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Aula Volumetria ácido base

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19/10/2017
1
NOÇÕES DE EQUILÍBRIOS E TITULAÇÕES 
ÁCIDO-BASE
Disciplina: Química Analítica
Profa Drª. Adriana Lima
A constante de equilíbrio corresponde a sua constante
de ionização, que, nos ácidos, é representada por Ka.
Quanto maior o 
valor da constante 
de ionização (Ka)
Mais ionizado 
está o ácido
H3CCOOH(aq) H+(aq) + H3CCOO-(aq) HF(aq) H+(aq) + F-(aq)
Ka = [H+] [H3COO-]
[H3COO]
Ka = [H+] [F-]
[HF]
HF Ka = 6,6 x 10-4
H3CCOOH Ka = 1,8 x 10-5
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO DOS ÁCIDOS
Quanto maior o valor 
da constante de 
ionização (Kb)
Mais ionizada está 
a base
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(l)
Kb = [NH4+][OH-]
[NH3]
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO DAS BASES
pH
A diminuição do pH da chuva ácida é preocupante!!!
•Métodos colorimétricos : indicadores de pH
•Métodos potenciométricos: eletrodo de vidro
COMO MEDIR PH
Um indicador é uma substância que varia de cor dentro
de um pequeno intervalo de pH, devido ao fato de poder
existir em duas ou mais formas que têm estruturas
distintas e apresentam cores diferentes.
2 OH-
2 H+
INDICADORES DE PH
19/10/2017
2
INDICADOR FAIXA DE VIRAGEM
COR EM MEIO 
ÁCIDO
COR EM MEIO 
BÁSICO
Violeta de metila 0,0 – 1,6 Amarelo Violeta
Vermelho de cresol 0,2-1,8 Vermelho Amarelo
Azul de timol 1,2-2,8 Vermelho Amarelo
Alaranjado de metila 3,1-4,4 Vermelho Amarelo
Verde de bromocresol 3,8-5,4 Amarelo Azul
Vermelho de metila 4,8-6,0 Vermelho Amarelo
Tornassol 5,0-8,0 Vermelho Azul
Azul de bromotimol 6,0-7,6 Amarelo Azul
Fenolftaleína 8,0-9,6 Incolor Rosa
Amarelo de alizarina 10,1-12,0 Amarelo Vermelho 
alaranjado
Indicadores mais comuns: Faixas de viragem
Quim. Nova, Vol. 25, No. 4, 684-688, 2002
Indicador: Extrato de amora
Indicador: Extrato de jabuticaba
Papel de tornassol
VERMELHO: SOLUÇÕES BÁSICAS AZUL: SOLUÇÕES ÁCIDAS
Destaque em intervalos de pH específicos
Soluções que, em geral, não sofrem grandes
variações de pH quando adicionamos pequenas
quantidades de ácido forte ou base forte.
Soluções formadas por um ácido fraco e sua base
conjugada ou por uma base fraca e seu ácido
conjugado
SOLUÇÃO TAMPÃO
COMPOSIÇÃO QUÍMICA
 Ácido fraco + sal derivado deste ácido 
Ex: Ácido acético / Acetato de sódio
 Base fraca + sal derivado desta base
Ex: Hidróxido de amônia / cloreto de amônia
19/10/2017
3
IMPORTÂNCIA
As soluções-tampão são utilizadas:
 quando se necessita de um pH constante.
 para a aferição e calibração de medidores de pH.
Exemplos:
- A manutenção de trocas gasosas e proteínas no
sangue é obtida através de diferentes sistemas-tampão
(Ex: HCO3-/H2CO3 e HPO42-/H2PO4-) que conservam o pH
em aproximadamente 7,4.
- Controle da acidez de solos através de calagem
(adição de CaCO3)
CH3-COOH(aq) + H2O(l) CH3-COO-(aq) + H3O+(l)
 O ácido acético CH3-COOH é o ácido conjugado do íon acetato CH3-COO-
 O íon acetato CH3-COO- é a base conjugada do ácido acético CH3-COOH
 O acetato CH3-COO- é um sal do ácido fraco com uma base forte (NaOH)
Ácido fraco Base conjugada
TAMPÃO
TAMPÃO DE UM ÁCIDO FRACO
 O íon amônio NH4+ é o ácido conjugado da base amônia NH3
 A base amônia NH3 é a base conjugada do íon amônio NH4+ .
