05 reaccoes acido base
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1Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
ReacReacçções ões ÁÁcido cido -- BaseBase
Fundamentals of Analytical Chemistry,D. A. Skoog, D. M. West and F. J. Holler,Saunders College PublishingAqueous Acid-Base Equilibria and Titrations,R. Levie Oxford University Press
Quantitative AnalysisR. A. Day, and A. L. Jr., UnderwoodPrentice-Hall International, Inc.
CapCapíítulo Vtulo V
http://bcs.whfreeman.com/qca/
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2Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do pH numa solução de Ácido Forte (AF)
HA + H2O A- + H3O+ dissociação total
Balanço de Massas:
[H3O+]total = [H3O+]AFor + [H3O+]H2O Kw = [H3O+] x [OH]-
Ácido forte ⇒ [H3O+]AFor = [A-] = CHA
H2O ⇒ [H3O+]H2O= [OH-]H2O
[H3O+]total = CHA + Kw/[H3O+] [H3O+]2 - CHA[H3O+] – Kw = 0
aK = ∞
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3Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[H3O+]2 – CHA [H3O+] - Kw= 0 Equação A
Aproximação:
[ácido forte ] >10-6 M [H3O+]H2O é desprezável
[H3O+] = CHA Equação B
⇒
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4Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
42.928.6153.10.10000
10-10 1010-9 910-8 810-7 710-6 610-5 510-4 410-3 310-2 2
1.0005x10-7 7.001.0005x10-7 6.9981.05x10-7 6.98 1.62x10-7 6.791.01x10-6 5.99610-5 510-4 410-3 310-2 2
10-10
10-9
10-8
10-7
10-6
10-5
10-4
10-3
10-2
Erro %[H3O+] =CHA
[H3O+]* pH
[H3O+]2 - CHA [H3O+] - Kw= 0
[H3O+] pHHCl (M)
* - dissociação da água desprezável
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5Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
0
2
4
6
8
10
12
-10 -8 -6 -4 -2 0
pH
Log C
Ácido Forte – cálculo do pH(contribuição do Kw)
solução exacta
solução aproximada
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6Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Titulação Ácido Forte – Base Forte
1.301.602.152.873.877.0010.1211.1211.80
5.00x10-2
2.50x10-2
7.10x10-3
1.30x10-3
1.34x10-4
1.00x10-7
7.59x10-11
7.59x10-12
1.58x10-12
0.0010.0020.0024.0024.9025.0025.1026.0030.00
pH[H3O+] moles/lNaOH vol (ml)
Titulado: 50 ml HCl 0.05 MTitulante: NaOH 0.1 M
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7Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Ponto inicial
[HCl] = 5.00x10-2 M
[H3O+]total= [H3O+]HCl + [H3O+]H2O
[H3O+]total= [Cl-] + [OH-]H2O ≈ CHCl
[H3O+]= 5.00x10-2 M
pH = - log (5.00x10-2)
pH = 1.30
Cálculo do pH ao longo da Titulação Ácido Forte 0.05 M – Base Forte 0.1 M
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8Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do volume necessário para o ponto de equivalência
nº de equivalentes de ácido = nº de equivalentes de base
x = 25 ml de base
Antes do Ponto de EquivalênciaVad = 10 ml
50 ml × 0.050 M x × 0.100 M=1000 ml 1000 ml
3nº mmol HCl - nº mmol NaOH adicionado
volume totalH O+⎡ ⎤ =⎣ ⎦
[ ]NaOHHCl
NaOHNaOHHClHCl
VVCVCVOH
+−
=+3
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9Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[H3O+]= 2.50x10-2 M
pH = -log (2.50x10-2)
pH = 1.60
Vad = 24.999 ml muito próximo do ponto de equivalência
Caso peculiar, onde [H3O+] proveniente do ácido é muito pequena, não sendo desprezável a dissociação da H2O.
350 x 0.050 - 10 x 0.100
50 + 10H O+⎡ ⎤ =⎣ ⎦
350 x 0.050 - 24.999 x 0.100
50 + 24.999H O+⎡ ⎤ =⎣ ⎦
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10Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[H3O+] ácido não titulado = 1.33 x10-6 M
[H3O+]total = [H3O+]ácido não titulado + [H3O+]H2O
[H3O+]2 - 1.33 x10-6 [H3O+] – Kw = 0
resolver equação do 2º grau
[H3O+]= 1.34 x 10-6 M
pH = -log (1.34 x 10-6 )
pH = 5.87
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11Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Ponto de Equivalência
Vad = 25 ml
No ponto de equivalência todo o ácido foi consumido. Assim, não existe nem ácido nem base em excesso:
[H3O+] = [OH-] Kw = 10-14 = [H3O+]2
[H3O+] =1.00x10-7 M [H3O+] =
pH = 7.00
141000.1 −x
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12Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Depois do Ponto de Equivalência
Vad = 25.10 ml
A solução tem excesso de NaOH
[OH-] = 1.00x10-4 M
pOH = 3.88 pH=10.12
Notem o efeito do pequeno (0.1 ml) aumento de volume depois do ponto de equivalência
25.10 0.100 - 50.00 0.050050.0 + 25.10NaOHC × ×
=
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13Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Efeito da Concentração
1.301.602.152.873.877.0010.1211.1211.80
50 ml HCl 0.05 M c/ NaOH 0.1 M
pH
3.303.604.154.875.87
7.00 **8.129.129.80
0.0010.0020.0024.0024.9025.0025.1026.0030.00
50 ml HCl 0.0005 M c/ NaOH 0.001 M
pHNaOH vol (ml)
** - o valor de pH no ponto de equivalência não depende da concentração
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14Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Efeito da Concentração nas Curvas de Titulação de Ácido Forte – Base Forte50 ml de ácido é titulado com uma base forte de igual molaridade
