Ácidos e bases

Ácidos e bases
Por Victor Costa
Índice
1. Teorias ácido-base
 Teoria de Arrhenius
 Definição
 Força de ácidos e bases
 Limitações
 Teoria de Bronsted-Lowry
 Definição
 Ácidos e bases conjugados
 Força de ácidos e bases
 Vantagens
 Desvantagens
 Exemplos interessantes
 Teoria de Lewis
 Definição
 Vantagens
2. Acidez e basicidade de óxidos
 Óxidos ácidos
 Óxidos básicos
 Óxidos anfóteros
3. Substâncias anfipróticas
 Definição
 O principal exemplo: a água
4. Potencial de hidrogênio (pH)
 Definição
 Variação do pH
 pOH
5. Força de ácidos e bases
 Análise quantitativa
 Análise estrutural
6. Cálculos de pH
 pH de ácidos/bases fracos
 Hidrólise
 pH de soluções muito diluídas de ácidos e bases fortes
 pH de soluções muito diluídas de ácidos e bases fracos
7. Tampões
 Definição
 Funcionamento
 Cálculo do pH de um tampão
 Variação de pH em um tampão
 Capacidade tamponante
8. Titulação
 Definição
 Funcionamento
 Titulação ácido forte-base forte
 Titulação ácido fraco-base forte
9. Indicadores
 O que são
 Ponto final
 Escolha do indicador
 Indicador universal
Teorias ácido-base
Teoria de Arrhenius
Definição  Para Arrhenius, ácido é um substância que forma H + (podese utilizar, também, o H3O+, que é o mesmo que o H+, mas considerando a
ligação dele com a água) em água, enquanto base é uma substância que forma
OH- em água.
Força de ácidos e bases  Nessa teoria, um ácido forte é aquele que
forma basta H+ e uma base forte, a que forma bastante OH-.
Limitações  Apesar de não estar errada, teoria de Arrhenius é bastante
limitada e incompleta, pois só pode ser aplicada para substâncias em soluções
aquosas e que possuam H ou OH em sua composição.
Teoria de Bronsted-Lowry
Definição  Para Bronsted e Lowry, ácido é uma espécie que doa
próton e base a espécie que recebe próton. Sobre essa teoria, é importante
compreendermos duas coisas: o próton considerado é uma espécie H+ (que
recebe esse nome pois, quando perde um elétron, resta apenas o próton do
núcleo) e ela baseia-se na transferência de prótons, ou seja, uma substância
só será um ácido se entrar em contato com uma base que possa receber o
próton.
Ácidos e bases conjugados  Quando um ácido perde um próton, forma
uma substância desprotonada. Essa espécie desprotonada pode, por sua vez,
receber um próton e reformar o ácido, sendo, portanto, uma base. Essa base é
denominada base conjugada.
O mesmo ocorre com as bases, que quando protonadas formam um
ácido conjugado.
Força de ácidos e bases  Nessa teoria, um ácido forte é aquele que
desprotona quase completamente, enquanto um ácido fraco apresenta apenas
uma parcela de suas moléculas desprotonadas, em equilíbrio com a espécie
protonada.
O mesmo raciocínio pode ser aplicado para as bases: base forte é
aquela que protona quase completamente, enquanto uma base fraca apresenta
apenas uma parcela de suas moléculas protonadas, em equilíbrio com a
espécie desprotonada.
É interessante ter em mente que a força de ácidos e bases depende do
meio em que elas estão: um ácido forte em água pode ser fraco em benzeno,
por exemplo.
Outra definição interessante sobre a taxa de protonação/desprotonação
é a porcentagem de protonação e a porcentagem de desprotonação:
Vantagens  Pode ser aplicada em reações que ocorrem em solventes
diferentes da água e até mesmo em reações que ocorrem em fase gasosa
(contudo, como a maioria das reações ocorrem em soluções aquosas, vamos
considerar os exemplos nesse resumo em soluções aquosas, a menos que
seja explicitado o contrário). Além disso, permite a classificação de íons como
ácidos ou básicos, como no exemplo acima, no qual o Cl - é uma base e o NH4+,
um ácido.
