Análise Volumétrica e Volumetria de Neutralização

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Métodos Titulométricos de Análise: Titulometria de Neutralização
Profo.: Antonio Albuquerque de Souza
Maceió, 2012.
Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Alagoas – IFAL 
Química Analítica Quantitativa
	A titulometria inclui um grupo de métodos analíticos clássicos baseados na medição de uma quantidade de um reagente de concentração exatamente conhecida que é necessária para reagir completamente com o analito.
Titulometria Volumétrica:
 Quando em uma titulação o volume de solução é monitorado (uso de bureta, por exemplo) o procedimento é chamado de volumetria.
Medida de volume de um reagente de concentração conhecida que reage estequiometricamente com o analito a determinar.
 Pequenos volumes da solução de reagente (titulante) são adicionados ao analito (titulado), até que a reação termine. A partir do titulante é calculada a quantidade de analito presente.
Tipos de Titulometria quantitativa:
Volumétrica - Gravimétrica – Potenciométrica – Condutimétrica – Amperométrica – Fotométrica.
A depender do tipo de reação, as titulometrias volumétricas podem ser classificados:
Titulometria Ácido-Base
Titulometria de Complexação
 Titulometria de Óxido-Redução
 Titulometria de Precipitação
Titulometria Volumétrica:
Amplamente usados: rápidos, convenientes, acurados e automatizados
Titulometria Gravimétrica – utiliza uma bureta de pesagem e esta é pesada antes e depois da titulação. A perda de massa dá a quantidade de solução padrão consumida.
Titulometria Potenciométrica – se baseia na medida d potencial durante a titulação de um eletrodo indicador, com relação a um eletrodo de referência.
Titulometria Amperométrica - variação da intensidade de corrente durante a titulação.
 Titulometria Fotométrica – variação da absorvência(absorvência) durante a titulação.
Limitações dos métodos Titulométricos:
 As reações envolvendo titulante e analito devem ser quantitativas na relação estequiométrica.
 Reação deve ocorrer rapidamente (instantânea) – alto valor constante de equilíbrio.
 O método deve ser apropriado para determinação do ponto final com acurácia.
Essas limitações resultam em várias estratégias de titulação.
Exemplos:
1 – Determinação de Ag+ usando SCN- como titulante:
Pode ser feita medida de volume e massa.
Fe3+ para determinar o ponte final – formação de complexo cor vermelha Fe(SCN)2+
2 - Quando uma reação é muito lenta, pode-se fazer uma determinação indireta ou retrotitulação:
Determinação da concentração de formaldeído (H2CO) em solução aquosa pela oxidação com I3- em excesso
O excesso de solução padrão é então titulado com um segundo titulante (retrotitulação)
Outro exemplo seria a titulação de PO43- com AgNO3.
	A titulometria volumétrica ou volumetria corresponde a um tipo de titulometria na qual o volume de uma solução de concentração exatamente conhecida, que é necessária para reagir completamente com o analito, é medido.
	Envolve a medida do volume de uma solução padrão necessário para reagir essencial e completamente com o analito.
Titulometria Volumétrica:
Titulometria Volumétrica:
 Solução padrão de NaOH (concentração exatamente conhecida) ou titulante.
 O volume gasto será medido na bureta.
Exemplo: titulação de H2SO4 com NaOH
 Solução de H2SO4 (concentração desconhecida do analito).
 O volume conhecido (medido com pipeta volumétrica).
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 Ponto de equivalência - quantidade de titulante adicionado é a quantidade exata necessária para uma reação estequiométrica com o analito (o titulado) - é o resultado ideal (teórico) não determinado experimentalmente.
 n(titulante) = Veq x CT 
A partir da estequiometria da reação é calculado o valor de n para o analito. 
Ponto final - indicado pela mudança súbita em uma propriedade física da solução (mudança na diferença de potencial, na corrente elétrica entre um par de eletrodos; mudança de cor de um indicador; ou podemos monitorar a absorvência espectrofotométrica).
Potenciométrico
Colorimétrico
Titulometria Volumétrica:
O ponto final é um ponto na titulação quando ocorre uma alteração física associada à condição de equivalência química.
 Nos métodos volumétricos, o erro de titulação Et é dado por
 Et = Vpf - Vpe
 em que Vpf é o volume real de reagente requerido para alcançar o ponto final e Vpe, o volume teórico para alcançar o ponto de equivalência.
Os indicadores são freqüentemente adicionados à solução de analito para produzir uma alteração física visível (o ponto final) próximo ao ponto de equivalência.
Pontos de Equivalência e Pontos Finais
Um indicador é um composto com uma propriedade física (normalmente a cor) que muda abruptamente quando próximo ao ponto de equivalência. A mudança é causada pelo desaparecimento do analito ou pelo aparecimento de um excesso do titulante – um ácido ou base fracos.
Hind  Ind - + H+
 A diferença entre o ponto final e o ponto de equivalência é o inevitável erro de titulação (Et). Podemos geralmente estimar o erro de titulação com uma titulação em branco, na qual o mesmo procedimento é executado sem a presença do analito. O volume obtido na titulação em branco é, então, subtraído do volume usado na titulação analítica.
Pontos de Equivalência e Pontos Finais
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Curvas de Titulação
É um gráfico que mostra como a concentração de um dos reagentes varia quando o titulante é adicionado. Como a concentração varia de muitas ordens de grandeza, é mais útil fazer o gráfico da função p:
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Titulometria Volumétrica:
Soluções Padrões Volumétricas
concentrações das soluções padrões devem ser dadas com um alto grau de exatidão.
ser suficientemente estável para que seja necessário determinar sua concentração apenas uma vez;
reagir rapidamente com o analito para que o tempo requerido entre as adições de titulante seja mínimo;
