Volumetria de neutralização

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VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
Profa Dra: Ruth Vidal
Introdução
• Baseia-se, em princípio, na reação de
combinações dos íons: H+ e OH- H2O.
• Assim temos:
• Alcalimetria: Usa soluções padrões ácidas para
titular soluções amostras de caráter alcalino.
• Acidimetria: Usa soluções padrões alcalinas para
titular soluções amostras de caráter ácido.
,
Volumetria de neutralização e sais 
• A volumetria de neutralização também inclui
as titulações de deslocamento, em que o
ânion de um ácido fraco é deslocado de seu
sal mediante titulação com ácido forte ou o
cátion de uma base fraca é deslocado de seu
sal mediante titulação com uma base forte.
Ponto final
• Comumente é identificado com auxílio de indicadores
de pH.
• Para uma adequada escolha do indicador é importante
conhecer o ponto da escala do pH em que se situa o
ponto de equivalência da titulação e, principalmente a
maneira como varia o pH nas imediações do ponto de
equivalência.
• A curva dando a variação do pH com o volume de
reagente adicionado durante a titulação é conhecida
com a CURVA DE NEUTRALIZAÇÃO.
INDICADORES DE pH
• Os indicadores de pH são ácidos ou bases
orgânicas fracos.
• mudam gradualmente de coloração dentro de
uma faixa de pH relativamente estreita
chamada zona de transição.
• Os indicadores de pH são quase todos usados
como soluções a 0,1% em água ou etanol.
Teoria dos indicadores
• 1ª - W. Ostwald (1894) com base na teoria da 
dissociação eletrolítica.
• Hind ↔ Ind- + H+
(col. A) (col. B)
• No caso de um indicador básico, tem-se: 
HindOH ↔ Ind+ + OH-
(col.c) (col.d)
pH e coloração do indicador.
• HindO Hind H+ lnd-
• HIndoO e Hind (formas tautômeras do
indicador e Ind- , o ânion do segundo
tautômero) Semelhantemente, no caso de
indicadores básicos.
• As duas formas coexistem, evidentemente, em
toda a escala de pH.
• Há um limite inferior para a quantidade de
qualquer uma das formas que o olho é capaz
de perceber em presença outra, de sorte que
a mudança de coloração do indicador se acha
confinada a uma faixa definida da
concentração de íon hidrogênio, chamada
zona de transição do indicador.
Influência de diversos fatores sobre a 
zona de transição
• A) Influência da concentração do indicador. Este
efeito se manifesta quando se trata de um
indicador monocromado.
• B) Influência da temperatura. As zonas de
transição referem-se à temperatura de 18°C.
• C) Influência do meio. As zonas de transição são
calculadas tomando como solvente a água.
Indicadores Mistos
• A mudança de coloração de alguns indicadores de pH
não é muito facilmente observável, principalmente
com luz artificial. Em certos casos, é possível obter uma
mudança de coloração mais nítida por meio da adição
de um corante orgânico ao indicador. Estas misturas
são chamadas indicadores misto.
• Os indicadores mistos, além de apresentarem uma
mais nítida mudança de coloração, possibilitam ainda a
titulação de soluções bastante diluídas ou fracamente
coradas e a condução da operação sob luz artificial.
indicador
zona de transição a 
18oC
zona de transição a 
100oC
amarelo de metila 2,9 - 4,0 2,3 - 3,5
alaranjado de metila 3,1 - 4,4 2,5 - 3,7
azul de bromofenol 3,0 - 4,6 3,0 - 4,5
verde de 
bromocresol
4,0 - 5,6 4,0 - 5,6
vermelho de metila 4,4 - 6,2 4,0 - 6,0
azul de bromotimol 6,0 - 7,6 6,2 - 7,8
vermelho de fenol 6,4 - 8,0 6,6 - 8,2
fenolftaleína 8,0 - 10,0 8,0 - 9,2
timolftaleína 9,4 - 10,6 8,6 - 9,6
nitramina 11,0 - 13,0 9,0 - 10,5
CURVAS DE NEUTRALIZAÇÃO
• São curvas feitas a partir de titulações
potenciométricas ou de cálculos teóricos, e que
acompanham a variação da concentração de H+
ou OH- em relação ao volume de ácido ou de
base adicionado ao longo da titulação,
permitindo, assim a localização exata do ponto de
equivalência da titulação em questão.
