Relatório Potenciometria

1
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO,
CIÊNCIA E TECNOLOGIA DA BAHIA – IFBA
Técnico em Química
LUANE GONÇALVES SILVA
POTENCIOMETRIA
Salvador – BA
2015

2
SUMÁRIO
1. Lista de figuras ---------------------------------------------------------------------------------
2. Lista de tabelas ---------------------------------------------------------------------------------
1. Introdução ------------------------------------------------------------------------------------ 05
2. Objetivos -------------------------------------------------------------------------------------- 06
3. Procedimentos experimentais --------------------------------------------------------- 06
4. Resultados/Tratamento de dados e discussões --------------------------------- 08
5. Conclusão ------------------------------------------------------------------------------------ 22
6. Referências ---------------------------------------------------------------------------------- 22

3
Lista de Figuras
Figura 1: Eletrodo de vidro combinado. ------------------------------------------------------- 06
Figura 2: Curva de titulação de uma solução de HCl de concentração desconhecida em
função dos volumes de titulante padronizado (NaOH 0,09911 mol/L) adicionados. ------------
12
Figura 3: Gráfico da 1ª Derivada da titulação potenciométrica de HCl (~0,10 mol/L)
X NaOH (0,09911 mol/L). -------------------------------------------------------------------------- 13
Figura 4: Gráfico da 2ª Derivada de uma titulação potenciométrica de HCl (~0,10
mol/L) X NaOH (0,09911 mol/L). ----------------------------------------------------------------- 14
Figura 5: Gráfico de Gran de uma titulação potenciométrica de HCl (~0,10 mol/L) X
NaOH (0,09911 mol/L). ----------------------------------------------------------------------------- 16
Figura 6: Curva de titulação de uma amostra de vinagre em função dos volumes de
titulante (NaOH 0,09911 mol/L) adicionados. ------------------------------------------------- 17
Figura 7: Gráfico da 1ª Derivada da titulação potenciométrica de vinagre X NaOH
(0,09911 mol/L). -------------------------------------------------------------------------------------- 18
Figura 8: Gráfico da 2ª Derivada de uma titulação potenciométrica de vinagre X
NaOH (0,09911 mol/L). ----------------------------------------------------------------------------- 20
Figura 9: Gráfico de Gran de uma titulação potenciométrica de vinagre X NaOH
(0,09911 mol/L). -------------------------------------------------------------------------------------- 21

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Lista de Tabelas
Tabela 1: Valores de pH, potencial (mV) e temperatura (°C) de amostras de ácido
acético, HCl e NaOH a diferentes concentrações obtidos experimentalmente através
de um aparelho de pHmetro. ---------------------------------------------------------------------- 08
Tabela 2: Valores de pH obtidos de uma solução de HCl (~ 0,10 mol/L) a cada
acréscimo de volume do titulante (NaOH 0,09911 mol/L). -------------------------------- 11
Tabela 3: Resultados obtidos a partir dos cálculos realizados para a construção do
Gráfico da 1ª Derivada da titulação potenciométrica de HCl (~0,10 mol/L) X NaOH
(0,09911 mol/L). -------------------------------------------------------------------------------------- 12
(0,09911 mol/L). -------------------------------------------------------------------------------------- 14
Tabela 5: Resultados dos cálculos realizados para a construção do Gráfico de Gran
da titulação potenciométrica de HCl (~0,10 mol/L) X NaOH (0,09911 mol/L). ------- 15
Tabela 6: Valores de pH obtidos de uma amostra de vinagre em função do volume
adicionado de titulante (NaOH 0,09911 mol/L). ---------------------------------------------- 17
Gráfico da 1ª Derivada da titulação potenciométrica de uma amostra de vinagre X
NaOH (0,09911 mol/L). ----------------------------------------------------------------------------- 18
NaOH (0,09911 mol/L). ----------------------------------------------------------------------------- 19
da titulação potenciométrica de uma amostra de vinagre X NaOH (0,09911 mol/L).-
20