Desvantagens  Restringe-se a reações baseadas na troca de
hidrogênios, excluindo muitas reações.
Exemplos interessantes  Os ácidos são de fácil compreensão nessa
teoria, de modo que o que pode causar problemas são as bases. As espécies
do tipo XOH são classificadas como bases, nessa teoria, pois quando
dissolvidas em água, formam espécies OH-, que reagem com a água, retirando
um próton dela. Assim, o XOH recebeu um próton e a água que reagira formou
uma espécie OH-, mantendo a validade da hipótese de Arrhenius.
Teoria de Lewis
Definição  Para Lewis, ácido é toda substância que recebe par de
elétrons, enquanto base é toda substância que perde par de elétrons.
Vantagens  Pode ser aplicado a reações que não envolvam apenas
transferências de próton.
Apesar da teoria de Lewis ser mais completa, a teoria de BronstedLowry é suficiente para o que veremos. Portanto, nesse resumo será utilizada a
teoria de Bronsted-Lowry.
Acidez e basicidade de óxidos
Óxidos ácidos  São aqueles que formam ácidos quando postos em
água. Normalmente, são os óxidos formados por O com um ametal. A reação
de formação dos ácidos a partir dos óxidos é relativamente complexa,
envolvendo ácidos e bases de Lewis e de Bronsted-Lowry.
Algo interessante de se saber é que óxidos ácidos, quando reagem com
bases, formam sal e água.
Óxido básico  São aqueles que formam bases
água. Normalmente, são óxidos formados por O com um
formação das bases a partir dos óxidos envolve o ânion
posto em água, o óxido libera o ânion óxido, que receberá
formando duas moléculas de OH-.
quando postos em
metal. A reação de
óxido, O 2-. Quando
um próton da água,
É interessante saber que os óxidos básicos reagem com ácidos para
formar sal e água.
Óxidos anfóteros  São aqueles que reagem tanto com ácidos (sendo,
portanto, um óxido básico) quanto com bases (sendo, nesses casos, um óxido
ácido). São os óxidos dos elementos da diagonal que separa os metais dos
ametais na tabela periódica (berílio, alumínio, alguns semi-metais).
Substâncias anfipróticas
Definição  São substâncias capazes tanto de receber prótons (sendo,
portanto, bases de Bronsted) quanto de perder prótons (sendo, nesse caso,
ácidos de Bronsted). É importante constatar que anfiprótica é diferente de
anfótera: a primeira refere-se a substâncias que podem receber ou doar
prótons, enquanto a segunda classifica substâncias que reagem tanto com
bases quanto com ácidos.
O principal exemplo: a água  O principal e mais importante exemplo de
substância anfótera é a água. É possível que uma molécula de água perca um
próton para outra molécula de água, formando um H3O+ e um OH-. Essa
reação é chamada de autoprotólise da água e ocorre incessantemente, de
modo que há um equilíbrio entre a espécie H 2O e as espécies H3O+ e OH-.
H2O
H 3O
OH
Portanto, podemos associar a esse equilíbrio uma constante Kw :
Kw = [H3O+][OH-]
Para a água neutra e a 25oC, temos que [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L,
portanto, nessas condições, Kw = 10-14 mol/L.
IMPORTANTE: Kw é a grandeza que relaciona a quantidade de H+ e de OHna solução e, por ser uma constante de equilíbrio, só se altera com a
temperatura. Portanto, se a quantidade de H + aumentar, a de OH- deve
diminuir e vice-versa, considerando uma temperatura constante.
