TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE 1 ETAPA Antes de iniciar a titulação A solução contém apenas base fraca e água - solução aquosa de uma base fraca. O ph da solução será determinado pela dissociação da base fraca. 2 ETAPA Antes de atingir o Ponto de Equivalência A solução é composta por uma mistura de base fraca que ainda não reagiu e o sal formado pela reação da base fraca com o ácido que foi adicionado. O ph será determinado elo sistema tampão formado. 3 ETAPA No Ponto de Equivalência A quantidade de ácido forte adicionado foi suficiente para reagir com todo a base fraca presente na solução, produzindo um sal de base fraca e ácido forte e água. O ph será determinado pela hidrólise do sal. 4 ETAPA Após o Ponto de Equivalência Excesso de ácido forte é adicionado a solução do sal de base fraca e ácido forte. O ph é determinado pelo excesso de ácido forte. A contribuição da hidrólise do sal é pequena, pois o ácido forte reprime esta reação. 1

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE Exemplo 3: Titulação de 100,00 ml de NH 3 0,100 mol/l com solução padrão HCL 0,100 mol/l. Dado Kb = 1,80 x 10-5. 1. Escrever a reação química: NH 4 OH (aq) + HCl (aq) NH 4 Cl (aq) + H 2 O (l) 2. Calcular o volume de titulante necessário para atingir o ponto de equivalência. n mol HCl = n mol NH 4 OH C HCl x V HCl add = C NH 4 OH x V NH 4 OH 0,100 mol/l x V HCl add = 0,100 mol/l x 100,00 ml V HCl PE = 100 ml 2

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE 1 ETAPA Antes de iniciar a titulação Solução aquosa de uma base fraca. O ph é calculado em função da dissociação do hidróxido de amônia presente na solução. Ca = concentração analitica NH 4 OH NH 4 OH (aq) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Kb = 1,80 x 10-5 Início 0,0100 - - Equlibrio 0,0100 - x x x No equilíbrio: BC: [NH 4 + ] = [OH - ] = x BM: Ca = [NH 4 OH] + [NH 4 + ] [NH 4 OH] = Ca - [NH 4 + ] [NH 4 OH] = Ca - x a)se Ca/Kb > 10 2 Efetuar o cálculo simplificado. (Ao simplificar o cálculo o erro será menor que 5%) b) Se Ca/Kb 10 2 Efetuar o cálculo sistemático - equação quadrática (Ao simplificar o cálculo o erro será maior que 5%) 3

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE 1 ETAPA Antes de iniciar a titulação Solução aquosa de um ácido fraco. O ph é calculado em função da dissociação do ácido acético presente na solução. NH 4 OH (aq) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Kb = 1,80 x 10-5 Início 0,0100 - - Equlibrio 0,0100 - x x x No equilíbrio: BC: [NH 4 + ] = [OH - ] = x BM: Ca = [NH 4 OH] + [NH 4 + ] 0,100 = [NH 4 OH] + [NH 4 + ] [NH 4 OH] = 0,100 - x Kb = [NH 4 + ]] [ OH - ] [NH 4 OH] 1,80 x 10-5 = x x 0,100 - x x 2 + 1,80 10-5 x - 1,80 10-6 = 0 x = 0,00133 ml/l poh = - log (0,00133) = 2,87 ph = 14 2,87 = 11,13 4

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE 2 ETAPA Antes de atingir o Ponto de Equivalência Há uma mistura do hidróxido de amômia e cloreto de amônio (ácido e base conjugados) formando um tampão. O ph pode ser calculado através da relação de concentrações do ácido e da base conjugada. a) V HCl add = 20,00 ml n mol HCl add = C HCl V Hcl = 0,100 0,02000 = 0,00200 mol NH 4 OH (aq) + HCl (aq) NH 4 Cl (aq) + H 2 O (l) Início 0,0100 - - - Adicão - 0,00200 - - Equlibrio 0,00800-0,00200 0,00200 No equilíbrio: [NH 4 OH] = 0,00800 0,120 = 0,0667 K b = [NH 4 + ] = 0,00200 = 0,0167 mol/l 0,120 [NH 4 + ] [OH - ] [NH 4 OH] 1,80 x 10-5 = 0,0167 [OH - ] 0,0667 [OH - ] = 7,20x10-4 mol/l poh = 4,14 5 ph = 14 4,14 9,86