5
1. Introdução
Os métodos potenciométricos analíticos instrumentais são usados desde o século 20
para localizar pontos finais em métodos de análises titulométricos, através das
medidas de potenciais de uma célula eletroquímica. Entre os métodos mais
utilizados atualmente, encontram-se aqueles nos quais as concentrações iônicas
são obtidas diretamente do potencial de um eletrodo de membrana seletiva a íons [1].
Diariamente diversas medidas potenciométricas são aplicadas em diferentes usos:
como na medida de pH de muitos produtos comerciais; determinação de gases
sanguíneos em laboratórios clínicos no diagnóstico de doenças; monitoramento de
efluentes industriais e municipais para determinação do pH e a concentração de
poluentes; determinação de dióxido de carbono e outras propriedades relacionadas
a água do mar por oceanógrafos [2]; e servindo também em análises farmacêuticas
no estudo da variação do pH da pele humana [3].
Na potenciometria é necessário um equipamento simples que inclui dois eletrodos
(referência e indicador) e um dispositivo de medida de potencial (potenciômetro).
Enquanto o eletrodo de referência é uma semi-célula que mantém um potencial fixo,
o eletrodo indicador forma com a solução em análise um sistema que responde à
atividade do analito, em sua maioria de acordo com a equação de Nernest.
Desde os anos 30, o método mais conveniente em determinar pH tem sido por
diferença de potencial através de uma membrana de vidro a qual separa a solução
do analito de uma solução de referência, de determinada acidez [1]. Em 1990, Haber
e Klemensiewicz constataram que um bulbo formado por uma fina membrana era
seletivamente permeável a íons H+ e ao se colocar duas soluções, uma no interior e
outra na parte externa do bulbo, se desenvolvia uma diferença de potencial elétrico
através do vidro, cujo valor depende do logaritmo da razão das concentrações do
íon hidrogênio dentro e fora do tubo [4].
O eletrodo de vidro combinado (Figura 1) apresenta compactamente os dois
eletrodos indicador e referência, no qual o primeiro encontra-se envolto pelo
segundo. É o mais utilizado e o mais adequado a aplicações laboratoriais, sendo
mais fácil de manusear que o par de eletrodos separados [5].

6
Figura 1: Eletrodo de vidro combinado
A extremidade do bulbo do eletrodo de vidro é constituída por uma membrana (uma
estrutura de silicato em rede com espaços vazios preenchidos por cátions Na+) que,
quando hidratada, forma uma camada de gel externa seletiva aos íons H+. Assim, há
uma reação de troca iônica de íons sódio por hidrogênio que ocorre na superfície do
bulbo (Equação 1) [2], gerando um potencial em função da atividade do íon
hidrogênio.
Equação 1:
2. Objetivos
- Calibrar um potenciômetro e determinar o pH de diferentes amostras, através da
potenciometria direta, utilizando um eletrodo combinado Ag/AgCl;
- Determinar através de uma titulação potenciométrica a concentração de uma
solução de ácido clorídrico;
- Determinar a porcentagem (teor) de ácido acético no vinagre, realizando a titulação
de um ácido fraco com uma base forte por potenciometria.
3. Procedimento

