Aula 4 - Introd ao Equilíbrio de Neutralização

Curso: QUI - Engenharia Química Carga horária: 60 (4 créditos) Universidade do Estado do Rio de Janeiro – UERJ Instituto de Química – IQ Departamento de Química Analítica – DQA Rio de Janeiro - RJ Química Analítica Equilíbrio de Neutralização Professor: Dr. José Licarion Pinto Segundo Neto Licarion@gmail.com 2 Bibliografia Vogel, Arthur Israel, Análise química quantitativa / Vogel ; tradução Júlio Carlos Afonso, Paula Fernandes de Aguiar, Ricardo Bicca de Alencastro. - [Reimpr.]. - Rio de Janeiro : LTC, 2013. 488p. HARRIS, D. C. Análise Química Quantitativa 9 ed Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2017. SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH. Fundamentos da química analítica -Tradução da 9a. edição norte-americana. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2014. 3 Aula 04: Introdução ao Equilíbrio de neutralização Calculo de pH Equilíbrio Químico Equilíbrio ácido-base pH SCALE universal indicator pH color chart 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 5 Ácido: gosto azedo e causa mudança de cor em pigmentos. Bases: gosto amargo e sensação escorregadia. Equilíbrio ácido-base 6 Como reduzir a acidez estomacal HCl(aq) + H2O(aq) ↔ H3O+(aq) + Cl-(aq) 2 HCl (aq) + Mg(OH)2(aq) ↔ MgCl2(aq) + 2 H2O(aq) Agente complexante (Fe, Ca, Mg) e Tamponante. Conservante (ao complexar). + H2O + NaCl pKa1 = 3,15 pKa2 = 4,77 pKa3 = 6,40 Equilíbrio ácido-base 7 Teoria ácido-base Teoria de Arrhenius 1887 - químico sueco Svante Arrhenius (parte de sua teoria da dissociação eletrolítica) Um ácido toda substância que em água produz íons H+; Uma base é aquela substância que em água produz OH-; A neutralização seria a reação entre essas duas espécies iônicas, produzindo água: Problema: a definição se aplica a soluções aquosas. Equilíbrio ácido-base • Em água, H+(aq) forma clusters. • O cluster mais simples H3O+(aq). • Usa-se ou H+(aq) ou H3O+(aq). 8 HCl(aq) + H2O(aq) ↔ H3O+(aq) + Cl-(aq) HCl em água= ácido forte (≈100% dissociado) NaOH em água= base forte (≈ 100% dissociada) Clusters H5O2 + O íon H+ em água Clusters H9O4 + Teoria de Arrhenius NaOH(aq) + H2O(aq) ↔ Na+(aq) + OH-(aq) Equilíbrio ácido-base 9 Teoria de Brønsted-Lowry (1923) Reações de transferência de H+ Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+. Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-. Exemplo: HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) ◼ HCl doa um próton a água. Portanto, HCl é um ácido. ◼ H2O aceita um próton do HCl. Portanto, H2O é uma base. Água → comportamento de ácido ou de base. Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases. Equilíbrio ácido-base 10 Conceito de Bronsted-Lowry: conceito de pares conjugados (mais abrangente e pode ser aplicado a outros solventes, além da água). Equilíbrio da água espécie que doa H+ (ácido 1) espécie receptora de prótons (base 2) derivado da base 2 (ácido conjugado) derivado do ácido 1 (base conjugada) Ácido: doadores de prótons: Base: receptores de prótons: Teoria de Brønsted-Lowry H2O + H2O ↔ H3O+(aq) + OH-(aq) Equilíbrio ácido-base 11 espécie que doa H+ (ácido 1) espécie receptora de prótons (base 2) derivado da base 2 (ácido conjugado) derivado do ácido 1 (base conjugada) Equilíbrio deslocado NH2 - é uma base mais forte que NH3 Teoria de Brønsted-Lowry NH3(aq) + NH3(aq) ↔ NH4 +(aq) + NH2 -(aq) Equilíbrio ácido-base 12 Teoria de Lewis G.N. Lewis (1923); Um ácido toda espécie química capaz de receber um par eletrônico; Uma base é aquela espécie química capaz de doar um par eletrônico; ácido de Lewis: aceptor pares de elétrons base de Lewis: doador de pares de elétrons H+(aq) + :OH-(aq) ↔ H2O Ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons. Equilíbrio ácido-base 13 Teoria de Lewis ácido de Lewis: recebe pares de elétrons base de Lewis: doa pares de elétrons Exemplo 1: Todos os íons metálicos → ácidos de Lewis (diferente afinidade por ligante) e os ligantes → bases de Lewis Exemplo 2: base de Lewis ácido de Lewis Ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons. Fe3+(aq) + SCN-(aq) ↔ [FeSCN]2+(aq) H3N + BF3 ↔ H3N:BF3 Equilíbrio ácido-base 14 Ácido Base Lewis Produzem íons H3O+ (H+) = dissolvidos em H2O Produzem íons OH- = dissolvidos em H2O Bronsted - Lowry Doa pares de elétrons Aceita pares de elétrons Arrhenius Aceita um próton [H+] =[H3O+] a1 a2 b2 b1 Doa próton [H+] =[H3O+] Resumo: H2O + H2O ↔ H3O+(aq) + OH-(aq) H+(aq) + :OH-(aq) ↔ H2O Equilíbrio ácido-base 15 Abrangência das teorias Lewis Brønsted-Lowry Arrhenius Equilíbrio ácido-base 16 Força de ácidos e bases Ácido forte Em uma solução o ácido forte = usualmente a única fonte H+; pH (-log [H+]) da solução é dado pela concentração inicial mol L-1 do ácido. Logaritmo (na base 10) do inverso da concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da concentração de H3O+ tomado com o sinal negativo. 