Curva de titulação - Titration curve

Uma curva de titulação típica de um ácido diprótico, ácido oxálico , titulado com uma base forte, hidróxido de sódio . Ambos os pontos de equivalência são visíveis.

As titulações são frequentemente registradas em gráficos chamados curvas de titulação , que geralmente contêm o volume do titulante como a variável independente e o pH da solução como a variável dependente (porque ele muda dependendo da composição das duas soluções).

O ponto de equivalência no gráfico é onde toda a solução inicial (geralmente um ácido ) foi neutralizada pelo titulante (geralmente uma base ). Pode ser calculado com precisão encontrando a segunda derivada da curva de titulação e computando os pontos de inflexão (onde o gráfico muda de concavidade ); entretanto, na maioria dos casos, uma simples inspeção visual da curva será suficiente. Na curva dada à direita, ambos os pontos de equivalência são visíveis, após aproximadamente 15 e 30 mL da solução de NaOH terem sido titulados na solução de ácido oxálico . Para calcular a constante de dissociação de ácido (pK _a ), deve-se encontrar o volume no ponto de meia-equivalência, ou seja, onde metade da quantidade de titulante foi adicionada para formar o próximo composto (aqui, oxalato de hidrogênio de sódio, depois oxalato de dissódio ) . No meio do caminho entre cada ponto de equivalência, em 7,5 mL e 22,5 mL, o pH observado foi cerca de 1,5 e 4, dando o pK _a .

Em ácidos monopróticos fracos , o ponto intermediário entre o início da curva (antes de qualquer titulante ser adicionado) e o ponto de equivalência é significativo: nesse ponto, as concentrações das duas espécies (o ácido e a base conjugada) são iguais. Portanto, a equação de Henderson-Hasselbalch pode ser resolvida desta maneira:

${\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm {a}} + \ log \ left ({\ frac {[{\ mbox {base}}]} {[{\ mbox {acid} }]}}\direito)}$

${\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm {a}} + \ log (1) \,}$

${\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm {a}} \,}$

Portanto, pode-se facilmente encontrar o pK _a do ácido monoprótico fraco encontrando o pH do ponto a meio caminho entre o início da curva e o ponto de equivalência, e resolvendo a equação simplificada. No caso da curva de amostra, o K _a seria de aproximadamente 1,78 × 10 ⁻⁵ da inspeção visual (o K _a2 real é 1,7 × 10 ⁻⁵ )

Para ácidos polipróticos , calcular as constantes de dissociação de ácido é apenas marginalmente mais difícil: a primeira constante de dissociação de ácido pode ser calculada da mesma maneira que seria calculada em um ácido monoprótico. A segunda constante de dissociação de ácido, no entanto, é o ponto intermediário entre o primeiro ponto de equivalência e o segundo ponto de equivalência (e assim por diante para ácidos que liberam mais de dois prótons, como o ácido fosfórico ).

Referências