Unidade I - EquilÃ-brio quÃ-mico, ácidos e bases

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Equilíbrio Ácido-Base
As reacções ácido-base têm grande importância em Química, intervindo em numerosos processos químicos industriais e em processos biológicos.
 Em muitos destes processos é fundamental o controlo das características ácido-base do meio.
Ácidos e Bases de Arrhenius
Definições de Arrhenius 
Um ácido é uma substância que quando dissolvida em água liberta iões hidrogénio, H+.
Uma base é uma substância que, quando dissolvida em água (ou reagindo com água), origina iões OH-.
HCl (aq)  H+ (aq) + Cl- (aq)
NaOH (aq)  Na+ (aq) + OH- (aq)
As definições de Arrhenius são limitadas pois aplicam-se apenas a soluções aquosas.
Ácidos e Bases de Bronsted
Definições mais gerais foram propostas pelo Químico Johannes Bronsted:
Um ácido é um dador de protões e uma base é um aceitador de protões.
HCl  H+ + Cl-
Na realidade, o ião H+ não existe “livre” em solução, mas hidratado por moléculas de água. Assim a reacção deve escrever-se:
HCl (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Ácidos e Bases de Lewis
Um ácido de Lewis é um receptor de um par de elétrons e uma base de Lewis é uma doadora de um par de elétrons.
Ácidos e Bases Fortes
HCl(aq) ⇆ H3O+ + Cl-
Constante de dissociação ácida é pequena
Constante de dissociação da base fraca é pequena
Completamente dissociados em solução aquosa, constantes de equilíbrio são grandes
Ácidos e Bases Fracas
Dissociação parcial em água, constantes de dissociação são pequenas
HA + H2O ⇆ H3O+ + A-
B + H2O ⇆ BH+ + OH-
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Ácido forte: quando após a dissociação, [HA] é muito pequeno  Ka muito grande, pois a dissociação é 
completa.
HA
H+
A-
Antes da dissociação
Após a dissociação
Ácido fraco: quando após a dissociação, [HA] é considerável  Ka é pequena, pois a dissociação é incompleta
HA
H+
A-
Antes da dissociação
Após dissociação
HA
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	Conceito da neutralidade de cargas: soluções 
	A soma de todas as espécies químicas positivamente carregadas é igual a soma das espécies química negativamente carregadas em solução.
Exemplo: uma solução contendo 0.025 M of KH2P04 e 0.03 M de KOH. 
Balanço de cargas será: 
Balanço de carga de um sistema em condição de equilíbrio químico
7
	Conceito da neutralidade de cargas: soluções 
Exemplo: uma solução contendo 0.025M of KH2P04 e 0.03 M de KOH. 
Balanço de carga de um sistema em condição de equilíbrio químico
8
Expressão geral para balanço de cargas:
Onde:
n = carga do cátion
[C] = concentração do cátion
m = carga do ânion
[A] = concentração do ânion
Balanço de carga de um sistema em condição de equilíbrio químico
9
Balanço de massa: conceito de conservação da matéria
Exemplo: solução 0,05 M em ácido acético
Ácido acético é um ácido fraco, logo, a dissociação em seus íons não será completa. Na condição de equilíbrio químico existirá uma quantidade de ácido acético molecular. Então, no equilíbrio: 
0,05 M = [CH3COOH] + [CH3COO-] ou 
[CH3COOH] = 0,05 M – [CH3COO- ] ou
 [CH3COOH] = 0,05 M – [H3O+]
Balanço de massa de um sistema em condição de equilíbrio químico
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CONSTANTES DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE
HA + H2O ⇆ H3O+ + A-
Equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água.
Considerando o equilíbrio entre um ácido HA e água:
HA ⇆ H3O+ + A-
Ka é a constante de dissociação do ácido
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	O mesmo raciocínio pode ser realizado para uma base BOH dissociada em água:
BOH ⇆ B+ + OH-
Kb é a constante de dissociação da base
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B) NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-
A) HNO2 + H2O ⇆ H3O+ + NO2-
Ka é a constante de acidez
Exemplos
Kb é a constante de basicidade
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Relação entre Constantes de Dissociação para Pares Conjugados Ácido/Base
NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-
NH4+ + H2O ⇆ NH3 + H3O+
Ka x Kb=
Ka x Kb= Kw
14
15
Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC
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Exercício 
Qual o valor de Kb para o equilíbrio:
Ka NH4+ = 5,7 x 10-10
NH3 + H2O ⇆ NH4+ +
 OH- 
Ka x Kb= Kw		 Kb= Kw / Ka
 