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE a) V HCl add = 50,00 ml n mol HCl add = C HCl V Hcl = 0,100 0,05000 = 0,00500 mol NH 4 OH (aq) + HCl (aq) NH 4 Cl (aq) + H 2 O (l) Início 0,0100 - - - Adicão - 0,00500 - - Equlibrio 0,00500-0,00500 0,00500 No equilíbrio: [CH 3 COOH] = 0,00500 0,150 = 0,0333 mol/l [CH 3 COO - ] = 0,00500 0,150 = 0,0333 mol/l K b = [NH 4 + ] [OH - ] [NH 4 OH] 1,80 x 10-5 = 0,0333 [OH - ] 0,0333 [OH - ] = 1,80x10-5 mol/l poh = 4,74 ph = 14 4,74 9,26 poh = pkb [ OH - ] = Kb Quando o volume do ácido adicionado é igual a metade do volume da ácido para atingir o ponto de equivalência 6

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE 3 ETAPA No Ponto de Equivalência Consiste em calcular o ph de uma solução de sal de ácido forte e base fraca hidrólise do cátion. a) V HCl add = 100,00 ml n mol HCl add = C HCl V HCl = 0,100 0,1000 = 0,0100 mol NH 4 OH (aq) + HCl (aq) NH 4 Cl (aq) + H 2 O (l) Início 0,0100 - - - Adicão - 0,0100 - - Equlibrio - - 0,0100 0,0100 [NH 4 Cl] = 0,0100 0,200 = 0,0500 mol/l 7

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE Hidrólise do íon amônio: + NH 4 (aq) + H 2 O (l) NH 4 OH (aq) + H 3 O + (aq) Início 0,0500 - - - Equlibrio 0,0500 - x - x x No equilíbrio: K h = K W K b = [NH 4 OH] [H 3 O + ] [NH 4 + ] K h = 1,00x10-14 1,80x10-5 = x x 0,0500 - x Ca NH 4 +- K h 10 2 Equação quadrática x = [H 3 O + ] = 5,27x10-6 mol/l ph = 5,28 CAC - K h > 10 2 Simplificar [NH 4 + ] 0,0500 8

TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE 4 ETAPA Após o Ponto de Equivalência O ph é calculado em função da concentração de H 3 O + proveniente do HCl adicionado em excesso. a) V HCl add = 105,00 ml n mol HCl add = n mol HCl = C HCl V HCl = 0,100 0,005 = 0,0105 NH 4 OH (aq) + HCl (aq) NH 4 Cl (aq) + H 2 O (l) Início 0,01000 - - - Adicão - 0,010500 - - Equlibrio - 0,000500 0,01000 0,01000 C NaOH n mol HCl V total = (n mol HCl) (V NH4OH + V HCl ) = (0,000500) (0,100 + 0,105) = 2,44x 10-3 mol/l [H 3 O + ] = C HCl = 2,44x 10-3 mol/l ph = - log 2,44x 10-3 ph = 2,61 Próximo ao ponto de equivalência, a hidrólise do sal formado contribui significativamente para o 9 ph do meio (soluções muito diluídas ou bases muito fracas).

CURVA DE TITULAÇÃO 100,00 ml NH 4 OH 0,100 mol/l com HCl 0,100 12,0 10,0 ph= pk b 8,0 ph 6,0 4,0 PE 2,0 0,0 0,0 50,0 100,0 150,0 200,0 250,0 Volume de titulante (ml) 10

INDICADOR ÁCIDO- BASE Os indicadores ácido-base são compostos orgânicos, que se comportam como ácidos fracos (indicadores ácidos) ou bases fracas (indicadores básicos) e mudam gradualmente de coloração dentro de uma faixa estreita da escala de ph, chamada ZONA DE TRANSIÇÃO. Indicadores ácidos O equilíbrio ácido-base entre as formas ácida (HInd) e básica (Ind - ) pode ser expressa por: HInd (aq) + H 2 O (l) Ind - (aq) + H 3 O + (aq) K eq = a H 3O + a Ind - a HInd a H 3 O + = K eq a HInd a Ind - ph = -log a H 3 O + ph = -log K eq - log a HInd a Ind - = pk eq + log a - Ind a HInd = pk eq + log [Ind - ] γ Ind - [HInd] γ HInd ph = pk + log [Ind- ] [HInd] 11

ZONA DE TRANSIÇÃO A mudança de cor do indicador será percebida quando a razão entre as concentrações das duas formas do indicador ([Ind - ]/[HInd] ou [HInd]/[Ind - ]) for igual ou superior a 10. [Ind - ] [HInd] = 10 ph = pk + 1 predomínio coloração da forma básica [Ind - ] [Ind - ] [HInd] = 1 10 ph = pk - 1 predomínio coloração da forma ácida [HInd] Zona de transição representa os limites de ph entre os quais é perceptível a mudança de cor. ph = pk ± 1 12

