Geral 2 - Aula 10

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Hidrólise de sais
Os sais podem ser divididos em quatro classes principais:
1) Os que derivam de ácidos fortes e de bases fortes. Ex. cloreto de potássio
2) Os que derivam de ácidos fracos e de bases fortes. Ex. acetato de sódio
3) Os que derivam dos ácidos fortes e das bases fracas. Ex. cloreto de amônio
4)Os que derivam de ácidos fracos e bases fracas. Ex. formiato de amônio e acetato 
de alumínio.
Com as soluções aquosas dos sais da classe 1, os anions não possuem qualquer 
tendência a se combinar com os ions hidrogênio nem os cátions com os íons hidróxido 
da água pois, os ácidos e bases correspondentes são eletrólitos fortes. O equilíbrio 
entre os íons hidrogênio ee hidróxido na água não será perturbado e a solução 
permanece neutra.
H2O H+ + OH-
Quando qualquer sal das classes 2,3 e 4 se dissolve m água poderá ocorrer interação 
com os íons da água e a solução resultante será neutra, ácida ou alcalina, de acordo 
com a natureza do sal.
Ex. sal MA derivado de um ácido fraco HA e de uma base forte BOH (classe 2):
MA → M+ + A- (o sal esta completamente dissociado em solução aquosa)
uma concentração muito pequena de íons hidrogênio e íons hidróxido (ionização da 
água) estará inicialmente presente. O ácido HA é fraco (dissocia-se em pequeno 
grau), logo a concentração de íons A- que pode existir em equilíbrio com íons H+ é 
pequena. A fim de se manter o equiilíbrio, a concentração inicial dos íons A- deve ser 
reduzida mediante a combinação com os íons H+ para formar o ácido não dissociado 
HA:
 H+ + A- HA
1
Os íons necessários para esta reação são gerados pelo aumento da dissociação da 
água, produzindo uma quantidade equivalente de ions OH- (solução terá caráter 
alcalino).
Uma vez que os dois equilíbrios coexistem (ionização da água e dissociação do ácido:
 A- + H2O OH- + HA
Ex. CH3COOH (ácido fraco) + NaOH (base forte) CH3COONa + H2O 
 CH3COO- + H2O OH- + CH3COOH
Esta interação entre o íon (ou íons) de um sal e a água é denominada hidrólise.
Considerando o caso de um sal de um ácido forte e de uma base fraca (classe 3)
a concentração inicial elevada dos íons M+ será reduzida pela combinação com os 
íons hidróxido da água para formar a base MOH que se dissocia pouco até que o 
seguinte equilíbrio seja atingido:
 M+ + OH- MOH
A concentração do íon hidrogênio na solução aumentará e a solução terá reação 
ácida.
 M+ + H2O MOH + H+
Ex.: HCl (ácido forte) + NH4OH (base fraca) NH4C l + H2O
 NH4+ + H2O NH4OH + H+
2
Para o caso de um sal formado por um ácido fraco e uma base fraca (classe 4) 
temos:
Ocorrerão duas reações simultâneas
M+ + H2O MOH + H+ e A- + H2O HA + OH-
A reação da solução (ácida ou básica) dependerá da relação entre as constantes de 
dissociação do ácido e da base.
- Se forem da mesma força a solução será neutra
- se Ka > Kb, será ácida
- se Kb > Ka será alcalina
Hidrólise: é a interação entre um íon (ou íons) de um sal e a água com formação de 
um ácido fraco ou uma base fraca ou de um ácido fraco e uma base fraca 
simultaneamente.
Vejamos por exemplo:
CH3COO- + H2O OH- + CH3COOH
a constante de hidrólise Kh é dada por:
[CH3COOH] [OH-] / [CH3COO-] = Kh = Kw/Ka
onde Ka = constante de dissociação do ácido acético
3
Constante de hidrólise e grau de hidrólise 
Caso 1: Sal de ácido fraco e base forte
 A- + H2O OH- + HA
Se aplicarmos a lei de ação das massas para uma reação de hidrólise (admitindo-se 
que a solução seja diluída de modo que se possa tomar como constante a atividade 
da água não ionizada e se possa admitir a aproximação do coeficiente de atividade 
do ácido não ionizado como sendo a unidade e de serem iguais os coeficientes de 
atividade dos dois íons temos:
A base forte livre e o sal não hidrolisado estão completamente dissociados enquanto o 
ácido está muito pouco dissociado.
