Universidade Federal de Alfenas – UNIFAL-MG

Campus Poços de Caldas

Curvas de pH e determinação do ponto de neutralização

Bruno Oliveira Thomazini

Jorge Henrique da Silva Araújo

Professor: Gian Freschi

Poços de Caldas/ MG

Maio/2015

Resumo: O presente experimento teve como objetivo analisar dois tipos de

titulação: Uma titulação de ácido forte com base forte e uma titulação de ácido fraco

com uma base forte. Com os resultados obtidos, foi possível a obtenção da curva de

titulação de cada uma das titulações bem como, através da derivada da curva de

titulação obter o volume e o pH de viragem. Os resultados obtidos foram

comparados com os resultados teóricos. Para a titulação de HCl contra NaOH,

obteve-se o valor de 26 mL para o volume e 7,46 para o pH de viragem. Já para a

titulação do ácido acético contra NaOH foi obtido o valor de 12,5 mL para o volume e

5,02 para o pH de viragem.

1. Introdução

As titulações estão entre os procedimentos analíticos mais exatos. Em uma

titulação, o analito reage com um reagente padronizado (titulante) em uma reação

estequiométrica conhecida. A quantidade de titulante é usada até que ocorra uma

equivalência química na reação indicado pela mudança de coloração de um

indicador químico. Um indicador ácido/base é um corante solúvel em água cuja cor

depende do pH, sendo que a mudança rápida em pH ocorre no ponto

estequiométrico de uma titulação que é sinalizada por uma mudança rápida da cor

do corante á medida que responde ao pH. Um indicador ácido/base é um ácido ou

base orgânico fraco cuja forma não dissociada difere da cor de sua base ou ácido

conjugados. Um dos indicadores mais comuns acido/base é a fenolftaleína, sendo

que em sua forma ácida é incolor e sua base conjugada é rosa (SKOOG, 2008).

Na figura 1, é mostrado alguns indicadores e os respectivos intervalos de seus

pontos de viragem.

Figura1: Indicadores e seus respectivos intervalos de pH de mudança de

coloração.

A curva de titulação, também conhecida como curva de pH ou curva de

neutralização é o gráfico do valor de pH da solução analito em função do volume do

titulante, sendo que o processo de neutralização pode ser intendido pelo estudo das

mudanças de concentração de íon hidrogênio durante a titulação. Os dados para a

obtenção da curva é feita calculando-os ou medindo-os, a partir de um pHmetro o

pH da solução após cada adição do titulante.

Na titulação de um ácido forte com uma base forte, ou base forte com um ácido

forte o pH no início muda lentamente até o ponto estequiométrico que muda

rapidamente passando por Ph=7 e então, novamente muda lentamente após a

adição de mais titulante. Na titulação de um ácido fraco ou base fraca em ácido

forte ou base forte dentre suas principais características é que o ponto

estequiométrico não ocorre em Ph= 7, apesar que o Ph mude rapidamente próximo

ao ponto estequiométrico não chega a ser tão significante a viragem como na

titulação ácido forte-base forte.

A partir da curva de titulação é possível saber como o pH da solução varia nas

proximidades do ponto de equivalência e, consequentemente, decidir se a titulação é

possível ou não. Ela permite também a escolha do indicador mais adequado para a

titulação, isto é, aquele que apresenta a viragem menos gradativa e que induz um

menor erro de titulação.

2. Objetivo

Determinação da concentração de H+ e o ponto estequiométrico de cada solução

das titulações de ácido forte-base forte e ácido fraco-base forte, a partir da

construção das curvas de pH para cada titulação.

.

3. Materiais e Métodos

3.1 – Materiais Utilizados:

Foram usados os seguintes materiais:

1 bureta de 25 mL;

3 béqueres de 200 mL;

1 pipeta volumétrica de 10 mL;

1 pipeta graduada de 1 mL;

2 béquer de 50 mL;

1 funil pequeno;

1 bastão de vidro;

1 pipeta de pasteur de 5 mL;

1 phmetro;

Solução de HCl 0,1 M;

Solução de NaOH 0,1 M;

Solução de Ácido Acético 0,1 M;

Solução de indicador azul de bromotimol;

3.2 – Metodologia:

O procedimento iniciou-se com a adição de 25 mL da solução de NaOH 0,1M

na bureta, e em um béquer de 50 mL foram adicionados 25 mL da solução HCl que

foi feita a medição do seu pH. Adicionou-se ao béquer 3 gotas de solução indicadora

de azul de bromotimol. Nota-se que se fez necessário completar a bureta mais uma

vez, pois o volume de 25 mL não foi suficiente para a titulação.

