TITULOMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO

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TITULOMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO: TIPO DE TITULOMETRIA BASEADA
EM REAÇÕES ÁCIDO-BASE ENTRE O ANALITO E O TITULANTE.
Titulado:
Amostra c/ ANALITO (ÁCIDO OU BASE)
+
INDICADOR ÁCIDO/BASE
Titulante: 
SOLUÇÃO PADRÃO DE ÁCIDO OU 
BASE
CURVAS DE TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
GRÁFICO APRESENTANDO A VARIAÇÃO DO pH DO TITULADO EM
FUNÇÃO DO VOLUME DE TITULANTE ADICIONADO
 MAIOR COMPREENSÃO DA TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE !
 ESCOLHA DO INDICADOR !
 TITULAÇÃO DE MISTURAS !
 DETERMINAÇÃO DO PONTO FINAL DE TITULAÇÃO !
A) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FORTE
TITULADO: 
SOLUÇÃO DE ÁCIDO 
FORTE
TITULANTE: 
SOLUÇÃO 
PADRÃO DE 
BASE FORTE
MB = concentração da 
base em mol/L
VB = volume de base 
adicionado (mL)
MA = concentração do 
ácido em mol/L
VA = volume inicial de 
ácido (mL)
4.57
pHmetro
Montagem experimental para obtenção de curvas de titulação ácido/base
EXEMPLO: CURVA DE 
TITULAÇÃO de 50 mL 
de uma solução de 
ÁCIDO FORTE 0,01 
mol/L c/ uma solução 
de 
BASE FORTE
0,02 mol/L
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
p
H
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE EXCESSO 
DE ÁCIDO
REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASE
A) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FORTE
CÁLCULO DO pH DO TITULADO EM FUNÇÃO DO VOLUME DE BASE
ADICIONADO:
PONTO INICIAL (VB = 0)  SOLUÇÃO DE ÁCIDO FORTE  [H
+] = MA
(considerando a total ionização do ácido !)
LEMBRANDO QUE: pH = - log [H+]
EXEMPLO:
Para uma solução 0,01 mol/L de ácido forte temos que o pH do titulado
antes da adição do titulante é : pH = - log [H+] = - log 0,01 = 2,0
A) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FORTE
REGIÃO DE EXCESSO DE ÁCIDO (0 < VB < VE)  NESTA REGIÃO,
PARTE DO ÁCIDO FOI CONSUMIDO PELA BASE ADICIONADA, E O pH
SERÁ ESTABELECIDO PELO ÁCIDO RESTANTE:
[H+] =
No de moles de ácido não reagido
Volume total
[H+] =
No de moles inicial de ácido - No de moles de base adicionados
Volume total
[H+] =
MAVA - MBVB
VA + VB
=
MBVE - MBVB
VA + VB
=
MB (VE – VB)
VA + VB
LEMBRANDO QUE: pH = - log [H+]
A) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FORTE
PONTO DE EQUIVALÊNCIA (VB = VE)  NO PONTO DE
EQUIVALÊNCIA, TODO O ÁCIDO FOI CONSUMIDO PELA BASE
ADICIONADA PRODUZINDO UM SAL.
SAL DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FORTE
SOLUÇÃO NEUTRA  pH = 7,0
ALÉM DISSO, LEMBRAR QUE: NA = NB  MAVA = MBVE  VE = MAVA/MB
A) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FORTE
REGIÃO DE EXCESSO BASE (VB > VE)  NESTA REGIÃO, TODO O
ÁCIDO JÁ FOI CONSUMIDO PELA BASE ADICIONADA, E O pH SERÁ
ESTABELECIDO PELO EXCESSO DE BASE ADICIONADO:
[OH-] =
No de moles de base em excesso
Volume total
[OH-] =
No de moles de base adicionados - No de moles inicial de ácido
Volume total
[OH-] =
MBVB - MAVA
VA + VB
=
MBVB - MBVE
VA + VB
=
MB (VB – VE)
VA + VB
pOH = -log [OH-]  pH = pKw – pOH = 14 - pOH
A) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FORTE
Considerando a titulação de 20 mL de uma solução 0,04 mol/L de
ácido bromídrico com hidróxido de potássio 0,05 mol/L, calcule o
pH do titulado quando:
a) VB = 0 mL
b) VB = 10 mL
c) VB = 16 mL
d) VB = 20 mL
EXEMPLO: TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FORTE
B) TITULAÇÃO DE UMA BASE FORTE COM UM ÁCIDO FORTE
TITULADO: 
