14.10: Curvas de Titulação

Quando um ácido é titulada com uma base, normalmente há uma mudança brusca no pH da solução no ponto de equivalência (onde a quantidade de titrant adicionado é igual à quantidade de ácido originalmente presente). Se algumas gotas de solução indicadora foram adicionados, este aumento acentuado no pH causa uma mudança abrupta na cor, que é chamado o endpoint do indicador., A magnitude real do salto em pH, e o intervalo de pH que cobre dependem da força tanto do ácido quanto da base envolvida, e assim a escolha do indicador pode variar de uma titulação para outra. Para aprender a escolher um indicador apropriado, precisamos estudar em algum detalhe a variação do pH durante uma titulação.

para referência ao ler esta secção, cm3 é equivalente a mL.

primeiro consideraremos a titulação de um ácido forte, como a HCl, com uma base forte, como a NaOH. Suponha que colocamos 25,00 cm3 (mL) de 0.,Solução de HCl de 10 M num balão e adicionar 0,10 M de NaOH a partir de uma bureta. O pH da solução no frasco varia com o NaOH adicionado, como indicado na figura 1a.o pH muda muito lentamente no início da titulação e quase todo o aumento do pH ocorre na proximidade imediata do endpoint.

A Alteração do pH durante esta titulação é causada pela reação de transferência de prótons que ocorre como íons de hidróxido são adicionados a partir do buret., Embora os íons de hidrônio estejam sendo consumidos por íons de hidróxido nos estágios iniciais da titulação, a concentração de íons de hidrônio permanece na vizinhança de 10-1 ou 10-2 mol L-1. Como resultado, o pH permanece na faixa de 1 a 2. Como exemplo deste comportamento vamos considerar a situação a meio caminho do ponto final, ou seja, quando exatamente 12.50 cm3 de 0,10 M NaOH foram adicionados a 25.00 cm3 (mL) de 0,10 M HCl no frasco. A quantidade de íon hidrônio foi reduzida neste ponto de um 2.5 mmol original para metade deste valor, 1,25 mmol., Ao mesmo tempo, o volume da solução aumentou de 25 cm3 para (25 + 12,50) cm3 = 37,50 cm3. Portanto, a concentração de íon hidrônio é 1,25 mmol/37.50 cm3 = 0,0333 mol L-1, e o pH resultante é 1,48. Embora a titulação seja metade completa, isso não é muito diferente do pH inicial de 1,00.

o pH da solução no frasco só mudará drasticamente quando chegarmos a esse ponto na titulação, quando apenas uma fracção mínima dos iões hidrónicos permanecer inconsciente, ou seja, quando nos aproximarmos do ponto final, visto no gráfico., Somente então teremos reduzido a concentração de íon hidrônio em várias potências de 10, e consequentemente aumentado o pH em várias unidades. Quando 24.95 cm3 de base foram adicionados, estamos apenas 0,05 cm3 (aproximadamente uma gota) a menos do ponto final. A este ponto foram adicionados 24.95 cm3 × 0.10 cm–3 = 2.495 mmol de hidróxido de iões. Estes terão consumido 2,495 mmol de íons hidrônio, deixando (2,5-2,495) mmol = 0,005 mmol de íons hidrônio em um volume de 49,95 cm3. A concentração de iões hidrónicos será agora:

\ = \frac{\text{0. 005 mmol}}{\text{49,95 cm}^{3}}=\text{1.,00 } \ vezes \text{ 10}^{-4}\text{ mol L}^{-1}\]

dando um pH de 4.00. Como quase todos os íons hidrônicos foram consumidos, apenas uma pequena fração (um quinhentos) permanece e o volume da solução quase duplicou. Isto reduz a concentração de íon-hidrônio por um fator de 10-3, e o pH aumenta em três unidades a partir de seu valor original de 1,00.quando exatamente 25,00 cm3 de base foram adicionados, chegamos ao ponto de equivalência teórica, e o frasco conterá 2,5 mmol de iões de sódio e cloreto em 50 cm3 de solução, ou seja, a solução é 0,05 m NaCl., Além disso, seu pH será exatamente 7,00, como visto no grafo, uma vez que nem o íon de sódio nem o íon cloreto exibem quaisquer propriedades ácido-base apreciáveis.