reagir de forma mais ou menos completa com o analito para que o ponto final possa ser obtido satisfatoriamente;
sofrer uma reação seletiva com o analito que possa ser descrita por uma reação balanceada. 
Soluções Padrões Volumétricas
 PADRÃO PRIMÁRIO – reagente quimicamente puro e com uma composição perfeitamente definida.
Seção de Química Analítica da IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada), padrão primário é definido como substância comercialmente disponível com uma pureza de 100±0,02% e como padrão de trabalho uma substância com uma pureza de 100±0,05%.”
Titulometria Volumétrica:
Principais Padrões Primários Utilizado
 As soluções padrão utilizadas nas titulações de neutralização são ácidos ou bases fortes porque essas substâncias reagem de forma mais completa com o analito do que as suas correlatas mais fracas, portanto, fornecem pontos finais mais nítidos.
ALCALIMETRIA E ACIDIMETRIA: Na2CO3, KHC8H4O4 (Bifitalato de Potássio), HCl de ponto de ebulição constante, KH(IO3)2, (biiodato de potássio) Tl2CO3 (carbonato talioso), ácido benzóico, ácido succínico, ácido adípico e bórax (Na2B4O7.10H2O).
Reações de precipitação: Ag, AgNO3, NaCl, KCl, KBr.
Reações de oxi-redução: K2Cr2O7, KBrO3, KIO3, KH(IO3)2, I2, Na2C2O4, AsO3.
Soluções Padrões Ácidas
Reagentes mais utilizados: HCl, H2SO4 e HClO4.
HCl – se prefere porque a maioria dos cloretos são solúveis em água. Exceção: Ag+, Pb2+, Hg22+. Estáveis indefinidamente. Solução de HCl 0,1 mol/L pode ser submetida à ebulição durante 1h sem perder traços do ácido, desde que a água evaporada seja continuamente reposta.
H2SO4 – forma sais pouco solúveis com Ca(OH)2 e Ba(OH)2. Muito utilizado para titulações de soluções quentes ou det. que requeiram manter a solução em ebulição durante certo tempo com excesso de ácido.
HNO3 – pouco usado em virtude de suas propriedades oxidantes. Contém HNO2 que tem ação destruidora sobre numerosos indicadores de pH.
H2SO4 e HClO4 - são convenientes quando é preciso excluir a presença do íon Cl-.
Técnica de Preparo de Soluções Padrões
Técnica Direta;
Técnica Indireta.
Solução Padrão Direta – quando o reagente é um padrão primário,a solução é preparada diretamente a partir de uma quantidade exatamente conhecida do reagente. A concentração da solução é calculada em função da massa do reagente e do volume da solução.
Ex.: Preparar 500mL de Biftalato de Potássio (M = 204 g/mol) 0,1000mol/L.
Determinação da concentração da solução padrão
 Método direto - exemplo
 Solução padrão cuja concentração foi determinada pelo método direto
 Massa em g de reagente padrão primário solubilizado em solvente adequado (em geral, água).
 Sabe-se quantos mols de padrão primário tem no erlenmeyer.
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Titulometria Volumétrica:
Solução Padrão Indireta – quando o reagente não é um padrão primário, pois não se pode obtê-lo quimicamente puro. Prepara uma solução de concentração aproximada, que depois será padronizada com relação a um padrão primário – padrão secundário. 
 Ex.: Preparo do HCl a partir de diluição e padronização.
 Preparar 500 mL de HCl±0,1mol/L, a partir do ácido concentrado que apresenta as seguintes especificações:
 d=1,18g/mL
 %m/m=36,5%
 Padronização do HCl±0,1mol/L com bórax, utilizando o vermelho de metila como indicador.
Na padronização podem ser utilizados dois procedimentos:
1- Preparar uma solução padrão de bórax e titular 3 alíquotas de x mL dessa solução com a solução de HCl, usando vermelho de metila como indicador.
Titulometria Volumétrica:
Determinação da concentração da solução padrão
Padronização - exemplo
 Solução padrão preparada que terá sua concentração determinada por titulometria.
 Volume conhecido de uma solução padrão cuja concentração foi determinada pelo método direto (massa de padrão primário).
 Concentração conhecida.
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2- Pesagem de uma determinada quantidade de bórax e titular com a solução de HCl±0,1mol/L.
A titulação deve ser feita em triplicata.
A massa é estimada em função do volume a ser gasto na bureta.
 Reação: Na2B4O7.10H2O + 2HCl 	2NaCl + 4H3BO3 + 5H2O
 Mbórax = 381,42g/mol
	“Em uma padronização ou análise volumétrica, o volume gasto não deve ser menor do que 3/5 do volume total da bureta, pois dessa maneira os erros de leitura de volume tornam-se desprezíveis.” 
Soluções Padrões Alcalinas
NaOH – mais usado (KOH e Ba(OH)2)
Não são obtidos puros – Cl-, SO42-, CO32-, H2O, sílica, CO32- - 1-2%
 Desejável dispor de uma base padrão livre de carbonato – não se obtém bons resultados nas titulações em presença de CO32- devido a presença de reações secundárias.
Preparo de NaOH livre de carbonato
 Se baseia na insolubilidade do Na2CO3 em uma solução concentrada de NaOH.
 Solução de NaOH a 50% (m/v):
 25g NaOH a 50mL com água destilada recém fervida e fria. Deixa em repouso. Centrifuga, filtra ou deixa decantar e pipeta a quantidade desejada do sobrenadante.
 H2O em equilíbrio coma a atmosfera – 1,5×10-5mol/L CO2.
 Hidróxidos de sódio, potássio ou bário quando sólidos ou na forma de soluções, absorvem rapidamente o CO2 com formação de CO32-:
 2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O
 Ba(OH)2 + CO2 BaCO3 (insolúvel)
Conservação das Soluções Padrões Alcalinas:
NaOH e KOH – atacam o vidro e dissolvem a sílica com formação de silicatos solúveis.
Ba(OH)2 – silicato de bário (insolúvel)
Soluções Padrões Alcalinas devem ser conservadas em vidro à base de borosilicato – mais resistente que o vidro comum.
Revestir as paredes internas do vidro com parafina.
Não devem ser utilizados frascos com tampa esmerilhada (rolha de borracha).
Devem ser utilizados frascos de polietileno (permeáveis ao CO2).
Padronização do NaOH ± 0,1mol/L com Biftalato de Potássio
Biftalato de Potássio – pureza 99,99%, não é higroscópico e deve ser dessecado a 120°C durante meia hora.
 