7
 Experimento 1: Calibração do Potenciômetro/ Estudo e
determinação do pH de diferentes amostras
Ligou-se o pHmetro, de marca Hanna, e seu eletrodo combinado de vidro foi lavado
com água destilada; o excesso de água foi absorvido com um papel macio. Antes do
uso, fez-se necessário a calibração do instrumento, portanto, o eletrodo foi
introduzido em uma primeira solução tampão (pH = 7,00). Em seguida, removeu-se
o eletrodo do 1º tampão, para que o mesmo fosse enxaguado e enxuto novamente
e, assim, fosse submerso em uma segunda solução tampão de pH 4,00.
Após a calibração do instrumento, o eletrodo foi retirado do 2º tampão, enxaguado e
enxuto novamente, e foram realizadas as medidas de pH de diversas amostras
ácidas e básicas (sempre procedendo a lavagem e secagem do eletrodo a cada
imersão em diferente amostra). Por fim, o eletrodo foi limpo e armazenado em um
recipiente contendo solução de KCl saturada com AgCl para hidratação da
membrana do mesmo.
 Experimento 2: Titulação Potenciométrica de uma solução de Solução
de Ácido Clorídrico/ Determinação da acidez do vinagre por titulação
potenciométrica
Inicialmente transferiu-se 10,00mL de uma solução de ácido clorídrico (~0,10 mol/L)
para um béquer de 100mL e adicionou-se um determinado volume de água destilada
de modo a cobrir a junção. Inseriu-se a barra magnética no béquer, ajustou-se a
velocidade de agitação e introduziu-se neste sistema o eletrodo combinado de vidro
de um determinado pHmetro, previamente calibrado. Anotou-se os valores de pH
inicial sem a adição de titulante e os seguintes após a adição de volumes sucessivos
do NaOH (0,09911 mol/L), em porções de 1,00mL até atingir 8,00mL. Foram
adicionados incrementos de 0,20mL até o provável ponto estequiométrico, e a
titulação só foi finalizada após ultrapassagem deste ponto em 1,00mL. Por fim, foi
realizada a limpeza do eletrodo com água destilada e sua secagem com papel
absorvente macio.
Semelhantemente à etapa anterior, transferiu-se uma alíquota de 10,00mL de uma
solução ácida de vinagre preparada para outro béquer de 100mL, e foi adicionado
certo volume de água de modo a cobrir a junção. Inseriu-se novamente a barra
magnética e mergulhou-se o eletrodo na solução. O valor de pH inicial sem a adição

8
de titulante foi anotado e com o auxílio da bureta automatizada foram adicionados
incrementos, em porções de 1,00mL, de NaOH (0,09911 mol/L) até atingir 6,00mL
(sempre anotando seus respectivos valores de pH). Incrementos de 0,20mL foram
adicionados até o ponto final e após o mesmo mais 6 outros pontos foram anotados,
finalizando, assim, a titulação potenciométrica.
4. Resultados/Tratamento de dados e Discussões
 Experimento 1: Calibração do Potenciômetro/ Estudo e determinação do
pH de diferentes amostras
Após a limpeza do eletrodo combinado de vidro do pHmetro, inseriu-se o mesmo na
1ª solução tampão de pH igual a 7,00. Como o valor obtido não foi igual ao pH
esperado (pois o equipamento encontrava-se descalibrado), o eletrodo foi lavado
com água destilada diversas vezes, e submergido na solução, até que o pH
apresentado fosse neutro. Realizou-se procedimento semelhante com a 2ª solução
tampão de pH 4,00, até que o valor obtido fosse bastante próximo a 4,00.
É de extrema importância realizar a calibração de instrumentos de medição pois a
partir dos resultados pode-se assegurar a incerteza inerente ao processo, além de
obter informações válidas que podem ser utilizadas nas correções a serem
realizadas no processo de medição, reduzindo assim os erros [6].
Após a calibração do pHmetro, realizou-se a medição do pH e do potencial de 8
amostras de ác. Clorídrico e hidróxido de sódio, a diferentes concentrações, e de
uma amostra de ác. Acético, os quais estão apresentados abaixo (Tabela 1).
Tabela 1: Valores de pH, potencial (mV) e temperatura (°C) de amostras de ácido
acético, HCl e NaOH a diferentes concentrações obtidos experimentalmente através
de um aparelho de pHmetro.
Amostras pH Teórico pH Medido Potencial
(mV)
Temperatura
(°C)
HCl 1 mol/L 0,00 0,07 385 25,5
HCl 0,1086 mol/L 0,96 0,95 334 25,5
HCl 0,01 mol/L 2,00 3,11 208 25,9