SOLUÇÃO DE BASE 
FORTE
TITULANTE: 
SOLUÇÃO 
PADRÃO DE 
ÁCIDO FORTE
MA = concentração do 
ácido em mol/L
VA = volume de ácido 
adicionado (mL)
MB = concentração da 
base em mol/L
VB = volume inicial de 
base (mL)
4.57
pHmetro
EXEMPLO: CURVA 
DE TITULAÇÃO de 50 
mL de uma solução 
de BASE FORTE 0,01 
mol/L c/ uma solução 
de 
ÁCIDO FORTE
0,02 mol/L
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
0
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
p
H
REGIÃO DE EXCESSO 
DE ÁCIDO
REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASE
B) TITULAÇÃO DE UMA BASE FORTE COM UM ÁCIDO FORTE
CÁLCULO DO pH DO TITULADO EM FUNÇÃO DO VOLUME DE ÁCIDO
ADICIONADO:
PONTO INICIAL (VA = 0)  SOLUÇÃO DE BASE FORTE  [OH
-] = MB
(considerando a total dissociação da base !)
EXEMPLO:
Para uma solução 0,01 mol/L de base forte temos que o pH do titulado
antes da adição do titulante é : pH = 14 - log [OH-] = 14 - log 0,01 = 12,0
pOH = -log [OH-]  pH = pKw – pOH = 14 - pOH
B) TITULAÇÃO DE UMA BASE FORTE COM UM ÁCIDO FORTE
REGIÃO DE EXCESSO DE BASE (0 < VA < VE)  NESTA REGIÃO,
PARTE DA BASE FOI CONSUMIDA PELO ÁCIDO ADICIONADO, E O pH
SERÁ ESTABELECIDO PELA BASE RESTANTE:
[OH-] =
No de moles de base não reagida
Volume total
[OH-] =
No de moles inicial de base - No de moles de ácido adicionado
Volume total
[OH-] =
MBVB - MAVA
VA + VB
=
MAVE - MAVA
VA + VB
=
MA (VE – VA)
VA + VB
pOH = -log [OH-]  pH = pKw – pOH = 14 - pOH
B) TITULAÇÃO DE UMA BASE FORTE COM UM ÁCIDO FORTE
PONTO DE EQUIVALÊNCIA (VA = VE)  NO PONTO DE
EQUIVALÊNCIA, TODO A BASE FOI CONSUMIDA PELO ÁCIDO
ADICIONADO PRODUZINDO UM SAL.
SAL DE UMA BASE FORTE COM UM ÁCIDO FORTE
SOLUÇÃO NEUTRA  pH = 7,0
ALÉM DISSO, LEMBRAR QUE: NB = NA MBVB = MAVE  VE = MBVB/MA
B) TITULAÇÃO DE UMA BASE FORTE COM UM ÁCIDO FORTE
REGIÃO DE EXCESSO ÁCIDO (VA > VE)  NESTA REGIÃO, TODA A
BASE JÁ FOI CONSUMIDA PELO ÁCIDO ADICIONADO, E O pH SERÁ
ESTABELECIDO PELO EXCESSO DE ÁCIDO ADICIONADO:
[H+] =
No de moles de ácido em excesso
Volume total
[H+] =
No de moles de ácido adicionado - No de moles inicial de base
Volume total
[H+] =
MAVA - MBVB
VA + VB
=
MAVA - MAVE
VA + VB
=
MA (VA – VE)
VA + VB
LEMBRANDO QUE: pH = - log [H+]
B) TITULAÇÃO DE UMA BASE FORTE COM UM ÁCIDO FORTE
Considerando a titulação de 30 mL de uma solução 0,03 mol/L de
hidróxido de sódio com ácido clorídrico 0,09 mol/L, calcule o pH
do titulado quando:
a) VA = 0 mL
b) VA = 5 mL
c) VA = 10 mL
d) VA = 15 mL
EXEMPLO: TITULAÇÃO DE UMA BASE FORTE COM UM ÁCIDO FORTE
C) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FORTE
TITULADO: 
SOLUÇÃO DE ÁCIDO 
FRACO
TITULANTE: 
SOLUÇÃO 
PADRÃO DE 
BASE FORTE
MB = concentração da 
base em mol/L
VB = volume de base 
adicionado (mL)
MA = concentração do 
ácido em mol/L
VA = volume inicial de 
ácido (mL)
4.57
pHmetro
Montagem experimental para obtenção de curvas de titulação ácido/base
EXEMPLO: CURVA DE 
TITULAÇÃO de 50 mL 
de uma solução de 
ÁCIDO FRACO (pKa = 
4,757) 0,01 mol/L c/ 
uma solução de 
BASE FORTE
0,02 mol/L
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
pH
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE 
TAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASE
pH = 8,89
VB = VE/2
pH = pKa
C) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FORTE
CÁLCULO DO pH DO TITULADO EM FUNÇÃO DO VOLUME DE BASE
ADICIONADO:
PONTO INICIAL (VB = 0)  SOLUÇÃO DE ÁCIDO FRACO DE
CONCENTRAÇÃO MA E CONSTANTE Ka.
LEMBRANDO QUE: pH = - log [H+]
2
4
][
2
Aaaa MKKK
H


C) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FORTE
REGIÃO DE TAMPÃO (0 < VB < VE)  NESTA REGIÃO, TEMOS UMA
SOLUÇÃO TAMPÃO FORMADA PELO ÁCIDO FRACO NÃO REAGIDO E
SEU SAL FORMADO A PARTIR DA REAÇÃO COM A BASE  pH
PODE SER CALCULADO PELA EQUAÇÃO DE HENDERSON-
HASSELBALCH
][
][
log
HA
A
pKpH a


BE
B
a
VV
V
pKpH

 log
QUANDO VB = VE/2  pH = pKa
C) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FORTE
PONTO DE EQUIVALÊNCIA (VB = VE)  NO PONTO DE
EQUIVALÊNCIA, TODO O ÁCIDO FOI CONSUMIDO PELA BASE
ADICIONADA PRODUZINDO UM SAL.SAL DE UM ÁCIDO FRACO 
COM UMA BASE FORTE
SOLUÇÃO ALCALINA 
pH > 7,0
CONCENTRAÇÃO EM mol/L DA SOLUÇÃO SALINA = MS = MAVA/(VA+VE)
2
4
][
2
Sbbb MKKK
OH


LEMBRANDO QUE: Kb = Kw/Ka ; pOH = - log [OH
-] e pH = 14 - pOH
C) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FORTE
REGIÃO DE EXCESSO BASE (VB > VE)  NESTA REGIÃO PODEMOS
CALCULAR O pH DE FORMA ANÁLOGA À UTILIZADA PARA A
TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
[OH-] =
No de moles de base em excesso
Volume total
[OH-] =
No de moles de base adicionados - No de moles inicial de ácido
Volume total
[OH-] =
MBVB - MAVA
VA + VB
=
MBVB - MBVE
VA + VB
=
MB (VB – VE)
VA + VB
pOH = -log [OH-]  pH = pKw – pOH = 14 - pOH
C) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FORTE
Considerando a titulação de 20 mL de uma solução 0,04 mol/L de
ácido acético (pKa = 4,757) com hidróxido de sódio 0,05 mol/L,
calcule o pH do titulado quando:
a) VB = 0 mL
b) VB = 5 mL
c) VB = 8 mL
d) VB = 16 mL
e) VB = 20 mL
EXEMPLO: TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FORTE
0
2
4
6
8
10
12
14
0 5 10 15 20 25 30
VB (mL)
p
H
Amarelo de alizarina (10,1 – 12,0)
Fenolftaleína (8,0 – 9,6)
Azul de bromotimol (6,0 – 7,6)
Vermelho de metila (4,8 – 6,0)
Alaranjado de metila (3,1 – 4,4)
Ácido forte
pKa = 10,0
pKa = 2,0
pKa = 4,0
pKa = 6,0
pKa = 8,0
INFLUÊNCIA DA FORÇA DO ÁCIDO
CURVAS DE TITULAÇÃO de
20 mL de uma solução de
ÁCIDO 0,1 mol/L c/ uma
solução de BASE FORTE 0,1
mol/L
INFLUÊNCIA DA DILUIÇÃO DO ÁCIDO
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 2 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22
VB (mL)
p
H
20 mM HA
200 mM HA
2 mM HA
0,2 mM HA
0,02 mM HA
0,002 mM HA
EXEMPLO: CURVAS 
DE TITULAÇÃO 
de 50 mL de uma 
solução de ÁCIDO 
FRACO (pKa = 4,0)
c/ uma solução de 
BASE FORTE
de concentração igual 
a cinco vezes a do 
ácido.
D) TITULAÇÃO DE UMA BASE FRACA COM UM ÁCIDO FORTE
TITULADO: 
SOLUÇÃO DE BASE 
FRACA
TITULANTE: 
SOLUÇÃO 
PADRÃO DE 
ÁCIDO FORTE
MA = concentração do 
ácido em mol/L
VA = volume de ácido 
adicionado (mL)
MB = concentração da 
base em mol/L
VB = volume inicial de 
base (mL)
4.57
pHmetro
Montagem experimental para obtenção de curvas de titulação ácido/base
EXEMPLO: CURVA DE 
TITULAÇÃO de 50 mL 
de uma solução de 
BASE FRACA 
(pKb = 4,757) 0,01 
mol/L c/ uma solução 
de 
ÁCIDO FORTE
0,02 mol/L
D) TITULAÇÃO DE UMA BASE FRACA COM UM ÁCIDO FORTE
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE 
TAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO 
DE ÁCIDO
pH = 5,71
VB = VE/2
pH = pKa = 14 – pKb = 9,24
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
pH
CÁLCULO DO pH DO TITULADO EM FUNÇÃO DO VOLUME DE ÁCIDO
ADICIONADO:
PONTO INICIAL (VA = 0)  SOLUÇÃO DE BASE FRACA DE
CONCENTRAÇÃO MB E CONSTANTE Kb.
LEMBRANDO QUE: pOH = -log [OH-]  pH = pKw – pOH = 14 - pOH
D) TITULAÇÃO DE UMA BASE FRACA COM UM ÁCIDO FORTE
2
4
][
2
Bbbb MKKK
OH