 + NaOH H2O + 
 M = 204g/mol
Preparar uma solução padrão de bfitalato e titular 3 alíquotas com o NaOH.
Pesar 3 porções de biftalato e titular com o NaOH a ser padronizado, utilizando fenolftaleína como indicador. Calcular F.
- Pode ainda ser padronizado com HCl padrão.
Conservação das Soluções Padrões
Devem ser conservadas de modo a manterem inalteradas suas concentrações tanto quanto possível.
Soluções de K2Cr2O7 – quando conservadas convenientemente são estáveis indefinidamente.
Soluções de KMnO4 – mesmo conservadas em frasco escuro, ao abrigo da luz, perdem 0,2% de sua capacidade oxidante em 6 meses.
Não deve ficar exposta á luz solar direta.
Não deve ser retornado ao frasco o que sobrou da bureta.
Deve ser agitada antes de ser utilizada.
Os frascos usados para conservar a soluções padrões devem ser rigorosamente limpos. Rinsar o frasco com a solução padrão.
Frasco rotulado com o nome do reagente, concentração da solução, data da preparação e iniciais do analista.
Para as soluções padrões usadas em titulometria, geralmente empregamos a concentração molar c ou normalidade cN (o segundo fornece o número de equivalentes do reagente no mesmo volume).
Descrever a preparação de 2,000 L de AgNO3 0,0500 mol L–1 (169,87 g/mol) a partir de um sólido de grau padrão primário.
 Uma solução padrão 0,0100 mol L–1 de Na+ é requerida a fim de calibrar um método fotométrico em chama para determinar esse elemento. Descrever como 500 mL dessa solução podem ser preparados com um padrão primário de Na2CO3 (105,99 g/mol).
 Como você prepararia porções de 50,0 mL de soluções padrão que sejam 0,00500 mol L–1, 0,00200 mol L–1, e 0,00100 mol L–1 em Na+ a partir da solução do exemplo anterior?
 Uma porção de 50,0 mL de solução de HCl requereu 29,71 mL de Ba(OH)2 0,01963 mol L–1 para alcançar o ponto final usando o verde de bromocresol como indicador. Calcular a molaridade do HCl.
Cálculos Volumétricos
Princípios das Titulações de Neutralização
Meio ácido... Meio alcalino...
	... o equilíbrio desloca-se para a esquerda e a solução apresenta a cor 1 (da espécie Hind).
Hind  Ind- + H+
 Cor 1 Cor 2
	... o equilíbrio desloca-se para a direita e a solução apresenta a cor 2 (da espécie Ind-).
Hind  Ind- + H+
 Cor 1 Cor 2
Teoria dos Indicadores de pH
 Ácidos ou bases fracos – ionizam-se pouco em solução aquosa e estão sujeitos à lei do equilíbrio químico.
Aplicando a Lei da Ação das Massas
 