 O íon amônio NH4+ é um sal de uma base fraca com um ácido forte (HCl).
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(l)
Base fraca Ácido conjugado
TAMPÃO
TAMPÃO DE UMA BASE FRACA
CÁLCULO DE PH DE UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
 Uma solução contendo um ácido fraco, HA, e sua base 
conjugada, A-, pode ser ácida, neutra ou básica.
HA + H2O = H3O+ + A-
A- + H2O = OH- + HA
][
]][[ 3
HA
AOHKa


a
w
b K
K
A
HAOHK  

][
]][[
CÁLCULO DE PH DE UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
][
]][[ 3
HA
AOHKa

 ][
][
3 
 
A
HAKOH a
][
][log
HA
ApKpH a


CH3COOH(aq) = H3O+ + CH3COO-
CH3COONa(s) CH3COO-(aq) + Na+
2 H2O = H3O+ + OH-
][
][log
ácido
salpKpH a 
Equação de Henderson-Hasselbalch
CH3COOH = HA
CH3COO- = A-
CÁLCULO DE PH DE UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
pH = pKa + log {[sal] / [ácido]}
pOH = pKb + log {[sal] / [base]}
Estas equações permitem:
 o cálculo do pH do tampão, quando a proporção dos
componentes é conhecida;
 encontrar a proporção entre os componentes para um
determinado pH;
 estimar ∆pH dos tampões, quando ácidos e/ou bases são
adicionados.
19/10/2017
4
PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Efeito da diluição;
Efeito da adição de ácidos e bases;
A composição em função do pH;
Capacidade tamponante.
Um tampão resiste a variações no pH porque ele contém 
tanto espécies ácidas para neutralizar os íons OH- quanto 
espécies básicas para neutralizar os íons H+.
Exigência preenchida por um par
CH3COOH(aq) / CH3COO-(aq) NH4+(aq) / NH3(aq) ou
Considerando-se um ácido fraco:
HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)
Ka =
[H+] [X-]
[HX]
Ka
[HX]
[X-]
[H+] =
 [H+], e em decorrência o pH, é determinado por dois fatores: O
valor de Ka para o componente ácido fraco do tampão e a razão das
concentrações do par ácido-base conjugado [HX] / [X-].
AÇÕES DAS SOLUÇÕES TAMPÃO
Considerando-se o tampão de um ácido fraco:
1. Íons OH- são adicionados à solução-tampão
HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)
HX (aq) H2O (l) + X- (aq)OH- (aq) +
[HX]
[X-]
AÇÕES DAS SOLUÇÕES TAMPÃO
2. Íons H+ são adicionados à solução-tampão
Considerando-se o tampão de um ácido fraco:
HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)
[X-]
[HX]
X- (aq) HX (aq)H+ (aq) +
AÇÕES DAS SOLUÇÕES TAMPÃO
 Os tampões resistem mais eficazmente à variação de pH
quando as concentrações de ácido fraco e base conjugada
são aproximadamente as mesmas.
A partir da equação:
Geralmente tentamos selecionar um tampão cuja forma
ácida tem pKa próximo do pH desejado.
[HX]
[X-]= pKa + logpH
AÇÕES DAS SOLUÇÕES TAMPÃO
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EXERCÍCIOS
ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA
I 0,3mol L-1 0,3mol L-1 0,3mol L-1
EQ 0,3 – 0,1 0,3 + 0,1
[ácido] : 0,2 mol/L
[sal] : 0,3 mol/L + 0,1 mol/L = 0,4 mol/L
pH=pKa+log[sal] / [ácido]
pH=4,7+log 0,4 / 0,2
pH = 4,7 + log 2
pH = 4,7 + 0,3 = 5,0
EXERCÍCIOS
 Tampões não mantêm o pH a um valor
absolutamente constante, mas as variações no pH
são relativamente pequenas quando quantidades
pequenas de ácidos ou bases são adicionadas a eles.