Potencial de hidrogênio (pH)
Definição  É uma grandeza que indica a quantidade de H3O+ presente
na solução. Ela é definida por:
pH = -log([H3O+])
Variação do pH  A maioria dos sistemas reacionais possuem pH entre
0 e 14 (a 25oC. Em outras temperaturas, a faixa de pH é diferente), porem é
possível que tenhamos valores fora dessa faixa (mas extremamente raro).
IMPORTANTE: Quanto menor o pH, mais ácido é o meio. Quanto maior o
pH, mais básico é o meio.
pOH  Semelhante ao pH, mas indica a quantidade de OH- na solução.
É calculado da mesma forma que o pH, mas substituindo o H3O+ pelo OH-. O
interessante do pOH é a relação dele com o pH: aplicando o –log dos dois
lados da equação de Kw, obtemos, a 25oC:
pH + pOH = 14
Força de ácidos e bases
Iremos analisar a força dos ácidos e das bases de dois pontos de vista:
primeiro, de maneira quantitativa; depois, a partir da estrutura das moléculas.
Análise quantitativa
Sempre que um ácido é colocado em água, forma-se o equilíbrio:
H A H2O
H3O A
A esse equilíbrio pode-se associar uma constante, Ka, conhecida como
constante de acidez:
KA
H 3O A
HA
Quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido. Contudo, Ka não é
uma boa grandeza para se usar como avaliador da força de ácidos, pois pode
possuir uma enorme variedade de valores. Por isso, define-se o pKa:
pKa = - log(Ka)
IMPORTANTE: Quanto menor pKa, mais forte é o acido.
Analogamente, podemos escrever um equilíbrio de protonação das
bases, associar a esse equilíbrio uma constante de basicidade, Kb, e definir o
pKb, que será menor quanto mais forte for a base.
Nesse ponto, é interessante constatar a relação entre a força de ácidos
e suas bases conjugadas e de bases e seus ácidos conjugados: se um ácido é
fraco, ele não consegue perder muitos prótons. Isso significa que quando a
espécie desprotonada é formada, ela tem grande capacidade de receber um
próton e reformar o ácido. Em outras palavras, quando um ácido é fraco, sua
base conjugada é forte. Esse raciocínio também pode ser aplicado a ácidos
fortes e a bases fortes e fracas. Tente aplica-los nesses outros três casos!
A regra descrita no parágrafo acima é conhecida como gangorra da
conjugação: se uma espécie é forte, a espécie conjugada será forte e viceversa.
Ainda sobre o pKa e pKb e bases conjugadas, multiplicando a equação
do Ka para um ácido com a equação do Kb da base conjugada (ou Kb da base
e Ka do ácido conjugado), obtemos uma expressão que será bastante
importante mais para frente:
Ka x Kb = Kw  pKa + pKb = pKw
Análise estrutural
Para analisar a acidez pela estrutura, vamos olhar separadamente para
os hidrácidos e para os oxiácidos.
Hidrácidos  A análise da acidez dos hidrácidos é bastante influenciada
pela termodinâmica (sim, ela está em todo lugar). Contudo, vamos simplificar o
estudo para duas regras bastante eficazes: no período, a acidez aumenta com
o aumento da eletronegatividade do átomo ligado ao H (pois isso deixa a
ligação mais polar, aumentando a atração do H pelo O das moléculas de água
e, portanto, facilitando sua remoção), enquanto na família a acidez aumenta
com o aumento do tamanho do átomo ligado ao H (pois quanto maior for esse
átomo, mais distante ele estará do H, de modo que a ligação entre eles seja
mais fraca e, portanto, o hidrogênio seja mais facilmente removido).
Oxiácidos  A análise da acidez dos oxiácidos pela estrutura da
molécula é baseada na ideia de quanto mais polar a ligação O-H, mais
facilmente removido será o H. Portanto, a acidez aumenta com o aumento da
eletronegatividade do átomo central (que irá atrair os elétrons da ligação O-H) e
com o aumento do número de O (que também atraem os elétrons da ligação OH). Esse último caso pode ser interpretado como o aumento do NOX do átomo
central, pois quanto mais oxigênios estão ligados a ele, maior seu NOX.
