Explique a diferença entre a curva de titulação de um ácido forte com uma base forte e a curva de titulação de um ácido fraco com uma base forte.
Passo 1
Beleza, a gente tem aqui um exercício sobre curvas de titulação: comparar o que rola quando titulamos um ácido forte com base forte e quando titulamos um ácido fraco com base forte. O assunto é Química Analítica (titulometria ácido-base) e vamos precisar entender conceitos de pH, força de ácido (Ka), ponto de equivalência e como calcular pH em diferentes etapas da titulação usando as fórmulas certas, tipo pH = –log [H⁺] ou a equação de Henderson–Hasselbalch.
Passo 2
Primeiro, lembra que a curva de titulação é só um gráfico de pH versus volume de base adicionado. No caso do ácido forte (p. ex. HCl), ele se dissocia completamente em H⁺ e Cl⁻. Então, no início da titulação, antes de começar a adicionar NaOH, o pH é bem baixo e a gente calcula direto:
pH = –log [H⁺]
Se você tinha, digamos, 0,1 mol/L de HCl, [H⁺]=0,1, então pH=1.
pH = –log [H⁺]
Se você tinha, digamos, 0,1 mol/L de HCl, [H⁺]=0,1, então pH=1.
Passo 3
Conforme vamos pingando a base forte, cada mol de OH⁻ neutraliza um mol de H⁺, diminuindo proporcionalmente [H⁺] na solução. A curva cai suavemente até chegar no ponto de equivalência, onde todo H⁺ foi consumido. Para ácido forte+base forte, esse ponto fica sempre em pH 7, porque o sal formado (NaCl) não interfere no pH: ele é neutro.
Passo 4
Depois do ponto de equivalência, sobra OH⁻ em excesso. Aí o pH dispara para valores >7 e você calcula por
pOH = –log [OH⁻] e pH = 14 – pOH
levando em conta o excesso de base sobre o volume total.
pOH = –log [OH⁻] e pH = 14 – pOH
levando em conta o excesso de base sobre o volume total.
Passo 5
Agora, no ácido fraco (p. ex. CH₃COOH), a história muda desde o começo. Antes de adicionar base, ele não se dissocia totalmente, então usamos a constante de acidez Ka para achar [H⁺]:
Ka = \frac{[H⁺][A⁻]}{[HA]}
e às vezes aplicamos a aproximação x²/(C–x)=Ka para achar x=[H⁺]. Isso gera um pH inicial mais “alto” (entre 2 e 3, dependendo de Ka e concentração).
Ka = \frac{[H⁺][A⁻]}{[HA]}
e às vezes aplicamos a aproximação x²/(C–x)=Ka para achar x=[H⁺]. Isso gera um pH inicial mais “alto” (entre 2 e 3, dependendo de Ka e concentração).
Passo 6
Enquanto você vai adicionando OH⁻, forma-se o par HA/A⁻, que é um sistema buffer. Nessa região de tampão, a gente usa a equação de Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + \log\frac{[A⁻]}{[HA]}
e o gráfico quase “bombeia” devagar, criando uma zona bem achatada (capaz de resistir a variações de pH).
pH = pKa + \log\frac{[A⁻]}{[HA]}
e o gráfico quase “bombeia” devagar, criando uma zona bem achatada (capaz de resistir a variações de pH).
Passo 7
No ponto de equivalência do ácido fraco com base forte, todo o HA virou A⁻. Como A⁻ é uma base conjugada, ele vai reagir com água:
A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻
e isso deixa o pH básico (>7). Para estimar, usamos a constante Kb = Kw/Ka e calculamos [OH⁻], depois pOH e pH.
A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻
e isso deixa o pH básico (>7). Para estimar, usamos a constante Kb = Kw/Ka e calculamos [OH⁻], depois pOH e pH.
Passo 8
Depois da equivalência, assim como no caso do ácido forte, o excesso de OH⁻ faz o pH subir rapidamente, e a curva converge pro pH da base forte adicionada em excesso.
Resposta
– Ácido forte + base forte: curva começa com pH muito baixo (ácido totalmente dissociado), ponto de equivalência em pH 7, sobe rápido após ele.
– Ácido fraco + base forte: curva começa num pH menos ácido (dissociação parcial), tem região de tampão com plateau (usando Henderson–Hasselbalch), ponto de equivalência em pH >7 (devido à base conjugada) e sobe depois.
– Ácido fraco + base forte: curva começa num pH menos ácido (dissociação parcial), tem região de tampão com plateau (usando Henderson–Hasselbalch), ponto de equivalência em pH >7 (devido à base conjugada) e sobe depois.