O grau de hidrólise é a fração de cada mol do anion A- hidrolisada no equilíbrio. Seja 
1 mol de sal dissolvido em V (litros) da solução e seja x o grau de hidrólise. As 
concentrações em mol L-1 são:
[HA] = [OH-] = x/V e [A-] = (1-x)/V levando-se estes valores na equação:
Esta expressão nos permite calcular o grau de hidrólise na diluição V. É evidente que 
quando V aumenta o grau de hidrólise x deve aumentar.
Pela relação: Kw/Ka = Kh temos: pKh = pKw - pKa
Desta forma, a concentração dos ions hidrogênio numa solução de um sal hidrolisado 
pode ser calculada com facilidade. A quantidade de HA e dos ions OH- formados em 
4
 Kh = 
 [OH-] x [HA]
 [A-]
 Kh = [Base] x [Ácido]
[Sal não hidrolisado]
 = x/V . x/V
 (1-x)/V
 = x2
 (1-x)/V
 K
h
 = [OH-] x [HA]
 [A-]
consequência da hidrólise é a mesma por isso, numa solução do sal puro em água 
[HA] = [OH-]. Se a concentração do sal for C (mol L-1), então:
e [OH-] = (C.Kw/Ka)0,5 ou [H+] = (Kw.Ka/C)0,5 pois [H+] kw/[OH-]
então: pH = 1/2(pKw) + 1/2(pKa) + 1/2(logC)
Esta equação pode ser empregada para o cálculo do pH de uma solução de um sal de 
um ácido fraco e de uma base forte. (Este calculo proporciona informação útil a 
respeito do indicador que poderá ser utilizado na titulação de uma ácido fraco por uma 
base forte).
Caso 2: Sal de ácido forte e base fraca
De forma semelhante como acima temos:
 M+ + H2O MOH + H+
[H+] = (C.Kw/Kb)0,5
então: pH = 1/2(pKw) - 1/2(pKa) + 1/2(logC)
5
 = [OH
-]2
 C = Kh = 
 Kw
 Ka
 [OH-] x [HA]
 [A-]
 Kh = 
 [H+] x [MOH]
 [M+]
 Kh = [ácido] x [base]
[Sal não hidrolisado]
 = x/V . x/V
 (1-x)/V
 = x2
 (1-x)/V
 K
h
 = [H+] x [MOH]
 [M+]
 = [H
+]2
 C
 = Kh = 
 Kw
 Kb
 [H+] x [MOH]
 [M+]
Esta equação pode ser empregada para o cálculo do pH de uma solução de um sal de 
um ácido forte e de uma base fraca.
Caso 3: Sal de ácido fraco e base fraca
De forma semelhante como acima temos:
 M+ + A- + H2O MOH + HA
Se o grau de hidrólise de 1 mol do sal dissolvido em V litros da solução então, as 
concentrações das espécies individuais são:
[MOH] = [HA] = x/V e [M+] = [A-] = (1-x)/V
Observe que neste caso, o grau da hidrólise e por consequência o pH 
independem da concentração da solução.
pode-se demonstrar que:
ou pKh = pKw - pKa - pKb
Esta expressão permite o cálculo do valor do grau de hidrólise a partir das constantes 
de
dissociação do ácido e da base.
A concentração do íon hidrogênio da solução hidrolisada calcula-se da seguinte 
forma:
6
 Kh = 
 [MOH] x [HA]
 [M+] x [A-]
 Kh = [base] x [ácido]
[Sal não hidrolisado]
 = x/V . x/V
(1-x)/V . (1-x)/V
 = x
2
 (1-x)2
 K
h
 = [MOH] x [HA]
 [M+] x [A-]
 = Kh = 
 Kw
 Ka .Kb
como x/(1-x) = (Kh)0,5 temos: 
[H+] = Ka(Kh)0,5 = (Kw.Ka/Kb)0,5
então: pH = 1/2(pKw) + 1/2(pKa) - 1/2(pKb)
Se as constantes de ionização do ácido e da base forem iguais, isto é, Ka = Kb então 
pH = 1/2(pKw) = 7,0 e a solução é neutra embora a hidrólise possa ser considerável.