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15Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Constantes de Dissociação de Ácidos e Bases Fracas
HNO2 + H2O H3O+ + NO2-
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Relação entre Ka e Kb
NH3 + H2O NH4+ + OH-
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
[ ]3 2
2a
H O NOK
HNO
+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=
[ ]4
3b
NH OHK
NH
+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=
[ ]4
3b
NH OHK
NH
+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=
[ ]3 3
4a
NH H OK
NH
+
+
⎡ ⎤⎣ ⎦=⎡ ⎤⎣ ⎦
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16Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[ ][ ]4
3
3 3
4b a w
NH OH NH H OK
NHK
NHK
+
− ++
× = ×⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎡ ⎤⎣ ⎦
⎡ ⎤⎣ ⎦=⎣ ⎦
Kw=Ka x Kb
Exemplo:
Calcule o valor de Kb para o equilíbrio : CN- + H2O HCN + OH-
Ka(HCN) valor tabelado: 2.1x10-9
[ ]9
61410
2.1x104.8x10
a
wb
HCN OH KCN
KK −−
−− −⎡ ⎤⎣ ⎦= = = =
⎡ ⎤⎣ ⎦
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17Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do Valor de pH numa Solução de Ácido Fraco (AFra)
HA + H2O A- + H3O+ dissociação parcial
Balanço de Massas:
[H3O+]total = [H3O+]AFra + [H3O+]H2O
[H3O+]total = [A-] + [OH-]
CHA= [A-] + [HA] ⇒ [HA] = CHA - [H3O+]
[ ][ ][ ]HA
AOHKa
−+
= 3
Equação 1
[ ][ ][ ]+
−+
−=
OHCAOHK
HAa
3
3
Equação 2
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18Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[A-] =Ka (CHA – [H3O+]) / [H3O+]substituindo na equação 1
[OH-] = Kw / [H3O+]
[H3O+]total = Ka (CHA – [H3O+]) / [H3O+] + Kw / [H3O+]
[H3O+]2 + Ka [H3O+] – KaCHA - Kw= 0 Equação A
Equação 3
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19Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Duas aproximações possíveis:
ácido muito fraco (constante de dissociação muito pequena). A dissociação do ácido é desprezável.
[ácido fraco] > 10-6 M. A contribuição da dissociação da água é desprezável.
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20Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
ácidos muito fracos -> podemos considerar a dissociação desprezável
[H3O+]total = [A-]
CHA=[A-] + [HA]
[H3O+] << CHA
[H3O+]total = Ka CHA / [H3O+]
[ ][ ]HA
a CAOHK
−+
= 3
[ ] HAaCKOH =+3
Equação B
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21Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
24417
611.6
170.0
0.92x10-3
2.70x10-2
0.62x10-4
3.11x10-3
2.70x10-6
3.16x10-4
3.16x10-3
3.16x10-2
1.0x10-4
3.16x10-3
3.16x10-6
3.16x10-4
10-3
10-1
10-4
10-1
10-5
10-1
10-2
10-4
10-6
Erro %[H3O+]*[H3O+]
CHAKa[ ] HAaCKOH =+
3[ ] ( )2
42
3HAaaa CKKK
OH++−
=+
* - dissociação do ácido é desprezável.
Considerando a dissociação da água desprezável
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22Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Exemplo
Calcular [H3O+] numa solução de HNO2 0.120 M.
Ka = 5.1x10-4 (valor tabelado)
HNO2 + H2O H3O+ + NO2-
[H3O+] = [NO2-]
[HNO2] = 0.120 - [H3O+]
Resolução da equação do 2º grau:
[H3O+] = 7.6x10-3 M
[ ][ ][ ]2
23
HNONOOHKa
−+
=
2
34
3
5.1x100.120
H O
H O
+−
+
⎡ ⎤⎣ ⎦=⎡ ⎤− ⎣ ⎦
[ ] ( )2
42
3HAaaa CKKK
OH++−
=+
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23Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
aproximação: [H3O+] << 0.120 M (a dissociação é desprezável)
[H3O+] = 7.8x10-3 M
erro : (7.8x10-3 – 7.6x10-3)/100 = 2%
2
345 .1 100.120
H O+−
⎡ ⎤⎣ ⎦× =
[ ] HAaCKOH =+3
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24Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do pH Ácido Forte / Ácido Fraco
ÁÁcido Fortecido Forte ÁÁcido Fracocido Fraco
HCl H+ + Cl- Equilíbrio HAc H+ + Ac-
CHCl = [Cl-] Balanço de Massas CHAc = [HAc] + [Ac-]
[H+]total = [H+]HCl + [H+]H2O Balanço Protónico [H+]total = [H+]HAc + H+]H2O
[H+]total = [Cl-] + [OH-] [H+]total = [Ac-] + [OH-]
[H+]total = CHCl + Kw/[H+]
[H+]2 - CHCl [H+] – Kw = 0 [H+]2 +Ka [H+] - Ka CHAc – Kw = 0
[ ] [ ]( )[ ] [ ]
a HAc w
total
CK H KH
H H
++
+ +
−= +
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25Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
AproximaçõesÁÁcido Fortecido Forte ÁÁcido Fracocido Fraco
CHCl > 10-6 M CHAc > 10-6 M; Ka > 10-4
[H+]total = CHCl [H+]2 + Ka[H+] – KaCHAc = 0
CHAc < 10-6 M; Ka < 10-4
CHAc > 10-6 M; Ka < 10-4
[ ] a wHAcCH K K+ = +
[ ] a HAcCH K+ =
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26Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do Valor de pH numa Solução de Base Conjugada (BC)
HA + H2O A- + H3O+
A- + H2O HA + OH-
Balanço de Massas:
[OH-]total = [OH-]BC + [OH-]H2O
[OH-]total = [HA] + [H3O+]
CA-=[A-] + [HA] ⇒ [A-] = CA- - [OH-]
[ ][ ][ ] a
wb K
KA
HAOHK ==−
−
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27Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Aproximação: base conjugada, é uma base muito fraca[A-] = CA-
wA
a w
KCK KOH
OH OH
−
−− −
⎛ ⎞⋅⎜ ⎟⎝ ⎠⎡ ⎤ = +⎣ ⎦ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦
wwA
a
KOH C KK−
−⎡ ⎤ = ⋅ +⎣ ⎦