REGIÃO DE TAMPÃO (0 < VA < VE)  NESTA REGIÃO, TEMOS UMA
SOLUÇÃO TAMPÃO FORMADA PELA BASE FRACA NÃO REAGIDA E
SEU SAL FORMADO A PARTIR DA REAÇÃO COM O ÁCIDO  pH
PODE SER CALCULADO PELA EQUAÇÃO DE HENDERSON-
HASSELBALCH
QUANDO VA = VE/2  pH = pKa
D) TITULAÇÃO DE UMA BASE FRACA COM UM ÁCIDO FORTE
A
AE
b
A
AE
a
V
VV
pK
V
VV
pKpH



 log14log
PONTO DE EQUIVALÊNCIA (VA = VE)  NO PONTO DE
EQUIVALÊNCIA, TODA A BASE FOI CONSUMIDA PELO ÁCIDO
ADICIONADO, PRODUZINDO UM SAL.
SAL DE UMA BASE FRACA 
COM UM ÁCIDO FORTE
SOLUÇÃO ÁCIDA
pH < 7,0
CONCENTRAÇÃO EM mol/L DA SOLUÇÃO SALINA = MS = MBVB/(VB+VE)
LEMBRANDO QUE: Ka = Kw/Kb ; pH = - log [H
+]
D) TITULAÇÃO DE UMA BASE FRACA COM UM ÁCIDO FORTE
2
4
][
2
Saaa MKKK
H