Se Ka > Kb o pH será menor que 7 e a solução é ácida
Se Kb > Ka o pH será maior que 7 e a solução é alcalina
SOLUÇÕES TAMPÃO - BUFFER
Ação tampão - resistência de uma solução em alterara sua concentração de íons 
hidrogênio pela adição de pequenas quantidades de ácido ou de álcali
Solução tampão - a solução que tem uma ação tampão.
Em muitos tipos de análise é necessário ajustar a concentração hidrogeniônica (pH) a 
um valor determinado e mantê-la aproximadamente constante no decorrer daa análise.
Necessitando-se de um meio fortemente ácido (pH 0-2) ou fortemente alcalino (pH 12-
14), pode-se consegui-lo pela adição de quantidades suficientes de um ácido forte ou 
de uma base forte - porém para mantermos um pH isto não é suficiente.
Ex. para manter pH em 4
[H+] = 0,0001M - ou seja, em uma alíquota de 10 ml temos 0,036 mg de HCl livre.
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 x/V
 (1-x)/V
 = Ka x 
 x
 (1-x)
 [H+] = Ka x
esta quantidade pode ser facilmente alterada pela reação com traços de álcalis da 
vidraria ou por traços de amônia presentes na atmosfera do laboratório.
Obs. De maneira similar, soluções contendo pequenas quantidades de hidróxidos 
alcalinos são sensíveis ao dióxido de carbono presente no ar.
O que podemos fazer para mantermos o pH de uma solução?
Considere uma mistura de ácido fraco e seu sal - Ex. mistura de ácido acético e 
acetato de sódio. Nesta solução, o acetato de sódio sofre dissociação quase total e a 
dissociação do ácido acético é, no entando, quase desprezível porque a presença de 
grandes quantidades de íons acetato (originados pela dissociação do acetato de 
sódio) deslocará o equilíbrio para o lado da formçõ do ácido acético não dissociado 
(lado esquerdo):
 CH3COOH CH3COO- + H+
Esta solução apresentará um determinado pH e este se manterá aproximadamente 
constante ainda que adicionemos quantidades consideráveis de ácidos ou bases.
Por exemplo: se dicionarmos íons hidrogênio (um ácido forte), estes se combinaram 
com os íons acetato da solução para formar o ácido acético não dissociado:
 CH3COO- + H+ CH3COOH 
A concentração hidrogeniônica da solução permanecerá aproximadamente constante
Obs.: veja que a quantidade de íons acetato diminuí enquanto aumenta a quantidade 
de ácido acético não dissociado (não havendo alteração na [H+]
Por outro lado, se adicionarmos íons hidroxila (base forte), estes reagirão com o ácido 
acético:
 CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O
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Obs.: veja que a quantidade de íons acetato aumentará enquanto a quantidade de 
ácido acético diminuirá (não havendo alteração na [H+]
De modo semelhante, uma solução tampão também pode ser preparada pela 
dissolução conjunta de uma base fraca e seu sal (Ex. hidróxido de amônio e cloreto 
de amônio).
 NH4OH + H+ NH4+ + H2O
 NH4+ + OH- NH4OH
Em geral, uma solução tampão contém uma mistura de um ácido fraco e seu sal (pH 
ácido) ou deuma base fraca e seu sal (pH básico).
Como calcular a concentração hidrogeniônica de uma solução tampão?