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28Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do Valor de pH numa Mistura de Ácido Fraco e respectiva Base Conjugada
NH3 + H2O NH4+ + OH- Kb = 1.76x10-5
NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ka = 5.67x10-10
Kb > Ka SOLUÇÃO BÁSICA
no entanto se: [NH4+] / [NH3] > 200 SOLUÇÃO ÁCIDA
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29Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Mistura: HA + NaA
HA + H2O A- + H3O+
A- + H2O HA + OH-
Balanço de massas: [HA] + [A-] = CHA + CA-
Balanço de cargas: [Na+] + [H3O+] = [A-] + [OH-]
[Na+] = CA-
CA- + [H3O+] = [A-] + [OH-] ⇒ [A-] = CA- + [H3O+] - [OH-]
Substituindo no balanço de massas: ⇒ [HA] = CHA – [H3O+] + [OH-]
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30Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
De um modo geral a diferença em concentração das espécies H3O+
e OH- é muito pequena relacionada com as concentrações de HA e
A-, o que permite a simplificação das equações atrás obtidas:
[HA] = CHA
[A-] = CA-
Substituindo na constante de dissociação
[ ]HA
Aa C
COHK −
+
= 3 [ ]−
=+
A
HAa CCKOH 3
HA
Aa C
CpKpH −+= logEquação de
Handerson-Hasselbalch
C A- = CHA ⇒ pH = pKa
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31Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Soluções Tampão
Soluções tampão são soluções que contêm misturas de ácido/base
conjugada “resistindo” a variações de pH.
Poder tampão π – nº de equivalentes de ácido forte ou base forte
necessários para mudar uma unidade de pH num litro de solução.
Poder tampão depende de:
[HA] e [A-]
razão : [HA] / [A-]
2.3 A B
T
C C C
π =Poder tampão dedução em Anexo
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32Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Soluções Tampões
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33Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
log (CA- / CHA)-1.2 -0 1.2
poder tampão
Poder Tampão em Função da razão CA- / CHA
π máximo ⇒ CA = CB
zona de utilização de soluções tampão ⇒ CA / CB =
10
1/10
B
Aa C
CpKpH log−= ⇒ pH = pKa ± 1
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34Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Exemplo 1
Que volume de uma solução de HCl 0.200 M tenho que adicionar a 250
ml de mandelato de sódio 0.300 M de modo a obter uma solução tampão
com pH=3.37.
Ka (ácido mandélico) = 4x10-4 C6H5CHOHCOOH
equação 1
pH =3.37 ⇒ [H3O+] = 4.26x10-4 M
após a adição de [HCl] =0.200 M
[A-] =0.300 M x 250 ml – 0.200 M x vol
[HA] = 0.200 M x vol
[ ]−
=+
A
HAa CCKOH 3
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35Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Substituindo na equação 1 :
4.26x10-4 = 4x10-4 x (0.200 x vol) / (0.300 M x 250 ml – 0.200M x vol)
vol = 193.4 ml
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36Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Exemplo 2Adicionar 100 ml de HCl 0.050 M a 400 ml de a) água purab) solução 0.200 M em NH3 e 0.300 M em NH4Cl
Ka (NH4+)= 5.70x10-10
a) água pura ⇒ pH=7.0 ⇒ [H3O+] = 10-7 M
adição de HCl ⇒ [H3O+] = (100 ml x 0.050 M) / 500 ml
[H3O+] = 0.01 M⇒ pH = 2.0
[H3O+]total = 10-7 + 0.01 = 0.01 M
ΔpH = 5
b) 0.200 M NH3 / 0.300 M NH4Cl
HA
Aa C
CpKpH −+= log ⇒ pH = -log (5.70x10-10) + log (0.200/0.300)
pH = 9.07
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37Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
adição de HCl ⇒ [H3O+] = (100 ml x 0.050 M) / 500 ml
[H3O+] = 0.01 M
[NH3] = (400 x 0.200 - 100 x 0.0500) / 500 = 0.150 M
[NH4Cl] = (400 x 0.300 + 100 x 0.0500) / 500 = 0.250 M
pH = -log (5.70x10-10) + log (0.150/0.250)
pH = 9.02
ΔpH = - 0.05
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38Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Exemplo 3Uma solução que contêm 0.4 M de ácido fórmico e 1.0 M de formeato de sódio,apresenta um valor de pH de 4.15.Calcular o valor de pHa) solução é diluída de um factor de 50 vezesb) solução é diluída de um factor de 10000 vezes
Ka=1.77x10-4
a) [HCOOH] = 0.4/50 = 8x10-3 M[HCOO-] = 1.0/50 = 2x10-2 M
pH =- log(1.77x10-4) + log (2x10-2 / 8x10-3)
pH =4.15
HA
Aa C
CpKpH −+= log
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39Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
b) [HCOOH] = 0.4/104 = 4x10-5 M[HCOO-] = 1.0/104 = 1x10-4 M
pH =- log(1.77x10-4) + log (1x10-4 / 4x10-5)
pH =6.25
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40Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Titulação Ácido Fraco – Base ForteTitulado: 50 ml CH3COOH 0.1 MTitulante: NaOH 0.1000 M
2.884.164.765.366.457.468.7310.0011.0011.9612.30
1.32x10-3
6.92x10-5
1.74x10-5
4.36x10-6
3.55x10-7
3.47x10-8
1.86x10-9
1.00x10-10
1.00x10-11
1.10x10-12
5.01x10-13
0.0010.0025.0040.0049.0049.9050.0050.1051.0060.0075.00
pH[H3O+] moles/lNaOH vol (ml)
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41Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do valor de pH ao longo da Titulação de um
Ácido Fraco com uma Base Forte- início – a solução contem apenas ácido fraco, o pH é calculado
através da concentração do ácido e do valor da constante de dissociação.
