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Ácidos e BasesO pH de soluções de sais

Se medirmos o pH de uma solução de sal, em geral nãoencontramos o valor "neutro" do pH = 7

pH de soluções de sais

Se neutralizamos ácido acético 0,3 mol/dm3 com hidróxido de sódio0,3 mol/dm3, a solução resultante de acetato de sódio tem pH = 9,0.

Como pode ser isso?Como é que o produto de uma reacção de

neutralização que foi completa pode ter um pH diferente do "neutro"?

A teoria de Bronsted-Lowry fornece a resposta

20-04-2010 2Dulce Godinho


H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + OH- (aq) CH3COO- (aq)

Na+ (aq)

CH3COOH (aq) + NaOH (aq) H2O (l) + CH3COONa (aq)

pH=9

Só quais as espécies em solução podemos perceber o que se passa

Sabemos que no final da reacção tenho em solução:

Então o pH só é igual a 9 se um iões acetato ou sódio reagirem originando mais iões hidróxido, porque da autoprotólise da água temos [H3O+] = [H3O+] que a 25ºC é igual a 1x10-7 mol/dm3 o que implicaria a solução neutra.

→


pH de soluções de sais•De acordo com a teoria Bronsted-Lowry, um ião pode ser um ácido ou uma base.

•O ião acetato, por exemplo, é uma base, e o ião amónio é um ácido.

•Consequentemente, não é surpreendente que uma solução de um sal seja ácida ou básica.



Como saber?1. Todos os catiões que são os ácidos conjugados de bases fracas agem

como doadores de protões, então podemos esperar que eles dêem soluções ácidas.

2. Todos os aniões que são os bases conjugadas de ácidos fracos agem como receptores de protões, então podemos esperar que eles dêem soluções básicas.

3. O carácter ácido dos iões monoatómicos - e o fato de alguns iões não agirem como ácidos - pode surgir de várias maneiras:

Catiões metálicos altamente carregados e pequenos podem agir comoácidos de Lewis em água, como, por exemplo, Al3+e Fe3

+ que produzemsoluções ácidas, mesmo que os catiões por si só não tenham protõespara doar



• Os protões vêm das moléculas deágua que hidratam iões emsolução .

• As moléculas de água agem comobases de Lewis e compartilhamelectrões com o catião metálico.

• Esta perda parcial de electrõesenfraquece as ligações O-H e permiteque um ou mais iões

• hidrogénio sejam “perdidos”.

• Iões pequenos e altamente carregadosexercem uma grande atracção

• sobre os electrões e assim formamsoluções mais ácidas.

Em água, os catiões Al3+ existem como iões hidratados que podem agir como ácidos de

BronstedEmbora, por clareza, somente quatromoléculas de água sejam mostradas

aqui, os catiões metálicos têm normalmente seis moléculas de H2O

ligadas a eles


ANÁLISE VOLUMÉTRICA

Titulação


A Análise Volumétrica

O nome titulação vem de uma palavrafrancesa antiga, titration, que significa"ensaio" - um teste de qualidade.

• Uma das técnicas mais comuns para a determinação da concentração de um soluto é a titulação. São usadas diariamente para controlar a pureza da água e a composição do sangue, e no controle de qualidade de indústrias de alimentos.

• A solução a ser analisada é chamada de titulado, e um volume conhecido é transferido para um erlenmeyer. A solução contendo uma concentração conhecida de reagente, o titulante, é colocada numa bureta , geralmente, e faz-se reagir gota a gota, com o titulado, até que todo tenha reagido .

• A diferença entre os volumes inicial e final lidos na bureta informa-nos sobre o volume de titulante que foi gasto na reacção. A determinação da concentração ou da quantidade de substância pela medida do volume á chamada de análise volumétrica.

TITULAÇÃO


Análise Volumétrica

A relação estequiométrica entre as espécies do titulado e do titulante, juntamente com a concentração do titulante, é utilizada nas titulações para determinar a

concentração do titulado.



A + B C + D

Quando nº mol A = nº mol B atingiu-se o PONTO DE EQUIVALÊNCIA DA

TITULAÇÃO

MAS COMO SABEMOS QUE ISTO ACONTECE?



Utilizando um indicador ácido-base que mude de cor quando isso acontece.

Quando o indicador muda de cor paramos a titulação. Esse momento chama-se PONTO FINAL da titulação



A diferença entre o PONTO FINAL e o PONTO DE EQUIVALÊNCIA da titulação dá-nos o ERRO da titulação.

Como minorar o erro?

1. Escolher correctamente o indicador. Temos de saber o pH do PE.

2. Fazer, o mais possível, com que o ponto final “coincida” com o ponto de equivalência. Temos de ser muito sensíveis à mudança de cor do indicador.



A variação do pH durante uma titulação típica de um ácido forte com uma base forte. O ponto

equivalência ocorre a pH = 7.

A variação do pH durante uma titulação típica de uma base

forte com um ácido forte. O ponto equivalência ocorre a pH =

7.

pH do Ponto de Equivalência


pH do Ponto de Equivalência


A curva de pH para a titulação de um ácido fracocom uma base forte: 25,00 ml de CH3COOH(aq)0,1 mol/dm3 com NaOH(aq) 0,150 mol/dm3 . Oponto equivalência(S) ocorre na zona básica depH porque o anião CH3COO- é uma base.

Uma curva típica de pH para a titulação de umabase fraca com um ácido forte. O pontoequivalência (S) ocorre na zona ácida de pHporque o sal formado pela reacção deneutralização tem um catião ácido


Vamos ver os três indicadores em três situações diferentesAs curvas de pH estão sobrepostas com as cores aproximadas

dos indicadores nas vizinhanças de seus pontos finais.20-04-2010 15Dulce Godinho


•Idealmente, um indicador apresentauma mudança de cor clara próximo aoponto de equivalência da titulação, oqual é em pH = 7 para uma titulaçãobase forte-ácido forte.

•Idealmente deve ser escolhido oindicador cuja zona de viragemcontenha o pH do PE.

•Entretanto, a mudança do pH, emtorno do PE, é tão abrupta que afenolftaleína também pode ser usada.

•A mudança de cor do alaranjado demetila, daria um resultado menosexacto.

Escolha do Indicador



•A fenolftaleína pode ser usada para detectar o ponto equivalência de uma titulação ácido fraco-baseforte;

•Porém, o alaranjado de metila daria uma indicação muito imprecisa do ponto equivalência.




• O alaranjado de metilapode ser usado parauma titulação basefraca-ácido forte.

• A fenolftaleína nãoseria confiável porquea sua mudança de corocorre bem longe doponto equivalência



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