Curva de titulaçao

TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE POR UMA BASE FORTE Nesta situação têm-se as melhores condições de titulação pois todo o ácido é neutralizado em pH 7, portanto, basta escolher um indicador cujo intervalo de pH para a completa viragem de cor seja o mais próximo (e estreito) possível ao redor de 7.
Para exemplo, será considerada a alcalimetria de uma solução de ácido clorídrico por uma solução de hidróxido de sódio.
Situação 1, antes da adição de base: Antes do início da adição da base, temos apenas ácido ionizado e água (muito fracamente ionizada) no erlenmeyer: Os seguintes equilíbrios existem: equilíbrios | Constantes | HCl H+ + Cl-
H2O H+ + OH- | Ka >> 1
Kw = 1,00.10-14 | A concentração analítica, será a quantidade total de ácido ionizada:
CHCl = [HCl]
Realizando o balanço de massa em relação ao íon H+ de modo a termos uma análise mais segura: [H+] = [H+]HCl + [OH-]H2O
[OH-]H2O representa a quantidade de hidrogênio liberado pela ionização da água (lembre da equação de equilíbrio, onde está explícita a relação 1:1 entre íons [H+] e [OH-]). Mas, como a constante de ionização do ácido é muito maior que a constante da água (Kw), estes íons [H+] vindos da água serão desconsiderados.
[H+] = CHCl pH = -log [H+], que permite calcular o pH inicial da solução a ser titulada.
Situação 2, entre o início da titulação e o ponto de equivalência: como o efeito de hidrólise é despresível para os ânions e cátions envolvidos neste sistema titulométrico, o cálculo do pH é feito simplesmente pela equação: [H+] = Ca-Cb Vt
[H+] = Va.Na - Vb.Nb Eq.1 Va+Vb pH = - log [H+] outro modo de calcular o [H+] = Volume do ácido não neutralisado x Na Eq.2 Vt onde; C=concentração; N=concentração em normalidade; a=ácido; b=base; V=volume o Volume do ácido não neutralisado da Eq.2 será o volume total