Após o preparo do titulante e do analito construiu-se uma tabela do volume

adicionado e seu respectivo pH. Inicialmente adicionou-se alíquotas 1 mL de

titulante, ao se aproximar do ponto de equivalência, adicionou-se alíquotas de 0,5

mL, para que fosse possível uma melhor análise nessa região. Anotaram-se os

dados e observou-se mudança brusca no valor de pH na mudança de coloração do

indicador no ponto de equivalência e continuou-se o processo até atingir uma

variação mínima no pH final.

Depois de ter feito a titulação ácido forte-base forte, com o titulante NaOH e o

analito o HCl, a repetição do procedimento para a titulação do ácido fraco-base forte

foi feita com a mudança de analíto para 12mL ácido acético 0,1 M. O indicador

escolhido para essa titulação foi a fenolftaleína.

Após coletar os dados das duas titulações construiu-se os gráficos de volume

adicionado (mL) versus pH e com o auxílio do Software Origin fez-se a primeira

derivada em relação ao pH para que assim fosse possível a obtenção do pico, que

representa o volume e o exato pH do ponto de viragem da curva de titulação obtida.

4. Resultado e Discussão

O experimento foi realizado com base em dois tipos de titulação. O primeiro foi a

titulação do HCl (ácido forte) contra NaOH (base forte), o segundo foi a titulação do

ácido acético (ácido fraco) contra NaOH (base forte). A equação 1 e a equação 2

mostra a reação envolvida na titulação forte-forte e fraco-forte, respectivamente.

𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎(𝑎𝑞)+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)

− + 𝐻2𝑂(𝑙)

𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− + 𝑁𝑎(𝑎𝑞)

+ + 𝐻2𝑂(𝑎𝑞)

(1)

(2)

Na situação descrita pela equação 1, temos a melhor condição para uma

titulação, pois todo o ácido é neutralizado em pH 7, portanto basta escolher um

indicador o qual o intervalo de viragem seja o mais próximo possível de 7.

Descreveremos agora quatro situações que ocorrem durante a titulação. A

primeira delas se dá antes de se adicionar titulante (NaOH), a segunda situação é

entre o início da titulação e o ponto de equivalência. A situação três se dá no ponto

de equivalência e por fim a quarta situação está situada entre o ponto de

equivalência e o final da reação de neutralização.

Situação 1: Temos nessa situação o ácido ionizado dentro do erlenmeyer e água

fracamente ionizada. Os seguintes equilíbrios então são encontrados:

𝐻𝐶𝑙 ↔ 𝐻+ + 𝐶𝑙− 𝐾𝑎 ≫ 1

𝐻2𝑂 ↔ 𝐻+ + 𝑂𝐻− 𝐾𝑤 = 10−14

A concentração de HCl, será a quantidade total de ácido ionizada:

𝐶𝐻𝐶𝑙 = [𝐻𝐶𝑙]

Podemos então determinar a concentração de H+ total no erlenmeyer realizando

o balanço de massa em relação ao íon H+.

[𝐻+] = [𝐻𝐻𝐶𝑙+ ] + [𝑂𝐻á𝑔𝑢𝑎

− ]

Onde,

[𝑂𝐻á𝑔𝑢𝑎− ] é a concentração de hidrogênio liberado pela ionização da água, mas

como a constante de hidrólise da água é muito menor do que a constante de

ionização do ácido, desconsideramos esse valor e [𝐻+] = 𝐶𝐻𝐶𝑙 .

Sendo assim, podemos calcular o pH da solução inicial, pois:

𝑝𝐻 = −log [𝐻+]

(3)

(4)

(5)

(6)

(7)

Situação 2: Como já citado a cima, o efeito da hidrólise é dispensável nessa

titulação, sendo assim o cálculo do pH é feito pela seguinte equação:

[𝐻+] =𝑉𝑎𝑁𝑎 − 𝑉𝑏𝑁𝑏

𝑉𝑎 + 𝑉𝑏

Sendo,

O índice a referente ao ácido,

O índice b referente à base,

V sendo o volume e

N sendo a concentração em normalidade.

Em posse da concentração de H+ e com o auxílio da equação 7 é possível a

obtenção do pH para qualquer volume de titulante adicionado entre o início da

titulação e o ponto de equivalência.

Situação 3: No ponto de equivalência, temos que todo o ácido reagiu com a

base, sendo assim o que resta no erlenmeyer é simplesmente íons Na+ e Cl- em

meio aquoso. Isso deve acontecer em pH neutro, ou seja, pH 7.Por isso, podemos

dizer que:

𝑉𝑎𝑁𝑎 = 𝑉𝑏𝑁𝑏

Situação 4: Nesta situação temos que todo o ácido reagiu com a base e que

existe em solução apenas sal e íons OH- provindos do excesso de base. Sendo

assim o pH da solução aumentará rapidamente. O Kw é muito menos do que o Kb,

deste modo desconsidera-se a contribuição de íons OH- provindos da hidrólise da

água. Temos então:

[𝑂𝐻−] =𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑒𝑚 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 𝑥 𝑐𝑜𝑛𝑐. 𝑑𝑎 𝐵𝑎𝑠𝑒

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙

E também sabemos que:

𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻

Onde pOH = -log[OH-].