É interessante saber que as estratégias usadas para avaliar a acidez de
oxiácidos também podem ser usadas para prever a acidez de compostos
orgânicos. Contudo, a acidez e a basicidade de compostos orgânicos é bem
mais complexa de ser avaliada e será estudada com mais detalhes somente
semestre que vem.
É interessante constatar, também, que na análise da estrutura se avalia
somente a acidez. Para saber qual composto é mais básico, costuma-se ver
qual é menos ácido.
Cálculos de pH
pH de ácidos/bases fracos
Para se calcular o pH de ácidos fracos, precisamos considerar o
equilíbrio entre as espécies protonada e desprotonada. Vamos entender com
um exemplo.
Exemplo 1
Calcule o pH e a percentagem de desprotonação das moléculas de
CH3COOH em uma solução 0,08M de CH3COOH em água, sabendo que o
Ka do ácido acético é 1,8x10-5.
O ácido acético irá ter algumas moléculas desprotonadas, formando
um equilíbrio entre as espécies desprotonadas e protonadas. Portanto, para
calcularmos o pH, precisamos saber a concentração de H3O+ no equilíbrio.
Para isso, vamos usar a seguinte tabela:
CH3COOH
CH3COO-
H3O+
Início
0,08
0
0
Reage
-X
X
X
0,08-X
X
X
Equilíbrio
Portanto, temos que:
Ka = (X2)/(0,08-X)
Como X corresponde a uma fração bem pequena do ácido original, já que é
um ácido fraco, é bastante válida a aproximação 0,08-X = 0,08. Então, temos:
1,8x10-5 = (X2)/0,08
X = 1,2x10-3  pH = -log(1,2x10-3) = 2,92
Para calcularmos a percentagem de desprotonação, basta utilizarmos a
fórmula:
PD = (1,2x10-3)/0,08 = 0,015 = 1,5%
Pode-se utilizar um raciocínio semelhante para o cálculo do pH de bases
fracas, calculando o pOH e utilizando a relação pH + pOH = 14 para encontrar
o pH.
Podemos, também, calcular o pKa a partir do pH; basta utilizar o mesmo
raciocínio de trás pra frente.
Hidrólise  A hidrólise é a quebra da água , realizada, geralmente, por
algum íon e resultando na formação de OH- ou de H3O+. Um exemplo é a
reação de NH4+ com água, formando NH3 e H3O+. Ao quebrar a água, esse
íons provocam alterações no pH. Esse fenômeno que explica o pH de sais e
ele ocorre com bases/ácidos conjugados de ácidos/bases fracos. Vamos
compreender com um exemplo.
Exemplo 2
Estime o pH de uma solução 0,15M de NH4Cl, a 25ºC sabendo que o
pKb do NH3 é 4,75.
Quando colocado em água, o NH4Cl formará NH4+ e Cl-. Como o Cl- é
o ânion de um ácido forte (HCl), ele não realiza hidrólise, pois o HCl não
tende a ser reformado. Já o NH4+ é o cátion de uma base fraca, portanto ele
realizará hidrólise, estabelecendo o equilíbrio com a sua forma desprotonada
(NH3).
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
Então, utilizamos a tabela realizada no exercício anterior e obtemos:
Ka = (X2)/0,15
Contudo, só nos foi fornecido o Kb da base conjugada do NH4+.
Portanto, para obtermos o Ka do NH4+ temos que lembrar de uma relação
fornecida acima:
pKa + pKb = pKw
Então, obtemos que Ka = 5,6x10-10.
Por fim, substituímos os valores e obtemos que X = 9,2x10-6 e, portanto, o
pH da solução será 5,04.