REGIÃO DE EXCESSO ÁCIDO (VA > VE)  NESTA REGIÃO PODEMOS
CALCULAR O pH DE FORMA ANÁLOGA À UTILIZADA PARA A
TITULAÇÃO DE UMA BASE FORTE COM UM ÁCIDO FORTE
[H+] =
No de moles de ácido em excesso
Volume total
[H+] =
No de moles de ácido adicionado - No de moles inicial de base
Volume total
[H+] =
MAVA - MBVB
VB + VA
=
MAVA - MAVE
VB + VA
=
MA (VA – VE)
VB + VA
LEMBRANDO QUE: pH = - log [H+]
D) TITULAÇÃO DE UMA BASE FRACA COM UM ÁCIDO FORTE
Considerando a titulação de 40 mL de uma solução 0,2 mol/L de
amônia (pKb = 4,756) com ácido clorídrico 0,8 mol/L, calcule o pH
do titulado quando:
a) VA = 0 mL
b) VA = 8 mL
c) VA = 5 mL
d) VA = 10 mL
e) VA = 12 mL
EXEMPLO: TITULAÇÃO DE UMA BASE FRACA COM UM ÁCIDO FORTE
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
VB (mL)
p
H
EXEMPLO: CURVA DE 
TITULAÇÃO de 100 
mL de uma solução de 
ÁCIDO FRACO
(pKa = 4,757) 0,05 
mol/L c/ uma solução 
de 
BASE FRACA
(pKb = 4,757)
0,1 mol/L
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
pH = 7,1
E) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FRACA
E) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FRACA
A curva de titulação de um ácido fraco com uma base fraca (ou vice-
versa) apresenta uma variação gradual do pH nas proximidades do
ponto de equivalência.
CARACTERÍSTICAS DA CURVA DE TITULAÇÃO:
Vtitulante = 0  Solução de ácido ou base fraca
0 < Vtitulante < VE  semelhante a curva com ácido ou base forte
PONTO DE EQUIVALÊNCIA  pH = ½ pKw + ½ pKa - ½ pKb
Vtitulante > VE  solução de sal + titulante 
Neste tipo de titulação, freqüentemente, não se consegue um ponto
final nítido com indicadores simples. O ideal é ter um indicador com
uma faixa de viragem estreita.
III - TITULAÇÃO DE UMA MISTURA DE ÁCIDO FORTE E ÁCIDO FRACO
A composição de uma mistura de um ácido forte com um ácido fraco pode ser
determinada por titulação usando-se indicadores adequados, desde que o pKa
do ácido fraco esteja situado entre 4 e 8 e que as concentrações de ambos os
ácidos sejam da mesma ordem de magnitude.
Titulações de 25 mL de
uma mistura de ácido
forte 0,1200 mol/L e de
ácido fraco 0,0800
mol/L com NaOH
0,1000 mol/L
III - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES POLIFUNCIONAIS
ÁCIDO POLIFUNCIONAL: Um ácido polifuncional é um ácido que contém
mais que um hidrogênio ionizável, estes são também chamados de ácidos
polipróticos.
Exemplos: H2SO4 (ác. sulfúrico), H2C2O4 (ác. oxálico), H3PO4 (ác.
fosfórico).
BASE POLIFUNCIONAL: Uma base polifuncional ou polibase é uma
espécie que pode aceitar mais que um hidrogênio.
Exemplos: CO3
2- (íon carbonato), PO4
3- (íon fosfato), -OOC-CH=CH-COO-
(íon maleato).
III - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES POLIFUNCIONAIS
Em um ácido poliprótico cada ionização é um equilíbrio a parte. Portanto,
teremos uma constante, Kai, para cada ionização. Tomemos como
exemplo um ácido triprótico do tipo H3A.
IONIZAÇÕES DE UM ÁCIDO TRIPRÓTICO:
1a Ionização: H3A  H
+ + H2A
-
2a Ionização: H2A
-  H+ + HA2-
3a Ionização: HA2-  H+ + A3-
1
3
2
1
][
]][[
K
AH
AHH
Ka 

2
2
2
2
][
]][[
K
AH
HAH
Ka  

32
3
3
][
]][[
K
HA
AH
Ka  

Sempre: Ka1 > Ka2 > Ka3 ; na maioria das
vezes a diferença entre os valores de Kai
são da ordem de 104 a 105.
III - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES POLIFUNCIONAIS
De forma análoga aos ácidos, as bases polifuncionais possuem diversas
etapas de protonação e um valor de Kbi para cada uma delas. Tomemos o
exemplo de uma tribase A3- :
PROTONAÇÕES DE UMA TRIBASE:
1a protonação: A3- + H2O  OH
- + HA2-
2aprotonação: HA2- + H2O  OH
- + H2A
-
3a protonação: H2A
- + H2O  OH
- + H3A
A titulação de um ácido ou uma base polifuncional pode ser realizada para
cada etapa de ionização ou protonação desde que cada constante de
equilíbrio difira da subseqüente de um valor da ordem de 103.
13
2
3
1
][
]][[
K
A
OHHA
K
K
K
a
w
b  

22
2
2
2
][
]][[
K
HA
OHAH
K
K
K
a
w
b  

3
2
3
1
3
][
]][[
K
AH
OHAH
K
K
K
a
w
b  

III - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES POLIFUNCIONAIS
IONIZAÇÕES DE UM ÁCIDO DIPRÓTICO:
1a Ionização: H2A  H
+ + HA-
2a Ionização: HA-  H+ + A2-
A) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO DIPRÓTICO COM UMA BASE FORTE
1
2
1
][
]][[
K
AH
HAH
Ka 

2
2
2
][
]][[
K
HA
AH
Ka  

C C
HH
COO-HOOC
OOC
C C
HH
COO--
H
+
+ pKa2 = 6,332
C C
HH
COOHHOOC
C C
HH
COOHOOC -
H
++ pKa1 = 1,910
EXEMPLO: ÁCIDO MALÉICO
III - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES POLIFUNCIONAIS
CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de ÁCIDO FRACO DIPRÓTICO 
(pKa1 = 3,0; pKa2 = 8,0) 0,02 mol/L c/ uma solução de BASE FORTE 0,1 mol/L
A) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO DIPRÓTICO COM UMA BASE FORTE
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30
VB (mL)
pH
VE
PE1
pKa1
½VE 3/2VE 2VE
pKa2
1a REGIÃO DE 
TAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO DE 
BASE
2a REGIÃO DE 
TAMPÃO
PE2
pH = ½ (pKa1 + pKa2)
A) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO DIPRÓTICO COM UMA BASE FORTE
Excesso de 
base forte
Solução de A2-
(base fraca)
Solução 
tampão 
(A2-/HA-)
Solução de 
HA-
(espécie 
anfiprótica)
Solução 
tampão 
(HA-/H2A)
Solução de 
ácido fraco 
H2A
VB > 2VE
VB = 2VE
VE < VB < 2VE
VB = VE
0 < VB < VE
VB = 0
2
4
][
1
2
11 aaaa MKKK
H