9
HCl 0,001 mol/L 3,00 3,06 212 25,7
H3CCOOH 0,10
mol/L
2,88 2,71 231 25,4
NaOH 1,0 mol/L 14,00 13,10 -370 25,1
NaOH 0,1050
mol/L
13,02 12,56 -340 25,4
NaOH 0,1 mol/L 13,00 12,66 -347 25,3
NaOH 0,01 mol/L 12,00 12,36 -329 25,4
Através das seguintes equações foi possível calcular os valores de pH teóricos para
as soluções ácidas e básicas acima, respectivamente:
Equação 2: pH = - log [H+]
Equação 3: pOH = 14 – pH
Para o cálculo do pH teórico do Ácido Acético foi preciso utilizar o valor de sua
constante de ionização, portanto, também se fez necessário o uso da equação
abaixo para obter tal resultado:
Equação 4: Ka =
[ 𝐴−][𝐻+]
[𝐴𝐻]
Sendo, Ka = 1,75x10-5 [7] (Constante de ionização do ácido acético.)
[A-] = [H+]
[AH] = 0,10 mol/L
1,75x10-5 = [H+]2/0,10
[H+] = 0,00132 mol/L
Aplicando o resultado na eq. 1: pH = - log 0,00132
pH = 2,88
Comparando os resultados de pH experimentais com os teóricos das soluções de
HCl 1,0, 0,01 e 0,001 mol/L pode-se perceber que houve uma ligeira diferença entre
os mesmos. Tal fato possivelmente deve-se à não padronização das amostras, ou
seja, os valores em mol/L das soluções se diferenciavam das concentrações reais
das mesmas.

10
Já a solução de HCl 0,1086 mol/L apresentou valores de pH teórico e experimental
bastante próximos (0,96 e 0,95 respectivamente), o que condiz com a informação do
rótulo da amostra de que a mesma estava padronizada.
Diferentemente dos ácidos, os valores de pH obtidos experimentalmente das
amostras de hidróxido de sódio diferenciaram-se consideravelmente dos valores
teóricos, incluindo a solução padronizada. Tal dissemelhança não está apenas
associada às concentrações das amostras, mas deve-se também ao “erro alcalino”.
Em meios altamente alcalinos, as concentrações de íon hidrogênio é extremamente
inferior às concentrações de íons sódio; com a deficiência do primeiro, a troca iônica
acaba também sendo realizada pelos íons Na+ das soluções, já que possuem
mesma carga e tamanho próximo aos íons H+.
Como pôde-se observar em três dos resultados acima, o erro é negativo (os valores
de pH medidos foram mais baixos do que os valores esperados), o que indica que o
aparelho respondeu tanto a íons sódio como aos prótons. Tal erro alcalino é
explicado considerando um equilíbrio de troca entre os íons hidrogênio na superfície
do bulbo do eletrodo e os cátions na solução (Equação 5) [2].
Equação 5:
O processo descrito acima é inverso ao da Equação 1, onde B+ representa um íon
monovalente, como o sódio. Neste, a atividade dos íons Na+ em relação à de íons
H+ é tão grande que o eletrodo responde a ambas as espécies [1].
 Experimento 2: Titulação Potenciométrica de uma solução de Solução
de Ácido Clorídrico/ Determinação da acidez do vinagre por titulação
potenciométrica
Realizou-se a titulação potenciométrica de uma solução de ácido clorídrico (~ 0,10
mol/L) com uma solução padronizada de NaOH (0,09911 mol/L), a partir de uma
bureta automática e um eletrodo combinado de vidro. As medições de pH a cada
respectivo volume adicionado de base estão listadas na tabela a seguir:

