Titulações Ácido-Base Titulações de Neutralização

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1 Titulações Ácido-Base Titulações de Neutralização Reacções de neutralização Métodos quantitativos Doseamentos Medição de ph e uso de indicadores Soluções tampão

2 No ponto de meia titulação ph = pk a e consoante o pk a aumenta ou diminui.. Excesso de OH C a [A ] [Na + ]

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4 Quando o ácido é mais fraco ou mais diluído, O ponto de inflexão fica menos nítido. Curvas calculadas referentes à titulação de 50 ml de HA 0,020 M com NaOH 0,100 M. Curvas calculadas referentes à titulação de 50,00 ml de HA (pk a =5) com NaOH cuja concentração é 5 vezes maior que a concentração do HA.

5 Determinar o p.e. com um eléctrodo de ph Medindo o ph da solução durante a titulação podemos construir a curva de titulação experimental e calcular o p.e. pelo ponto de inflexão da curva Quando se pretende maior precisão usam-se derivadas para encontrar o p.e. O p.e.é o volume onde o declive (1ª derivada, dph/dv) da curva de titulação é maior O p.e. é o volume onde a 2ª derivada (d(dph/dv)/dv) é zero

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7 Ácidos e bases polipróticos Exemplo: Considerar o caso de um ácido diprótico H 2 A, com constantes de acidez K a1 e K a2 H 2 A HA + H + HA A 2 + H + Balanço de massas: C a = [H 2 A] + [HA ] + [A 2 ] Balanço de cargas: [H + ] = [OH ] + [HA ] + 2 [A 2 ] K w Têm-se 5 equações e 5 incógnitas

8 Titulação do ácido H 2 A com NaOH 20 ml de ácido H 2 A (0.100 M) K a1 =1,0x10-3 Anfólito K a2 =1,0x10-7

9 Caso do ácido fosfórico (H 3 A): se a concentração do não for muito baixa e os pk an forem suficientemente diferentes: pk a1 = 2.15 pk a2 = 7.15 pk a3 = Espécies em cada zona e comparar com ácido H 2 A ph 2 ½ ( pk a2 + pk a3 ) = 9.80 ph 1 ½ ( pk a1 + pk a2 ) = 4.63

10 Especiação do ácido fosfórico (H 3 PO 4 ) em função do ph C a = [H 3 A] + [H 2 A] + [HA ] + [A 2 ] pk a1 pk a2 pk a3

11 Método visual com indicadores químicos

12 Os indicadores ácido-base compostos orgânicos cuja cor depende do ph da solução em que se encontram dissolvidos. Os indicadores comportam-se como ácidos ou bases fracas e o equilíbrio entre a forma ácida (Hlnd) e a forma básica (Ind ): HInd Ind + H + Cor da forma ácida Cor da forma básica

13 Fenolftaleína + H 3 O + HInd Ind + H 3 O + K a do indicador K Ind

14 Não considerando coeficientes de actividade K Ind Constante aparente do indicador Tomando logarítmos: Se ph = pk Ind Ponto teórico de viragem do indicador

15 Predomina a cor de HInd Predomina a cor de Ind A zona de viragem do indicador deve: 1) estar contida na zona de variação brusca do ph. 2) conter o ph no ponto de equivalência. Ind HInd

16 Ponto final e ponto de equivalência

17 Curvas de titulação de soluções 0.10 M de ácidos com uma base forte Zona de viragem Zona de viragem

18 Soluções tampão Há zonas da curva em que o ph varia pouco numa zona apreciável de volume de titulante adicionado Solução tampão: Solução que resiste a variações de ph quando se lhe adiciona pequenas quantidades de ácido ou bases fortes ou quando se dilui com o solvente.

19 HA + H 2 O A + H 3 O + Exemplo: Solução 0,200 M em ácido acético e igualmente 0,200 M em acetato de sódio à qual se adiciona: a) 1.00 ml de NaOH M a ml de solução inicial b) 1.00 ml de HCl 0.20 M a 100 ml de solução inicial a) Nos 100 ml existem 0,0200 moles de ácido e moles de base conjugada. Adicionaram-se 1.00 ml NaOH M moles C a = ( )/V t C b = ( )/V t = moles / ml = moles / ml = (0.0198/0.0202) = M ph = 4.778

20 b) 1,00 ml de HCl 0,20 M a 100 ml de solução inicial Nos ml existem moles de ácido e moles de base conjugada. Adicionaram-se 1.00 ml HCl M moles C a = ( )/V t C b = ( )/V t = moles / ml = moles / ml = (0.0202/0.0198) = M ph = O ph variou apenas de: = unidades O que aconteceria nas mesmas condições com ml de água destilada aos quais se adicionasse 1,00 ml de NaOH ou HCl 0,200 M?

21 A adição de 1.00 ml de NaOH a ml de água conduzia a: [OH ] = ( )/101 = M poh = ph = A adição de 1.00 ml de HCl a ml de água conduzia a: [H + ] = ( )/101 = M ph = A variação de ph será de 4.3 unidades

22 Numa mistura de ácido fraco e base conjugada: HA + H 2 O A + H 3 O + Se se adicionar H 3 O +.. Formam-se mais moléculas de HA, que não contribuem para o ph Se se adicionar OH.. Formam-se mais iões A, e o ph também não varia muito As soluções tampão têm grande interesse em múltiplas áreas (sempre que seja necessário um controle de ph)

23 Formas de preparar tampões Ex. um tampão fosfato a ph 7.15 o ácido fosfórico é um ácido triprótico e existem comercialmente: H 3 PO 4 pk a1 = 2.15 NaH 2 PO 4 pk a2 = 7.15 Na 2 HPO 4 pk a3 = 12.4 Na 3 PO 4

24 Poder tampão de um sistema π: Capacidade para resistir a variações de ph por adição de ácidos ou bases fortes dca e dcb são, respectivamente, o número de moles de ácido forte e de base forte necessários para provocar uma variação de ph igual a d ph em 1 litro de solução. Poder tampão ou capacidade tampão: Nº de moles de um ácido ou base forte que provocam uma variação de 1.00 unidades de ph em 1.00 L da solução tampão

25 Nas soluções tampão de misturas de ácido ou base fracos, pode mostrar-se que, se for válida a eq. de Henderson, pode calcular-se o poder tampão: Sendo C = C a + C b Nas soluções tampão de misturas de ácido ou base fracos, pode ainda mostrar-se que: o poder tampão π é máximo quando o ácido e a base conjugados estiverem em concentrações iguais. C a = C b

26 π calculado a partir do declive da curva de titulação do ácido acético

27 O poder tampão π é máximo quando C a = C b O poder tampão π é razoável enquanto se está no intervalo: ou C a : C b = 10 : 1 C a : C b = 1 : 10

28 Exemplos de tampões gama de ph Ácido ftálico + ftalato de potássio Ácido cítrico + citrato de sódio Ácido acético + acetato de sódio NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO Ácido carbónico bicarbonato Amónia + cloreto de amónio Borato + hidróxido de sódio Proteínas 6-8

29 Reacções de oxidação - redução Exemplo: Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) Comparação com reacções ácido base (pares conjugados)