10 3 3 log 1/[ ] log[ ] + + =  = − pH H O pH H O pH Equilíbrio ácido-base Conceito de pH pH = -log [H+] 𝑎𝐻 + = 𝐻 + γ + pH = -log aH + Equilíbrio ácido-base 18 pH = 7 → Neutro Equilíbrio ácido-base Calcule o pH de uma solução de HCl (0,1 mol/L). Dados: γH+ = 0,83. Exemplo Calcule o pH de uma solução de HCl (0,1 mol/L). Desconsidere o efeito da atividade. Equilíbrio ácido-base 20 HCl(aq) + H2O(aq) ↔ H3O+(aq) + Cl-(aq) HCl (0,01mol/L) HCl em água= ácido forte (≈100% dissociado) pH = 2 Exemplos Determine o pH de uma solução de ácido nítrico a 0,035 mol/L. Se o pH de uma solução de um ácido monoprótico forte é 4,51, qual é a concentração de prótons dissociados na solução? Ka = H+ A− HA HA + H2O ⇆ H3O+ + A- HA ⇆ H+ + A- Ácido forte: [HA] é muito pequeno  Ka muito grande (dissociação completa) Equilíbrio ácido-base 21 Ácidos fortes mais comuns = HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4 Ácidos fortes são eletrólitos fortes. Ácidos fortes = em solução se ionizam completamente : HClO4 + H2O ⇆ H3O+ + ClO4 - HCl + H2O ⇆ H3O+ + Cl- H3PO4 + H2O ⇆ H3O+ + H2PO4 – H3COOH + H2O ⇆ H3O+ + H3COO- H2PO4 - + H2O ⇆ H3O+ + HPO4 = NH4 + + H2O ⇆ H3O+ + NH3 Ácido mais forte Base mais forte totalmente 1% 0,01% A força do ácido é inversamente relacionada com a força da sua base conjugada; quanto mais forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada. Equilíbrio ácido-base 22 Exemplo: Calcule o pH de uma solução contendo 10-8 de HCl. Em uma solução o ácido forte = usualmente a única fonte H+; (se a concentração mol/L do ácido é menor que 10-6 mol L-1 deve-se considerar a auto-ionização da água.) pH (-log [H+]) da solução é dado pela concentração inicial mol L-1 do ácido. pH = 8 Equilíbrio ácido-base 23 Autoprotólise (produto iônico) da água Kw (constante de autoprotólise da água) H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH- base1 ácido2 ácido1 base2   3 2 2 H O OH K H O + −         = 3 Kw H O OH + −     =     varia com T, a 25°C = 1 x 10-14 Sol. diluídas [H2O] enorme constante Equilíbrio ácido-base 24 Exercício 2: Se o pOH de uma solução ácida é 8,51, qual é a concentração de prótons (íons hidrônio) dissociados na solução? Exercício 1: Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido na água pura a 25°C e a 100°C. Autoprotólise (produto iônico) da água Equilíbrio ácido-base 25 Água pura existe? H2O + CO2 ⇆ H2CO3 ⇆ HCO- 3 + H+ Ácido carbônico Bicarbonato pH = 7 pH entre 7,4 e 8,5 Água do mar Ca2+ + CO3 2- ⇆ CaCO3(s) CaCO3 + H2O ⇆ CO2 + Ca(OH)2 Ca(OH)2 ⇆ Ca2+ + 2OH- Equilíbrio ácido-base 26 Experimentos para identificar a formação do ácido carbônico e seu equilíbrio pKa H2CO3 = 6,36 Ácido fraco Equilíbrio ácido-base 27 Aula 05: Calculo de pH de ácido fraco e polipróticos Equilíbrio Químico 28 Ácido fraco Ácidos fracos estão apenas parcialmente ionizados em solução. Há uma mistura de íons e ácido não ionizado na solução. Equilíbrio de ácidos fracos: 𝐇𝐀(𝐚𝐪) + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) ↔ 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪) + + 𝐀(𝐚𝐪) − Ka = [H3O+][A−] [HA] Ka = [H+][A−] [HA] Ka = constante de dissociação do ácido. Ou Equilíbrio ácido-base Ácido fraco Ácidos fracos em água Ácido Fórmula molecular Fórmula estrutural Base conjugada Próton ionizável em azul Fenol Ciânico Hipocloroso Acético Benzóico Nitroso Fluorídrico H H H H H H H 29 Equilíbrio ácido-base 30 Ácido fraco 1. Escreva a equação química balanceada do equilíbrio da ionização do ácido. 2. Escreva a equação química da auto ionização da água. 3. Escreva a expressão de Ka. 4. Escreva a expressão de Kw. 5. Balanço de cargas. 6. Balanço de massas. 7. Encontre uma expressão para determinar [H+]. 8. Calcule o pH. Usando Ka (1,8 X 10-5) para calcular o pH de uma solução de ácido acético 0,01 mol/L Equilíbrio ácido-base 1) CH3COOH + H2O ⇌ H3O^+ + CH3COO^- 2) 2H2O ⇌ H3O^+ + OH^- 3) Ka = [H3O^+][CH3COO^-] [CH3COOH] 4) Kw = [H3O^+][OH^-] 5) BM1: [HAc] = [CH3COOH] + [CH3COO^-] = 0,01 mol/L [CH3COO^-] = [H3O^+]HAc BM2: [H2O] = [OH^-] + [H3O^+]H2O = [OH^-]^2 25C = 10^-7 mol/L Ka = 1,8 . 10^-5 = [CH3COO^-]^2 [CH3COOH] = [CH3COO^-]^2 0,01 - [CH3COO^-] [H3O^+] = 4,15 . 10^-4 . [H3O^+]HAc pH = -log (4,15 . 10^-4) = 3,38 [CH3O^+] + 10^-7 + 4,15 . 10^-4 ≈ 4,15 . 10^-4 [CH3COOH] = 0,01 - 4,15 . 10^-4 = 9,6 . 10^-3 mol/L % dissociação (α) = 4,15 . 