Kb= (1,00 x 10-14 / 5,7 x 10-10)
Kb= 1,75x 10-5
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Exercício 
Qual o valor de Kb para o equilíbrio:
CN- + H2O ⇆ HCN + OH-
Ka HCN = 6,2 x 10-10
Ka x Kb= Kw		 Kb= Kw / Ka
 
Kb= (1,00 x 10-14 / 6,2 x 10-10)
Kb= 1,61 x 10-5
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	A maior parte dos ácidos e bases têm comportamento de eletrólitos fracos. Os ácidos e bases fortes constituem exceções a uma regra geral.
	A seguir são apresentadas as fórmulas estruturais de alguns ácidos fracos:
1.Ácido cianídrico 
2. Ácido hipocloroso 
3.Ácido fórmico
4.Ácido acético
5. Ácido benzóico
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
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Considere a reação de dissociação em água de um ácido fraco genérico:
Ou simplesmente: 
No equilíbrio: 
 HA + H2O H3O+(Aq.) + A-(Aq.)
 ÁCIDO (1) BASE (2)	 ÁCIDO (2)	 BASE (1)
HA H3O+ (Aq.) + A-(Aq.)
KA = [H3O+] [A-]
	 [HA]	
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
20
	
Para o cálculo, considere que a concentração analítica é CA mol L-1
No equilíbrio, sabe-se que [H3O+] = [A-] 
Ka pode ser escrita como:
Lembre que: [HA] = CA - [H+]
Ka = [H3O+]2
 [HA]	
[H3O+] 2 = Ka [HA]
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
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Exercício: Calcule a concentração de íon hidrônio presente em uma solução de ácido nitroso 0,120 mol L-1. O equilíbrio principal é
Solução a): 
HNO2 + H2O ⇆ H3O+ + NO2-
Ka = 7,1 x 10-4
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
Ka = 7,1 x 10-4 = [H3O+] [NO2-]
 [HNO2]	
[H3O+] = [NO2-] e [HNO2] = CA – [ H3O+]. 
Então: [HNO2] = 0,12 – [ H3O+] 
7,1 x 10-4 = [H3O+]2
 	 0,12 – [H3O+] 	
 [H3O+]2 + 7,1 x 10-4[H3O+] – 8,52 x 10-5 = O
Resolvendo a equação do segundo grau para [H3O+] temos:
			[H3O+] = 8,9 x 10-3 mol L-1
			pH = -log [H3O+] = 2,05 
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Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
b) No exemplo anterior, se considerarmos que 0,12 – [H3O+] ≈ 0,12. Então a equação:
Se torna: 
Rearranjando a equação anterior obtém-se: [H3O+]2 = 8,52 x 10-5
A raiz quadrada: [H3O+] = 	 [H3O+] = 9,23x 10-3 mol L-1
 					 pH = -log [H3O+] = 2,03
Então, quando CA >>> Ka	 [H+] = 
7,1 x 10-4 = [H3O+]2
 	 0,12 – [H3O+]
7,1 x 10-4 = [H3O+]2
 	 0,12
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Qualquer cálculo de pH ou de concentração hidrogeniônica de ácidos monobásicos fracos segue o esquema proposto abaixo:
NÃO
 CA
 _____  104 ??
 KA 			
SIM
Cálculo empregando a equação simplificada
Cálculo empregando 
a equação completa
[H+]2 + Ka[H+] – KaCA = O
[H+] = 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
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Então, quando CA ~ [HA]
[H3O+] =
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
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Reações e cálculos de pH em soluções de bases fracas
Qualquer cálculo de pH ou de concentração de hidroxilas de bases monoácidas fracas segue o esquema proposto abaixo:
NÃO
 CB
 _____  104 ??
 Kb 			
SIM
Cálculo empregando a equação simplificada
Cálculo empregando 
a equação completa
[OH-]2 + Kb[OH-] – KbCB = O
[OH-] = 
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Exercício 8: Calcule a concentração de íons hidróxidos presentes em uma solução de NH3 0,0750 mol L-1. O equilíbrio principal é 
Sei que: [NH4+] = [OH-] e que [NH3] + [NH4+] = CNH3 = 0,075 mol L-1
Substituindo [NH4+] por [OH-]: [NH3] = 0,075 - [OH-] 
Substituindo na equação da constante de dissociação:
1,75 x 10-5 = [OH-]2 [OH-] = 1,15 x 10-3 mol L-1
 0,075 - [OH-]
NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-
e Ka NH4+ = 5,70 x 10-10
Kb = Kw/Ka
Kb = 1,00 x 10 -14
 5,70 x 10-10
Kb = 1,75 x 10 -5
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Hidrólise de sais
		Quando sais são dissolvidos em água, nem sempre a solução resultante será neutra. 
Classe do sal
Exemplo
1.Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes
Cloreto de sódio