(8)

(9)

(10)

(11)

Depois de realizado a titulação no laboratório, os seguintes dados foram

obtidos:

Tabela 1: Mostra as tomadas de dados do volume de hidróxido de sódio

adicionado e o pH obtido.

Volume NaOH (mL) pH Solução Volume NaOH (mL) pH Solução

0 1,01 16 1,60

1 1,03 17 1,66

2 1,04 18 1,72

3 1,09 19 1,79

4 1,11 20 1,84

5 1,14 21 1,90

6 1,117 22 1,94

7 1,20 23 2,03

8 1,25 24 2,17

9 1,30 24,5 2,40

10 1,32 25 2,56

11 1,35 25,5 3,01

12 1,40 26 6,70

13 1,49 26,5 10,47

14 1,52 27 10,97

15 1,56 27,5 11,23

Com o auxílio do software Origin, foi possível a construção da curva de titulação

deste do sistema em questão, este gráfico é mostrado na figura 2 abaixo:

Figura 2: Gráfico que representa o comportamento da titulação de NaOH em

relação ao pH da solução.

Vemos que este gráfico é característico de uma titulação ácido forte com base

forte. Derivando este gráfico em relação ao pH, obtemos o ponto e volume exato de

viragem;

Figura 3: Gráfico obtido através da derivação do gráfico 2 em relação ao pH.

Analisando o pico (seta 1), temos o volume exato e o pH da viragem: V = 26

mL e pH = 7,46.

Faremos agora a mesma análise para a segunda titulação que tem como

equação geral a equação 2. Analisaremos também as mesmas 4 situações

estabelecidas para a titulação anterior.

Situação 1: No erlenmeyer temos uma solução de ácido fraco e água, sendo

assim os seguintes equilíbrios estão presentes:

𝐻Á𝑐 ↔ 𝐻+ + Á𝑐.− 𝐾𝑎 = 1,8𝑥10−5

𝐻2𝑂 ↔ 𝐻+ + 𝑂𝐻− 𝐾𝑤 = 10−14

Vemos agora, que diferentemente da primeira titulação, o equilíbrio da água

será um fator interferente a ser considerado, pois o íon acetato irá gerar o seguinte

equilíbrio secundário:

𝐴𝑐− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻Á𝑐 + 𝑂𝐻−

Esse equilíbrio é denominado hidrólise do acetato e isso acarretará um pH

alcalino para a solução. Considerando as constantes de ionização, temos:

𝐾𝑎 =[𝐻+][𝐴𝑐−]

[𝐻𝐴𝑐]

Onde [H+] é igual a [Ac-].

Definimos então que todo íon hidrogênio livre implica necessariamente em um

ânion acetato também livre, isso resulta na exclusão da contribuição de íons H+

provindos da hidrólise da água. Sendo assim, através da equação 15 conseguimos

obter a concentração de íons H+ e por utilizando a equação 7, obtemos o pH.

Situação 2: Agora, iniciou-se a adição de base forte e os hidrogênios do ácido

estão sendo convertidos em água liberando íons acetato, que entram em equilíbrio

com a água.

𝐴𝑐− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻𝐴𝑐 + 𝑂𝐻−

(12)

(13)

(14)

(15)

(16)

O pH desta etapa pode ser facilmente calculado sabendo que o ácido fraco

reagirá normalmente com a base. Todo ânion liberado terá relação direta e linear

com a quantidade de base adicionada, por exemplo: 1 mol de NaOH adicionados

geram 1 mol de ânions acetato.

A constante de ionização representa quantidades relativas máximas entre o

ácido em sua forma molecular e seus íons, portanto basta que:

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔[𝑆𝑎𝑙]

[𝐴𝑐𝑖𝑑𝑜]

Onde,

[𝑆𝑎𝑙] = 𝑉𝑏𝑁𝑏

𝑉𝑡⁄

E,

[𝐴𝑐𝑖𝑑𝑜] = 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑛ã𝑜 𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜 𝑥 𝑁𝑎

𝑉𝑡

Com,

V sendo o volume

N a concentração em normalidade

a referente ao ácido

b referente a base.