EFEITO DA ADIÇÃO DE BASES
NH4+ + H2O = NH3 + H3O+
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
 Adição de 100 mL de NaOH 0,0500 mol/L: (NH4+ NH3)
Novas concentrações:
CNH3=(400 x 0,200) + (100 x 0,0500) / 500 = 0,170 mol/L
CNH4Cl=(400 x 0,300) - (100 x 0,0500) / 500 = 0,230 mol/L
pOH = pKb + log {[sal] / [base]}
pOH = -log 1,75.10-5 + log {[0,230] / [0,170]} = 4,888 e pH = 9,11
NH3 0,200 mol/L + NH4Cl 0,300 mol/L
Volume = 400 mL pH = 9,07
EFEITO DA ADIÇÃO DE ÁCIDOS
NH4+ + H2O = NH3 + H3O+
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
 Adição de 100 mL de HCl 0,0500 mol/L: (NH3 NH4+)
 Novas concentrações:
CNH3=(400 x 0,200) - (100 x 0,0500) / 500 = 0,150 mol/L
CNH4Cl=(400 x 0,300) + (100 x 0,0500) / 500 = 0,250 mol/L
pOH = pKb + log {[sal] / [base]}
pOH = -log 1,75.10-5 + log {[0,250] / [0,150]} = 4,979 e pH = 9,02
NH3 0,200 mol/L + NH4Cl 0,300 mol/L
Volume = 400 mL pH = 9,07 Análises gravimétricas
Não utiliza curva de trabalho
Análises 
titrimétricas
Métodos absolutos baseados nas estequiometrias das reações
ANÁLISES CLÁSSICAS
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1.Reações de neutralização
2.Reação de formação de complexos
3.Reações de precipitação
4.Reações de oxidação-redução
Classificação das reações em 
análises titrimétricas
Definição
Processo da análise química em que o teor do
analito é determinado através de uma reação
química quantitativa com uma solução padrão,
em uma técnicadenominada titulação.
Tipos de volumetria
Métodos Clássicos
 Neutralização
 Precipitação
 Oxirredução
 Complexação
 Gravimétrica
 Amperometria
 Potenciometria
 Condutometria
 Coulometria
Métodos instrumentais 
Técnicas eletroanalíticas
Reação Volumétrica - Métodos Clássicos
Ser instantânea, rápida ou passível de catalisação;
Ser expressa por uma única equação química (ideal);
Ser completa nas imediações do ponto de equivalência;
Indicar o seu término
Princípio da volumetria
no de mols do titulante = no de mols do titulado
Conceitos
VxM
)(
)(
LVxMM
gmM 
MM
m
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Volumetria de Neutralização
Acidimetria - Utiliza uma solução ácida padrão para a
titulação de bases livres ou as que se formaram da
hidrólise de sais de ácidos fracos.
Alcalimetria – Utiliza uma solução básica padrão para a
titulação de ácidos livres ou os que se formaram da
hidrólise de sais de bases fracas.
Aplicações
ALGUNS EXEMPLOS:
 Alcalinidade e acidez em águas;
 Misturas contendo OH-, CO3
= e HCO3
-;
 Acidez em leite e em vinagre;
 Ácido fosfórico;
Os ácidos titulam bases ou sais de ácidos fracos
As bases titulam ácidos ou sais de bases fracas
“Análise quantitativa feita pela determinação do volume de
uma solução padrão (de concentração conhecida),
necessário para reagir quantitativamente com um volume
determinado da solução que contém a substância a ser
analisada.”
(Vogel)
Bureta. Utilizada para a adição da solução padrão 
à solução da amostra
Erlenmeyer. Contendo uma quantidade precisa da 
solução da amostra.
Conceitos - Volumetria Conceitos
Solução padrão primária
massapp (volumepp) Sol. padrão primária
Solução padrão secundária
A concentração real é obtida mediante análise química. Na
volumetria, a concentração real de uma solução pode ser
determinada por titulação com padrões primário ou secundário.
dil.
O volume exato da solução padrão necessário para a reagir
completamente com a espécie que se deseja determinar na
amostra.
O término da titulação é detectado por meio de alguma modificação
física produzida pela própria solução padronizada (por exemplo,
mudança de coloração), ou pela adição de um reagente auxiliar
(indicador).
O final da titulação indicado pela mudança de alguma propriedade
física é chamado ponto final da titulação
O erro da titulação é a diferença entre o ponto de equivalência e o
ponto final da titulação.
Conceitos – Ponto de equivalência
Pré-requisitos a serem atendidos para as reações serem utilizadas em
análises titrimétricas:
A reação deve ser simples e poder ser expressa por uma
equação química. A substância a ser determinada deve reagir
completamente com o reagente em proporções
estequiométricas ou equivalentes.
Deve ocorrer, no ponto de equivalência, alteração de alguma
propriedade física ou química da solução.