][
][
log
2
1
AH
HA
pKpH a


][][
][
][
1
121






HAKHA
KKHAKK
H
a
waaa
Aa MKH 1][ 

BE
B
a
VV
V
pKpH

 log1
BE
EB
a
VV
VV
pKpH



2
log2
 21
2
1
aa pKpKpH 
][
][
log
2
2 


HA
A
pKpH a
2
4
][
1
2
11 Sbbb MKKK
OH

 Sb MKOH 1][ 

BA
AABB
VV
VMVM
OH



2
][  
BA
EBB
VV
VVM
OH



2
][
Valor de VB
Tipo de 
solução
Cálculo do pH aproximação
0,0
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
1,0
0,0 5,0 10,0 15,0 20,0 25,0
VB (mL)

H2A
HA-
A2-
III - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES POLIFUNCIONAIS
A) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO DIPRÓTICO COM UMA BASE FORTE
DISTRIBUIÇÃO DAS ESPÉCIES para titulação de 50 mL de uma solução de ÁCIDO FRACO 
DIPRÓTICO (pKa1 = 3,0; pKa2 = 8,0) 0,02 mol/L c/ uma solução de BASE FORTE 0,1 mol/L
VE½VE
3/2VE 2VE
EXEMPLOS DE TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO DIPRÓTICO COM UMA
BASE FORTE (MA= 0,02 mol/L; VA = 50 mL e MB = 0,1 mol/L)
ÁCIDO MALÉICO
(pKa1 = 1,910 e pKa2 = 6,332)
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30
VB (mL)
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30
VB (mL)
pH
ÁCIDO FTÁLICO
(pKa1 = 2,950 e pKa2 = 5,408)
C C
HH
COOHHOOC
COOH
COOH
EXEMPLOS DE TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO DIPRÓTICO COM UMA
BASE FORTE (MA= 0,02 mol/L; VA = 50 mL e MB = 0,1 mol/L)
ALANINA
(pKa1 = 2,348 
pKa2 = 9,867)
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30
VB (mL)
pH
0,0
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
1,0
0,0 5,0 10,0 15,0 20,0 25,0 30,0
VB (mL)

H2A
HA-
A2-
CHCH
3
NH
3
+
COOH
CHCH
3
NH
3
+
COO-
CHCH
3
NH
3
COO-
PE1 = PI = Ponto isoelétrico
+1
0 
-1
Forma 
zwitteriônica
Carga
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30
VA (mL)
pH
III - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES POLIFUNCIONAIS
CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de DIBASE FRACA (pKb1 = 
3,0; pKb2 = 8,0) 0,02 mol/L c/ uma solução de ÁCIDO FORTE 0,1 mol/L
B) TITULAÇÃO DE UMA DIBASE FRACA COM UM ÁCIDO FORTE
VE
PE1
pH = 14 - pKb1
½VE 3/2VE 2VE
pH = 14 - pKb2
1a REGIÃO DE 
TAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO DE 
ÁCIDO
2a REGIÃO DE 
TAMPÃO
PE2
pH = ½ (pKa1 + pKa2)
III - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES POLIFUNCIONAIS
CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de ÁCIDO FRACO TRIPRÓTICO (pKa1 = 2,0; pKa2 = 
6,0; pKa3 = 9,0 ) 0,02 mol/L c/ uma solução de BASE FORTE 0,1 mol/L
C) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO TRIPRÓTICO COM UMA BASE FORTE
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40
VB (mL)
pH
VE
PE1pKa1
½VE 3/2VE 2VE
pKa2
1a REGIÃO DE 
TAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASE
2a REGIÃO DE 
TAMPÃO
PE2
3a REGIÃO DE 
TAMPÃO
PE3pKa3
3VE
5/2VE
EXEMPLO DE TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO
FRACO TRIPRÓTICO COM UMA BASE FORTE
(MA= 0,02 mol/L; VA = 50 mL e MB = 0,1 mol/L)
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40
VB (mL)
pH
0,0
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
1,0
0 5 10 15 20 25 30 35 40
VB (mL)