2.Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes
Acetato de sódio
3.Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas
Cloreto de amônio
4.Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas
Acetato de alumínio
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Hidrólise de sais
Classe 1 – Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes
		Quando dissolvidos em água, apresentam reação neutra, pois ambos são ácidos e bases conjugadas de ácidos e bases fortes.
Equilíbrio da água não é perturbado
2H2O	 ⇆ H3O+ + OH-
Solução neutra
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Hidrólise de sais
Classe 2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes
Solução de acetato de sódio (NaOAc):
NaOAc ↔ Na+ + OAc-
OAc- + H2O ↔ HOAc + OH-
Reação global: NaOAc + H2O ↔ HOAc + Na+ + OH-
 Ânion de ácido fraco reage com a água formando um ácido fraco não dissociado.
 A solução resultante é básica.
 Em geral sais de ácidos fracos e bases fortes produzem soluções básicas, com o grau de basicidade de pendendo do Ka do ácido fraco associado.
 Quanto menor Ka do ácido fraco, maior o grau de basicidade da solução aquosa.
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Classe 3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas
Solução aquosa de cloreto de amônio (NH4Cl):
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl-
NH4+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O+
Reação global: NH4Cl + 2H2O ↔ NH4OH + Cl- + H3O+
 Cátion de base fraca reage com a água formando uma base fraca não dissociada.
 A solução resultante é ácida.
 Em geral sais de bases fracas e ácidos fortes produzem soluções ácidas.
 Quanto menor Kb , maior o grau de acidez da solução aquosa.
Hidrólise de sais
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Hidrólise de sais
Classe 4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas
Solução aquosa de acetato de amônio (NH4AOc):
NH4OAc ↔ NH4+ + OAc-
NH4+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O+
OAc- + H2O ↔ HOAc + OH-
	Um sal deste tipo, produto da reação entre um ácido fraco e uma base fraca, pode gerar tanto soluções ácidas quanto básicas dependendo dos valores relativos de Ka e Kb.
Se Ka > Kb, a solução será ácida
Se Ka < Kb, a solução será básica
Se Ka = Kb, a solução será neutra
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Cálculos de pH
 Hidrólise de Ânions
	 Equilíbrios:
A- + H2O ↔ HA + OH-
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
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Constante de hidrólise
Constante de 
dissociação do ácido
Cálculos de pH
Exercício 9
Calcule o pH em uma solução de NaCN 1,0 mol L-1.
CN- + H2O ↔ HCN + OH-
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Cálculos de pH
Hidrólise de Cátions
 Equilíbrios:
B+ + H2O ↔ BOH + H3O+
BOH ↔ B+ + OH- 
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Constante de hidrólise
Constante de 
dissociação da base
Cálculos de pH
Exercício 10
Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,20 mol L-1.
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
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Soluções Tampão
		São misturas de soluções de eletrólitos que resistem à variação de pH quando pequenas quantidades de ácidos ou bases são adicionadas ao sistema. 
		As soluções tampão sofrem pequenas variações por diluição.
		São constituídas por misturas de soluções ácidos fracos e bases fracas. Para fins práticos existem dois tipos de soluções tampão: 
Mistura de ácido fraco com sua base conjugada
Mistura de uma base fraca com seu ácido conjugado
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Soluções tampão
Tampão  mistura de um ácido fraco e sua base conjugada, ou uma base fraca com seu ácido conjugado.
	Soluções tampão  resistem a variações de pH decorrentes da diluição ou da adição de ácidos ou bases a um sistema reacional;
		As soluções tampão são usadas para manter o pH de soluções relativamente constantes, ou seja, com apenas pequenas variações de pH.
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Soluções tampão
	