Pode-se utilizar o mesmo raciocínio para sais formados por ânions de
ácidos fracos e cátions de bases fortes ou, ainda, por sais formados por ânions
de ácidos fracos e cátions de bases fracas (nesse caso, calcula-se a
quantidade de H3O+ e de OH- formada por cada ânion, separadamente, e
utiliza-se a diferença entre esses valores para calcular o pH).
pH de soluções muito diluídas de ácidos/bases fortes
Quando temos uma solução muito diluída, a autoprotólise da água passa
a ser relevante no pH. Se tivermos uma solução 10 -8 molar de HCl o pH não
será 8, pois os prótons fornecidos pela água devem ser considerados.
Para calcularmos o pH dessas soluções, devemos levar em
consideração o equilíbrio de carga (a solução é neutra), o equilíbrio material
(consideração de que todo ácido fora desprotonado ou toda a base fora
protonada) e a constante de autoprotólise da água. Vamos entender com um
exemplo.
Exemplo 3
Qual o pH de uma solução 8x10-8 M de HCl, a 25ºC?
Equilíbrio material:
[Cl-] = [HCl] (I)
Constante de autoprotólise:
Kw = [OH-]x[H3O+] (II)
Equilíbrio de carga:
[H3O+] = [OH-] + [Cl-]
(III)
Substituindo I e II em III, resolvendo a equação de segundo grau e
descartando a resposta negativa, obtemos [H3O+] = 1,5x10-7 e, portanto,
pH=6,82.
O mesmo raciocínio pode ser usado para calcular o pH de bases fortes
muito diluídas.
pH de soluções muito diluídas de ácidos fracos
Esse caso é mais complexo do que o anterior, pois devemos utilizar a
constante de acidez em nossos cálculos. A matemática é um pouco mais
complexa, portanto só irei fornecer as fórmulas aqui:
Se a solução tiver concentração de íons hidrônio maior que 10 -6 M,
pode-se aproximar a expressão para
Ka =
([H3O+]2)
[HA]inicial – [H3O+]
Contudo, se a solução for muito diluída, com concentração menor do
que 10-6 M, devemos utilizar a fórmula completa:
[H3O+]3 + Ka[H3O+]2 – (Kw + Ka[HA]inicial)[H3O+] – KaKw = 0
Isso, contudo, não deve cair, então não perca tempo nesse tópico. Ele
foi posto aqui mais a título de curiosidade.
Tampões
Definição  Tampões são soluções com pH resistente à adição de um
pouco de base ou ácido. Existem dois tipos de tampões: os ácidos, cujo pH se
mantem abaixo de 7, e os básicos, com pH acima de 7.
Funcionamento  Um tampão é formado por um ácido fraco e o sal da
sua base conjugada (se for um tampão ácido) ou por uma base fraca e o sal do
seu ácido conjugado (se for um tampão básico). O funcionamento do tampão é
explicado pela ação conjunta das duas espécies.
Se for adicionada base, a espécie protonada irá fornecer um próton para
o OH-, formando água e a espécie desprotonada (temos, nesse caso, uma
fonte de prótons); se for adicionado ácido, a espécie desprotonada recebe o
próton, formando a espécie protonada e água (temos, nesse caso, um
sumidouro de prótons).
Para compreendermos melhor, vamos analisar dois exemplos:
- Tampão de ácido acético e acetato de sódio  se for adicionada base,
os íons OH- são protonados pelo CH3COOH, formando CH3COO- e H2O; se for
adicionado ácido, os íons H3O+ fornecerão prótons para o CH3COO-, formando
CH3COOH e H2O.
- Tampão de amônia com cloreto de amônio  se for adicionada base,
os íons OH- são protonados pelo NH4+, formando NH3 e H2O; se for adicionado
ácido, os íons H3O+ fornecem prótons para o NH3, formando NH4+ e H2O.
Cálculo do pH de soluções tampão
Para planejar um tampão, precisamos definir as concentrações de ácido
e de sal a serem adicionadas a fim de termos o pH de interesse. Portanto, o
cálculo do pH de soluções tampão é de suma importância.