Situação 3: No ponto de equivalência todo o ácido terá sido neutralizado pela

base adicionada e o pH do meio deveria ser 7 se não fosse pela hidrólise dos

ânions, sendo assim é possível a obtenção do pH no ponto de viragem como:

𝑝𝐻 = 1

2𝑝𝐾𝑤 +

1

2𝑝𝐾𝑎 −

1

2𝑝𝐶

(17)

(18)

(19)

(20)

Onde,

Kw é a constante de hidrólise da água;

Ka é a constante de ionização do ácido e

pC é dado por – log[Sal];

Situação 4: Logo após o ponto de equivalência ser atingido, toda a base

adicionada se ionizará, isso implica no aumento do pH da solução, por isso o pH

dessa etapa se resume a uma determinação da quantidade em excesso de base na

solução titulada. Podemos então determinar o pH da solução utilizando as equações

10 e 11.

Após a realização da referida titulação, os seguintes dados foram obtidos:

Tabela 2: Representa a tomada de dados de volume adicionado de titulante e pH

do analito.

Volume NaOH (mL) pH Solução Volume NaOH (mL) pH Solução

0 2,83 11,5 5,56

1 3,27 12 6,17

2 3,94 12,5 9,04

3 4,14 13 11,19

4 4,34 13,5 11,45

5 4,50 14,5 11,80

6 4,67 15,5 11,98

7 4,77 16,5 12,04

8 4,87 17,5 12,09

9 4,98 18,5 12,20

10 5,13 19,5 12,25

10,5 5,28 20,5 12,30

11 5,52 21,5 12,32

Através da utilização do software Origin, foi possível a obtenção da curva de

titulação dos dados da tabela 2:

Figura 4: Gráfico da curva de titulação de um ácido fraco com uma base forte.

Observamos que a inclinação dessa curva é mais suave em relação à

titulação de um ácido forte com uma base forte, isso se deve ao tamponamento que

ocorre sempre que tivermos um ácido fraco/sal de ácido fraco. Com esse

tamponamento as variações de pH tendem a ser amenizadas. Observamos também

que existe uma larga faixa onde pode ocorrer a viragem do indicador, induzindo

alguns erros.

Derivando o gráfico da figura 4 em relação ao pH o obtemos um gráfico com o

pico que representa o volume e o pH exato de viragem:

Figura 5: Gráfico que representa a derivada do gráfico da figura 4 em relação ao pH.

Os pico, representado pela seta 1 do gráfico representa o volume de viragem

(V = 12,5 mL) e o pH de viragem (pH = 5,02).

Agora, temos todas as ferramentas para comparar os volumes e pH do ponto

de viragem teórico e experimental. Para facilitar a comparação, expressaremos os

resultados na tabela 3.

Tabela 3: Tabela com os dados teórico e experimental de volume e pH de viragem

dos dois tipos de titulação realizados.

Teórico Experimental

Titulação Ácido

Forte/Base Forte

Volume (mL) 25 26

pH 7 7,46

Titulação Ácido

Fraco/Base Forte

Volume (mL) 12 12,5

pH 8,72 5,02

5. Conclusão

Através desse experimento, foi possível a tomada de dados para a análise das

curvas de titulação de um ácido forte contra uma base forte e uma titulação de um

ácido fraco com uma base forte. As curvas de titulação obtidas foram expressadas

nas figuras 2 e 4 e estão de acordo com as curvas encontradas na literatura.

Obteve-se derivando essas curvas de titulação em relação ao pH, o pico onde foi

possível retirar o ponto exato de viragem de cada titulação. Os resultados foram

comparados com os dados obtidos através das ferramentas matemáticas. Nota-se

que houve uma diferença nos valores teóricos e experimentais, no ponto de

equivalência – que foi o ponto em que se fez a comparação teórica com

experimental.

A diferença na titulação do HCl contra NaOH não foi muito acentuada, pois

esperava-se uma viragem em torno de 7 e essa aconteceu com pH de 7,46. O

volume de viragem esperado era 25 e a viragem aconteceu aos 26, mostrando que

os resultados estão dentro do intervalo de erro.

Já para a titulação do ácido acético com NaOH, o pH de viragem experimental se

deu em pH 5,02, porém o esperado era 8,72. O que pode explicar essa diferença

pode ser o intervalo de viragem do indicador ou erro experimental. O volume

esperado de viragem está dentro do esperado, sendo 12 mL o teórico e 12,5 mL o

experimental.

6. Referências Bibliográficas

[1] SKOOG, D. A.; WESTD. M.; HOLLER, F J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de

química Analítica. Tradução Maro Tadeu Grassi. Revisão Técnica Célio Pasquini.

São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2006.

[2] PARÁ, Universidade Federal do. Titulação de um Ácido Forte por uma

Base Forte. Disponível em:

<http://www.ufpa.br/quimicanalitica/tituacforbafor.htm>. Acesso em: 02 maio

2015.

[3] PARÁ, Universidade Federal do. Titulação de um Ácido Fraco por uma

Base Forte. Disponível em:

<http://www.ufpa.br/quimicanalitica/tituacfrabafor.htm>. Acesso em: 02 maio

2015.