	A adição de ácido ou base a uma solução tampão interfere com os seguintes equilíbrios, exemplificados para o caso de uma solução tampão de um ácido fraco HA e sua base conjugada, A-:
1) HA + H2O ↔ H3O+ + A-
2) A- + H2O ↔ HA + OH- 
39
Soluções Tampão
Solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio:
HOAc + H2O ↔ H3O+ + OAc-
OAc- + H2O ↔ HOAc + OH- 		
 A adição de uma pequena quantidade de H3O+ leva à reação:
H3O+ + OAc- ↔ HOAc + OH-
		Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade de H3O+ adicionado é muito menor que a concentração analítica de NaOAc.
A adição de pequena quantidade de OH- leva à reação:
OH- + H3O+ ↔ 2 H2O
 		Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade de OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica de HOAc.
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Soluções Tampão
Solução de amônia e cloreto de amônio:
1) NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
2) NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ 	
 
A adição de uma pequena quantidade de H3O+ leva à reação:
H3O+ + OH- ↔ 2 H2O
 		Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade de H3O+ adicionado é muito menor que a concentração analítica de NH3.
 
A adição de uma pequena quantidade de OH- leva à reação:
OH- + NH4+ ↔ NH3 + H2O
 		 Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade de OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica de NH4Cl.
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Soluções Tampão
A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
Então, 
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Equação de Henderson-Hasselbalch
Soluções Tampão
43
	Considere a adição de 1,00 mL de uma solução de NaOH 0,1000 mol.L-1 em um frasco contendo 100,0 mL de água pura recém destilada e descarbonatada. Calcule o pH da solução resultante.
A concentração de íons OH- pode ser calculada pela fórmula simplificada:
pOH = -log 9,9 x 10-4
pOH = 3,00 e pH = 14,0 - 3,00 = 11,0 
[OH-] = M1 x V1/V2= 0,00099 mol.L-1 
	Observe que ocorrerá uma variação de pH de 7,00 (pH neutro da água pura) para pH de 11,0. 
Soluções Tampão
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	Considere a adição de 1,00 mL de uma solução de NaOH 0,1000 mol.L-1 em um frasco contendo 100,0 mL de água pura recém destilada e descarbonatada. Calcule o pH da solução resultante.
A concentração de íons OH- pode ser calculada pelo raciocínio:
0,0001 mol de OH- em 101 mL
X mol OH- em 1000 mL
X = 9,9 x 10-4
0,1 mol em 1000 mL
X mol em 1 ml
X = 0,0001 mol de OH-
Soluções Tampão
45
	Considere agora a adição de 1,00 mL de solução de NaOH 0,1000 mol L-1 em 100,0 mL de uma solução simultaneamente 0,1000 mol.L-1 em ácido acético e 0,1000 mol.L-1 em acetato de sódio. Sabendo que pKA do ácido acético = 4,76, calcule o pH da solução final.
1°) Calcular o pH da solução tampão:
pH = 4,76 + 0
pH = 4,76
Então, o pH da solução tampão antes da adição de 1,00 mL de NaOH 0,1000 mol L-1 é 4,76. 
Soluções Tampão
46