- antes do ponto de equivalência – a solução contem uma mistura de
ácido fraco e respectiva base conjugada. É uma solução tampão, cujo
valor de pH depende da concentração relativa de ácido fraco e base
conjugada e valor da constante de dissociação.
- ponto de equivalência – a solução contem apenas base conjugada
do respectivo ácido fraco. O valor de pH depende da concentração da
base conjugada e do valor da constante de dissociação.
- depois do ponto de equivalência – a solução tem excesso de base
forte. O valor de pH depende apenas da concentração da base forte.
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42Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do valor de pH ao longo da Titulação50 ml CH3COOH 0.1 M; NaOH 0.1000 M
Ponto inicialCálculo do pH de uma solução de uma ácido fraco:Ka (HAc) = 1.75x10-5
CHAc = 0.1 M
[H3O+]=[Ac-] + [OH-]H2O dissociação da água despreza-se pois [HAc] = 0.1M
dissociação do ácido despreza-se pois Ka (HAc) =1.75x10-5
[H3O+] = 1.32x10-3 M ⇒ pH = 2.88
[ ][ ][ ]+
−+
−=
OHCAcOHK
HAca
3
3
[ ] HAca CKOH ⋅=+3
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43Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do volume necessário para atingir o ponto de equivalência
nº de equivalentes de ácido = nº de equivalentes de base
vol. = 50 ml de base
Antes do Ponto de EquivalênciaCálculo do pH de uma solução que contem uma mistura de ácido fraco e base conjugada: HAc e Ac-
Vad = 10 ml
[HAc] =
ml1000M 0.100x ol.
ml1000M0.1x ml50 v
=
M6.67x10ml1050
M 0.100x ml10-M0.1x ml 50 2−=+
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44Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[Ac-] =
pH = - log (1.75x10-5) + log (1.67x10-2 / 6.67x10-2)
pH = 4.16
Vad = 25 ml ponto de ½ titulação
caso particular em que [HAc] = [Ac-]
pH = pKa
pH = 4.76
M 1.67x10ml10 50
M0.100 x ml 10 2−=+
HA
Aa C
CpKpH −+= log
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45Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Ponto de EquivalênciaNo ponto de equivalência todo o ácido acético foi convertido a
acetato. Cálculo do pH de uma solução que contem a base
conjugada Ac-
Vad = 50 ml
Kb = Kw / Ka
Ac- + H2O HAc + OH-
[OH-] = [OH-]Ac- + [OH-]H2O
[OH-] = [HAc-]
[Ac-] = - [OH-] ≈ 0.050 Mml50 50
M0.1 x ml 50 +
[ ][ ][ ]−
−
=Ac
OHHAcKb
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46Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[OH-] = 5.34x10-6 M
pH = 8.73
Depois do Ponto de EquivalênciaTenho uma solução com excesso de base forte
Vad = 60 ml
[OH-] = CNaOH em excesso
[OH-] = 1.00x10-2 M pOH = 2 pH=12.00
[ ] 050.01071.5 10 x x −− == −AcbCKOH
50600.1x 500.100 x 60
+−
=NaOHC
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47Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Efeito da Concentração
2.884.164.765.366.457.468.7310.0011.0011.9612.30
50 ml HAc 0.1M c/ NaOH 0.1M
pH
3.914.304.805.386.467.47
7.73**8.099.009.9610.30
0.0010.0025.0040.0049.0049.9050.0050.1051.0060.0075.00
50 ml HAc 0.001M c/ NaOH 0.001M
pHNaOH vol (ml)
** - o valor de pH no ponto de equivalência depende da concentração
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48Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Efeito da Concentração Inicial na Titulação de um Ácido Fraco Ka=10-5
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49Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Efeito do Valor da Constante de Dissociação
7.07.528.59.510.5a inflexão não é visível
∞10-2
10-4
10-6
10-8
10-10
pHequivalênciaKa
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50Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Exemplo50 ml de NaCN 0.05 M é titulado com HCl 0.100M. Calcular o valor de pH após a adição de:
a) 0.0 mlb) 10.0 mlc) 25.0 mld) 26.0 ml
Dados: HCN Ka=2.1x10-9
Titulação de uma base fraca com um ácido fortea) Vad = 0.0 ml início
espécie presente: CN- cálculo do pH de uma solução de base conjugada
CN- + H2O HCN + OH-
Kb = 4.76x10-6
[ ][ ][ ]−
−
==CN
OHHCNKKK
a
wb
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51Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[HCN] = [OH-] (despreza-se dissociação da água)