Deve-se dispor de um indicador capaz de definir claramente,
pela mudança de uma propriedade física ou química, o ponto
final da reação.
Conceitos – Ponto de equivalência
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Solução padrão secundária
NaOH
M
Vol.
HCl
M = ?
Vol. inicial
VxM
NaOH 0,1000 mol/L x HCl 0,1 mol/L
η NaOH = η HCl
0,1000 x 25,36 = M HCl x 25,00
MHCl = 0,10144 = 0,1014 mol/L
A concentração real é obtida mediante análise
química. Na volumetria, a concentração real de uma
solução pode ser determinada por titulação com um
padrão primário ou secundário.
HCl a 37% HCl 0,1025 mol/L
NaOH a 98% NaOH 0,5005 mol/L
Solução padrão secundária
São substâncias com alto grau de pureza, empregada para
padronização de padrões secundários, através da titulação.
• Deve ser fácil de obter, purificar, secar (de preferência a 110 e 120ºC)
e preservar em estado puro.
• A substância não deve se alterar no ar durante a pesagem.
• A substância deve poder ser testada para impurezas por ensaios
qualitativos ou outros testes de sensibilidade conhecida.
• O padrão primário deve ter massa molecular relativa elevada para
minimizar erros de pesagem.
• A reação com a solução padrão deve ser estequiométrica e
praticamente instantânea.
• O erro de titulação deve ser desprezível ou poder ser facilmente
determinado experimentalmente com acurácia.
PADRÕES PRIMÁRIOS
A substância deve ser facilmente solúvel nas condições de trabalho.
Volume do titulante (bureta)
pH
 n
o 
re
ci
pi
en
te
 d
e 
re
aç
ão
 
(E
rle
nm
ey
er
)
CURVA DE TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE OU CURVA DE NEUTRALIZAÇÃO
O problema: Considere a titulação de 50,00 mL de uma solução de HCl
0,1000 mol/L com uma solução de NaOH 0,1000 mol/L.
NaOH 0,1000 mol/L
50,00 mL de HCl 0,1000 mol/L
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
Presente no erlenmeyer 50,00 mL de HCl 0,1000 mol/L
Para o ácido forte [H3O+] = [HCl]
pH = -log [H3O+] = -log 0,1000
pH = 1,00
Ainda não adicionamos titulante, Vb = 0
o pH da solução no erlenmeyer é:
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
1ª etapa: Antes de iniciar a titulação
19/10/2017
9
Excesso do ácido 
Após a adição de 25,00 mL da base, Vb = 25,00 ml
HCl + NaOH NaCl + H2O
Número de mols remanescentes do HCl = nHCl (inicial) – nNaOH (adicionados)
2ª etapa: Pontos antes do ponto de equivalência
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
Número de mols remanescentes do HCl = nHCl (inicial) – nNaOH (adicionados)
CHCl =
Após a adição de 25,00 mL da base, Vb = 25,00 ml
nHCl (inicial) – nNaOH (adicionados)
VTotal
CHCl =
50,00 x 0,1000 – 25,00 x 0,1000
50,00 + 25,00
CHCl = [H3O+]= 0,03333 mol/L pH = 1,48
Excesso do ácido 
2ª etapa: Pontos antes do ponto de equivalência
CHCl =
CHC VHCl (inicial) – CNaOH VNaOH (adicionados)
VTotal
Vtotal = Va + Vb
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
Número de mols remanescentes do HCl = nHCl (inicial) – nNaOH (adicionados)
Após a adição de 40mL da base, Vb = 40,00 ml
Excesso do ácido 
2ª etapa: Pontos antes do ponto de equivalência
CHCl =
nHCl (inicial) – nNaOH (adicionados)
VTotal
CHCl =
50,00 x 0,1000 – 40,00 x 0,1000
CHCl =
CHC VHCl (inicial) – CNaOH VNaOH (adicionados)
VTotal
Vtotal = Va + Vb
50,00 + 40,00
CHCl = [H3O+]= 0,01111 mol/L pH = 1,95
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
Após a adição de 50,00 mL da base, Vb = 50,00 ml
Neste caso, todo íon H3O+ e todo íon OH- desta solução provém da 
dissociação da água
pH = -log 1,00 x10-7 = 7,00
[H3O+] [OH-] = 1,00 X 10-14
[H3O+] = [OH-] 
[H3O+]2 = 1,00 x 10-14
[H3O+] = 1,00 x 10-7
