Exercícios Resolvidos de Química 11º Ano: Titulações, Kb, Ka e pH

Titulação de NaOH com HCl

Quando realizamos uma titulação, podemos descobrir a concentração exata de uma solução desconhecida. Vamos analisar este processo passo a passo.

Na reação NaOH + HCl → H₂O + Na⁺ + Cl⁻, calculamos primeiro a quantidade química de HCl usando a fórmula n = C × V. Com C = 0,45 mol/dm³ e V = 15,70 ml, obtemos n = 7,065 × 10⁻³ mol. A quantidade de NaOH é igual à de HCl devido às proporções da reação (estequiometria 1:1).

Para calcular a concentração de NaOH, utilizamos a equação C = n/V, resultando em 0,471 mol/dm³. No ponto de equivalência, o pH é neutro $pH = 7$ porque formou-se um sal neutro que não reage com a água.

💡 Dica: Numa titulação, quando adicionamos reagente em excesso, a solução muda de caráter! Se adicionarmos mais ácido após o ponto de equivalência, a solução ficará ácida, como ocorre quando gastamos 15,95 ml de HCl.

Titulação de NH₃ com HCl

A titulação do amoníaco com ácido clorídrico mostra um comportamento interessante. A reação NH₃ + HCl → NH₄⁺ + Cl⁻ permite-nos determinar a concentração da base.

Primeiro, calculamos a quantidade de HCl: n = 0,25 mol/dm³ × 13,25 × 10⁻³ dm³ = 3,3125 × 10⁻³ mol. Pela estequiometria, a quantidade de NH₃ é igual à de HCl. Com o volume de NH₃ de 20,00 ml, determinamos sua concentração: C = 0,17 mol/dm³.

O pH desta titulação não é neutro! Isso acontece porque o NH₄⁺ formado é um ácido conjugado de uma base fraca. Ele cede prótons à água, produzindo H₃O⁺, resultando em uma solução ácida com pH = 5.

🔍 Importante: Diferente das titulações de ácidos e bases fortes que resultam em pH = 7, quando titulamos uma base fraca com ácido forte, o sal formado torna a solução ácida!

Para soluções com excesso de reagente, como no exemplo com HCl + NaOH, calculamos a quantidade em excesso (1,5 × 10⁻³ mol) e depois sua concentração para determinar o pH final.

Cálculos de pH e Concentrações

Nos problemas de concentração, podemos calcular quantidades desconhecidas como a massa molar de um ácido. Quando 3,28 × 10⁻³ mol de NaOH neutralizam 0,328 g de um ácido, determinamos que sua massa molar é 100 g/mol.

Para soluções de equilíbrio como NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻, calculamos a concentração não ionizada subtraindo a concentração dos íons OH⁻ (determinada pelo pH) da concentração total após a diluição. Neste caso, [NH₃]não ionizada = 0,025 mol/dm³.

No caso do ácido nitroso (HNO₂), usamos a constante de acidez (Ka) e a concentração de H₃O⁺ (obtida pelo pH) para calcular a concentração inicial: [HNO₂]inicial = 0,01 mol/dm³.

🧪 Lembre-se: Para sais como o acetato de sódio, o pH depende da hidrólise do ânion. O CH₃COO⁻ reage com a água formando OH⁻, resultando numa solução básica com pH = 9,42.

Estes cálculos são fundamentais para prever o comportamento de soluções ácido-base e são frequentemente cobrados em exames. Dominar estas técnicas permitirá que resolva facilmente problemas de equilíbrio e titulação.