Considere uma solução tampão feita com um ácido fraco e seu sal: temos o seguinte 
equilíbrio dde dissociação:
 HA H+ + A-
A constante de equilíbrio pode ser expressa por:
e, a concentração hidrogeniônica pode ser expressa como:
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 [H+] x [A-]
 [HA ]
 Ka =
 [H+] = Ka [HA]
 [A-]
O ácido livre presente praticamente não está dissociado, devido a presença de 
grandes quantidades do anion A-. A concentração total do ácido c, será portanto 
aproximadamente igual à concentração do ácido não dissociado Ca ≈ [HA]
Pela mesma razão, a concentração total do sal será aproximadamente igual à 
concentração do anion Cs ≈ [A-]
Desta forma, podemos expressão a concentração hidrogeniônica como:
e, pH = pKa + log (Cs/Ca)
ou, pH = pKa + log([sal]/[ácido])
De forma análoga, se o tampão foi feito com uma base fraca MOH e seu sal, contendo 
o íon M+, o equilíbrio de dissociação que prevalece nesta solução é:
MOH M+ + OH-
A constante de equilíbrio pode ser expressa por:
e, a concentração de ions hidroxila pode ser expressa como:
A base livre presente praticamente não está dissociada, devido a presença de 
grandes quantidades do cátion M+. A concentração total da base c, será portanto 
aproximadamente igual à concentração da base não dissociada Cb ≈ [MOH]
1
 [M+] x [OH-]
 [MOH ]
 Kb =
 [OH-] = Kb
 [MOH]
 [M+]
 [H+] = Ka Ca
 Cs
Pela mesma razão, a concentração total do sal será aproximadamente igual à 
concentração do cation Cs ≈ [M+]
Desta forma, podemos expressão a concentração hidrogeniônica como:
e, pOH = pKb + log (Cs/Cb) ou, pOH = pKb + log([sal]/[base])
como Kw = [H+] [OH-] = 10-14 ou pH = pKw - pOH temos que: 
[H+] = (Kw/Kb)x (Cs/Cb) e pH = pKw - pKb - log(Cs/Cb) ou pH = 14 - pKb - log (Cs/Cb)
Exemplos:
1) Calcule a concentração hidrogeniônica e o pH de uma solução preparada com 
volumes iguais de ácido acético 0,1M e acetato de sódio 0,2M. Ka = 1,75 x 10-5
Usando a equação: 
Ca = 0,05 mol L-1 e Cs = 0,1 mol L-1 (observe que ambas as concentrações originais 
se reduziram a metade quando as soluções foram misturadas).
[H+] = 1,75 x 10-5 x (0,05/0,1) = 8,75 x 10-6
e pH = -log[H+] = -log(8,75 x 10-6) = 5,04
1
 [OH-] = Kb
 [H+] = Ka
 Cb
 Cs
 Ca
 Cs
2) Queremos preparar 100 ml de uma solução tampão com pH = 10. Temos 50 ml de 
uma solução de amônia 0,4 mol/L. Qual a quantidade de cloreto de amônio que deve 
ser adicionada e dissolvida antes de diluir a solução para 100 ml? pKb = 4,77 e (PM 
de NH4Cl = 53,39)
usando a equação pH = 14 - pKb - log(Cs/Cb)
Cb = 0,2 M (considerando que os 50 ml da solução 0,4 M são diluídos para 100 ml)
log Cs = 14 - 4,77 + log(0,2) - 10 = -1,469
Cs = 3,39 x 10-2 mol L-1 
Sendo 53,49 a massa molecular relativa do NH4Cl, necessitamos de 3,39 x 10-2 x 
53,49 = 1,81 g deste sal para 1 litro da solução. Para 100 ml precisaremos de 0,181 g
3) Calcular o pH de uma solução obtida pela adição de 10 ml de ácido clorídrico 1M a 
1 litro de solução que é 0,1 mol/L em ácido acético e 0,1 mol/L em acetato de sódio. 
Ka = 1,75 x 10-5 mol L-1
pH = pKa + log([sal]/[ácido] = 4,76 + 0,0 = 4,76 (solução tampão original)
Os íons hidrogênio do ácido clorídrico reagem com os íons acetato para formar ácido 
acético praticamente indissociado. Desprezando-se a variação de volume de 1000 ml 
para 1010 ml pode-se dizer:
CH3COO- = 0,1 - 0,01 = 0,09 (obs. 10 ml HC l 1 M em 1000 ml)
CH3COOH = 0,1 + 0,01 = 0,11
agora então pH = 4,76 + log(0,09/0,11) = 4,67
Obs. Note que o pH da solução tampão alterou-se somente 0,09 unidades de pH. Se 
tivessemos adicionado 10 ml de HCl 1 M em 1000 ml de água (pH = 7), a solução 
resultante teria um pH = -log(0,01) = 2.
1
Capacidade tampão máxima: quando uma solução contém concentrações iguais de 
ácido com um de seus sais ou seja, uma solução semineutralizada do ácido pH = pKa 
+ log(1) = pKa. Outras misturas também possuem considerável capacidade de 
tamponamento mas o pH será ligeiramente diferente do ácido semineutralizado.