CCN- = [CN-] + [HCN]
CCN- = [CN-] (despreza-se dissociação da base conjugada, Kb = 4.76x10-6)
[CN-] = 0.05 M
[OH-] = 9.12x10-4 M
pH =10.96
[ ]05.0
1076.4 62
x−
− =OH
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52Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
b) Vad = 10.0 ml antes do ponto de equivalência
espécies: CN-, HCN, mistura de base e ácido conjugado
[H3O+] = 1.4x10-9 M
pH = 8.85
[ ] M 2.5x101050
0.100x 100.05x 50 2−− =+−
=CN
[ ] M x1011050
0.100x 10 2−=+
= 67.HCN
[ ][ ][ ]
[ ]23
293
1067.1105.2101.2
−
+−−
+− ⋅=→=
xx
xOH
HCNOHCNKa
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53Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
c) Vad = 25.0 ml ponto de equivalência
espécies: HCN cálculo do pH de uma solução de ácido fraco
[CN-] = [H3O+]
[H3O+] = 8.37x10-6 M
pH = 5.08
HCN + H2O CN- + H3O+
[ ] M x102550
0.100x 25 2−=+
= 3.3HCN
[ ][ ][ ]
[ ]2
393
1033101.2
−
+−
+−
=→=x
x2
.OH
HCNOHCNKa
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54Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
d) Vad = 26.0 ml depois do ponto de equivalência
Excesso de ácido forte, espécie: H3O+
pH = 2.88
[ ] M x102650
0.05x 50-0.100x 26 3−+ =+
= 32.13OH
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55Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Titulação Mistura (Ácido Forte + Ácido Fraco) Base Forte
Titulado: 25 ml HCl 0.120 M + HA 0.080 M
Titulante: NaOH 0.1000 M
1º pto de equiv. 30 ml
2º pto de equiv. 50 ml
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56Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Curva A e curva B
Ácido fraco com Ka >10-4, só é possível obter a acidez total (HCl + HA),
observa-se um ponto de equivalência (o 2º ponto de equivalência).
Curva C
Ácido fraco com 10-4 < Ka < 10-8 são detectados dois pontos de
equivalência.
Curva D
Ácido fraco, muito fraco, com Ka < 10-8 só é detectado o 1º ponto de
equivalência, referente ao ácido forte.
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57Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do Valor de pH ao Longo da Titulação
(Ácido Forte + Ácido Fraco) Base Forte
50 ml HA 0.1 M + HB 0.05 M Ka(B) =10-4
NaOH 0.100 M
Ponto inicialCálculo do pH de uma mistura ácido forte e ácido fraco
[H3O+]total = [H3O+]HA + [H3O+]HB + [H3O+]H2O
[H3O+]total = [A-] + [B-] + [OH-]
[H3O+]total = [A-] + Ka[HB] / [H3O+] + Kw / [H3O+]
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58Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
O ácido forte reprime a dissociação do ácido fraco.Tendo em conta as concentrações dos ácidos, a dissociação da água é desprezável.
[H3O+]total = [A-]
[H3O+]total = 0.1 M
pH = 1.0
Calcular [B-] e verificar se a aproximação feita é correcta:[H3O+]total = [A-] + [B-]
[H3O+]total = 0.1 + [B-]
[B-] = 5x10-5 M << 0.1 M aproximação válida
[ ][ ][ ]
[ ]05.0
1.010 43−
−−+
=⇒=B
HBBOHKa
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59Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Antes do 1º Ponto de EquivalênciaVad = 49 ml
CHA = 1.01x10-3 M
CHB = 2.53x10-4 M
Aproximação:[H3O+]total = [A-]
[H3O+]= 1.01x10-3 M ⇒
[B-] = 2.5x10-3 M
4950M0.1 x ml 49M0.1x ml50
do)neutraliza (não+−
=HAC
4950M0.05x ml50
diluição) de (efeito+
=HBC
[ ]4
34
2.53x101.01x10
10−
−−− =
B
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60Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[H3O+] ≈ [B-] logo não podemos desprezar a contribuição do ácido fraco.
[H3O+]total = [A-] + [B-]
[H3O+]total = 1.01x10-3 + [B-]
CHB = [HB] + [B-] = 2.53x10-4 M
[H3O+]total = 1.01x10-3 +
[ ][ ][ ] [ ] [ ][ ]
433
10−
−+−+
=⇒=BOHHB
HBBOHKa
[ ][ ] [ ] 44
3 1053.210
−−
−
−+
=+ xBBOH
8
43
2.53 1010
xBH O
−−
+ −=⎡ ⎤⎣ ⎦ +⎡ ⎤⎣ ⎦
8
43
2.53 1010
xH O
−
+ −+⎡ ⎤⎣ ⎦
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61Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[H3O+]2 – ( 9.1x10-4) [H3O+] –1.26x10-7=0
[H3O+] = 1.03x10-3 M
pH = 2.99
1º Ponto de EquivalênciaVad = 50 ml
No 1º ponto de equivalência , temos todo o ácido forte consumido, resta o ácido fraco.