	Considere agora a adição de 1,00 mL de solução de NaOH 0,1000 mol L-1 em 100,0 mL de uma solução simultaneamente 0,1000 mol.L-1 em ácido acético e 0,1000 mol.L-1 em acetato de sódio. Sabendo que pKA do ácido acético = 4,76, calcule o pH da solução final.
1°) Calcular a concentração de OH-:
[OH-] = M1 x V1/V2= 9,9 x 10 -4 mol.L-1 
Soluções Tampão
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 [HA]  (CHA - 0,00099)  (0,1000 - 0,00099)  0,09901 mol.L-1. 
 [A-]  (CNaA + 0,00099)  (0,1000 + 0,00099)  0,10099 mol.L-1
pH = 4,76 + log 1,0199 
pH = 4,76 + log 0,10099
	 0,09901
pH = 4,760 + 0,008 = 4,768
Variação de pH = 0,008 unidades de pH
	Praticamente não há variação de pH pela adição da base em solução tampão, mas em água pura a variação foi de quatro unidades de pH. 
2°) Calcular o pH da solução resultante após a adição de NaOH:
Indicadores ácido/base
Definição
	Um indicador ácido/base é um ácido orgânico fraco ou uma base orgânica fraca, cuja forma não dissociada possui cor diferente daquela exibida por sua base conjugada ou seu ácido conjugado.
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Indicadores ácido/base
Exemplo: indicador tipo ácido orgânico fraco
	Hind 	+ H20  H30+ + Ind-
 Cor ácida		 Cor básica	
 Forma não 		 Forma dissociada
 dissociada		 Base conjugada
Ka = [H30+] [Ind-]		 [H30+] = Ka [Hind]
	 [Hind]				 [Ind-]
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Indicadores ácido/base
Exemplo: indicador tipo base orgânica fraca
	In + H20  InH+ + OH-
 Cor básica	 Cor ácida	
 Forma não 	 Forma dissociada
 dissociada	 Ácido conjugado
	
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Indicadores ácido/base
	A característica de um indicador ácido/base
é que exibe coloração diferenciada em função do pH da solução.
	Podem ser tanto substâncias naturais como sintéticas.
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Indicadores ácido/base
Fenolftaleína
Teoria de Ostwald: mudança de cor de um indicador deve-se modifcações estruturais, que incluem formas ressonantes.
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Indicadores ácido/base
Faixa de pH onde ocorre a mudança de cor
	O olho humano não é muito sensível a diferenças de cor provocadas pela ação dos indicadores ácido/base e só é possível perceber a mudança de coloração quando:
0,1 > [Hind] > 10
 [Ind-]
	
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Indicadores ácido/base
Faixa de pH onde ocorre a mudança de cor
 [H30+] = Ka [Hind]
 [Ind-]
[H30+] = 10 Ka (máximo) ou
[H30+] = 0,1 Ka (mínimo)
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Indicadores ácido/base
Faixa de pH onde ocorre a mudança de cor
[H30+] = 10 Ka (máximo)
pH (cor ácida) = - log 10 Ka = - log 10 – log Ka
pH (cor ácida) = pKa - 1
pH (cor básica) = - log 0,1Ka = - log 0,1 – log Ka
pH (cor básica) = pKa + 1
Faixa de pH de um indicador é igual a pKa  1
Exemplo: indicador com Ka = 1 x 10-5, pKa = 5
Faixa de mudança de cor estará entre pH 4 e 6.
55
56
57
Tipos de indicadores ácido/base
1. Indicadores
Metilorange: dissolver 0,5 g de asl em um litro de água e acidificar a solução.
Vermelho de metila: dissolver 1g do ácido em 600 mL de etanol e completar o volume com água para 1L.
 