10^-4 * 100 = 4,15 % 0,01 Para [HAc] = 10^-5 mol/L [CH3COO^-] = x Ka = 1,8 . 10^-5 = x^2 10^-5 - x => x^2 + 1,8 . 10^-5x - 1,8 . 10^-10 = 0 -1,8 . 10^-5 + √(1,8 . 10^-5)^2 + 4 . 1,8 . 10^-10 / 2 = 7,15 . 10^-6 + [ΣH3O^+]H2O = 10^-7 + 7,15 . 10^-6 = 9,25 . 10^-6 mol/L pH = 5,14 31 Ácido fraco Usando Ka (1,8 X 10-5) para calcular o pH de uma solução de ácido acético 0,01 mol/L Equilíbrio ácido-base 32 𝐇𝐀(𝐚𝐪) + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) ↔ 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪) + + 𝐀(𝐚𝐪) − A diluição e o grau de dissociação α = Ndissociado Nnão dissociado Equilíbrio ácido-base 33 Concentração do ácido (mol/L) % ionização de um ácido fraco diminui com o aumento da concentração (mol/L) da solução 𝐇𝐀(𝐚𝐪) + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) ↔ 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪) + + 𝐀(𝐚𝐪) − A diluição e o grau de dissociação Equilíbrio ácido-base 34 Ácido poliprótico Perda de prótons em etapas A cada etapa corresponde um valor de Ka As constantes sucessivas variam na ordem: Ka1 > Ka2 > Ka3 > ... Quanto maior a carga negativa do ânion, mais difícil é remover o próton. 𝐇𝟐𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) ↔ 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪) + + 𝐇𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) − 𝐇𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) − + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) ↔ 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪) + + 𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) 𝟐− Ka1 = 1,23 10-2 Ka2 = 6,6 10-8 Equilíbrio ácido-base 35 pKa1 = 1,910 pKa2 = 7,180 Ácido poliprótico Equilíbrio ácido-base 36 Diagrama de distribuição das espécies pKa1 = 1,910 pKa2 = 7,180 Efeito tamponante 𝐇𝟐𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) ↔ 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪) + + 𝐇𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) − 𝐇𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) − + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) ↔ 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪) + + 𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) 𝟐− Equilíbrio ácido-base 37 H3PO4(aq) H+(aq) + H2PO4 - (aq) K1 = 7,5 x 10-3 H2PO4 - (aq) H+(aq) + HPO4 2- (aq) K2 = 6,2 x 10-8 HPO4 2- (aq) H+(aq) + PO4 3- (aq) K3 = 4,2 x 10-13 Somando-se as três equações de dissociação H3PO4(aq) 3H+(aq) + PO4 3- (aq) Solução aquosa de ácido fosfórico Equilíbrio ácido-base 38 Distribuição das espécies de ácido fosfórico H2PO4 - H3PO4 HPO4 2- PO4 3- pKa1 = 2,148 pKa2 = 7,199 pKa3 = 12,350 Equilíbrio ácido-base 39 Constante de dissociação de alguns ácidos polipróticos Nome Formula Ka1 Ka2 Ka3 Ascórbico H2C6H6O6 8,0 x 10-5 1,6 x 10-12 Carbônico H2CO3 4,3 x 10-7 5,6 x 10-11 Cítrico H3C6H5O7 7,1 x 10-4 1,7 x 10-5 4,0 x 10-7 Oxálico H2C2O4 5,9 x 10-2 6,4 x 10-5 Fosfórico H3PO4 7,5 x 10-3 6,2 x 10-8 4,2 x 10-13 Sufuroso H2SO3 1,7 x 10-2 6,4 x 10-8 Sufúrico H2SO4 2,4 x 10 6 1,2 x 10-2 Tartárico H2C4H4O6 1,0 x 10-3 4,6 x 10-5 Equilíbrio ácido-base 40 HF, HCl, HBr, HI Ácido fraco Ácidos fortes Ácidos Binários Diferença eletronegatividade entre H e X (ligação mais polar) Raio do ânion (força de atração H-X) HF (Ka = 3,7 x 10-3) HCl (Ka = 1,8 x 108) HBr (Ka = 2,7 x 1010) HI (Ka = 2,0 x 1011) HOCl , HClO2 , HClO3 , HClO4 Oxiácidos HOCl , HClO2 , HClO3 , HClO4 < força do ácido (ácido forte) Equilíbrio ácido-base 41 Aula 06: Calculo de pH e pOH de Bases Reações de neutralização Equilíbrio Químico 42 A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (p.ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2). Bases fortes são eletrólitos fortes e se dissociam completamente em solução. pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela concentração mol/L inicial da base. Cuidado com a estequiometria. Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula: O2- (aq) + H2O (l) → 2OH- (aq) H- (aq) + H2O (l) → H2 (g) + OH- (aq) N3- (aq) + H2O (l) → NH3 (aq) + 3OH- (aq) Base forte Equilíbrio ácido-base 43 Base fraca Bases fracas removem prótons das substâncias. Há um equilíbrio entre a base e os íons resultantes: Exemplo: A constante de dissociação da base (Kb): Base fraca + H2O(l) ↔ Ácido conjugado + OH(aq) - NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4 + (aq) + OH- (aq) Kb = NH4 + OH− NH3 Equilíbrio ácido-base 44 Base fraca Bases geralmente tem pares de elétrons isolados ou cargas negativas para poderem atacar os prótons. Muitas bases fracas neutras contém nitrogênio (NH3). Aminas são relacionadas com a amônia e tem uma ou mais ligações N- H trocador por ligações N-C (p.ex. CH3NH2 = metilamina). Equilíbrio ácido-base 45 Amônia (NH3) Piridina (C5H5N) Hidroxilamina (H2NOH) Metilamina (NH2CH3) íon carbonato (CO3 2-) íon hipocloroso (ClO-) Estrutura Lewis ácido conjugado Reação de equilíbrio Algumas bases fracas e seus equilíbrios em solução aquosa íon hidrogenosulfito (HS-) Equilíbrio ácido-base 46 Constantes de dissociação Equilíbrio ácido-base 47 Base fraca Usando KB (1,5 X 10-5) para calcular o pH se uma solução de HIDROXIDO DE AMONIO 0,02 mol/L (I) Escreva a equação química balanceada do equilíbrio da dissociação da base. (II) Escreva a equação química da auto ionização da água. (III) Escreva a expressão de Kb. (IV) Escreva a expressão de Kw. (V) Balanço de cargas. (VI) Balanço de massas. (VII)Encontre uma expressão para determinar [OH-]. (VIII)Calcule o pOH. Equilíbrio ácido-base 48 Exemplo: Base fraca 1) Calcule o pH e o pOH de uma solução de 0,5 mol/L de piridina (C5H5N), sabendo que o valor de Kb é 1,15 x 10-9. Equilíbrio ácido-base 0,5 . 3,15 . 10⁻⁹ = 3,15 . 10⁻⁹ . x = x² x = 2,40 . 10⁻⁵ mol/L desconsiderando [OH⁻] em [C₅H₅N]: x² = 3,15 . 10⁻⁹ ⟹ 2,40.10⁻⁵ mol/L 0,5 pOH = -log (2,4 .10⁻⁵) = 4,62 pH = 14 - 4,62 = 9,38 49 Exemplo: Base fraca 2) Calcule a concentração de [OH-] na água de um rio, cujo valor de pH é 4,9. Equilíbrio ácido-base 50 Reação de neutralização Reação ácido base (Arrhenius) HxAy + Bz(OH)w ↔ Bx Aw + (y + z)H2O ácido base sal água REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO EXEMPLOS: HCl + Na(OH) ↔ NaCl + H2O HNO3 + NH4(OH) ↔ NH4NO3 + H2O Equilíbrio ácido-base 51 Escreva a reação de neutralização das seguintes bases com o ácido sulfúrico, ácido bromídrico e fosfórico: A)NaOH B)Ca(OH)2 C)Fe(OH)3 D)Al(OH)3 E)Sn(OH)4 Equilíbrio ácido-base 52 Reação de neutralização As reação de neutralização podem ser categorizadas em quatro tipos segundo a força ácido-base das espécies envolvidas. Tipo II Tipo III Tipo IV Ácido forte + base fraca Ácido fraco + base forte Ácido fraco + base fraca Ácido forte + base forte Tipo I pH=7 pH<7 pH>7 Depende da relação entre Ka e Kb Reação de neutralização pH? Equilíbrio mais complexo → Usar ácido ou base forte como titulante. Equilíbrio ácido-base 53 Reação de neutralização Ácido forte + base forte Tipo I EXEMPLOS: HCl + Na(OH) ↔ NaCl + H2O SAL de caráter neutro pH=7 NaCl + H2O → Na+ + Cl- (I) Sabendo que 235 mL de HCl 0,1 mol/L foram misturados a 215 mL de NaOH a 0,05 mol/L, calcule o pH da solução final. Equilíbrio ácido-base 54 Tipo II Ácido fraco + base forte   + −         = 3 a H O A K HA HA + H2O = H3O+ + A- H2O + H2O = H3O+ + OH- 3 Kw H O OH + −     =     [H3O+]total = [H3O+](I) + [H3O+](II) [H3O+](I) =[A-] (I) (II) H3O+ da reação (I) reprime a reação (II) Aproximação 1: [H3O+] = [A-] CHA =[A-] + [HA] Como: [H3O+](I) [A-] CHA = [H3O+] + [HA] [HA] = CHA - [H3O+] + +     =   −   2 3 3 a HA H O K C H O + − + +   =   2 3 4 2 a a a HA K K K C H O HA + B(OH) ↔ BA + H2O Ácido fraco Base forte sal água Equilíbrio ácido-base 55 Aproximação 2: CHA  [HA] ( [H3O+]<< CHA) +     = 2 3 a HA H O K C CHA = concentração analítica do ácido. É a soma da conc. molar do ácido fraco e sua base conjugada. ✓erro na aproximação [H3O+]<< CHA aumenta se CHA e Ka ✓Deve-se obter [H3O+] e compará-la com CHA. Concentração analítica do ácido (CHA)  soma das concentrações molares do ácido fraco e de sua base conjugada (CHA =[A-] + [HA]) 𝐇𝟑𝐎+ = 𝐊𝐚𝐂𝐇𝐀 + +     =   −   2 3 3 a HA H O K C H O Tipo II Ácido fraco + base forte Equilíbrio ácido-base 56 Tipo II Ácido fraco + base forte Equilíbrio ácido-base 57 Reação de hidrólise do sal HA + B(OH) → BA + H2O Ácido fraco Base forte sal água BA → B+ + A- A- + H+ → HA Eq. 1 Eq. 2 H2O → H+ + OH- Eq. 3 A- + H2O → HA + OH- Eq. 4 Hidrólise Tipo II Ácido fraco + base forte Equilíbrio ácido-base 58 H2O → H+ + OH- Eq. 3 A- + H2O → HA + OH- Eq. 4 HA+ H2O → H+ + A- Eq. 5 Auto protonação da água Hidrólise Dissociação do ácido fraco Kw = H+ x [OH−] Kh = HA x[OH−] [A−] Ka = H+ x[A−] [HA] Eq. 6 Eq. 7 Eq. 8 Kh = Kw Ka Eq. 9 α = Ndissociado Nnão dissociado Reação de hidrólise do sal Tipo II Ácido fraco + base forte Equilíbrio ácido-base 59 Exemplo: Calcule a constante de hidrólise, a concentração de H+ e o pH de uma solução a 0,1 mol/L de acetato de sódio (Ka= 1,75 x 10-5) Equilíbrio ácido-base 60 Aula 07: Reações de Neutralização do Tipo 3 e 4 Soluções Tampão Equilíbrio Químico 61 HA + B(OH) → BA + H2O Ácido forte Base fraca sal água [NH4 +] = [OH-] CNH3 = [NH4 +] + [NH3] [NH3] = CNH3 - [NH4 +] Pode-se empregar as mesmas estratégias para o cálculo de [H3O+] em soluções de ácidos fracos.   + −         = 4 3 b NH OH K NH NH3 + H2O = NH4 + + OH- Kb=Kw/Ka substituindo − +     =   −   3 2 4 b NH OH K c NH [NH4 +] << CNH3 𝐎𝐇− = 𝐊𝐛𝐂𝐍𝐇𝟑 Tipo III Ácido forte + base fraca Equilíbrio ácido-base 62 Reação de hidrólise do sal HA + B(OH) → BA + H2O Ácido forte Base fraca sal água BA → B+ + A- B+ + OH- → B(OH) Eq. 1 Eq. 10 H2O → H+ + OH- Eq. 11 B+ + H2O → B(OH) + H+ Eq. 12 Hidrólise Tipo III Ácido forte + base fraca Equilíbrio ácido-base 63 H2O → H+ + OH- Eq. 3 Eq. 10 Eq. 12 Auto protonação da água Hidrólise Dissociação da base fraca Kw = H+ x [OH−] Kh = BOH x[H+] [B+] Kb = OH− x[B+] [BOH] Eq. 6 Eq. 13 Eq. 14 Kh = Kw Kb Eq. 15 α = Ndissociado Nnão dissociado B+ + H2O → B(OH) + H+ B(OH) + H2O → B+ + OH- Tipo III Ácido forte + base fraca Equilíbrio ácido-base 64 Calcule a constante de hidrólise, a concentração de H+ e o pH de uma solução a 0,1 mol/L de cloreto de amônio (Kb= 1,71 x 10-5) Kh = 5,848 . 10-10 [H+] = 7,647 10-6 pH = 5,12 Tipo III Ácido forte + base fraca Equilíbrio ácido-base 65 BA + 2H2O → BOH + HA+ H+ + OH- A- + H2O → HA + OH- B+ + H2O → BOH + H+ H2O Precisamos analisar os valores Ka e Kb. Hidrólise Tipo IV Ácido fraco + base fraca Equilíbrio ácido-base 66 (i) Ka > Kb ( [H+] > [OH-]) → pH < 7 (ii)Ka < Kb ( [H+] < [OH-]) → pH > 7 (iii) Ka = Kb ( [H+] = [OH-]) → pH = 7 Tipo IV Ácido fraco + base fraca Equilíbrio ácido-base 67 B+ + A- 2H2O → BOH + HA HA → H+ + A- BOH → B+ + OH- H2O → H+ + OH- Kw = H+ x [OH−] Ka = H+ x [A−] [HA] Kb = B+ x [OH−] [BOH] Kh = BOH x[HA] B+ x[A−] Kh = Kw Ka Kb Kw = H+ x [OH−] Ka = H+ x[A−] [HA] Kb = OH− x[B+] [BOH] Tipo IV Ácido fraco + base fraca Equilíbrio ácido-base 68 H+ = Ka Cs H+ + Kb H+ Cs Kw+ Kb[H+] − Kw [H+] − 1 Resolução por métodos iterativos H+ = Kw x Ka Kb Inicialização Convergências: [H+]n – [H+]n+1 < ou = 0,0001 Tipo IV Ácido fraco + base fraca Equilíbrio ácido-base Solução Tampão Tampão → mistura de uma ácido fraco e sua base conjugada, ou uma base fraca com seu ácido conjugado. Exemplos: ácido acético / acetato de sódio Cloreto de amônio / amônia Soluções tampão → resistem a variações no pH decorrentes da diluição ou da adição de ácidos ou bases; Químicos empregam as soluções tampão para manter o pH de soluções sob níveis pré-determinados relativamente constantes Equilíbrio ácido-base 69 70 Considere uma solução formada pela mistura de um ácido fraco HA (de concentração Ca) e um sal solúvel deste ácido BA (de concentração Cs), teremos os seguintes equilíbrios em água: (I) HA → H+ + A- (1) (II) BA → B+ + A- (2) Ka = H+ x [A−] [HA] Cs= [A-] e Ca = [HA] H+ = Ka Ca Cs pH = pKa + log Cs Ca Equação de Henderson-Hasselbalch Solução Tampão Equilíbrio ácido-base 71 71 H2PO4 - H3PO4 HPO4 2- PO4 3- pKa1 = 2,148 pKa2 = 7,199 pKa3 = 12,350 pH = pKa + log Cs Ca Solução Tampão Se Cs= Ca: pH = pKa + log 1 → 𝐩𝐇 = 𝐩𝐊𝐚 Equilíbrio ácido-base 72 pKa1 = 1,910 pKa2 = 7,180 Diagrama de distribuição das espécies Equilíbrio ácido-base 73 Diagrama de distribuição das espécies pKa1 = 1,910 pKa2 = 7,180 Efeito tamponante 𝐇𝟐𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) ↔ 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪) + + 𝐇𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) − 𝐇𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) − + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) ↔ 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪) + + 𝐒𝐎𝟑(𝐚𝐪) 𝟐− Equilíbrio ácido-base 74 Cs= [B+] e Cb = [BOH] OH− = Kb Cb Cs pOH = pKb + log Cs Cb Considere uma solução formada pela mistura de um base fraca BOH (de concentração Cb) e um sal solúvel, ou seja seu ácido conjugado, desta base BA (de concentração Cs), teremos os seguintes equilíbrios em água: (I) BOH → B+ + OH-(1) (II) BA → B+ + A- (2) pH = 14 − pKb − log Cs Cb Kb = B+ x [OH−] [BOH] Solução Tampão Equilíbrio ácido-base 75 Capacidade tamponante (β): é uma medida de quanto uma solução tampão resiste a mudança de pH quando é adicionado ácido ou base forte. Matematicamente: pH não varia = solução tampão β = dCb dpH ou − dCa dpH Escolha do tampão adequado pH = pKa ± 1 (A) Cb adicionado em uma solução de HA (pKa=5) , em função do pH. (B) Derivada pH depende da força iônica e da temperatura → altera K Solução Tampão Equilíbrio ácido-base 76 Solução Tampão pH = pKa ± 1 Tampão Britton-Robinson Permite variar o pH numa faixa de 2 a 12 Consiste numa mistura de H3BO3, H3PO4 e CH3COOH todos a 0,04 molL-1, e o pH ajustado com HCl ou NaOH. Equilíbrio ácido-base 77 Solução Tampão Exemplo: Calcule a concentração de H+ e o pH de uma solução preparada com volumes iguais de ácido acético 0,1 mol/L e acetato de sódio 0,2 mol/L. (dados Ka = 1,75 x 10-5) pH = pKa + log Cs Ca Ka = H+ x [A−] [HA] Equilíbrio ácido-base 78 