Indicador pka Zona de transição fenolftaleína 9,3 8,0 a 10,0 Vermelho de metila 5,0 4,4 a 6,2 Amarelo de metila 3,7 2,9 a 4,0 Azul de bromotimol 6,1 6,0 7,6 Azul de timol 1,6 1,2 a 2,8 Coloração incolor rosa Vermelho amarelo Vermelho amarelo amarelo púrpura Vermelho amarelo 13

INDICADOR MISTO Mistura de um indicador mais um corante orgânico que aumenta a nitidez da mudança de coloração do indicador, sema alterar a zona de transição do indicador. Ex.: Alaranjado de metila (pka = 3,7) Amarelo vermelho Alaranjado de metila e carmim índigo (pka = 3,7) (indicador) (corante azul) Verde Violeta 14

CURVA DE TITULAÇÃO A concentração dos reagentes e a constante de equilibro influenciam na curva de titulação, no ponto de equivalência e, portanto, na escolha do indicador. Quanto maior a concentração dos reagentes Quanto maior a constante de equilíbrio dos reagentes (Ka ou Kb) Maior a inflexão da curva Ponto Final será mais nítido 15

TITULAÇÃO DE ÁCIDOS COM DIFERENTES K a COM NaOH 0,100 MOL/L 16

TITULAÇÃO DE HCl EM DIFERENTES CONCENTRAÇÕES COM NaOH EM DIFERENTES CONCENTRAÇÕES 17

14,0 p H 12,0 10,0 8,0 6,0 4,0 2,0 0,0 pka = 10 pka = 8 pka = 6 pka = 4 pka = 2 Ácido Forte 0,0 2,0 4,0 6,0 8,0 10,0 12,0 14,0 16,0 18,0 Volume de titulante (ml) 18

TITULAÇÃO DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS COM BASE TITULAÇÃO ÁCIDOS POLIPRÓTICOS A titulação envolvendo ácidos polipróticos com base forte assemelha-se a titulação de vários ácidos monopróticos de forças diferentes (Ka diferentes). O desenvolvimento da curva de titulação depende dos valores absolutos e relativos das constantes de dissociação sucessivas, havendo uma inflexão para cada H ionizável. Condição para que cada inflexão da curva associe-se a uma variação de ph conveniente: a) Valores Absolutos: Constante de ionização relacionada a cada H ionizável não seja de um ácido muito fraco. b) Valores relativos: K a1 a1 / K a2 10 4 ou pk a2 pk a1 4 a2 a2 a1 19

Considerando o ácido poliprótico hipotético H 2 A: Dissociação do ácido: H 2 A (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + HA (aq) K a1 ( 1 constante de dissociação) HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A 2 (aq) K a2 ( 2 constante de dissociação) Reação Química de neutralização com uma base forte hipotética BOH: H 2 A (aq) + BOH (aq) BHA (aq) + H 2 O (1 PE) BHA (aq) + BOH (aq) B 2 A (aq) + H 2 O (2 PE) H 2 A (aq) + 2BOH (aq) B 2 A (aq) + 2H 2 O (ácido poliprótico) (base forte) (sal formado) Cálculo do volume de titulante necessário para atingir o PE Do inicio até o 1 PE : nº mol H 2 A = nº mol BOH Do inicio até o 2 PE : 2 nº mol H 2 A = nº mol BOH 20

1 ETAPA Antes de iniciar a titulação A solução aquosa de um ácido poliprótico. O ph da solução será determinado pela dissociação do ácido poliprótico. H 2 A (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + HA (aq) K a1 Início Ca - - - Equlibrio Ca - x - x x No equilíbrio: BC: [H 3 O + ] = [HA ] = x BM: [H 2 A] = CaH 2 A - x K a1 = [HA ] [ H 3 O + ] [H 2 A] a)se Ca H 2 A/K a1 > 10 2 [H 2 A] Ca H 2 A K a1 = x x Ca H 2 A - x K a1 = X 2 Ca H 2 A = [ H 3 O + ] 2 [H 2 A] Considerando K a2 << K a1 [H 3 O + ] = Ka 1x[ H 2A] b) Se Ca/Ka 10 2 x 2 + K a1 x - K a1 Ca H 2 A = 0 21