a (H3A)
a (H2A-)
a (HA2-)
a (A3-)
PE2 = PI 
(Ponto isoelétrico)
HISTIDINA
(pKa1 = 1,7; pKa2 = 6,02; pKa3 = 9,08 )
N
NH
CH
NH
2
CH
2
COO-
N
NH
CH
NH
3
CH
2
HCOO-
+
+
N
NH
CH
NH
3
CH
2
HCOOH
+
+
N
NH
CH
NH
3
CH
2
COO-
+
+2
+1
0
-1
III - TITULAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES POLIFUNCIONAIS
CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de TRIBASE FRACA (pKa1 = 2,5; pKa2 = 6,0; pKa3 = 
9,08 ) 0,02 mol/L c/ uma solução de ÁCIDO FORTE 0,1 mol/L
C) TITULAÇÃO DE UMA BASE FRACA TRIPRÓTICA COM UM ÁCIDO FORTE
VE½VE
3/2VE 2VE
1a REGIÃO DE 
TAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO 
DE ÁCIDO
2a REGIÃO DE 
TAMPÃO
3a REGIÃO DE 
TAMPÃO
3VE
5/2VE
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
0 5 10 15 20 25 30 35 40
VA (mL)
pH
PE1
14 - pKb1
14 - pKb2
PE2
PE3
14 - pKb3
IV - TITULAÇÃO EM SOLVENTES NÃO-AQUOSOS
A titulação de ácidos ou bases muito fracos em solução aquosa não
apresenta uma inflexão acentuada no ponto de equivalência quando o
pKa ou o pKb da espécie titulada é maior que 8 .
 Por outro lado a titulação de algumas espécies ácidas ou básicas em
solução aquosa esbarra na baixa solubilidade desta em água.
 Pode ocorrer ainda, em certos casos, uma reação entre o analito e a
água.
NOS TRÊS CASOS CITADOS ACIMA PODE SER CONVENIENTE A REALIZAÇÃO DE 
UMA TITULAÇÃO UTILIZANDO UM SOLVENTE NÃO-AQUOSO
IV - TITULAÇÃO EM SOLVENTES NÃO-AQUOSOS
EFEITO NIVELADOR DO SOLVENTE:
Em solução aquosa, o ácido mais forte que pode existir é o H3O
+ enquanto que
a base mais forte é o íon OH-.
Qualquer ácido mais forte que o H3O
+ protonará a água e formará H3O
+ ,
qualquer base mais forte que o OH- retira um próton da água e forma OH-.
Assim, ácidos fortes como o HClO4 e o HCl em solução aquosa são nivelados a
mesma força; ambos são nivelados a H3O
+ :
HClO4 + H2O  H3O
+ + ClO4
-
HCl + H2O  H3O
+ + Cl-
Utilizando o ácido acético como solvente (base mais fraca que a água)
podemos diferenciar a força ácida do HCl e do HClO4 :
HClO4 + CH3COOH  CH3COOH2
+ + ClO4
- K = 1,3 x 10-5
HCl + CH3COOH  CH3COOH2
+ + Cl- K = 2,8 x 10-9
O HClO4 é um ácido mais forte que o HCl no solvente CH3COOH .
IV - TITULAÇÃO EM SOLVENTES NÃO-AQUOSOS
Titulação de umamistura
de ácidos com hidróxido de
tetrabutilamônio em metil-
isobutil-cetona como sol-
vente.
As medidas foram feitas
usando um eletrodo de
vidro e um eletrodo de
platina como referência. O
potencial é proporcional ao
pH. (D. B. Bruss and G. E. A. Wyld,
Anal. Chem. 1957, 29, 232)
FORÇA ÁCIDA: 
ÁC. PERCLÓRICO > ÁC. CLORÍDRICO > ÁC. 2-HIDRÓXIBENZÓICO > ÁC. ACÉTICO > HIDROXIBENZENO
IV - TITULAÇÃO EM SOLVENTES NÃO-AQUOSOS
Após o que foi exposto até aqui, concluímos que a capacidade das substâncias
atuarem como ácidos ou bases de Brønsted-Lowry é altamente influenciada
pelo tipo de solvente empregado. Podemos distinguir 04 (quatro) tipos de
solventes: apróticos, protogênicos, protofílicos e anfipróticos.
TIPO DE 
SOLVENTE
CARACTERÍSTICAS EXEMPLOS
USOS EM 
TITULAÇÃO
APRÓTICOS
Quimicamente neutros e 
não reativos sob as 
condições empregadas
Tetracloreto de 
carbono, tolueno, 
clorofórmio, etc.
Diluição de 
misturas de 
reação
PROTOFÍLICOS
Possuem elevada 
afinidade por prótons
Amônia líquida, 
aminas, cetonas, 
etc.
Aumenta a força 
de ácidos fracos
PROTOGÊNICOS
São ácidos e doam 
prótons com facilidade
Ácido fluorídrico, 
ácido sulfúrico, 
etc.
Aumenta a força 
de bases fracas
ANFIPRÓTICOS
Possuem características 
protofílicas e 
protogênicas
Água, álcoois e 
ácidos fracos 
orgânicos.
Titulação de 
ácidos e bases 
diversos.
PRINCIPAIS SOLVENTES USADOS: ÁCIDO ACÉTICO GLACIAL,
ACETONITRILA, DIOXANO, DIMETILFORMAMIDA E ÁLCOOIS.
 DETERMINAÇÃO DO PONTO FINAL: POTENCIOMETRIA OU INDICADORES
VISUAIS.
 EXEMPLO DE INDICADORES: CRISTAL VIOLETA, AZUL DE TIMOL,
VERMELHO DE METILA, 1-NAFTOLBENZEÍNA E VERMELHO DE QUINALDINA.
 APLICAÇÕES MAIS COMUNS: DETERMINAÇÕES DE AMINAS,
SULFONAMIDAS, PURINAS E OUTROS COMPOSTOS ORGÂNICOS CONTENDO
O GRUPO AMINO, ALÉM DE SAIS DE ÁCIDOS ORGÂNICOS.
IV - TITULAÇÃO EM SOLVENTES NÃO-AQUOSOS
V – INDICADORES ÁCIDO-BASE
 OS INDICADORES ÁCIDO-BASE SÃO SUBSTÂNCIAS QUE MUDAM DE
COR EM FUNÇÃO DO pH DO MEIO ONDE SE ENCONTRAM.
FAIXA DE VIRAGEM: intervalo de pH (geralmente duas unidades de pH) onde
ocorre a mudança gradual da cor do indicador.
ESCOLHA DO INDICADOR: Deve ser feita de forma que a faixa de viragem se
situe o mais próximo possível do pH do ponto de equivalência de uma dada
titulação.
amarelo de alizarina
timolftaleína
fenolftaleína
o-cresolfenolftaleína
m-nitrofenol
vermelho de fenol
azul de bromotimol
alizarina
púrpura de bromocresol
negro de eriocromo
vermelho de metila
verde de bromocresol
alaranjado de metila
azul de bromofenol
2,4-dinitrofenol
eritrosina b
azul de timol
vermelho de cresol
cristal violeta
V – INDICADORES ÁCIDO-BASE
INDICADORES E EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE : um indicador ácido-base é um
ácido ou uma base fraca cuja forma ácida apresenta uma cor diferente da
forma básica. Quando em solução o indicador apresenta um equilíbrio do
tipo:
InA  InB + H
+
Cor 1 :
Forma ácida
Cor 2 :
Forma básica
A constante de equilíbrio é:
A
B
In
HIn
In
a
aa
K