Solução Tampão Exemplo: Queremos preparar 100 mL de uma solução tampão com pH=10. Temos 50 mL de hidróxido de amônio a 0,4 mol/L. Qual quantidade de uma solução de 0,2 mol/L de cloreto de amônio devemos adicionar antes de aferir o volume final em 100 mL? (dado Kb = 1,71 x 10-5). pH = pKa + log Cs Ca Ka = H+ x [A−] [HA] Equilíbrio ácido-base 79 Solução Tampão Exemplo: Calcule o pH de uma solução preparada pela dissolução de 1,00g de hidrogenoftalato de potássio e 1,20g de ftalato dissódico em 50 mL de água. R e R’ = Na Dados: pKa = 5,408 MMC8H5O4K= 204,221 g mol-1 MMC8H4O4Na2= 210,094 g mol-1 Equilíbrio ácido-base 80 Solução Tampão Exemplo: Calcule o pH de uma solução preparada pela dissolução de 1,00g de hidrogenoftalato de potássio e 1,50g de ftalato dissódico em 50 mL de água. R e R’ = Na Dados: pKa = 5,408 MMC8H5O4K= 204,221 g mol-1 MMC8H4O4Na2= 210,094 g mol-1 Equilíbrio ácido-base 81 Solução Tampão Exemplo: Preparou-se 1L de solução tampão ao misturar volumes iguais de ácido acético 0,1 mol L-1 e acetato de sódio 0,2 molL-1. Calcule: (a) o pH desta solução, (b) o volume de NaOH a 1,0 mol L-1 necessário para quebrar a capacidade tamponante desta solução (dados Ka = 1,75 x 10-5). Equilíbrio ácido-base Ka do ácido acético (1,8 X 10-5) 82 Solução Tampão Exemplo 𝐇𝐀𝐜(𝐚𝐪) + 𝐍𝐚𝐀𝐜(𝐚𝐪) ↔ 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪) + + 𝐀𝐜(𝐚𝐪) − + 𝐍𝐚(𝐚𝐪) + + 𝐀𝐜(𝐚𝐪) − Dados Ka do ácido acético (1,8 X 10-5) pKb acetato = 9,25 Calcular o pH de uma solução de 100mL preparada com volumes iguais de ácido acético 0,01 mol/L e acetato de sódio 0,01 mol/L Quantos mL de uma solução de HCl 0,1 mol/L é necessário para quebrar o efeito tamponante desta solução tampão? Quantos mL de uma solução de NaOH 0,1 mol/L é necessário para quebrar o efeito tamponante desta solução tampão? Equilíbrio ácido-base Ka = [H₃O⁺][Ac⁻]/[HAc] ⟹ [H₃O⁺] = Ka [HAc]/[Ac⁻] pH = pKa + log[HAc]/[Ac⁻] pH = 4,74 [HCl] =0,1 mol/L V HCl = ? HCl vai consumir Ac⁻ e formar HAc A relação deles precisa ser maior que 10 {[HAc] + [HCl]}/[Ac⁻] - [HCl] ⩾ 10 max cap tampoante [HAc] = [Ac⁻] relacao entre os dois n HAc + n HCl ⩾ 10 ⟹ 0,005 mol/L . 0,1 L + 0,1 mol/L . V HCl ⩾ 10 n Ac⁻ - n HCl 0,005 mol/L.0,1 L - 0,1 mol/L.V HCl 5.10⁻³ + 0,1 V ⩾ 10 ⟹ 5.10⁻⁴ - V ⩽ 5.10⁻⁴ + 0,1 V 5.10⁻⁴ - 0,1 V 5.10⁻³ - 5.10⁻⁴ < 1,1V ⟹ V >4,09.10⁻³ L Se for menos que um volume, o pH vai mudar 83 Aula 08: Introdução as Titulações Equilíbrio Químico 84 Equilíbrio de solubilidade: Aplicações Titulação 85 Titulação Titulação Gravimétrica Volumétrica Envolve medida de volume de uma solução de concentração conhecida necessária para reagir completamente com o analito Difere da volumétrica por envolver a medida da massa de um reagente. Titulação: Técnica utilizada para determinar a quantidade de uma determinada espécie química em uma amostra. O processo é realizado por meio da adição gradual (e lenta) de um reagente à amostra, o qual deve reagir completamente com o analito. 86 Titulação: Análise volumétrica Análise volumétrica: refere-se a todo procedimento no qual o volume de um reagente necessário para reagir com o analito (um constituinte em análise) é medido. Ácido-base (neutralização) Precipitação Complexação Oxidação- redução Titulação volumétrica Determinação do PE na titulação Titulação Coulométrica (V e I cte) Mede quantidade de eletricidade (redox) Titulação Potenciométrica (V varia) Titulação Amperométrica (I varia) Titulação Espectrofotométrica Titulação volumétrica acompanhada por indicador colorimétrico 87 Titulação: Conceitos fundamentais Ponto Estequiométrico ou de Equivalência Ponto da titulação quando a quantidade de reagente padrão adicionado (titulante) é equivalente estequiometricamente à quantidade de analito. (Igualdade molar entre reagente e amostra levando em consideração a estequiometria) Ponto Final Ponto da titulação em que se torna perceptível uma alteração de uma propriedade física (p. ex. indicadores) associada à condição de equivalência estequiométrica da reação química desenvolvida. Erro de titulação: Devido a inadequação da mudança física e da nossa habilidade de observá-la. Erro de titulação = (VPF – VPE) 88 Titulação: Conceitos fundamentais Solução padrão: Reagente de concentração conhecida (titulante) usado para se fazer uma análise volumétrica; As soluções podem ser padrões primários ou soluções padronizadas. Condições ideais de uma solução padrão: → Ser suficientemente estável; → Reagir rapidamente com o analito; → Reagir completamente com o analito; → Reagir seletivamente com o analito. 