3ª etapa: No ponto de equivalência
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
Número de mols remanescentes de NaOH = nNaOH (adicionados)– nHCl (inicial)
Após a adição de 75,00 mL da base, Vb = 75,00 ml
HCl + NaOH NaCl + H2O
Número de mols remanescentes do NaOH = nNaOH (inicial) – nHCl (adicionados)
Excesso da base 
4ª etapa: Pontos após do ponto de equivalência
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
pOH = -log [OH-]
pH + pOH = 14,00CNaOH =
75,00 x 0,1000 – 50,00 x 0,1000
75,00 + 50,00
CNaOH = [OH-]= 0,02000 mol/L
pH = 12,30
pOH = -log 0,02000
pOH = 1,70
Após a adição de75mL da base, Vb = 75,00 ml
CNaOH =
nNaOH (adicionados) - nHCl (inicial)
VTotal
CNaOH =
CNaOH VNaOH (adicionados) - CHC VHCl (inicial)
VTotal
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
Excesso da base 
4ª etapa: Pontos após do ponto de equivalência
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10
VNaOH (mL) pH VNaOH (mL) pH
0,00 1,00 50,10 10,00
10,00 1,20 50,50 10,7
20,00 1,40 51,00 11,00
25,00 1,50 52,00 11,30
30,00 1,60 55,00 11,70
40,00 2,00 60,00 12,00
45,00 2,30 70,00 12,20
48,00 2,70 75,00 12,30
49,003,00 80,00 12,40
49,50 3,30 90,00 12,50
49,90 4,00 100,00 12,50
50,00 7,00 ------ ------
Variação do pH durante a titulação de 50,00 mL de HCl 0,1000 mol/L com 
NaOH 0,1000 mol/L
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
0,00
2,00
4,00
6,00
8,00
10,00
12,00
14,00
0,00 20,00 40,00 60,00 80,00 100,00
p
H
V NaOH (mL)
Variação do pH durante a titulação de 50,00 mL de 
HCl 0,1000 mol/L com NaOH 0,1000 mol/L
Ponto de equivalência
Zona de excesso do ácido 
Zona de excesso da base 
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
7,0
variação do pH na titulação de uma 
base forte: 25 ml de NaOH 0,25 M, 
com uma ácido forte, HCl 0,34 M. O 
ponto estequiométrico ocorre em 
pH= 7,0
A variação do pH durante uma titulação 
típica de um ácido forte (o analito) com 
uma base forte (o titulante) O ponto
estequiométrico ocorre em pH = 7
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FORTE –BASE FORTE
Como varia o pH ao longo da titulação de uma solução de
um ácido fraco com uma base forte?
O problema: Titulação de 50,00 mL de CH3COOH 0,1000
mol/L com uma solução padrão de NaOH 0,1000 mol/L.
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FRACO –BASE FORTE
Ka = 1,80x10-5
CH3COOH + H20 H3O+ + CH3COO-
CH3COOH H+ + CH3COO-
HA H+ + A-simplificando
simplificando
Revisão equilíbrio iônico 
25 ml de CH3COOH(aq) 0,1 M com NaOH
(aq) 0,15 M.
O ponto estequiométrico (S) ocorre no lado
básico de pH > 7 porque o ânion CH3CO2 − é
básico.
O início do gráfico mostra um relativamente
rápido aumento no pH que vai aos poucos
diminuindo, isso devido a formação de uma
solução tampão, contendo HAC e NaAC.
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FRACO –BASE FORTE CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FRACO –BASE FORTE
19/10/2017
11
Fenolftaleina
Vermelho de metila
Alaranjado de metila
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FRACO –BASE FORTE
Quanto menor for a
constante de ionização
do ácido fraco (Ka) mais
desfavorável se torna a
titulação.
Ácidos com constantes de
ionização menores que
10-7 não pode ser
satisfatoriamente
titulados em
concentrações ao redor
de 0,1000 mol/L.
CONSTRUINDO UMA CURVA DE TIT. ÁCIDO FRACO –BASE FORTE
 Adicionando-se uma solução de hidróxido de sódio na 
solução de ácido etanodióico, a curva do pH mostra os 
pontos finais para ambas as reações.
CONSTRUINDO UMA CURVA DE PH PARA TITULAÇÃO DE ÁCIDO
POLIPRÓTICO

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