Felizmente (ou não) há uma fórmula para isso. A partir da constante de
equilíbrio, isola-se o [H3O+] e se aplica –log dos dois lados, obtendo, assim, a
equação de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log([base]inicial/ [ácido]inicial)
Sobre essa expressão, é importante constatar que a base é a espécie
que recebe o próton e o ácido, a substância que perde o próton, independente
de termos um tampão ácido ou básico (no caso de termos um tampão básico, o
valor de pKa a ser utilizado é o do ácido conjugado).
Exemplo 4
Calcule o pH de uma solução tampão formada por 0,04M de
NaCH3COO e 0,08M de CH3COOH, a 25ºC, sabendo que o Ka do ácido
acético é 1,8x10-5.
Primeiramente, calculamos o pKa do ácido com pKa=-log(1,8x10-5) =
4,75.
Então, identificamos o ácido e a base:
Ácido  CH3COOH
Base  CH3COO-, proveniente do NaCH3COO
Por fim, aplicamos a fórmula:
pH = 4,75 + log(0,04/0,08)
pH = 4,75 + log(0,5) = 4,44
Sobre essa equação, é interessante perceber que se forem utilizadas
soluções equimolares do ácido e da base, basta escolher um ácido que tenha
pKa igual ao pH de interesse.
Variação de pH no tampão
Outro ponto importante é saber calcular a variação do pH frente a adição
de base ou de ácido. Para compreendermos como fazer isso, vamos resolver
um exemplo.
Exemplo 5
Calcule a mudança de pH sofrida por 500ml do tampão do exercício
anterior frente a adição de 0,03 mol de NaOH. Suponha que o volume da
solução não se alterou.
Nessa situação, o OH- irá consumir o CH3COOH, formando CH3COO-.
Portanto, precisamos calcular as novas concentrações de ácido e de base
para utilizarmos a equação de Henderson-Hasselbalch.
Quantidade inicial de mols de ácido: nCH3COOH = 0,08x0,5= 0,04 mol
Quantidade inicial de mols de base: nCH3COO- = 0,04x0,5 = 0,02 mol
Como adicionamos 0,03 mols de OH-, temos que as novas
concentrações de ácido e de base são:
Nova quantidade de ácido = 0,04 - 0,03 = 0,01 mols
Nova quantidade de base = 0,02 + 0,03 = 0,05 mols
Então, calculamos as novas concentrações de ácido e de base:
Nova concentração de ácido = 0,01/0,5 = 0,02 mol/L
Nova concentração de base = 0,05/0,5 = 0,1 mol/L
Por fim, aplicamos novamente a equação de Henderson-Hasselbalch:
pH = 4,75 + log(0,1/0,02) = 5,44  variação de pH = 1
Capacidade tamponante  É a quantidade de ácido ou de base que
pode ser adicionada ao tampão antes que ele perca a capacidade de resistir a
variações de pH.
Titulação
Definição  Técnica laboratorial para determinação de concentrações
desconhecidas. É composta por um titulante, uma solução de concentração
conhecida e que é colocada, gota a gota, no analito, a solução de concentração
desconhecida.
Funcionamento  No analito é colocado um indicador, cuja cor depende
do pH do meio (veremos mais detalhadamente sobre os indicadores na
próxima sessão). Quando o titulante neutraliza todo o analito, a solução vai
tornar-se ácida (se o analito fosse uma base) ou básica (se o analito fosse um
ácido), mudando a cor do indicador. Nesse momento, paramos de pingar o
titulante no analito e, com o volume de titulante utilizado, calculamos a
concentração do analito.
Titulação ácido forte-base forte
Nesse tipo de titulação, o ponto estequiométrico (ponto no qual o
titulante neutralizou todo o analito) ocorre em pH = 7, uma vez que todo H + e
OH- se neutralizaram e os íons restantes não realizam hidrólise (por serem de
ácidos e bases fortes).