TITULAÇÃO DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS COM BASE 2 ETAPA Antes de atingir o 1 Ponto de Equivalência A solução é composta por uma mistura de H 2 A que resta em solução e o HA formado pela reação, gerando o 1 sistema tampão HA e H 2 A. O ph poderá ser calculado através da relação de concentrações [HA ]/[H 2 A] H 2 A (aq) + NaOH (aq) Início Ca - NaHA (aq) + - H 2 O (l) - Adição - x - - Equlibrio Ca - x - x x No equilíbrio: [HA ] = x [H 2 A] = CaH 2 A - x K a1 = [HA ] [ H 3 O + ] [H 2 A] [H 3 O + ] = K a1 [H 2 A] [HA ] ph = pk a1 + log [HA ] [H 2 A] 22

3 ETAPA No 1 Ponto de Equivalência Todo ácido fraco H 2 A foi convertido em HA, resultando em uma solução aquosa de sal de ácido poliprótico e base forte. HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A 2 (aq) K a2 ( 2 dissociação) HA (aq) + H 2 O (l) H 2 A (aq) + OH (aq) K h ( hidrólise) Dissociação [A 2 ] = [H 3 O + ] [A 2 ] = [H 3 O + ] + [H 2 A] 1 ( gerado pela associação do H 3 0 + a HA - ) K a2 = [A 2 ] [H 3 O + ] [HA ] K a1 = [HA ] [H 3 O + ] [H 2 A] [A 2 ] = K a2 [HA ] [H 3 O + ] 2 [H 2 A] = [H 3O + ] [HA ] 3 K a1 Substituindo 2 e 3 em 1 : K a2 [HA ] [H 3 O + ] = [H 2 A] + [H 3 O + ] [HA ] K a1 K [H 3 O + ] 2 a1 K a2 [ HA ] = K a1 + [HA ] 23

Se K a1 <<< Ca HA : K [H 3 O + ] 2 a1 K a2 [ HA ] = K a1 + [HA ] K [H 3 O + ] 2 a1 K a2 [ HA ] = [HA ] = K a1 K a2 [H 3 O + ] = Ka1 Ka2 Aplicando a função log : ph = 1/2pK a1 + 1/2pK a2 a1 a2 24

4 ETAPA Entre o 1 e o 2 Ponto de Equivalência A solução é composta por uma mistura de HA que resta em solução e o A 2 formado pela reação, gerando o 2 sistema tampão A 2 e HA. O ph poderá ser calculado através da relação de concentrações [A 2 ]/[ HA ]. NaHA (aq) + NaOH (aq) Na 2 A (aq) + H 2 O (l) Início Ca - - - Adição - x - - Equlibrio Ca - x - x x No equilíbrio: [A 2 ] = x [HA ] = Ca HA - x K a2 = [A 2 ] [ H 3 O + ] [HA ] [H 3 O + ] = K a2 [HA ] [A 2 ] ph = pk a2 + log [A 2 ] [HA ] 25

5 ETAPA No 2 Ponto de Equivalência Todo ácido fraco HA foi convertido em A 2, resultando em uma solução aquosa de sal de ácido poliprótico e base forte hidrólise de A 2. A 2 (aq) + H 2 O (l) HA (aq) + OH (aq) Início Ca - - - K h x Equlibrio Ca - x - x x No equilíbrio: K h = K W K a2 = [HA ] [ OH - ] [A 2 ] a)se Ca A 2 / K h > 10 2 [A 2 ] Ca A 2 K h = K W K a2 = [ OH - ] 2 [A 2 ] [OH - ] = KW Ka 2 A2 b) Se Ca/Ka 10 2 x 2 + K h x - K h Ca A 2 = 0 26

TITULAÇÃO DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS COM BASE 6 ETAPA Após o 2 Ponto de Equivalência Excesso de base forte é adicionado a solução de A 2. O ph é determinado pelo excesso de base forte. Nas imediações do PE a hidrólise do sal deve ser considerada no cálculo do ph. 27