Ex.:
 solução de ácido com 1 quarto neutralizado, [ácido] = 3[sal]
pH = pKa + log(1/3) = pKa -0,48
solução de ácido com 3/4 neutralizado, [sal] = 3[ácido]
pH = pKa + log(3) = pKa + 0,48
Em geral pode-se dizer que a capacidade de tamponamento se mantém nas misturas 
em que a proporção de ácido para o sal é de 1 para 10 até a proporção de 10 para 1; 
o intervalo aproximado coberto por um tampão de um ácido fraco é:
pH = pKa ± 1
As mesmas observações aplican-se as bases fracas.
Obs.1: o pH de uma solução tampão não se altera pela diluição com água - isto é 
aproximadamente verdadeiro para soluções muito diluídas.Ao se deduzir as 
equações as concentrações substituíram as atividades (somente justificável para 
soluções diluídas). A expressão exata que controla a solução tampão é pH = pKa + 
log[sal]/[ácido] + log aA-
(Equação de Henderson-Hasselbalch). Observe que diluindo-se uma solução tampão, 
as concentrações iônicas também são diminuídas e os coeficientes de atividade 
aumentam (tendendo a unidade), assim, o pH aumenta.
Obs.2: As misturas tampões não se limitam as misturas de ácidos monopróticos, ou a 
bases monoácidas e seus sais. Pode-se usar uma mistura de um ácido poliprótico.
Obs.3: existem inúmeras tabelas para preparação de soluções tampão de diversos 
valores de pH ou faixas de pH.
1
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
(Titulações Acido-Base)
Acidos e Bases reagem até que um dos reagentes seja consumido 
completamente. Por exemplo:
 - A solução de uma base com concentração conhecida (padrão primário 
ou secundário) pode ser utilizada para titular (dar título) um ácido em 
solução cuja concentração é desconhecida. Da mesma forma, pode-se 
utilizar um ácido de concentração conhecida para se titular uma base de 
concentração desconhecida.
É um método de análise baseado na reação entre os íons:
H3O+ e OH-
2H2O H3O+ + OH- 
H2O H+ + OH- 
K = ([H3O+] [OH-])/ [H2O] = 1,82 x 10-16 (a 25 0C)
O grau de dissociação é insignificante e aproximadamente 
consideramos: (d = m/V)
[H2O] = 1000/18 = 55,6 mol/L 
Kw = [H+] [OH-] = 1,01 x 10-14 (a 25 0C) (produto iônico da 
água)
Para soluções aquosas diluídas Kw ≈ constante
1
[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 – água pura
O que acontece se adicionarmos um ácido ou uma base a 
água pura?
Ácido dissolvido em água dissociação produz H+
A concentração de H+ em solução só pode aumentar a 
custas de diminuição de íons OH-
Base dissolvida em água dissociação produz OH-
A concentração de OH- em solução só pode aumentar a 
custas de diminuição de íons H+
pH = log 1/[H+] = log 1 - log [H+] = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
pKw = - log (kw) = - log (1,0 x 10-14) = 14 (a 25 oC)
pH + pOH = pKw
Lembre-se: A reação entre quantidades equivalentes de um 
ácido e de uma base pode resultar em soluções:
 Neutras – ácido forte e base forte
Ácidas ou básicas (hidrólise de ácidos fracos ou bases 
fracas)
1
Método de deteção do ponto de equivalência ou ponto final 
de uma volumetria de neutralização: indicadores de pH
Exemplos: 
1 - Calcular a concentração das espécies H+ e OH-, bem como 
os valores de pH e pOH de uma solução 0,025 mol/L de HCl.
2 - Calcular a concentração das espécies H+ e OH-, bem como 
os valores de pH e pOH de uma solução preparada pela adição 
de 1 x 10-8 mol de HCl em 1 litro de água.
1
1 - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS FORTES COM BASES FORTES
O ponto no qual o analito é totalmente consumido pelo titulante é 
chamado de ponto de equivalência – pH da solução contendo 
o sal formado pela reação entre o ácido forte e a base forte.