 e K  constante do indicador
 
Para o indicador ácido: 
Indicador Básico
 Ex.: Alaranjado de metila
 IndOH  OH- + Ind+
 (Cor da f. básica - amarelo ) ( cor da f. ácida - vermelho)
 
 
 Num determinado ponto da titulação, as duas formas do indicador irão coexistir em equilíbrio na solução, de tal maneira que a cor do mesmo será intermediária entre a cor da forma ácida e a cor da forma básica.
 Considerando um indicador ácido:
Quando [H+] = k 
50% do indicador – forma ácida.
50% do indicador – forma básica. 
Teoria dos Indicadores de pH
A cor do indicador numa determinada solução depende da relação [Ind-]/[HInd], a mudança de cor do indicador será gradual e dependerá do valor de [H+], ou seja, do pH, pois K é constante.
Para cada valor de pH haverá um determinado valor para a relação [Ind-] / [HInd], e portanto uma graduação determinada da cor.
 O olho humano não é muito sensível a diferenciação de cores, particularmente quando a [HInd]/[Ind-] for maior que 10 e menor que 0,1.
 Alteração de cor é determinada na faixa limite de razões 10 a 0,1.
 Exibe cor ácida quando e cor básica
 substituindo as razões de concentração
cor ácida : cor básica:
Teoria dos Indicadores de pH
Paraobter a faixa de pH do indicador, toma-se o logaritmo negativo das duas últimas expressões:
1º caso: Visualização da coloração da forma ácida
2º caso: Visualização da coloração da forma básica
Faixa de pH do indicador:
Teoria dos Indicadores de pHc
 
 
 
