Titulações ácido-base: Titulante, titulado, ponto de equivalência e ponto final

Explicação

A titulação é um procedimento experimental com o objetivo de determinar a concentração de uma solução ácida ou básica, neutralizando-a com uma outra solução de concentração conhecida.

Reação de neutralização

Uma reação de neutralização é a reação entre um ácido e uma base, originando um sal e água. Nesta reação, o ácido neutraliza a base, ou a base neutraliza o ácido. Uma reação de neutralização é sempre uma reação completa.

$AH\ (aq)\ +\ BOH\ (aq)\ \longrightarrow\ AB\ (aq) +\ H_2O\ (aq)$

A reação de neutralização pode ser interpretada como a reação inversa à de autoionização da água, ocorrendo a reação entre o ião $H_3O^+$ e o ião $OH^-$ . Considerando esta neutralização, a constante de equilíbrio da reação é dado por:

$K_c\ =\ \dfrac{1}{K_w}\ \Longrightarrow\ K_c\ =\ \dfrac{1}{10^{-14}}\ =\ 10^{14}\ (25ºC)$

Intervenientes de uma titulação

Numa titulação intervêm dois agentes principais, o titulado e o titulante.

Titulado	Solução de concentração desconhecida (a determinar na titulação)
Titulante	Solução de concentração conhecida (usada para determinar a concentração do titulado)

Determinação da concentração de titulado

Numa titulação adiciona-se titulante ao titulado até ocorrer a neutralização de todo o titulado, ou seja, até que não haja excesso de ácido ou base. A este momento de neutralização dá-se o nome de ponto de equivalência. Logo, neste instante:

$n_{OH^-}=n_{H_3O^+}$

No ponto de equivalência a razão entre a quantidade de ácido e base pode ser escrita da seguinte de forma a permitir calcular a concentração do titulado

Quando ocorre a neutralização de ácidos e bases monopróticos, pode escrever-se a seguinte igualdade:

$\begin{aligned}n_{H_3O^+}\ &=\ n_{OH^-}\ \Leftrightarrow\\\Leftrightarrow\ c_{ácido}\ \times\ V_{ácido}\ &=\ c_{base}\ \times\ V_{base} \end{aligned}$

Com base nesta igualdade é, depois, possível calcular a concentração de titulado.

No caso de ácidos e bases polipróticos, deverás aplicar a estequeometria da reação para chegar ao valor da concentração.

Repara que a igualdade só é válida apenas para o ponto de equivalência da titulação. Após este ponto existe excesso de titulante. O ponto de equivalência é difícil de detetar na prática, observando-se mais facilmente o ponto final.

Ponto de equivalência (3)	Instante em que ocorre a reação completa entre o titulante e o titulado.	$n_{H_3O^+}\ =\ n_{OH^-}$
Ponto final (4)	Instante em que é possível detetar o final da reação, que ocorre após o ponto de equivalência	$n_{H_3O^+}\ \ne\ n_{OH^-}$

Física e Química A; Reações em sistemas aquosos; 11º Ano; Titulações ácido-base: Titulante, titulado, ponto de equivalência e ponto final

Numa reação de neutralização, o $pH$ no ponto de equivalência não é sempre neutro, podendo variar com a força dos ácidos e bases envolvidos.

Força do ácido e base		$\boldsymbol{pH}$
Ácido	Base	$\boldsymbol{pH}$
Forte	Forte	$7$
Forte	Fraca	$< 7$
Fraco	Forte	$> 7$
Fraco	Fraca	$< 7\ ,\ K_a>K_b\\= 7\ ,\ K_a=K_b\\> 7\ ,\ K_a<K_b$

Exemplo

Considera a titulação de $20\ cm^3$  uma solução aquosa de hidróxido de sódio, $NaOH$ , usando como titulante o ácido clorídrico com uma concentração de $0{,}10\ mol\ dm^{-3}$ . Foram usados $10\ cm^3$ de titulante para atingir o ponto de equivalência.

Para calcular a concentração de hidróxido de sódio é útil escrever a equação da reação:

$NaOH\ (aq)\ +\ HCl\ (aq)\ \longrightarrow\ NaCl\ (aq)\ +\ H_2O\ (l)$

Assim, verifica-se uma estequiometria $1:1$ , podendo escrever-se a seguinte expressão:

$\begin{aligned} c_{titulado}\ \times\ V_{titulado}\ &=\ c_{titulante}\ \times\ V_{titulante}\ \Leftrightarrow\\ c_{NaOH}\ \times\ V_{NaOH}\ &=\ c_{HCl}\ \times\ V_{HCl}\ \Leftrightarrow\\c_{NaOH}\ &=\ \dfrac{ c_{HCl}\ \times\ V_{HCl}}{V_{NaOH}}\end{aligned}$

Assim, basta substituir na expressão os valores obtidos na titulação de modo a calcular a concentração do titulado:

$c_{NaOH}\ =\ \dfrac{ c_{HCl}\ \times\ V_{HCl}}{V_{NaOH}}\ =\ \dfrac{0{,}1\ mol\ dm^{-3}\ \times\ 10\ cm^3}{20\ cm^3}\ =\ 5{,}0\times10^{-2}\ mol\ dm^{-3}$

Indicadores ácido-base

Os indicadores ácido-base têm uma coloração dependente do $pH$ do meio, podendo ser usados para detetar o ponto final de uma titulação através da análise da sua alteração brusca de cor.

Os indicadores são geralmente ácidos ou bases fracas, estando associadas a um par conjugado ácido base, $HInd/Ind^-$ , sendo $HInd$ o ácido, e $Ind^-$ a base conjugada, tendo estes cores diferentes. Pode representar-se a ionização genérica de um indicador por:

$HInd\ (aq)\ +\ H_2O\ (l)\ \Leftrightarrow\ Ind^-\ (aq)\ +\ H_3O^+\ (aq)$

Pelo princípio de Le Châtelier, se o indicador for adicionado a um meio básico, os iões $H_3O^+$ formados na ionização vão reagir com os iões $OH^-$ em solução, levando à diminuição da concentração dos iões $H_3O^+$ , promovendo a conversão de $HInd$ a $Ind^-$ , com uma coloração diferente.

Para escolher um indicador para uma titulação é necessário ter em conta a zona de viragem, a zona em que as duas cores do indicador existem em simultâneo, sendo que o ponto de equivalência tem de estar compreendido no intervalo de viragem do indicador.

Um indicador deve ser escolhido com base nas propriedades:

A zona de viragem tem de conter o ponto de equivalência;
A zona de viragem tem de ser o mais estreita possível - mudança rápida de cor;
A mudança de cor tem de ser facilmente detetável;
O indicador não deve reagir com nenhum dos analitos.