Titulação de uma ácido forte com uma solução 0,100 mol/L 
de NaOH – ponto de equivalência em pH = 7
- Para atingirmos o ponto de equivalência utilizamos 0,0350 mL do 
titulante ou 0,00350 mol de OH-
- Pela figura abaixo observamos que a quantidade de ácido existente 
na solução titulada era de 0,00350 mol
Região 1 – Antes do ponto de equivalência – pH determinado pela 
concentração de ácido não neutralizado.
Região 2 – Ponto de Equivalência – pH = 7 (dissociação da água)
Região 3 – Após o ponto de equivalência – pH determinado pelo excesso 
de base adicionada
1
2 - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS COM BASES FORTES
O ponto no qual o analito é totalmente consumido pelo titulante é 
chamado de ponto de quivalência – pH da solução contendo o 
sal formado pela reação entre o ácido fraco com a base forte.
Comparação das titulações de uma ácido fraco (ácido 
acético) x ácido forte (com concentrações 0,1 mol/L) 
pH Inicial ácido fraco – solução 0,1 mol/L ácido acético = 2.9
Região 1 – Antes do ponto de equivalência – espécies dominantes = ácido 
acétido e íon acetato (formação de solução tampão) - pH 
determinado pela Equação de Handerson-Hesselbalch.
Região 2 – Ponto de Equivalência – Todo o ácido acético foi neutralizado 
permanencendo em solução somente os íons acetato formados pela 
neutralização. pH – determinado pela reação de hidrólise básica do acetato 
com a água (neste caso aproximadamente 8,8)
Região 3 – Após o ponto de equivalência – pH determinado pelo excesso 
de base adicionada
1
 
Alternativamente, para localização do ponto de equivalência podemos 
plotar a primeira derivada dos dados obtidos no gráfico acima. O ponto de 
equivalência na curva de titulação corresponde ao ponto de maior 
inclinação da curva. Neste ponto, a curva da primeira derivada 
corresponderá um valor máximo. 
A adição de titulante suficiente para neutralizer metade do ácido irá resultar 
em uma solução contendo quantidades iguais do ácido fraco e de sua base 
conjugada. Neste meio ponto da titulação o pH se iguala ao valor do pKa 
do ácido. O curva de pH versus log([base]/[acido] irá apresentar uma reta 
cujo valor do coeficiente linear será igual ao pKa do ácido.
1
Gráfico da Equação de Henderson-Hasselbalch
pH = pKa + log{V/(E-V)} ou pH = pKa + log{Ve/( Ve- Vb)}
onde: E = volume do titulante no ponto final
 V = volume de titulante adicionado (variável)
Este gráfico somente será linear numa região entre 20% a 80% do volume 
do ponto final da titulação.
Abaixo apresentamos um gráfico utilizando os valores de pH entre 5,0 mL e 
20,0 mL relativos a curva de titulação apresentada anteriormente.
2
INDICADORES ÁCIDO-BASE
Nas titulações acido base, a adição do titulante nas proximidades do 
ponto de equivalência causa uma mudança drástica no pH da solução. 
Esta mudança de pH pode ser detetada com a utilização de indicadores 
que mudam de cor em função do pH
Os indicadores normalmente são substâncias ácidas ou básicas fracas que 
mudam de cor quando ganham ou perdem seu(s) próton(s). Abaixo 
apresentamos alguns exemplos. (as cores correspondentes aos pontos 
finais são listadas com base na titulação de um ácido com uma base – 
Aumento de pH.
Indicador Cor Faixa de pH
 Meio ácido Ponto final Meio básico 
Verde de bromocresol amarelo verde azul 4.0-5.6
Vermelho de metila vermelho amarelo amarelo 4.4-6.2
Azul de bromotimol amarelo verde azul 6.2-7.6
fenolftaleína incolor Rosa claro vermelho 8.0-10
O ponto no qual o indicador muda de cor é chamado de ponto final e, para 
fins práticos é utilizado para determinar o ponto de equivalência de uma 
titulação ácido-base. A diferença entre o ponto final do indicador e o ponto 
de equivalência é chamada de ERRO DE TITULAÇÃO. Este erro pode ser 
negligenciado se um indicador apropriado for utilizado
Considerando-se o conceito de Bronsted e Lowry na definição de ácidos e 
bases:
Um ácido é uma substância que tem tendência a perder próton e uma 
base é uma substância que tem tendência a receber próton.