11
Tabela 2: Valores de pH obtidos de uma solução de HCl (~ 0,10 mol/L) a cada
acréscimo de volume do titulante (NaOH 0,09911 mol/L).
Vol. Titulante (NaOH) pH Vol. Titulante (NaOH) pH
0,00 1,67 9,39 2,48
1,00 1,71 9,61 2,54
2,00 1,75 9,79 2,60
3,00 1,81 10,00 2,66
4,00 1,86 10,20 2,73
5,00 1,93 10,40 2,82
6,00 2,01 10,60 2,95
7,00 2,10 10,80 3,13
8,00 2,23 11,00 3,41
8,20 2,27 11,20 4,39
8,40 2,30 11,40 9,05
8,60 2,33 11,60 9,97
8,80 2,37 11,80 10,36
9,00 2,40 12,00 10,59
9,20 2,44 12,20 10,72
A partir dos dados obtidos anteriormente pôde-se construir a curva de titulação
potenciométrica do tipo sigmoide (Figura 2) do ácido clorídrico de concentração
desconhecida em função do volume de base adicionado, com o intuito de observar o
ponto de equivalência da neutralização.

12
Figura 2: Curva de titulação de uma solução de HCl de concentração desconhecida
em função dos volumes de titulante padronizado (NaOH 0,09911 mol/L) adicionados.
Contudo, o primeiro método descrito anteriormente não é o mais apropriado para
detecção do volume final de base de uma titulação, já que o mesmo apresenta uma
faixa de valores e não somente um ponto específico. Existem três outros métodos
(Gráficos da 1ª e 2ª Derivada e Gran) que são mais confiáveis e precisos na
identificação do ponto de equivalência.
Partindo da equação 6 abaixo, foram feitos os cálculos necessários e obteve-se os
resultados (Tabela 3) indispensáveis para a construção do gráfico da 1ª Derivada
(Figura 3).
Equação 6:
∆pH
∆V
(0,09911 mol/L).
Vmédio1 (mL) ∆pH/∆V Vmédio1 (mL) ∆pH/∆V
0,50 0 9,50 0,272727273
1,50 0,04 9,70 0,333333333
2,50 0,06 9,90 0,285714286
3,50 0,05 10,10 0,35
4,50 0,07 10,30 0,45
0.00
2.00
4.00
6.00
8.00
10.00
12.00
0.00 2.00 4.00 6.00 8.00 10.00 12.00 14.00
pH
Volume de NaOH (mL)

13
5,50 0,08 10,50 0,65
6,50 0,09 10,70 0,9
7,50 0,13 10,90 1,4
8,10 0,2 11,10 4,9
8,30 0,15 11,30 23,3
8,50 0,15 11,50 4,6
8,70 0,2 11,70 1,95
8,90 0,15 11,90 1,15
9,10 0,2 12,10 0,65
9,30 0,210526316 - -
Neste segundo método é possível determinar o volume do ponto final a partir do
ponto de maior inflexão presente no gráfico, no qual a primeira derivada, após sua
subida, passa a decrescer.
Figura 3: Gráfico da 1ª Derivada da titulação potenciométrica de HCl (~0,10 mol/L)
X NaOH (0,09911 mol/L).
Para os cálculos dos dados que foram utilizados na construção da 2ª Derivada
(Figura 4), utilizou-se a seguinte equação e os valores obtidos estão listados na
Tabela 4:
Equação 7:
∆(∆pH/∆V)
∆V
0
5
10
15
20
25
0.00 2.00 4.00 6.00 8.00 10.00 12.00 14.00
∆pH/∆V
Vmédio1

14
(0,09911 mol/L).
Vmédio2 (mL) ∆(∆pH/∆V)/∆V Vmédio2 (mL) ∆(∆pH/∆V)/∆V
1,00 0 9,40 0,303419302
2,00 0,02 9,60 0,303030303
3,00 -0,01 9,80 -0,244200244
4,00 0,02 10,00 0,31358885
5,00 0,01 10,20 0,5
6,00 0,01 10,40 1
7,00 0,04 10,60 1,25
7,80 0,116666667 10,80 2,5
8,20 -0,25 11,00 17,5
8,40 1,77636E-14 11,20 92
8,60 0,25 11,40 -93,5
8,80 -0,25 11,60 -13,25
9,00 0,25 11,80 -4
No terceiro método, o mais preciso dentre os anteriores, o volume do ponto final é
detectado a partir do único ponto onde o gráfico intercepta o eixo Ox, onde o mesmo
passa da região positiva para a negativa.
Figura 4: Gráfico da 2ª Derivada de uma titulação potenciométrica de HCl (~0,10
mol/L) X NaOH (0,09911 mol/L).
-150
-100
-50
0
50
100
150
0.00 2.00 4.00 6.00 8.00 10.00 12.00 14.00
∆(∆pH/∆V)/∆V
Vmédio2