89 Titulação: Conceitos fundamentais Solução padronizada: Uma solução de um reagente que teve sua concentração determinada através de uma solução de padrão primário (normalmente por titulação) ou por meio de outra técnica analítica. Padrão primário: Fácil de obter (baixo custo e boa disponibilidade), purificar, secar e preservar em estado puro; → Não ser alterada no ar atmosférico (não higroscópica, oxidável ao ar ou sensível a CO2); → Níveis muito baixos de impurezas (elevada pureza); → Massa molar elevada, para que erros na determinação da massa sejam desprezíveis; → Solúvel nas condições de trabalho; → Reação rápida com o analito e seguir uma estequiometria definida. 90 Titulação: Conceitos fundamentais Titulação direta: Exemplo: ácido-base 91 Titulação: Conceitos fundamentais Titulação indireta (retrotitulação): 2 HCl (aq) + Mg(OH)2(aq) ↔ MgCl2(aq) + HCl (excesso) + 2 H2O(aq) Insolúvel Solúvel Amostra + excesso de HCl padronizado KPS= 3,4x10-11 KPS= 201,3 Titulação de Neutralização Crystal violet Cresol red Thymol blue Erythrosin B 2,4-Dinitrophenol Bromphenol blue Methyl orange Bromcresol green Methyl red Eriochrome* Black T Bromcresol purple Alizarin Bromthymol blue Phenol red m-Nitrophenol o-Cresolphthalein Phenolphthalein Thymolphthalein Alizarin yellow R * Trademark Ciba-Geigy mamostra = 4,0462 g V HCl = 50 ml HCl 0,48 mol/L V NaOH = 19,4 ml NaOH 0,2751 mol/L MM = 58,33 g/1mol 2 HCl + Mg(OH)₂ ≡ MgCl₂ + 2 H₂O HClexc + NaOH ≡ NaCl + H₂O n HCl = n HClreg. + n HCLexc ⬑ 2 n Mg(OH)₂ ⬑ n NaOH 0,05 L . 0,48 mol/L = 2n + 0,2751 mol/L . 0,0194 L 0,024 mol = 0,00534 mol . 2n 2n Mg(OH)₂ = 0,02386 mol ⟹ n Mg(OH)₂ = 9,33.10⁻³ mol 58,33 g/1mol . 9,33.10⁻³ mol = 0,544 g de Mg(OH)₂ % (m/m) = 0,544 g de Mg(OH)₂ / 4,0462 g de amostra . 100 = 13,44 % Curva com segmentos lineares: as medidas são feitas nos dois lados, mas distante do ponto de equivalência. As medidas perto do ponto de equivalência são evitadas. Curva sigmoide: observações importantes são confinadas a uma pequena região (tipicamente de 0,1 a 0,5 mL) ao redor do ponto de equivalência. Vantagens: velocidade e conveniência Vantagens: reações que se completam apenas na presença de considerável excesso de reagente ou analito. (pequenas variações) Titulação: Tipos de Curvas 93 94 Aula 08: Titulação de Neutralização Equilíbrio Químico Viragem dos indicadores Violeta de metila pH = 0 pH = 4 Vermelho de metila pH = 2 pH = 4 Azul de bromotimol pH = 7 pH = 4 Azul de timol pH = 10 pH = 4 Vermelho de clorofenol pH = 10 pH = 4 Vermelho de fenol pH = 10 pH = 4 Vermelho do Congo pH = 2 pH = 4 Púrpura de bromocresol pH = 7 pH = 4 Vermelho neutro pH = 10 pH = 4 Azul de timol pH = 10 pH = 4 Fenolftaleína pH = 7 pH = 4 Tornassol pH = 10 pH = 4 Professor! Virou??? pH 5 pH 7 pH 9 Azul de bromotimol pH 7 pH 9 pH 11 Fenolftaleína Bromthymol blue Phenol red m-Nitrophenol o-Cresolphthalein Phenolphthalein Thymolphthalein Alizarin yellow R QUÍMICOS... ... titulando e passando do ponto desde 1917. 97 Indicadores ácido base Ácidos/bases fracas orgânicas. HIn + H2O = H3O+ + In- cor ácida cor básica In + H2O = InH+ + OH- cor básica cor ácida Se [HIn]/[In-]  10/1 → indicador exibe sua cor ácida Se [HIn]/[In-]  1/10 → indicador exibe sua cor básica Kb = [InH+][OH−] [In] [H3O+]=Ka [HIn] [In−] Ka= [H3O+][In−] [HIn] pKa ± 1 cor ácida [H3O+] = 10 Ka cor básica [H3O+] = Ka/10 Volumetria de Neutralização Qual indicador ácido base usar? 98 Volumetria de Neutralização Fenolftaleína Espécie | Estrutura | Modelo | pH | Condições | Cor | Imagem H3In+ | <imagem> | <imagem> | <0 | fortemente ácida | laranja | <imagem> H2In | <imagem> | <imagem> | 0–8.2 | ácida ou próximo do neutro | incolor | In2- | <imagem> | <imagem> | 8.2–12.0 | básica | rosa a magenta | <imagem> In(OH)3- | <imagem> | <imagem> | >12.0 | fortemente básica | incolor | 0,01 molL-1 HCL 0,01 molL-1 NaOH 0,0001 molL-1 HCL 0,0001 molL-1 NaOH 102 Efeito da concentração 0,1 molL-1 HCL 0,1 molL-1 NaOH Fenolftaleina Azul de bromotimol Verde de bromocresol Volumetria de Neutralização 103 Exemplo HCl(aq) + NaOH(aq) ↔ H(aq) + + OH(aq) − + NaCl(aq) Ácido forte e base forte [HCl] = 0,01 mol L-1 [NaOH] = 0,01 mol L-1 10 mL HCl NaOH Quando adiciona 0 mL de NaOH pH ? Quando adiciona 10 mL de NaOH Quando adiciona 5 mL de NaOH Quando adiciona 15 mL de NaOH Vinicial= 50 mL Volumetria de Neutralização Ponto de equivalência n HCl = n NaOH -> C HCl · V HCl = C NaOH · V NaOH 0,02 · 50ml = 0,02 mol/L · V -> V = 50 ml No início: [HCl] = 0,02 mol/L · 50ml = C HCl 50ml c HCl = 2·10-3 mol/L -> pH = 2,7 Ao adicionar 5ml de NaOH n HCl = 0,03 mol/L · 0,01 L = 10-4 mol n NaOH = 0,03 mol/L · 0,005 L = 5·10-5 mol n HCl = ni - na = 10·10-5 - 5·10-5 = 5·10-5 moles [=D Cl-] = m = 5·10-5 