imediatamente após este ponto de equivalência, a adição de NaOH adicional ao frasco resulta num aumento súbito da concentração de iões hidróxido, uma vez que já não existem praticamente iões hidrónicos para os consumir. Assim, mesmo uma gota (0,05 cm3) de base adicionada à solução do ponto de equivalência adiciona 0,005 mmol de hidróxido ions e produz uma concentração de hidróxido-íon de 0,005 mmol/50.05 cm3 = 1,00 × 10-4 mol L–1., The resultant pOH = 4.00, and the pH = 10.00. A adição de apenas duas gotas de base resulta em um salto de pH das 4.00 às 7.00 às 10.00. Esta subida rápida faz com que o indicador mude de cor, de modo que o parâmetro corresponde ao ponto de equivalência se o indicador for escolhido corretamente.a titulação de uma base forte com um ácido forte pode ser manuseada essencialmente da mesma forma que a forte situação de base ácido-forte que acabamos de descrever.,

uma grande variedade de indicadores como este não é possível para titulações envolvendo ácidos ou bases fracas. Quando tiver 25 anos.,O valor de 00 cm3 de 0,10 m CH3COOH é titulado com 0,10 M NaOH, por exemplo, há uma alteração muito menor no pH no ponto de equivalência, como mostrado na figura 1b, e a escolha de indicadores é correspondentemente reduzida. O comportamento do pH neste caso é muito diferente do da titulação de HCl com NaOH, porque a reação ácido-base é diferente.,

Quando CH3COOH é titulada com NaOH, o OH– íons consumir moléculas de CH3COOH de acordo com a equação:

\

Como resultado, a solução no frasco de titulação logo se torna um buffer de mistura com apreciáveis concentrações de CH3COO– ion bem como o seu ácido conjugado. O e o pH são então controlados pela razão entre ácido e base conjugada (equações 2 e 3 na secção sobre soluções tampão)., Quando estamos a meio caminho para o ponto de extremidade, por exemplo, vai ser essencialmente o mesmo , e

enquanto o pH será dada pela Henderson-Hasselbalch equação como

\}{}\\\text{ }\approx \text{ p}K_{a}=\text{4.74}\end{align}\]

Comparar este com o pH de 1,78 acima calculado, por meio do estágio na titulação de HCl, encontramos uma diferença de cerca de três unidades de pH. O efeito da ação tamponadora do par CH3COOH/ CH3COO– conjugado é, portanto, manter o pH cerca de três unidades mais alto do que antes e, portanto, cortar o salto em pH no endpoint em aproximadamente esta quantidade.,

exatamente no ponto de equivalência não temos mais uma mistura tampão, mas uma solução de 0,05-M de acetato de sódio. Esta solução é um pouco básica, e seu pH de 8,72 pode ser calculado a partir da equação 4 na seção que cobre o pH de soluções de base fracas. Além deste ponto de equivalência, a história é muito a mesma do caso strong-acid. A adição de uma gota (0. 05cm3) de base em excesso aumenta a concentração de OH para 10-4 mol L– 1 e o pH para 10. Dos três indicadores que podem ser utilizados na titulação de HCl, apenas um é útil para o ácido acético., Esta é fenolftaleína, que muda de cor para o tom pinkish, como visto abaixo, quando na faixa de pH 8.3 a 10.0.

A titulação de uma base fraca com um ácido forte, também envolve uma solução tampão e, consequentemente, requer uma cuidadosa escolha do indicador.,

a variação do pH durante as titulações de bases fortes e fracas com ácido forte é mostrada na figura \(\PageIndex{2}\). No caso da titulação de 0.010 M NH3 com 0.010 M HCl, vermelho de metilo, mas não fenolftaleína, seria um indicador adequado. Em geral, o melhor indicador para uma determinada titulação é aquele cujo pKa mais se aproxima do pH calculado no ponto final teórico.