15
Um quarto método - Gráfico de Gran (Figura 5) - pode ser empregado na obtenção
do ponto estequiométrico de uma maneira mais fácil e rápida do que os métodos
anteriores. A partir da obtenção de tal gráfico é possível construir uma reta linear
que apresenta uma equação da reta, possibilitando, assim, encontrar o valor do
volume final.
Para os cálculos dos dados utilizados na construção do Gráfico de Gran (Tabela 5),
fez-se uso da Equação 8 a seguir:
Equação 8: Vbase x 10 – pH
da titulação potenciométrica de HCl (~0,10 mol/L) X NaOH (0,09911 mol/L).
Vol. Titulante (NaOH) Vb*10^-pH Vol. Titulante (NaOH) Vb*10^-pH
0,00 0 9,39 0,0310932
1,00 0,0194984 9,61 0,0277155
2,00 0,0355656 9,79 0,0245914
3,00 0,0464645 10,00 0,0218776
4,00 0,0552154 10,20 0,0189933
5,00 0,0587449 10,40 0,015741
6,00 0,0586342 10,60 0,0118934
7,00 0,055603 10,80 0,0080062
8,00 0,0471075 11,00 0,0042795
8,20 0,0440366 11,20 0,0004563
8,40 0,0420997 11,40 1,016E-08
8,60 0,0402252 11,60 1,243E-09
8,80 0,037539 11,80 5,151E-10

16
9,00 0,0358296 12,0 3,084E-10
9,20 0,0334032 12,20 2,325E-10
Figura 5: Gráfico de Gran de uma titulação potenciométrica de HCl (~0,10 mol/L) X
NaOH (0,09911 mol/L).
Encontrando-se a equação da reta de um determinado segmento linear do gráfico foi
possível calcular o volume da base no ponto de equivalência da seguinte maneira:
Equação 9: y = -0,0113x + 0,1374
Sendo, 1: x = VPF
2: y = -0,0113x + 0,1374
0 = -0,0113x + 0,1374
0,0113x = 0,1374
x = 0,1374
0,0113⁄
x = 12,16
Substituindo 1 em 2: VPF = 12,16 mL
Utilizando-se do valor obtido acima, foi possível descobrir a concentração exata do
Ácido Clorídrico titulado (0,1205 mol/L) da seguinte forma:
Equação 10: M1.V1 = M2.V2
y = -0.0113x + 0.1374
R² = 0.9964
0
0.005
0.01
0.015
0.02
0.025
0.03
0.035
0.04
0.045
8.50 8.60 8.70 8.80 8.90 9.00 9.10 9.20 9.30 9.40 9.50
Vb*10^-pH
Vol. de base(NaOH)

17
M1.10,00 = 0,09911x12,16
M1 = 0,1205 mol/L
Em uma segunda etapa do experimento 2 realizou-se outra titulação
potenciométrica, desta vez de uma amostra de vinagre onde seu titulante foi uma
solução padronizada de NaOH (0,09911 mol/L), com o intuito de desvendar o teor de
ácido acético na solução. As medições de pH a cada respectivo volume adicionado
de base estão listadas na tabela a seguir:
Tabela 6: Valores de pH obtidos de uma amostra de vinagre em função do volume
adicionado de titulante (NaOH 0,09911 mol/L).
Vol. Titulante (NaOH) pH Vol. Titulante (NaOH) pH
0,00 3,31 7,21 5,66
1,00 3,71 7,40 5,81
2,00 4,10 7,60 6,03
3,00 4,38 7,80 6,39
4,00 4,61 8,00 7,90
5,00 4,85 8,20 9,68
6,00 5,13 8,40 10,19
6,20 5,19 8,60 10,48
6,40 5,26 8,80 10,65
6,60 5,35 9,00 10,77
6,81 5,43 9,20 10,85
7,00 5,53 9,40 10,93
Semelhantemente à titulação realizada anteriormente, foi possível construir quatro
gráficos (Figuras 6 - 9) que auxiliam na detecção do ponto de equivalência da