[H3O+]total = + [H3O+]HB + [H3O+]H2O
M 0.0255050
M0.05x ml50diluição) de (efeito =
+=HBC
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62Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[ ][ ][ ]
[ ][ ]++
−−+
−=⇒=
OHOH
HBBOHKa
3
2
343
025.010
[H3O+] = 4.95x10-3 M
pH = 2.3
Depois do 1º Ponto de EquivalênciaVad = 62.5 ml
Cálculo do pH de uma solução que contem uma mistura de ácido fraco e base conjugada: HB e B-
Vad = 62.5 ml ⇒ ½ titulação ⇒ [HB] = [B-]
pH = pKa
pH = 4.0
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63Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
2º Ponto de EquivalênciaVad = 75 ml
No ponto de equivalência todo o ácido fraco foi consumido. Cálculo
do pH de uma solução que contem a base conjugada B-
B- + H2O HB + OH-
[OH-] = 1.4x10-6 M
pH = 8.2
1010−==a
wb K
KK
[ ] M 0.027550
M0.05x ml 50=
+=−B
[ ][ ][ ]
[ ] 10
2
100.02
−−
−
−
===OH
BOHHBKb
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64Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Ácidos PolipróticosH2A + H2O H3O+ + HA-
HA- + H2O H3O+ + A2-
Balanço de Massas: CH2A = [H2A] + [HA-] + [A2-]
Balanço de Cargas: [H3O+ ]total = [HA-] + 2 [A2-] + [OH-]
Incógnitas a considerar: [H2A] ; [HA-] ; [A2-] e [H3O+ ]
[ ][ ][ ]AH
HAOHK2
31
−+
=
[ ][ ][ ]−
−+
=HA
AOHK2
32
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65Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Aproximações:
K1 / K2 ≥ 103 ⇒ as duas etapas de dissociação podem ser consideradas como independentes
1ª dissociação:CH2A = [H2A] + [HA-]
[H3O+ ] = [HA-]
[H3O+]2 + K1[H3O+ ] - K1CH2A = 0
resolver equação do 2º grau2ª dissociação:
Se [H3O+ ] = [HA-]
[A2-] = K2
[ ][ ]+
+
−=
OHCOHK
AH 3
31
2
2
[ ][ ][ ]−
−+
=HA
AOHK2
32
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66Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Exemplo Calcular o pH de uma solução de ácido maleico (H2A) 0.100 M.
H2A + H2O H3O+ + HA-
HA- + H2O H3O+ + A2-
K1 >> K2
não pode ser desprezado, pois K1 é muito elevada (ácido relativamente forte)
[H3O+ ]2 + 1.2x10-2 [H3O+ ] – 1.20x10-3 = 0[H3O+ ] = 2.92x10-2 M
pH =1.54
[ ][ ][ ]
2
2
31 102.1 −
−+
== xAHHAOHK
[ ][ ][ ]
72
32 1096.5 −
−
−+
== xHA
AOHK
[ ][ ]
2
3
2
31 102.1
100.0−
+
+
=−
= xOH
OHK
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67Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[H3O+ ] = [HA-]
⇒ [A2-] = 5.96x10-7 M
logo os passos de dissociação podem ser considerados independentes
[ ][ ][ ]
72
32 1096.5 −
−
−+
== xHA
AOHK
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68Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Soluções Tampão envolvendo Ácidos PolipróticosDois sistemas tampão podem ser preparados a partir de ácidos fracos di-
básicos (H2A) e os sais respectivos:
- mistura de H2A e NaHA origina um valor de pH mais elevado
- mistura de NaHA e Na2A
Exemplo 1:
Calcular o valor de pH de uma solução tampão que contém 2.00 M de ácido
fosfórico e 1.50 M de fosfato di-hidrogénio de potássio.
H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4-
Assume-se que a dissociação de H2PO4- é desprezável ⇒
[HPO42- ] e [PO4
3- ] << [H2PO4- ] e [H3PO4 ]
[ ][ ][ ]
3
43
4231 1011.7 −
−+
== xPOH
POHOHK
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69Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[H3PO4 ] ≈ CH3PO4 = 2.00 M
[H2PO4- ] ≈ CH2PO4- = 1.50 M
pH = 2.02
Verificação da aproximação:
Calcular [HPO42- ] e verificar se esta é desprezável em relação a
[H2PO4- ]
[HPO42- ] =(6.34x10-8 x 1.50)/9.48x10-3 = 1.00x10-5 M
[ ] [ ][ ] M x
x x 33
42
4313 1048.9
50.100.21011.7 −
−
−
+ ===POH
POHKOH
[ ][ ][ ]
8
42
243
2 1034.6 −
−
−+
== xPOHHPOOHK
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70Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
1.00x10-5 M << 1.50 M
[PO43- ] ainda é menor do que [HPO4
2- ], logo a aproximação é
válida.
Exemplo 2
Calcular o valor de pH de uma solução tampão que contém 0.0500
M de hidrogeno ftalato de potássio (KHP) e 0.150 M de ftalato de
potássio potássio (K2P).
Neste caso, temos que considerar a 2º dissociação e vamos assumir
que [H2P] é desprezável.