Erros de Titulação com Indicadores Ácido/Base
São dois tipos de erros encontrados em titulações ácido/base. 
O erro determinado que ocorre quando o pH no qual o indicador muda de cor difere do pH do ponto de equivalência. É minimizado pela escolha cuidadosa do indicador ou fazendo uma correção com um branco.
O segundo tipo corresponde a um erro indeterminado, que é originado da habilidade limitada da nossa visão em distinguir reprodutivelmente a cor intermediária do indicador.
 Na média, a incerteza visual para um indicador ácido/base situa-se na faixa de 0,5 a 1 unidade de pH. Essa incerteza pode freqüentemente ser reduzida para o mínimo de 0,1 unidade de pH pela comparação da cor da solução que está sendo titulada com a de uma padrão de referência contendo quantidades similares de indicador em pH apropriado.
Teoria dos Indicadores de pH
Características de alguns indicadores utilizados em acidimetria e alcalimetria
Indicador
Cor da forma ácida
Cor da forma básica
Zona de transição
Cor na zona de transição
Alaranjado de metila
vermelho
Amarelo
3,1 – 4,4
Alaranjado
Fenolftaleína
Incolor
Vermelho
8,0 – 10,0
Rosa pálido
Vermelho de metila
Vermelho
Amarelo
4,2 –6,3
Alaranjado
Azul de bromofenol
Amarelo
azul
6,0 - 7,6
Violeta azulado
O olho percebe apenas a coloração da forma predominante, e então um incremento ainda maior da forma predominante já não se traduzirá em um efeito visualmente detectável
Indicadores mistos
 Definição: são indicadores em que foram adicionados um corante orgânico, a fim de obter uma mudança de coloração mais nítida. Mistura de dois indicadores ou de um indicador e um corante.
 Indicadores mistos tem como principal objetivo tornar mais pronunciada a mudança de coloração de certos indicadores comuns como alaranjado de metila e vermelho de metila. 
 Alaranjado de metila (B) e vermelho de metila (A)
 Meio básico (amarelo) 	meio ácido (vermelho)
 Alaranjado
 Adição de corantes azuis ao indicador.
 Amarelo o + corante azul 	 verde
 Vermelho + corante azul 	 violeta
 
Teoria dos Indicadores de pH
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A adição do corante não modifica a zona de transição do indicador, havendo apenas uma alteração da coloração em virtude da coexistência de uma outra substância corada na solução.
Mistura de dois indicadores
 Verde de bromocresol
 Meio básico (azul) 	 meio ácido (amarelo)
 Alaranjado de metila
 Meio básico (amarelo) 	 meio ácido (vermelho)
 Verde de bromocresol + alaranjado de metila
 Solução básica (azul + amarelo) 	 solução ácida (amarelo + vermelho)
 azul esverdeado 	alaranjado
verde de bromocresol 4,0 – 5,6 alaranjado de metila 3,1 – 4,4
pI = 4,3 ( valor do pH em que o indicador muda nitidamente a coloração)
A zona de viragem depende unicamente das propriedades do indicador considerado e não da natureza do ácido ou base que reagem.
Teoria dos Indicadores de pH
Titulações de Ácidos e Bases Fortes
Íons hidrônio em solução aquosa de ácido forte:
 reação do ácido com a água
 dissociação da própria água
Analogia semelhante pode ser feita a uma base forte como NaOH:
Cálculo hipotético das curvas de titulação do pH versus volume de titulante:
 (1) na pré-equivalência
 (2) na equivalência
 (3) na pós-equivalência
Construção da curva de titulação de ácido forte com base forte
 Titulação de 50 mL de solução de HCl 0,1 mol/L com uma solução de NaOH 0,1 mol/L.
 (a) Cálculo do pH da solução original.
 H+ + Cl- + Na+ + OH-  Na+ + Cl- + H2O
 Vbase = 0 mL
 HCl → H+ + Cl-  = 1
 [H+] = [HCl] = 0,1 mol/L
 pH = 1
 (b) Cálculo do pH após adição de 10 mL de NaOH 0,1 mol/L
 Antes do ponto de equivalência – a solução contém excesso de ácido e o sal formado na reação.
 Problema – Calcular a [HCl] resultante na solução, pois o NaCl não tem efeito sobre o pH do meio.
Titulações de Ácidos e Bases Fortes
Titulações de Ácidos e Bases Fortes
 