TITULAÇÃO DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS COM BASE Exemplo 1: Titulação de 25 ml de H 2 CO 3 0,100 mol/l com NaOH 0,100 mol/l. Dado Ka1= 4,60 x 10-7 e Ka2= 5,60 x 10-11. 1. Escrever a reação química: H 2 CO 3 (aq) + NaOH (aq) NaHCO 3 (aq) + H 2 O (1 PE) NaHCO 3 (aq) + NaOH (aq) Na 2 CO 3 (aq) + H 2 O (2 PE) K a1 a1 / K a2 a2 = 4,60 x 10-7 / 5,60 x 10-11 = 8,3 x 10 3 10 4 a2 2. Calcular o volume de titulante necessário para atingir o ponto de equivalência. 1 PE : n mol NaOH = n mol H 2 CO 3 2 PE : n mol NaOH = 2 n mol H 2 CO 3 C NaOH V NaOH add = C H 2 CO 3 V H 2 CO 3 0,100 mol/l V NaOH add = 0,100 mol/l 25,00 V NaOH PE = 25,0 ml C NaOH V NaOH add = 2 C H 2 CO 3 V H 2 CO 3 0,100 mol/l V NaOH add = 2 0,100 mol/l 25,00 V NaOH PE = 50,0 ml 28

1 ETAPA Antes de iniciar a titulação ph da solução será determinado pela dissociação do H 2 CO 3. H 2 CO 3 (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + HCO 3 (aq) Ka1= 4,60 x 10-7 Início 0,100 - - - Equlibrio 0,100 - x - x x No equilíbrio: BC: [H 3 O + ] = [HCO 3 ] = x BM: [H 2 CO 3 ] = CaH 2 A x = 0,100 - x K a1 = [HCO 3 ] [ H 3 O + ] [H 2 CO 3 ] Ca H 2 A/K a1 = 0,100/4,60 x 10-7 = 217 [H 2 CO 3 ] 0,100 mol/l K a1 = [ H 3 O + ] 2 [H 2 CO 3 ] [H 3 O + ] = Ka 1x[H2CO3] [H 3 O + ] = 4,60 x 10 0,100 ] -7 x = 2,14 x 10-4 = 3,67 29

2 ETAPA Antes de atingir o 1 Ponto de Equivalência Ex: Volume NaOH = 12,5 ml (V= 1/2 V 1 pe) Volume final (ml): 25,0 + 12,5 H 2 CO 3 (aq) + NaOH (aq) NaHCO 3 (aq) + H 2 O (l) Início 0,00250 - - - Adição - 0,00125 - - Equlibrio 0,00125-0,00125 0,00125 No equilíbrio: [HCO 3 ] = (0,00125)/(0,0250 + 0,0125) = 0,0333 mol/l [H 2 CO 3 ] = (0,00125)/(0,0250+ 0,0125) = 0,0333 mol/l K a1 = [HCO 3 ] [ H 3 O + ] [H 2 CO 3 ] ph = 6,34 + log (0,0333) (0,0333) [H 3 O + ] = K a1 [H 2 CO 3 ] [HCO 3 ] [H 3 O + ] = 4,60 x 10-7 (0,0333) (0,0333) = 4,60 x 10-7 mol/l ph = 6,34 30

2 ETAPA Antes de atingir o 1 Ponto de Equivalência Ex: Volume NaOH = 20,0 ml Volume final (ml): 25,0 + 20,0 H 2 CO 3 (aq) + NaOH (aq) NaHCO 3 (aq) + H 2 O (l) Início 0,00250 - - - Adição - 0,00200 - - Equlibrio 0,000500-0,00200 0,00200 No equilíbrio: [HCO 3 ] = (0,000200)/(0,0250 + 0,0200) = 0,0444 mol/l [H 2 CO 3 ] = (0,000500)/(0,0250 + 0,0200) = 0,0111 mol/l K a1 = [HCO 3 ] [ H 3 O + ] [H 2 CO 3 ] ph = 6,34 + log (0,0444) (0,0111) [H 3 O + ] = K a1 [H 2 CO 3 ] [HCO 3 ] [H 3 O + ] = 4,60 x 10-7 (0,0111) (0,0444) = 1,15 x 10-7 mol/l ph = 6,94 31

3 ETAPA No 1 Ponto de Equivalência Volume NaOH = 25,0 ml de NaOH. Volume final (ml): 25,0 + 25,0 H 2 CO 3 (aq) + NaOH (aq) NaHCO 3 (aq) + H 2 O (l) Início 0,00250 - - - Adição - 0,00250 - - Equlibrio - - 0,00250 0,00250 Como K a1 <<< Ca HCO 3 : (4,60 x 10-7 << 0,0500 mol/l) [H 3 O + ] = Ka1 Ka2 = x 10-7 5,60 x 10-11 4,60 = 5,10 x 10-9 mol/l ph = 8,29 ph = ½(6,34) + ½(10,25) 32