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Tipos de indicadores ácido/base
2. Indicadores mistos
	Em alguns casos é desejável observar uma mudança de cor em um intervalo mais estreito de pH (menor do que duas unidades de pH), o que não é possível com um indicador comum. Então, é possível misturar dois indicadores.
Fenolftaleína e 1-naftolftaleína: altera a cor de rosa-pálido para violeta em pH 8,9. é utilizado para titular o ácido fosfórico até o estágio diprótico, reação que tem ponto de equivalência em pH = 8,7.
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Tipos de indicadores ácido/base
3. Indicadores universais
	É feita a mistura de indicadores a fim de permitir a observação de alteração de cor numa ampla faixa de pH.
	Indicadores universais não são apropriados para análise química quantitativa, mas podem ser utilizados para acompanhar o andamento de uma reação química.
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Tipos de indicadores ácido/base
4. Indicadores para titulações não-aquosas
	
	São poucos os indicadores disponíveis para titulações não aquosas.
	Cristal violeta, vermelho de metila, 1-naftol benzeína, azul de Oracet B, vermelho de quinaldina e azul de timol.
	Recurso viável: utilizar a titulação potenciométrica.
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Curvas de Titulação
62
Titulação de um ácido forte por uma base forte
Curvas de Titulação
63
Titulação de um ácido forte por uma base forte
Efeito da concentração
Curvas de Titulação
64
Titulação de um ácido fraco por uma base forte
Curvas de Titulação
65
Titulação de um ácido fraco por uma base forte
Indicadores ácido-base
66
Curvas de Titulação
67
Titulação de ácidos fracos por uma base forte
Efeito da força do ácido 
Curvas de Titulação
68
Titulação de uma base fraca por um ácido forte
Curvas de Titulação
69
Titulação de uma base fraca por um ácido forte
Curvas de Titulação
70
Titulação de uma base fraca por um ácido forte
Curvas de Titulação
71
Titulação de ácido diprótico fraco por base forte
Curvas de Titulação
72
Titulação de um ácido poliprótico com base forte
Aplicações e cálculos
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Preparação de soluções
	Exercícios Skoog 8ª edição
	16.8 Como você prepararia 2L de:
	a) KOH 0,15 mol L-1 a partir do reagente sólido. 
	 R. É necessário dissolver 16,8 g de KOH em 2L de água destilada.
	
	b) Ba(OH)2.8H2O 0,015 mol L-1 a partir do reagente sólido.
	R. É necessário dissolver 9,46g de Ba(OH)2.8H2O 
	c) HCl 0,200 mol L-1 
	 R. É medir 119,7 mL do reagente, diluir em água destilada e depois completar o volume para 2L.
Aplicações e cálculos
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Padronização de ácidos fortes
	Carbonato de Sódio
		Os ácidos são frequentemente padronizados contra quantidades conhecidas de carbonato de sódio, medidas em balança analítica.
		O carbonato de sódio ocorre naturalmente em grandes depósitos de Na2CO3. 10H2O ou Na2CO3. NaHCO3 . 2H2O.
		Esses minerais encontram largo uso tanto na indústria de vidros como em muitas outras. 
		O carbonato de sódio de grau padrão primário é manufaturado pela purificação extensiva desses minerais.
Aplicações e cálculos
75
Padronização de ácidos fortes
	Carbonato de Sódio
		