CURVA DE NEUTRALIZAÇÃO DE ÁCIDO 
FORTE COM BASE FORTE
• Seja a titulação de 50 mL de Ácido Clorídrico
0,1M (HCl) com Hidróxido de Sódio (NaOH)
0,1M.
• A) Antes do início:
• [H+] = [Ac] [H+] = 0,1 pH= 1
• B) Após a adição de 10 mL de NaOH 0,1M
• Teremos que 10 ml de HCl foram neutralizados
pelo NaOH adicionado, restando então 40 mL
(0,04L)de ácido. O volume total será 50 mL de
HCl + 10 mL de NaOH = 60 mL (0,06L)
• nH
+ = 0,04 x 0,1= 0,004  [H+] = 0,0666
0,06
pH = 1,17
• C) No Ponto de Equivalência (após a adição de 50
mL de NaOH 0,1M
• Reação: NaOH + HCl → NaCl + H2O
• A única espécie presente capaz de gerar íons H+
ou OH- é a água, donde:
• H2O ↔ H
+ + OH-  Kw = 1,0x10
-14
• Kw = [H
+] [OH-] como [H+] = [OH-], teremos que
Kw = [H
+]2 ou [H+] = √Kw
• Portanto [H+] = 1x10-7  pH = 7
• D) Após a adição 60 mL de Hidróxido de Sódio
0,1M Solução resultante com base em excesso:
• Teremos que 10 ml (0,01L) de NaOH em excesso.
O volume total será 50 mL de HCl + 60 mL de
NaOH = 110 mL (0,11L)
• nOH
- = 0,01 x 0,1= 0,001  [OH-] = 0,009
0,11
• pOH = 2,04
• Como pH + pOH =14
• pH = 14 – 2,04  pH = 11,96
CURVA DE NEUTRALIZAÇÃO DE ÁCIDO 
FORTE COM BASE FORTE
Profa Dra Ruth Vidal
Hidrólise de Sais - REVISÃO
Formação de sais
• Reação de neutralização: Ácido + Base  Sal + Água
Tipos de sais
• 1 – Sal formado pela reação de ácido forte com base forte.
Ex.: HCl + NaOH  NaCl + H2O
• 2 – Sal formado pela reação de ácido forte com base fraca.
Ex.: HCl + NH4OH  NH4Cl + H2O
• 3 – Sal formado pela reação de ácido fraco com base forte.
Ex.: H3CCOOH + NaOH  H3CCOONa + H2O
• 4 – Sal formado pela reação de ácido fraco com base fraca.
Ex.: H3CCOOH + NH4OH  H3CCOONH4 + H2O
Hidrólise de sais
• Hidrólise salina é o processo em que íons provenientes de um
sal reagem com a água (inverso da reação de neutralização).
• Uma solução salina pode originar soluções neutras, ácidas e
básicas. Os sais presentes se dissociam em cátions e ânions, e
dependendo destes íons a solução assume diferentes valores
de pH.
Equações Iônicas
• Eletrólitos fortes devem ser escritos na forma iônica.
• Eletrólitos fracos e substâncias simples devem ser escritas na 
forma molecular.