HP- + H2O H3O+ + P2-[ ][ ]
[ ]6
23
2 1091.3 −
−
−+
== xHP
POHK
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71Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[HP-] ≈ CKHP = 0.0500 M
[P2- ] ≈ C K2P = 0.150 M
pH = 5.87
Verificação da aproximação:
Calcular [H2P ] e verificar se esta é desprezável em relação a [HP- ]
[H2P] = (1.30x10-6 x 0.0500) / 1.12x10-3 = 6x10-5 M
6x10-5 M << 0.0500 M
[ ] M x x x 6
6
3 1030.1150.0
0500.01091.3 −−
+ ==OH
[ ][ ][ ]
3
2
31 1012.1 −
−+
== xPHHPOH
K
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72Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Soluções AnfipróticasSoluções anfipróticas são soluções que contêm sais que têm caracter ácido e básico.Estes sais são formados durante as titulações de ácidos (ou bases) polipróticos.Adição de 1 mol de NaOH a uma solução que contém 1 mol de H2A, forma-se 1 mol de NaHA. Esta solução apresenta um valor de pH que é determinado pelos 2 equilíbrios que a espécie HA- pode estabelecer:
HA- + H2O A2- + H3O+
HA- + H2O H2A + OH-
Kb1 > Ka2 solução básica Ka2 > Kb1 solução ácida
Ka2
Kb1
[ ][ ][ ]−
−+
=HA
AOHKa
23
2
[ ][ ][ ]−
−
=HA
OHAHKKK
a
wb
2
11
![Page 73: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/73.jpg)
73Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Se:CNaHA / K1 >> 1
K2CNaHA >> Kw
O valor de pH não depende da concentração de NaHA.
dedução da expressão em anexo[ ] 213 aa KKOH ≈+
![Page 74: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/74.jpg)
74Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Exemplo 1Calcular o valor de pH numa solução de NaHCO3 0.100 M.H2CO3 K1 = 4.45x10-7 K2 = 4.69x10-11
CNaHA / K1 =0.100 M / 4.45x10-7 >>1
K2 CNaHA = 4.69x10-11 x 0.100 M >> Kw
Estamos em condições de utilizar a equação:
[H3O+] = 4.6x10-9
pH = 8.34
[ ] 213 aa KKOH ≈+
[ ] 1173 1069.41045.4 −−+ = x x xOH
![Page 75: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/75.jpg)
75Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Titulação de um Di-ácido com uma Base Forte
50 ml diácido 0.100M
NaOH 0.100M
Curva A : (Ka1/ Ka2) =104
Curva B : (Ka1/ Ka2) =102
Curva C : Ka1 –forte
Ka2 – 0.012
B e C
A
Cálculos do valor de pH ao longo da titulação em
anexo
![Page 76: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/76.jpg)
76Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Curva de Titulação do Ácido FosfóricoH3PO4 + H2O H2PO4
- + H3O+ K1 = 5.9x10-3
H2PO4- + H2O HPO4
2- + H3O+ K2 = 6.2x10-8
HPO42- + H2O PO4
3- + H3O+ K3 = 4.8x10-13
![Page 77: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/77.jpg)
77Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Cálculo do valor de pH ao longo da Titulação do Ácido Fosfórico com uma Base Forte
Titulado: 50 ml H3PO4 0.1 MTitulante: NaOH 0.1 M
Ponto inicialEspécie em solução H3PO4
Vad = 0.0 mlComo K1 >> K2 e K3, podemos considerar apenas a 1ª dissociação:
H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+ K1 = 5.9x10-3
[H3PO4]total = [H3PO4] + [H2PO4-]
[H2PO4-] = [H3O+]
![Page 78: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/78.jpg)
78Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
É necessário resolver a equação do 2º grau, pois o valor de K1 éelevado.
[H3O+] = 2.14x10-2 MpH =1.67
1ª zona tampão
Espécie em solução H3PO4 / H2PO4-
Vad = 30.0 ml
[H3PO4 ] =
[ ][ ][ ]
[ ][ ]+
++−
−==
OHOH
POHOHPOHK
3
2
3
43
3421 1.0
M 0.0253050
0.1x 300.1x 50=
+−
![Page 79: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/79.jpg)
79Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[H2PO4- ] =
H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+ equação 1
M 0.037530500.1x 30
=+
H3PO4 + OH- H2PO4- + H2O equação 2
H2PO4- é produzido por 2 equilíbrios:
- dissociação de H3PO4 (equação 1)
-neutralização de H3PO4 (equação 2)
[H3PO4] = 0.025 – [H3O+]
[H2PO4- ] = 0.0375 + [H3O+]
[ ][ ][ ]43
3421 POH
OHPOHK+−
=[ ]( )[ ]
[ ]+++
−
−+
=OH
OHOH3
333
025.00375.0109.5 x
![Page 80: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/80.jpg)
80Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[H3O+] = 3.17x10-3 M
pH = 2.5
1º ponto de equivalênciaEspécie em solução H2PO4
- , espécie anfiprótica
Vad = 50.0 ml
[H3O+] = 1.91x10-5 M
pH = 4.72
[ ] 213 KKOH =+
![Page 81: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/81.jpg)
81Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
2ª zona tampãoEspécie em solução H2PO4
- / HPO42-
Vad = 60.0 ml
[H2PO4-] =
[HPO42-] =
pH =pK2 + log ([H2PO4-] / [HPO4
2-])
pH = 7.60
M3.64x106050
0.1Mx 10ml0.1Mx 50ml 2−=+−
Mx10960500.1Mx 10ml 2−=
+1.