ou
A
B
In
In
A
HB
In
In
aIn
K




][
][
Onde: e são os coeficientes de atividade
BIn

AIn

Rearranjando temos:
A
B
In
In
InA
B
H
KIn
In
a 


 ][
][1
Aplicando o logaritmo a equação:
A
B
In
In
A
B
InH
In
In
Ka 

log
][
][
log
1
log
1
log 

A
B
In
In
A
B
In
In
In
pKpH 

log
][
][
log 
A equação mostra que a força iônica influencia a mudança de coloração do
indicador e deve ser levada em conta no seu emprego. Considerando uma
dada força iônica podemos usar uma constante aparente do indicador:
A
B
In
In
InIn pKpK 

log* 
Kin
*  constante aparente do indicador
Neste caso temos que:
][
][
log*
A
B
In
In
In
pKpH 
A experiência mostra que uma mudança de coloração perceptível ocorre,
freqüentemente quando:
10
][
][
1,0 
A
B
In
In
Daí:
1*  InpKpH
Ou seja, a faixa de viragem do indicador, freqüentemente, ocorre entre duas
unidades de pH.
VI – DETERMINAÇÃO DO PONTO FINAL ATRAVÉS DA CURVA DE
TITULAÇÃO
O ponto final de titulação é
considerado como sendo o
ponto da curva de titulação de
máxima inclinação. O cálculo
da derivada primeira, dpH/dV,
da curva de titulação fornece
um máximo no ponto final e a
derivada segunda, d2pH/dV2 é
igual a zero no ponto final.
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40
VB (mL)
pH