de seus respectivos Ka ou Kb) 
 
 
K é a constante de equilíbrio para a reação genérica, a T 
e P cte: 
-só é válida para sistemas em equilíbrio; 
-quando escrita em função das concentrações das espécies, só 
é válida para sistemas ideais (soluções diluídas) 
-sólidos e líquidos puros não entram na expressão; 
-o valor de K é admensional 
-espontaneidade da reação: Go = –RTlnK, assim quanto 
mais negativo o valor de Go maior é K; se K>>1 favorável 
aos produtos e K <<<1 favorável aos reagentes. 
- a multiplicação dos coeficientes estequiométricos por um 
fator n, a K é elevada a este fator n. 
-quando se inverte uma reação: Knova= 1/Kantiga 
- Quando se soma diversas reações equilibradas para ter uma 
equação global a K da reação global é o produto das K para 
as reações envolvidas, K = K1.K2.K3 
 
 
 
ba
dc
BA
DC
K
][][
][][

 
VOLUMETRIA NEUTRALIZAÇÃO 
Envolve reações onde o titulante e titulado (analito) são espécies ácidas e básicas. 
Curvas de neutralização: Gráfico de pH versus volume do titulante. A curva é obtida experimentalmente com 
ajuda de um potenciômetro ou então pode ser construída teoricamente a partir dos conceitos de equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Localização do ponto final 
 Teoria dos indicadores ácido base: 
 Otswald (1895): teoria iônica dos indicadores: indicadores são ácidos ou bases fracas cujas 
moléculas dissociadas apresentam coloração diferente das não dissociadas. 
 HIn  H+ + In- 
][
]][[ 3
Hin
InOH
K IND


  
][
][
log
Hin
In
pKpH IND


  
 atual : teoria iônica-cromofórica dos indicadores: a mudança deve-se a variações ou modificações 
estruturais (incluindo formas de ressonância) 
 
 
Escolhendo um indicador:  2 unidades de pH do ponto estequiométrico. 
Ex. CH3COOH(aq.) + NaOH(aq.)  CH3COONa(aq.) + H2O(l) 
 
Nome comum pKa Faixa de viragem 
Amarelo de metila 3,3 2,9 – 4,0 
Vermelho de metila 5,0 4,2 – 6,2 
Azul de bromotimol 7,1 6,0 – 7,6 
Fenolftaleína 9,5 8,0 – 10,0 
 Ex. ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE: 
)(.)(.)(.)( 2 lOHaqNaClaqNaOHaqHCl 
 
)(.)(.)(.)( 2 lOHaqNaClaqNaOHaqHCl 
 
 
 
3 regiões importantes da curva de titulação: 
Antes do PE: pH calculado pelo excesso do analito no meio. 
No PE: pH calculado pela hidrólise do sal sal formado; 
neste caso pH=7,0 
Após PE: pH é dado pelo excesso de titulante 
adicionado. 
 
 Ex. ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE: 
CH3COOH(aq.) + NaOH(aq.)  CH3COONa(aq.) + H2O(l) 
 
4 regiões importantes da curva de titulação: 
Antes de adicionar titulante: pH calculado pelo equilibro de 
dissociação ( usa o pK) 
Antes do PE : pH calculado pelo tampão formado 
No PE : pH calculado pela hidrólise do sal formado; neste caso 
pH>7,0 
Após o PE: pH calculado pelo excesso de titulante adicionado. 
Alaranjado de metila 
1 INDpKpH
 ... ponto viragem!!!