Titulação ácido fraco-base forte
Quando o analito é um ácido fraco, o ponto estequiométrico não ocorre
em pH = 7. Isso porque o H+ inicialmente presente na solução irá se neutralizar
com o OH- proveniente do titulante, mas o ânion proveniente do ácido irá
realizar hidrólise, formando mais íons OH-. Nesse caso, o ponto
estequiométrico ocorrerá em pH > 7.
Mas em que pH isso ocorrerá, exatamente? Vamos ver em um exemplo.
Exemplo 6
Estime o pH do ponto estequiométrico da titulação de 25 ml de uma
solução 0,1M de HCOOH com uma solução 0,15M de NaOH, a 25ºC
sabendo que o Ka do ácido acético é 1,8x10-4.
Primeiro, calculamos quantos mols de HCOOH existem para serem
neutralizados:
NHCOOH = 0,25x0,1 = 0,025 mols
Com esse valor, calculamos o volume de NaOH que fora adicionado:
VNaOH = 0,025/0,15 = 0,167L = 16,7ml
Então, obtemos o volume final de solução:
Vfinal = 16,7 + 25 = 41,7 ml
Inicialmente, apenas uma parte do HCOOH fora desprotonado, mas
a medida que o H3O+ é neutralizado pela base, o HCOOH continua a
desprotonar, até que ele é completamente consumido. Portanto, no ponto
estequiométrico, todo HCOOH terá formado HCOO -, de modo que teremos,
nesse ponto, 0,025 mols de HCOO-. Então, obtemos a concentraçãode
HCOO- no equilíbrio:
[HCOO-]equilíbrio = 0,025/0,417 = 0,06 mol/L
Então, utilizamos a equação Ka x Kb = Kw para obtermos que
KbHCOO- = 5,6x10-11.
Utilizamos, então, a tabela feita no exercício 1 para obtermos:
5,6x10-11 = X2/0,06  X = 1,8x10-6 mols de OH- devido a hidrólise
Esse valor é cerca de 18 vezes maior do que o OH- oriundo da
autoprotólise da água, portanto podemos desconsiderar a autoprotólise:
pOH = -log(1,8x10-6) = 5,74  pH + pOH = 14  pH = 8,26
Podemos utilizar o mesmo raciocínio para o cálculo do pH do ponto
estequiométrico para titulações base fraca-ácido forte.
Indicadores
O que são  Indicadores são ácidos fracos cuja cor da espécie
protonada é diferente da cor da espécie desprotonada. Assim, a coloração
exibida pelo indicador depende das concentrações de cada espécie, ou seja,
depende da quantidade de H3O+ presente na solução. Por isso, indicadores
são utilizados para verificar se o meio está ácido ou básico.
Ponto final  O ponto final de um indicador é aquele no qual a
concentração da espécie protonada é igual ao da espécie desprotonada, ou
seja, pKa do indicador é igual ao pH do meio. Nesse ponto é onde ocorre a
mudança de cor do indicador (a mudança começa com pH = pKa-1 e termina
em pH = pKa +1, mas a mudança clara e perceptível ocorre em pH = pKa).
Escolha do indicador  Recomenda-se utilizar indicadores que possuam
ponto final o mais próximo possível do pH do ponto estequiométrico da reação
de interesse, de modo a saber com mais precisão quando se atingiu o ponto
estequiométrico. Se o ponto final do indicador é 9 e o pH do ponto
estequiométrico é 7, esse indicador não é recomendado para essa reação, pois
ele só indicará o fim da reação bem depois dela realmente ter ocorrido (apenas
depois do pH aumentar mais duas unidades).
Indicador universal  É a mistura de vários indicadores, de modo a
poder indicar várias faixas de pH diferentes (pois sua cor será influenciada pelo
ponto final de todos os indicadores presentes).