• Equação química: NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
• Eq. iônica: Na+(aq)+ Cl-(aq)+Ag+(aq)+NO3
-
(aq)→AgCl(s)+ Na+(aq)+ NO3
-
(aq)
• Os íons espectadores nesse caso são Na+(aq) e NO3
-
(aq), assim
podemos escrever a seguinte equação iônica reduzida:
• Equação iônica Essencial: Ag+(aq) + Cl
-
(aq) → AgCl(s)
Hidrólise de sal de ácido forte com base fraca
 NH4Cl + H2O  NH4OH + HCl (eletrólito forte)
Eq. de hidrólise: NH4Cl + H2O  NH4OH + HCl
Eq. essencial iônica: NH4
+ + Cl- + H2O  NH4OH + H
+ + Cl-
Kh= [H
+][NH4OH] (x[OH
-])Kh= [H
+][NH4OH] [OH
-]
[NH4
+] [NH4
+][OH-]
Kh= Kw
Kb
Calc. pH da sol.: Kw = [H+][NH4OH] ([H
+]=[NH4OH])
Kb [NH4
+]
Kw = [H+]2
Kb [NH4
+]
pH = -logKw[Sal] 
Kb
Solução 
levemente 
ácida
Hidrólise de sal de ácido fraco com base forte
• Eq. de hid.: H3CCOONa + H2O  H3CCOOH + NaOH (elet. forte)
Eq. iônica: Na+ + H3CCOO
- + H2O  H3CCOOH + OH 
- + Na+
Kh= [OH
-][H3CCOOH] (x[H
+])Kh= [OH
-][H3CCOOH] [H
+]
[H3CCOO
-] [H3CCOO
-][H+]
Kh= Kw
Ka
Calc. pH da sol.: Kw = [OH-][H3CCOOH] ([OH
-]=[H3CCOOH])
Ka [H3CCOO
-]
Kw = [OH-]2  Kw = (Kw/[H
+])2  pH = -log  Kw Ka
Ka [H3CCOO
-] Ka [H3CCOO
-] [Sal]
Solução 
levemente 
básica
Hidrólise de sal de ácido fraco com base fraca
• Eq. de hid.: H3CCOONH4 + H2O  H3CCOOH + NH4OH
Eq. iônica: NH4
+ + H3CCOO
- + H2O  H3CCOOH + NH4OH 
Kh=[NH4OH][H3CCOOH](x[OH
-][H+])
[H3CCOO
-] [NH4
+]
Kh=[NH4OH][H3CCOOH][OH
-][H+]
[H3CCOO
-] [OH-][H+]
Kh= KwKaKb
Calc. pH da sol.:
pH = -logKw[Sal] ou pH = - log Kw Ka
Kb [Sal]
Solução 
levemente ácida, 
básica ou meutra 
depende de Ka 
ou Kb
Se Ka > Kb, = 
solução ácida
Se Ka < Kb, = 
solução básica
Se Ka = Kb, =
Solução neutra
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
VOLTANDO
CURVA DE NEUTRALIZAÇÃO DE BASE 
FRACA COM ÁCIDO FORTE
• Seja a titulação de 50 mL de com Hidróxido de
Amônio (NH4OH) 0,1M Ácido clorídrico 0,1M (HCl).
• A) Antes do início:
• [OH-] = Kb x Cb [OH
-] = 1,75 x 10-6 
• [OH-] = 0,00132 pOH= 2,88 
• pH=14 - 2,88
• pH= 11,12
• B) Após a adição de 10 mL de HCl 0,1M
• Formará uma solução tampão básica :
• NH4OH + NH4Cl  pH= pKw – pKb+ log [NH4OH]
• [NH4Cl]
•
• [NH4OH] = 40x0,1 = 6,6x10
-2
60
• [NH4Cl] = 10x0,1 = 1,66x10
-2
60
• pH = 14 – 4,76 + log 6,66x10-2
1,66x10-2
•  pH = 8,64
• C) No Ponto de Equivalência (adição de 50 mL de HCl 0,1M)
• Teremos um sal de base fraca sofrendo hidrólise.
• Reação: NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + H
+  Kh = [NH4OH] [H
+] (I)
[NH4
+]
• A hidrólise é governada por Kw; Kb e pela concentração do sal, 
de modo que teremos:
• [H+] = Kw ;  pH= ½pKw – ½[pKb + (log [NH4Cl])]
• Kb [NH4Cl]
•
• [NH4Cl] = 50 x 0,1 = 0,05 Kw = 1x10
-14  Ka = 1,75x10
-5 
100
• pH= 5,27
• D) Após a adição 60 mL de Ácido clorídrico 
0,1M teremos uma solução resultante com 
ácido em excesso:
• [H+] = 10 x 0.1 = 0,009  pH = 2,04
110
CURVA DE NEUTRALIZAÇÃO DE ÁCIDO 
FRACO COM BASE FRACA
• Ex.: Seja a titulação de 50 mL de Ácido Acético 0,1M (HOAc) com 50
mL de com Hidróxido de Amônio (NH4OH) 0,1M.