moles = 2,02·10-3 mol/L -> pH = 3,04 50 + 5 ml Ao adicionar 15ml de NaOH n NaOH = 0,03 mol/L · 0,025 L = 1,5·10-4 mol n NaOH exc = ni + na = 1,5·10-4 - 10-4 = 5·10-5 mol [NaOH] = 5·10-5 mol = 7,69·10-4 mol/L -> pOH - 3,113 0,065 L pH = 10,89 <pH chart image> 104 Exemplo Ácido fraco e base forte CH3COOH(aq) + NaOH(aq) ↔ CH3COONa(aq) + H2O 10 mL AcOH 0,01 molL-1 NaOH 0,01 molL-1 Vinicial= 50 mL Ka= [H3O+][Ac−] [HAc] H3O+ = [Ac−] 𝐇𝟑𝐎+ = 𝐊𝐚 [𝐇𝐀𝐜] Ka AcOH = 1,8 10-5 pH ? Quando adiciona 0 mL de NaOH Quando adiciona 10 mL de NaOH Quando adiciona 5 mL de NaOH Quando adiciona 15 mL de NaOH [H3O+]=Ka CHA CNaA Tampão 𝐎𝐇− = 𝐊𝐛 [𝐀𝐜−] Kb= [HAc][OH−] [Ac−] pKb = 9,25 Volumetria de Neutralização pH = 3,72 pH = 4,74 pH = 7,00 pH = 10,89 Ponto de eq: HAc + NaOH <=> NaAc + H2O NáOH = 0,02 mol/l HAC = 0,02 mol/l 50ml V i = 50ml pKb = 9,25 K a HAC = 1,8·10-5 No eq: na - nb = 0,03·10 = 0,03 · Vb Vb = 50ml = pH = 7 Início Excesso de ácido -> pH < 7 HAc <=> H+ + A- HAc diluido em 50 ml -> nc = 10-2·0,03 0,03·10-2·50·c c=2,0·10-3 Ka = [H+][A-] = x^2 [HAc ] = 2,10-3 - 1,8·10-5 x = √ 1,8·10-5·2,10^-3 = 1,90·10-4 = [H+] pH = 3,72 Antes do P.E: Mais ácido: [HAC = m i - neons VT 10-2(. 50-2 mol/L - 5-10-3 . L 10-2 mol/L = 9,09 10-4 mol/L Ka = [H+][A-] -> x^2 [HAc = 1 8 .10*-5 9,09·10-4 mol/L [H+] = 1,28 . 10^-4 Depois do P.E. exc. de base [OH-] = (n(NaOH) - n(HAc)) / VT = (35 . 10^-3 L . 10^-2 mol/L - 10^-4 mol) / (50 + 15) . 10^-3 L = 7,69 . 10^-4 pOH = 3,11 pH = 10,89 Base fraca [NH4OH]exc = 7,69 . 10^-4 Kb = [OH-][NH4+] / [NH4OH]exc = x^2 / 7,69 . 10^-4 = 1,8 . 10^-5 [OH-] = 1,18 . 10^-4 pOH = 3,93 pH = 10,07 105 Exemplo Ácido forte e base fraca HCl(aq) + NH4OH(aq) ↔ NH4Cl(aq) + H2O 10 mL HCl NH4OH Vinicial= 50 mL Kb NH4OH = 1,8 10-5 pH ? Quando adiciona 0 mL de NH4OH Quando adiciona 10 mL de NH4OH Quando adiciona 5 mL de NH4OH Quando adiciona 15 mL de NH4OH [HCl] = 0,01 mol L-1 [NH4OH] = 0,01 mol L-1 Volumetria de Neutralização pH = 2,70 pH = 3,08 pH = 7,00 pH = 9,55 106 Efeito da concentração pH V (ml) NaOH Ácidos fracos (HA) x Ácidos fortes Volumetria de Neutralização 107 Efeito do Ka Volumetria de Neutralização 108 Aula 09: Titulação de ácido poliprótico Equilíbrio Químico 109 Titulação de ácido poliprótico Volumetria de Neutralização Fazer os cálculos em cada ponto! Apresentar o Curti plot Qual indicador ácido base usar? 110 Foram realizadas duas titulações com uma solução de 0,01 mol L-1 de NaOH. O volume requerido para alcançar o ponto final da titulação, após o PE B, foi de 10 mL e após o PE D foi de 20 mL. Calcule a concentração de uma solução de 10 mL desse ácido em cada uma das titulações. Volumetria de Neutralização [NaOH] = 0,01 mol/L 1º pto: n H3PO4 = n NaOH [H3PO4] . 10 mL = 0,01 mol/L . 10 mL [H3PO4] = 0,01 mol/L 2º pto: n NaOH = 2 . n H3PO4 = 0,01 . 20 = 2 . 10 [H3PO4] [H3PO4] = 0,03 mol/L nao muda O HCl não é um padrão primário mas pode ser usado para padronizar uma solução de NaOH caso seja previamente padronizado com Borax. Existe diversas formas de padronizar o NaOH: Rota 1: Padronizar o HCl usando Borax (tetraborato de sódio), e em seguida usar o HCl para padronizar o NaOH. Rota 2: Padronizar diretamente o NaOH usando Biftalato de potássio. 111 Borax: MM= 381,37 g/mol (decahidratado) Biftalato: MM= 204,22 g/mol MMHCl = 36,46 g/mol MMNaOH = 39,997 g/mol Volumetria de Neutralização: EXERCÍCIOS 112 1) Descreva o procedimento para preparar uma solução de 0,01 molL-1 de HCl, NaOH, Bórax e de Biftalato de potássio. A solução usada de HCl é líquida e possui 37% de HCl. A massa específica dessa solução é 1,18 g/cm3. 2) Descreva todo o procedimento de titulação em cada uma das rotas. E trace a curva de titulação esperada para cada uma das titulações. Obs.: Considere que na rota 1 o HCl está na bureta ao titular o Bórax e o NaOH está na bureta ao titular o HCl. E na rota 2 o NaOH está na bureta. 4) Escreva todas as equações de equilíbrio para ambas as rotas. 3) Cite ao menos dois indicadores que poderiam ser usado nessas titulações. Explique! Volumetria de Neutralização: EXERCÍCIOS 113 5) Calcule o volume gasto de Bórax na titulação de 20mL de HCl supondo que a concentração verdadeira de HCl é de 0,012 molL-1. 6) Calcule o volume gasto de Biftalato supondo que a concentração verdadeira de NaOH é de 0,009 molL-1 e que 20 mL desta solução foi usada. 7) Considere que na rota 1 foi gasto 4,8 mL de HCl para titular 0,4g de Bórax, qual a concentração verdadeira da solução de HCl? 8) Considere que na rota 2 foi gasto 11,5 mL de NaOH para titular 0,4g de Biftalato, qual a concentração verdadeira da solução de NaOH? Volumetria de Neutralização: EXERCÍCIOS