Vbase = 10 mL
(c) Cálculo do pH após adição de 20 mL de NaOH - Vbase = 20 mL
pH = 1,37 ≈ 1,4
(d) Vbase = 25 mL – pH= 1,5 (f) Vbase = 49,9 mL – pH = 4,0
(e) Vbase = 49,5 mL – pH = 3,3 (g) Vbase = 49,99 mL – pH = 5,0
(h) Cálculo do pH após adição de 50 mL de NaOH 0,1 mol/L
 Ponto de Equivalência:
 NaCl → Na+ + Cl-
 Como todo íon H+ e OH- dessa solução é proveniente da dissociação da H2O, tem-se que:
Cálculo do pH após adição de 50,01 mL de NaOH 0,1 mol/L – Vbase = 50,01 mL
 Solução contém excesso de base e o sal formado na reação.
 Problema – Calcular a [NaOH] na solução resultante.
Titulações de Ácidos e Bases Fortes
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Cálculo do pH após adição de 50,01 mL de NaOH 0,1 mol/L – Vbase = 50,01 mL
 Calcular a [NaOH] na solução resulatnte.
 
(j) Cálculo do pH após adição de 50,1 mL de base.
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Variação de pH durante a titulação de 50 mL de HCl 0,1 mol/L com NaOH 0,1 mol/L:
VNaOH(mL)
pH
VNaOH(mL)
pH
0,00
1,0
50,01
9,0
10,00
1,2
50,10
10,0 (PF)
20,00
1,4
50,50
10,7
25,00
1,5
51,00
11,0
30,00
1,6
52,00
11,3
40,00
2,0
55,00
11,7
45,00
2,3
60,00
12,0
48,00
2,7
70,00
12,2
49,00
3,0
75,00
12,3
49,50
3,3
80,00
12,4
49,90
4,0
90,00
12,5
49,99
5,0
100,00
12,5
50,00
7,0
A grande variação de pH observada nas proximidades do PE é evidenciada pela curva de titulação:
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Escolha do Indicador e Concentração do Reagente
Construção da curva de titulação de base forte com ácido forte
Titulações de Ácidos e Bases Fortes
TITULAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS COM BASES FORTES
Quatro tipos de cálculos diferentes:
 Cálculo de pH a partir da concentração do soluto e sua constante de dissociação.
 Após várias adições de titulante em quantidades próximas a equivalência, tem-se uma série de tampões – o pH de cada tampão pode ser calculado a partir da concentração analítica do par conjugado e da concentração residual do analito.
 No PE a solução é constituída de um sal derivado de ácido e/ou base fracos, sendo o pH calculado a partir da concentração do produto (sal).
 Após o PE, o titulante reprime o caráter ácido ou alcalino do produto, sendo o pH controlado em grande parte pelo excesso de titulante.
Gerar uma curva para a titulação de 50,00 mL de ácido acético 0,1000 mol L–1 com hidróxido de sódio 0,1000 mol L–1.
 pH Inicial
pH Após a Adição de 5,00 mL de Reagente
 pH Após a Adição de 25,00 mL de Reagente
 pH no Ponto de Equivalência
 pH Após a Adição de 50,01 mL de Base
TITULAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS COM BASES FORTES
TITULAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS COM BASES FORTES
TITULAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS COM BASES FORTES
Cálculo do pH da solução original – Vbase = 0 mL
 pH de uma solução de ácido fraco (CH3COOH)
 CH3COOH  H+ + CH3COO– 
		
			
 
Ou
TITULAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS COM BASES FORTES
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 CH3COOH  H+ + CH3COO– c = [ácido]
I. C 0 0
R. Cα Cα Cα
Eq. C - Cα Cα Cα
 
 
 
 
 
despreza-se 1-
TITULAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS COM BASES FORTES
(b) Cálculo do pH após adição de 5 mL de NaOH 0,1 mol/L.
 Antes do ponto de equivalência – Solução resultante é uma mistura de HAc que restou sem reagir e de NaAc formado na reação.
 Problema – Cálculo do pH de um tampão ácido.
 HAc + NaOH  H2O + NaAc 
 Vbase = 5 mL[ácido] > [sal]
(pH = pKa)
[sal] > [ácido]
TITULAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS COM BASES FORTES
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(c) Cálculo do pH após adição de 25 mL de NaOH 0,1 mol/L?
(d) Cálculo do pH após adição de 50 mL de NaOH 0,1 mol/L
 Ponto de equivalência – Vbase = 50mL
 NaAc  Na+ + Ac- 
 