• A) Antes do início:
• [H+] = Ka x Ca [H+] = 1,75 x 10-6 [H+] = 0,00132 pH= 2,88
• B) Após a adição de 10 mL de NH4OH 0,1M (Formação de solução
tampão ácida : HOAc + NH4OAc  pH= pKa+ log [NH4OAc]
[HOAC]
• [HOAc]=40x0,1 = 6,66x10-2 [NH4OAC]=10x0,1 = 1,66x10
-2
60 60
• pH = 4,76 + log 1,66x10-2 pH = 4,87
6,66x10-2
• C) No Ponto de Equivalência (após a adição de 50 mL de NH4OH 0,1M)
• Teremos um sal de base fraca e de ácido fraco, sofrendo hidrólise.
Reação: NH4OAc + H2O ↔ NH4OH + HOAC  Kh = [NH4OH] [HOAC] (I)
[NH4OAC]
• A hidrólise é governada por Kw; Ka e Kb, de modo que teremos:
• [H+] = Kx Ka ;
Kb
•
•  pH= ½pKw + ½ (pKa - pKb)  pH = 7 + (4,76 - 4,76) pH = 7
• Obs.: o pH da solução resultante depende da extensão de ionização do
ácido e da base fracos.
• D) Após a adição 60 mL de NH4OH 0,1M
teremos uma solução resultante com base
fraca em excesso:
Cb = 10 x 0.1 = 0,009  [OH
-] = Kb Cb 
110
• pOH = 3,41 pH = 14 – pOH pH = 10,59
TITULAÇÃO DE ÁCIDOS/BASES POLIPRÓTICOS
• Ex.: Seja a titulação de 50 mL de Ácido carbônico 0,1M
(H2CO3) com Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1M.
• A) Antes do início: [H+] = Ka x Ca
• B) Após a adição de 10 mL de NaOH 0,1M
Formará uma solução tampão ácida: NaHCO3 + H2CO3
pH= pKa1 + log [NaHCO3]
[H2CO3]
• C) No primeiro ponto de equivalência:
• Teremos a formação de um anfólito: . NaHCO3, que tanto
pode formar CO3
= quanto H2CO3, portanto:
[H+] = Ka1 x Ka2
• D) Após o primeiro ponto de equivalência:
• Formará uma segunda solução tampão: NaHCO3 + Na2CO3
pH= pKa2 + log [Na2CO3]
[NaHCO3]
• E) No segundo ponto de equivalência:
• Teremos a formação de um sal de ácido fraco, portanto 
sujeito à hidrólise, de modo que o pH será dado por: 
[H+] = Kw Ka2 ;
[Na2CO3]
• D) Após o segundo ponto de equivalência teremos uma 
solução resultante com base em excesso:
[OH-] = CbxVbexc  pH = 14 - pOH
Vtotal
SOLUÇÕES PADRÕES
• SOLUÇÕES PADRÕES ÁCIDAS
• São principalmente usadas soluções de HCl ( 12mol.L-1)
e H2SO4 ( 18mol.L
-1). Comumente as soluções padrões
ácidas são obtidas por via INDIRETA. O principal reagente
padrão primário ácido é o biftalato de potássio.
• SOLUÇÕES PADRÕES ALCALINAS
• Os reagentes usados na preparação de soluções padrões
alcalinas são os hidróxidos de sódio, potássio e bário.
• O principal reagente padrão primário básico é o
Tetraborato, de sódio .
Cálculos
• Os cálculos na
volumetria de
neutralização seguem o
princípio geral de que no
ponto de equivalência o
número de mols da
solução padrão é igual
(segundo a
estequiometria da
reação) ao número de
mols da solução
amostra.
Solução padrão Solução amostra
n1 n2
Lembre-se que n pode ser
encontrado pelas
fórmulas:
n=m/MM ou n= M.V
Aplicações
• Determinação de substâncias ácidas, básicas,
pH, sais que deslocam íons liberando ácido ou
base.
Exercícios
• 1 - No caso de uma titulacao acido-base, em que foi utilizado
87,5 mL de HCl 0,1 M para se neutralizar um certo volume de
NaOH 0,35 M, qual a quantidade de NaOH envolvida?
• Dados: MM do NaOH = 40g; MM do HCl = 36,5g
• 2 - Cerca de 10,0 mL de HCl concentrado foram transferidos
para um balão volumétrico de 1,0 L. Completou-se o volume
do recipiente com água destilada. Essa solução foi utilizada
para titular uma amostra de NaOH (m= 0,3054 g), gastando-se
35,09 mL para a sua completa neutralizacao.Qual a molaridade
• da solução do HCl titulada e a inicial (concentrada)?