Titulação Ácido-Base

Titulação

• Uma titulação é um processo para determinar a concentração de uma solução desconhecida, chamada de analito, usando uma solução de concentração conhecida, chamada de titulante.

Terminologia da Titulação

• Titulante: Solução com concentração conhecida.
• Analito: Solução com concentração desconhecida.
• Ponto de Equivalência: O número de moles do titulante é igual ao número de moles do analito.
• Ponto Final: Indica a mudança de cor do indicador.

Indicadores Ácido-Base

• Indicadores ácido-base são ácidos ou bases fracos que mudam de cor dependendo do pH da solução.
• O ponto final da titulação é determinado quando o indicador muda de cor.
• O ponto de equivalência ocorre quando os moles de ácido são iguais aos moles de base.
• O objetivo é selecionar um indicador cujo ponto final esteja próximo ao ponto de equivalência para uma titulação precisa.

Curva de Titulação de Ácido Forte - Base Forte

• O pH inicial é baixo, aumentando gradualmente, com um aumento rápido no ponto de equivalência, seguido por um aumento gradual.
• O ponto de equivalência ocorre em pH 7.
• Qualquer indicador que mude de cor entre pH 4 e 10 pode ser usado.

Curva de Titulação de Ácido Fraco - Base Forte

• O pH inicial é mais alto do que em titulações de ácido forte-base forte.
• Há um aumento gradual no pH no início da titulação.
• O ponto de equivalência está acima de pH 7.
• A fenolftaleína é um bom indicador para este tipo de titulação.

Curva de Titulação de Base Fraca - Ácido Forte

• O pH inicial é alto e diminui gradualmente.
• O ponto de equivalência está abaixo de pH 7.
• O vermelho de metila é um bom indicador.

Cálculos de Titulação

• No ponto de equivalência em uma titulação ácido-base, o número de moles de ácido é igual ao número de moles de base.
• Para titulações envolvendo ácidos e bases monopróticos:
  • (M_A V_A = M_B V_B), onde (M_A) e (M_B) são as molaridades do ácido e da base, e (V_A) e (V_B) são os volumes do ácido e da base, respectivamente.
• Se o ácido ou base é poliprótico, a molaridade deve ser multiplicada pelo número de prótons ácidos ou íons hidróxido.

pH

Autoionização da Água

• A água pode atuar tanto como um ácido quanto como uma base, mostrando comportamento anfótero.
• A água sofre autoionização:
  • (\mathrm{H_2O}(l) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftharpoons \mathrm{H_3O^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq))
• A constante de equilíbrio para esta reação é:
  • (K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14})
• Em água pura a 25°C:
  • ([\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-7} \mathrm{M})
• Uma solução ácida tem ([\mathrm{H_3O^+}] > 1.0 \times 10^{-7} \mathrm{M}).
• Uma solução básica tem ([\mathrm{OH^-}] > 1.0 \times 10^{-7} \mathrm{M}).

A Escala de pH

• O pH é uma medida da concentração de íons hidrônio:
  • (\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}])
• Solução ácida: pH < 7
• Solução básica: pH > 7
• Solução neutra: pH = 7
• O pOH é uma medida da concentração de íons hidróxido:
  • (\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}])
• pH e pOH estão relacionados:
  • (\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14)

Cálculo do pH

• Para calcular o pH de uma solução de um ácido forte, use a concentração do ácido como a concentração de íons hidrônio.
• Para calcular o pH de uma solução de uma base forte, use a concentração da base para calcular a concentração de íons hidróxido, depois calcule o pOH e, em seguida, calcule o pH.

Exemplos de Cálculo

• Calcular o pH de uma solução de HCl 0,020 M:
  • ([\mathrm{H_3O^+}] = 0.020 \mathrm{M})
  • (\mathrm{pH} = -\log(0.020) = 1.70)
• Calcular o pH de uma solução de NaOH 0,020 M:
  • ([\mathrm{OH^-}] = 0.020 \mathrm{M})
  • (\mathrm{pOH} = -\log(0.020) = 1.70)
  • (\mathrm{pH} = 14 - 1.70 = 12.30)