4 ETAPA Entre o 1 e o 2 Ponto de Equivalência Ex: 37,5 ml de NaOH (V= 3/4 V 2 pe) Volume final (ml): 25,0 + 37,5 NaHCO 3 (aq) + NaOH (aq) Na 2 CO 3 (aq) + H 2 O (l) Início 0,00250 - - - Adição - 1,25 x 10-3 - - Equlibrio 1,25 x 10-3 - 1,205x 10-3 1,25 x 10-3 No equilíbrio: [CO 3 2 ] = (0,00125)/(0,0250 + 0,0375) = 0,0200 mol/l [HCO 3 ] = (0,00125)/(0,0250 + 0,0375) = 0,0200 mol/l K a2 = [CO 3 2 ] [ H 3 O + ] [HCO 3 ] ph = 10,25 + log (0,0200) (0,0200) [H 3 O + ] = K a2 [HCO 3 ] [CO 3 2 ] [H 3 O + ] = 5,60 x 10-11 (0,0200) (0,0200) = 5,60 x 10-11 mol/l ph = 10,25 33

5 ETAPA No 2 Ponto de Equivalência Ex: Volume NaOH = 50 ml de NaOH Volume final (ml): 25,0 + 50,0 NaHCO 3 (aq) + NaOH (aq) Na 2 CO 3 (aq) + H 2 O (l) Início 0,00250 - - - Adição - 0,00250 - - Equlibrio - - 0,00250 0,00250 No equilíbrio: [CO 3 2 ] = (0,00250)/(0,0250 + 0,050) = 0,0333 mol/l Hidrólise: CO 3 2 (aq) + H 2 O (l) H CO 3 (aq) + OH (aq) K h Início 0,0333 - - - Equlibrio 0,0333 - x - x x K h = K W K a2 = [H CO 3 ] [ OH - ] [CO 3 2 ] K h = K W K a2 = [ OH - ] 2 [CO 3 2 ] K h = 1,00 x 10-14 5,60 x 10-11 = x 2 0,0333- x 34

K h = 1,00 x 10-14 5,60 x 10-11 = x 2 0,0333- x Ca CO 3 2 / K h = 0,0333/5,60 x 10-11 1,86 x 10-2 x 2 + 1,79 x 10-11 x - 5,95 x 10-6 = 0 x = 2,35 x 10-3 [OH - ] = 2,35 x 10-3 mol/l α = 0,071 (7,1 %) poh = 2,62 ph = 11,37 35

6 ETAPA Após 2 Ponto de Equivalência Ex: Volume NaOH = 51,0 ml de NaOH Volume final (ml): 25,0 + 51,0 No equilíbrio: NaHCO 3 (aq) + NaOH (aq) Na 2 CO 3 (aq) + H 2 O (l) Início 0,00250 - - - Adição - 0,00260 - - Equlibrio - 1,00 x 10-4 0,00250 0,00250 [CO 3 2 ] = (0,00250)/(0,0250 + 0,051) = 0,0329 mol/l [OH - ] total = [OH - ] NaOH + [OH - ] hidrólise carbonato Hidrólise: CO 3 2 (aq) + H 2 O (l) H CO 3 (aq) + OH (aq) K h Início 0,0329 - - - Equlibrio 0,0329 - x - x x K h = K W K a2 = [H CO 3 ] [ OH - ] [CO 3 2 ] K h = 1,00x10-14 5,68x10-11 = [OH - ] 2 0,0329- x [ OH - ] hidrólise = 2,44 x10-3 mol/l C [ OH - NaOH V NaOH 0,100 0,001 ] NaOH excesso = = = 0,00132 mol/l V final 0,0760 [OH - ] total = 0,00132 + 2,44 x10-3 = 3,76 x10-3 poh = 2,42 36 ph = 14 - poh = 11,6

CURVA DE TITULAÇÃO 25,00 ml H 2 C0 3 0,100 mol/l com NaOH 0,100 mol/l 14,0 12,0 10,0 2 pe ph 8,0 6,0 1 pe 4,0 2,0 0,0 0,0 20,0 40,0 60,0 80,0 100,0 120,0 Volume de titulante (ml) 37

CURVA DE TITULAÇÃO 25,00 ml H 3 P0 4 0,100 mol/l com NaOH 0,100 mol/l 14,0 12,0 10,0 2 PE ph 8,0 6,0 4,0 1 PE 2,0 0,0 0,0 20,0 40,0 60,0 80,0 100,0 120,0 Volume de titulante (ml) 38