	Dois pontos finais são obtidos na titulação do carbonato de sódio. O primeiro corresponde à conversão do carbonato para hidrogênio carbonato, que ocorre aproximadamente
em a pH 8,3; o segundo, envolvendo a formação de dióxido de carbono, é observado ao redor do pH 3,8.
Aplicações e cálculos
76
Titulação de ácido fraco com base forte
	Exercícios Skoog 8ª edição
	16.19 Uma amostra de 50,00 mL de um vinho de mesa branco requer 21,48 mL de uma solução de NaOH 0,037776 mol L-1 para atingir o ponto final da titulação com fenolftaleína. Expressar a acidez do vinho em termos de gramas de ácido tartárico por 100 mL. (H2C4H4O6, 150,09 g/mol).
	R. 0,1217 g ácido tartárico/100 mL
		
	
Aplicações e cálculos
77
Titulação de tetraborato de sódio com HCl.
	Exercícios Skoog 8ª edição
	16.21 A titulação de uma amostra de 0,7439 g de Na2B4O7 impuro requer 31,64 mL de uma solução HCl 0,1081 mL. Expressar o resultado dessa análise em termos de percentagem de:
	a) Na2B4O7 R. 46,2 % em Na2B4O7
	b) B (boro) R. 9,93 % em B.
		
	
Aplicações e cálculos
78
Determinação do teor de nitrogênio
	Exercícios Skoog 8ª edição
	16.35 Uma amostra de atum enlatado, com massa igual a 0,9992g, foi analisada pelo método Kjeldahl; foi requerido um volume igual a 22,66 mL de HCl 0,1224 mol L-1 para titular a amônia liberada na reação. Calcular a percentagem de nitrogênio na amostra. R. 3,91 % em N.
		
	
Aplicações e cálculos
79
Determinação do teor ácido acético em vinagre
	Exercícios Skoog 8ª edição
	16.48 Uma amostra de 10,00mL de vinagre (ácido acético, CH3COOH) foi pipetada para um frasco ao qual foram adicionadas duas gotas de solução de fenolftaleína e o ácido titulado com NaOH 0,1008 mol L-1. 
	a) Se 45,62 mL da base foram requeridos para a titulação, qual é a concentração molar de ácido acético na amostra? R. 0,4598 mol L-1.
	b) Se a densidade da solução de ácido acético é de 1,004 g/mL, qual a percentagem de ácido acético no vinagre?
	R. 2,75 % m/v
Aplicações e cálculos
80
Conclusões importantes
		As reações de volumetria de neutralização ocorrem entre um ácido e uma base, produzindo sal e água.
		O pH da solução resultante no ponto de equivalência dependerá do sal formado e, portanto, da hidrólise do sal no meio aquoso.
		Identificar o tipo de sal formado e sua reação de hidrólise é importante para saber se o ponto de equivalência estará em pH ácido, neutro ou básico.
Aplicações e cálculos
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Conclusões importantes
		O pH que corresponde ao ponto de equivalência permitirá escolher um indicador ácido/base adequado.
		O indicador ácido/base adequado é aquele que exibe sua mudança de cor numa faixa de pH que inclui o ponto de equivalência, permitindo, então, perceber o ponto final da reação de neutralização.
Aplicações e cálculos
82
Conclusões importantes
		O acompanhamento de alterações de pH durante todo o processo de titulação permite descrever as diferentes curvas de titulação ácido/base sob forma gráfica.
		A interpretação das curvas de titulação ácido/base permite evidenciar que a identificação do ponto final em reações que envolvem ácidos e bases fortes é bastante definida.
Aplicações e cálculos
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Conclusões importantes
		
	A interpretação das curvas de titulação ácido/base permite concluir que a identificação do ponto final em reações que envolvem ácidos e bases fracas torna-se menos evidente. Deve-se,então, evitar titulação de ácidos fracos com bases fracas ou titulação de bases fracas com ácidos fracos.
Dessa forma, para titular ácidos fracos, usa-se como titulante uma solução de base forte, em concentração adequada.
	Similarmente, para titular bases fracas, usa-se como titulante uma solução de ácido forte, em concentração adequada.