Equilíbrio químico + titulação

As titulações de neutralização são amplamente utilizadas para se determinar a concentração de analitos constituídos de ácidos ou bases. Considere que uma solução aquosa de ácido fórmico (HCOOH, Ka = 1,8 x 10-4) foi titulada com solução aquosa de NaOH na presença do indicador azul de timol para determinação de sua concentração. Para titular 30,0 mL da solução do ácido foram consumidos 27,0 mL de solução de base 0,10 mol L-¹. A concentração molar da solução de HCOOH e o pH do final da titulação de neutralização são, respectivamente, 
(A) 0,05 mol L-¹ e 7,0. 
(B) 0,05 mol L-¹ e 8,2.  
(C) 0,09 mol L-¹ e 5,8. 
(D) 0,09 mol L-¹ e 7,0. 
(E) 0,09 mol L-¹ e 8,2.

Gabarito:

guuigo escreveu:As titulações de neutralização são amplamente utilizadas para se determinar a concentração de analitos constituídos de ácidos ou bases. Considere que uma solução aquosa de ácido fórmico (HCOOH, Ka = 1,8 x 10-4) foi titulada com solução aquosa de NaOH na presença do indicador azul de timol para determinação de sua concentração. Para titular 30,0 mL da solução do ácido foram consumidos 27,0 mL de solução de base 0,10 mol L-¹. A concentração molar da solução de HCOOH e o pH do final da titulação de neutralização são, respectivamente, 
(A) 0,05 mol L-¹ e 7,0. 
(B) 0,05 mol L-¹ e 8,2.  
(C) 0,09 mol L-¹ e 5,8. 
(D) 0,09 mol L-¹ e 7,0. 
(E) 0,09 mol L-¹ e 8,2.

Gabarito:

Reação Titulométrica:  HCOOH + NaOH → HCOO^-Na⁺ + H₂O

Proporção entre ácido e base → 1:1
Base consumida → 0,1mol/L . 0,027L = 0,0027mol de NaOH

Portanto, 0,0027mol de ácido fórmico também foram consumidos.
0,0027mol/0,03L = 0,09mol/L

Para calcular o pH resultante, considerando que todo o íon formiato foram oriundos da completa neutralização ácido-base:

             HCOO^- + H2O ⇔ HCOOH + OH^-
Início:     0,09         -           0           0
Reação:  0,09-x       -         +x         +x
Equilíb.:   0,09-x                  x           x

Como ''x'' é muito pequeno, visto o baixo grau de dissociação do íon respectivo do ácido fraco, consideramos a concentração inicial de íon formiato igual a concentração deste no equilíbrio.

Kb = [OH^-] . [HCOOH] / [HCOO^-]

Como ele nos deu Ka e precisamos de  Kb, sabe-se pela relação fundamental que:

[Ka] . [Kb] = [Kw]  →  Kw = 1. 10^-14 em condições normais à presença de temperatura ambiente.

[1,8. 10^-4] . [Kb] = 10^-14
[Kb] = 0,55. 10^-10 (aproximadamente!)

5,5. 10^-11 = [x] . [x] / [0,09]
x² = 0,05. 10^-11 → x² = 0,5. 10^-12 → x = 0,7. 10^-6mol/L de OH^- (aproximadamente!).

pOH = -(log[OH^-]) → pOH = -(log0,7 + log10^-6) = -(0,15 -6) = 5,85

pH + pOH = 14
pH = 14 - 5,85 = 8,2