![Page 82: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/82.jpg)
82Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
2º ponto de equivalênciaEspécie em solução HPO4
2- , espécie anfiprótica
Vad = 100.0 ml
[H3O+] = 1.72x10-10 M
pH = 9.76
[ ] 323 KKOH ⋅=+
[ ] 1383 108.4102.6 −−+ ⋅= xxOH
![Page 83: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/83.jpg)
83Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
3ª zona tampão Espécies em solução HPO4
2- / PO43-
Vad = 125.0 ml
HPO42- + H2O PO4
3- + H3O+
PO43- + H2O HPO4
2- + OH-
[HPO42-] = CHPO42- - [H3O+] + [OH-]
[PO43-] = CPO43- + [H3O+] - [OH-]
estamos em presença de uma solução básica
[ ][ ][ ]−
+−
= 24
334
3 HPOOHPOK
![Page 84: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/84.jpg)
84Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[ ] [ ]( )[ ][ ] [ ]−−
+−−
+−
=OHHPO
OHOHPOK 24
334
3
M x112550
0.1x 250.1x 50 21043. −=+−
M x125500.1x 25 21043.1 −=
+[PO4
3- ] =
[HPO42- ] =
[HPO42- ] = [PO4
3- ] ⇒ pH = pK3
pH = 12.32
![Page 85: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/85.jpg)
85Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
3º ponto de equivalênciaEspécie em solução PO4
3-, base conjugada, relativamente forte
Vad = 150.0 ml
PO43- + H2O HPO4
2- + OH- Kb = Kw / K3 = 2.1x10-2
[HPO42-] ≅ [OH-]
[PO43-] =
[ ][ ][ ]−
−−
= 34
24
POOHHPOKb
M x150500.1 x 50 2105.2 −=
+
[ ][ ]−−
−−
−=
OHOH
2
22
105.2101.2
xx É necessário resolver a equação do
2º grau, pois trata-se de uma base relativamente forte
![Page 86: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/86.jpg)
86Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
[OH-] = 1.47x10-2 M
pH = 12.18
![Page 87: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/87.jpg)
87Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Indicadores Ácido -BaseIndicadores ácido –base são bases ou ácidos fracos que por
protonação ou desprotonação sofrem alterações de cor.
H2O + HIn H3O+ + In-
cor ácida cor básica
H2O + InOH OH- + In+
cor básica cor ácida
[ ]3
a
H O InK
HIn
+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=
[ ]b
OH InK
InOH
− +⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=
![Page 88: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/88.jpg)
88Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Para que a cor de uma forma seja detectada, a concentração
dessa espécie deve ser 10 vezes mais concentrada que a outra
espécie.
gama de variação – transição: -log10Ka a -log(Ka/10)
-1 + pKa -(-1) + pKa
pKa ± 1
3 110a
H OK
+⎡ ⎤⎣ ⎦=
[ ]3
a
H O InK
HIn
+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=
[ ]3
a
H O InK
HIn
+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=
3 101a
H OK
+⎡ ⎤⎣ ⎦=
3 10 aH O K+ =⎡ ⎤⎣ ⎦
3 10aKH O+ =⎡ ⎤⎣ ⎦
![Page 89: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/89.jpg)
89Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Escolha do indicador correcto
Cálculo do valor de pH no ponto de equivalência
Escolher um indicador tal que
pKa(ind) – 1 < pHp.eq. < pKa(ind) +1
![Page 90: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/90.jpg)
90Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
A mudança de cor dos indicadores ácido – base estáassociada à protonação de um anel aromático com transformação de uma estrutura benzénica em quinónica e vice-versa.
Forma benzénica Forma quinónica
![Page 91: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/91.jpg)
91Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Fenolftaleína
incolor carmesim
Alaranjado de Metilo
amarelo-alaranjado vermelho
![Page 92: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/92.jpg)
92Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
1.2 – 2.8 1.3 – 3.22.9 - 4.03.1 – 4.43.0 – 4.64.0 – 5.64.4 – 6.25.0 – 7.05.2 – 6.86.0 – 7.66.4 – 8.07.2 – 8.88.0 – 9.68.0 – 10.0
azul de timoltropeolina 00amarelo de metiloalaranjado de metiloazul de bromofenolverde de bromocresolvermelho de metilop-nitrofenolpúrpura de bromocresolazul de bromotimolvermelho de fenolvermelho de cresolazul de timolfenolftaleína
Zona de transição - pHIndicador
Principais indicadores Ácido - Base
![Page 93: 05 Reaccoes Acido Base](https://reader036.vdocuments.site/reader036/viewer/2022081716/54f84acb4a79597b198b4dd9/html5/thumbnails/93.jpg)
93Departamento de QuDepartamento de Quíímica mica QuQuíímica Analitica mica Analitica
Indicator pH range pKa Acid Form Base Form
methyl violet 0.0 - 1.6 0.8 yellow bluethymol blue 1.2 - 2.8 1.6 red yellowmethyl yellow 2.9 - 4.0 3.3 red yellowmethyl orange 3.1 - 4.4 4.2 red yellowbromocresol green 3.8 - 5.4 4.7 yellow bluemethyl red 4.2 - 6.2 5.0 red yellowbromothymol blue 6.0 - 7.6 7.1 yellow bluephenol red 6.4 - 8.0 7.4 yellow redthymol blue 8.0 - 9.6 8.9 yellow bluephenolphthalein 8.0 - 9.8 9.7 colourless redthymolphthalein 9.3 -10.5 9.9 colourless bluealizarin yellow R 10.1-12.0 11.0 yellow redindigo carmine 11.4 -13.0 12.2 blue yellow