2
 A H+ + B
 ácido próton + base conjugada
(esta definição pode ser aplicada a todos os solventes (não somente água)
 HIn H+ + In-
Cor da forma ácida (A) cor da forma básica (B)
[ ][ ]
[ ]HIn
InHK
−+
=
Como K = constante – a relação entre a forma ácida e a forma básica 
depende do valor da concentração dos íons hidrogênio.
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]corA
corB
HIn
In
H
K
==
−
+Suponha que a cor na forma ácida seja vermelha e que a cor na forma 
básica seja verde. Na prática, se a relação entre as concentrações da 
forma ácida e da forma básica for 10 (ou maior que 10), verifica-se que a 
cor ácida predomina em solução (como se todo o indicador estivesse na 
forma ácida)
2
Se:
[ ]
[ ] 10=−In
HIn
 então: 
[ ]
[ ] 10=
+
K
H
portanto: pH = pK - 1
De forma análoga, se a relação entre as concentrações da forma básica 
e da forma básica for 10 (ou maior que 10), verifica-se que a cor básica 
predomina em solução (como se todo o indicador estivesse na forma 
básica)
Então: 
[ ]
[ ] 10=+H
K
portanto: pH = pK + 1
Concluímos que: 
Quando o pH do meio for igual ou menor que pK – 1 a cor 
predominante da solução será a da forma ácida e quando for 
maior ou igual a pK + 1 a cor observada será a da forma 
básica. No intervalo entre estes dois valores observamos cores 
intermediárias
2
Intervalo de viragem do indicador = intervalo de pH que vai de 
pK – 1 até pK + 1 ou seja: pH = pK ± 1
Obs. As conclusões acima são uma aproximação pois 
dependem do indicador e do observador (algumas 
mudanças de cores são mais fáceis deserem vistas que 
outras ou diferentes observadores possuem diferentes 
percepções visuais. Mas estes limites são uma boa 
aproximação.
Titulações de Bases Fortes por Ácidos Fortes
e
Bases Fracas por Ácidos Fortes
O tratamente teórico é o mesmo, afetando somente a forma da 
curva de titulação (início pH = básico)
2
Titulações de Ácidos Polipróticos
Ácidos Polipróticos - contém mais de uma átomo de hidrogênio 
substituível por molécula. Por conseqüência possuem mais de 
uma constante de equilíbrio (primeira constante de ionização, 
segunda constante de ionização, etc.).
• É possível titular apenas 1 ou os dois átomos de hidrogênio?
• É possível titular cada átomo separadamente?
• Que indicador utilizar?
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Ácido Ka1 Ka2 Ka1/Ka2
Maleico 1,5 x 10-2 2,6 x 10-7 5,8 x 104
Carbônico 4,6 x 10-7 5,6 x 10-11 8,2 x 103
Oxálico 5,6 x 10-2 5,2 x 10-5 1,1 x 103
Fosfórico 7,5 x 10-3 6,2 x 10-5 1,2 x 105
De um modo geral, para que se possa titular o primeiro 
hidrogênio ionizável separadamente do segundo, a relação 
Ka1/Ka2 deve estar ao redor de 104.
Quando a titulação da segunda ionização, caso o valor de Ka2 
seja muito pequeno a sua determinação não será possível 
dentre de um erro aceitável.
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No caso H3PO4 - Ka1/Ka2 e Ka2/Ka3 são maiores que 10-4 
permitindo assim a titulação dos dois prótons. 
Para um ácido diprótico H2A dissolvido em água, no equilíbrio 
existirão 3 espécies em solução: H2A, HA- e A2-. Deseja-se 
calcular o pH de uma solução de um ácido diprótico com uma 
certa concentração e a concentração de todas as espécies 
presentes no equilíbrio.
O tratamento adequado será função do valor de cada uma das 
constantes e das possíveis aproximações a serem feitas. No 
caso da determinação do pH lembramos que, na realidade o pH 
deve ser sempre determinado de forma experimental pois só 
este valor terá representação real (o valor teórico calculado de 
pH serve para inúmeros cálculos aproximados).
Observação:
Anfóteros ou anfólitos - Algumas substâncias (como: HSO4-, H2PO4-2, NH3, H2O, etc) 
podem funcionar como ácidos ou como bases, dependendo das circunstâncias. Tais 
substâncias denominam-se eletrólitos anfóteros ou anfólitos.
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