 
 CH3COOH  H+ + CH3COO– c = [ácido]
I. C 0 0
R. Cαh Cαh Cαh
Eq. C – Cαh Cαh Cαh
Cálculo do pH de um sal derivado de ácido fraco e base forte (derivado do fraco sofre hidrólise).
 
 
 se 
 
 
 
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(e) Cálculo do pH após adição de 50,01 mL de NaOH 0,1 mol/L – Vbase = 50,01 mL
Solução contém mistura de excesso de base e o sal formado na reação.
(f) Cálculo do pH após adição de 75mL de NaOH 0,1mol/L
 
 
 
 
 
 
 
 
TITULAÇÃO DE BASES FRACAS COM ÁCIDOS FORTES
Titulação de 50 mL de NH4OH 0,1 mol/L com HCl 0,1 mol/L.
VHCl = 0 mL
Cálculo do pH da solução de uma base fraca (NH4OH)
 NH4OH  NH4+ + OH- 
Ou
 ou
 
 
 
 
 
2) Cálculo do pH após adição de 5 mL de HCl 0,1 mol/L
Antes do ponto de equivalência – Solução resultante é uma mistura de NH4OH que restou sem reagir e de NH4Cl formado na reação.
Problema – cálculo do pH de um tampão básico.
3) Cálculo do pH após adição de 50 mL de HCl 0,1 mol/L.
Ponto de equivalência – VHCl = 50 mL
 NH4Cl  NH4+ + Cl-
Problema – Cálculo do pH de um sal derivado de ácido forte e base fraca (sofre hidrólise)
 NH4+ + H2O  NH4OH + H+
 
 
 
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 se 
 
 
 
 
 
 
 
 
4) Cálculo do pH após adição de 50,01 mL de HCl 0,1 mol/L
VHCl = 50,01 mL
Solução contém excesso de ácido e o sal formado.
 
 
 
Titulações de Ácidos Polipróticos
Os ácidos polipróticos contêm mais de um átomo de hidrogênio substituível por molécula. 
Os ácidos polipróticos podem ser titulados por etapas.
Quando se titula um ácido poliprótico (por exemplo, um ácido diprótico), surgem as seguintes perguntas:
Será possível titular apenas um, ou dois átomos de H+ substituíveis?
No caso de ser possível titular ambos os H+ substituíveis por molécula do ácido, será possível titulá-los separadamente?
Em cada caso, que indicador deverá ser usado?
 De um modo geral, para que se possa titular o 1º hidrogênio ionizável separadamente do 2º, 
 Se ka2 está na faixa de 10-7 a 10-8 para a titulação sucessiva é obtido um ponto final nítido para a titulação do 2º próton.
 Quando as constantes de ionização diferem suficientemente e não são demasiadamente pequenas, resultam curvas com múltiplos pontos de inflexão.
Curvas de titulação de ácidos dipróticos com base forte: (a) ácido maléico; (b) ácido oxálico; (c) ácido carbônico.
Ácido
Ka1
Ka2
Ka1/ka2
Maléico
1,5×10-2
2,6×10-7
5,8×104
Carbônico
4,6×10-7
5,6×10-11
8,2×103
oxálico
5,6×10-2
5,2×10-5
1,1×103
Ac. carbônico: H2CO3
Possível titular o 1º H+ separadamen e ─ 
O 2º H+ da molécula não pode ser titulado ─ ka2 é muito pequeno.
Ac. maléico: HOOCCH ═ CHCOOH (ácido cis butenodióico)
Possível titular separadamente os 2 átomos de H+ da molécula.
Apresenta 2 inflexões associadas a variações de pH pronunciadas. Pode ser titulado como monoprótico ou diprótico.
Ac. oxálico: H2C2O4
pequena variação de pH nas proximidades do 1º ponto de equivalência ─ não dá pra localizar com nitidez o 1º ponto de equivalência.
Ácido relativamente forte com relação ao 2º H+ ─ titulado como ácido diprótico.
Ácido fosfórico:
Curva de titulação do H3PO4, um ácido triprótico, com NaOH. 
 
 
 e