18
titulação potenciométrica do vinagre em função do volume de NaOH adicionado. Os
valores obtidos para a construção dos gráficos das 1ª e 2ª Derivadas e do gráfico de
Gran estão listados nas tabelas 7, 8 e 9, respectivamente, e para a obtenção dos
mesmos as equações 6, 7 e 8 foram utilizadas novamente.
Figura 6: Curva de titulação de uma amostra de vinagre em função dos volumes de
titulante (NaOH 0,09911 mol/L) adicionados.
NaOH (0,09911 mol/L).
Vmédio1 (mL) ∆pH/∆V Vmédio1 (mL) ∆pH/∆V
0,50 0,4 7,31 0,789474
1,50 0,39 7,50 1,1
2,50 0,28 7,70 1,8
3,50 0,23 7,90 7,55
4,50 0,24 8,10 8,9
5,50 0,28 8,30 2,55
6,10 0,3 8,50 1,45
6,30 0,35 8,70 0,85
6,50 0,45 8,90 0,6
6,71 0,380952 9,10 0,4
6,91 0,526316 9,30 0,4
-0.00005
0
0.00005
0.0001
0.00015
0.0002
0.00025
0.00 2.00 4.00 6.00 8.00 10.00
pH
Volume de NaOH (mL)

19
7,11 0,619048 - -
Figura 7: Gráfico da 1ª Derivada da titulação potenciométrica de vinagre X NaOH
(0,09911 mol/L).
NaOH (0,09911 mol/L).
Vmédio2 (mL) ∆(∆pH/∆V)/∆V Vmédio2 (mL) ∆(∆pH/∆V)/∆V
1,00 -0,01 7,21 0,852130326
2,00 -0,11 7,40 1,592442645
3,00 -0,05 7,60 3,5
4,00 0,01 7,80 28,75
5,00 0,04 8,00 6,75
5,80 0,033333333 8,20 -31,75
6,20 0,25 8,40 -5,5
6,40 0,5 8,60 -3
6,60 -0,336817654 8,80 -1,25
6,81 0,726817043 9,00 -1
7,01 0,463659148 9,20 -1,77636E-14
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
0.00 2.00 4.00 6.00 8.00 10.00
∆pH/∆V
Vmédio1

20
Figura 8: Gráfico da 2ª Derivada de uma titulação potenciométrica de vinagre X
NaOH (0,09911 mol/L).
da titulação potenciométrica de uma amostra de vinagre X NaOH (0,09911 mol/L).
Vol. Titulante (NaOH) Vb*10^-pH Vol. Titulante (NaOH) Vb*10^-pH
0,00 0 1,57738E-05 0,0310932
1,00 0,000194984 1,14612E-05 0,0277155
2,00 0,000158866 7,09273E-06 0,0245914
3,00 0,000125061 3,17757E-06 0,0218776
4,00 9,81884E-05 1,00714E-07 0,0189933
5,00 7,06269E-05 1,71322E-09 0,015741
6,00 4,44786E-05 5,4235E-10 0,0118934
6,20 4,00306E-05 2,84773E-10 0,0080062
6,40 3,51706E-05 1,97007E-10 0,0042795
6,60 2,94811E-05 1,52842E-10 0,0004563
-40
-30
-20
-10
0
10
20
30
40
0.00 2.00 4.00 6.00 8.00 10.00
∆(∆pH/∆V)/∆V
Vmédio2

21
6,81 2,53015E-05 1,29953E-10 1,016E-08
7,00 2,06585E-05 1,1044E-10 1,243E-09
Figura 9: Gráfico de Gran de uma titulação potenciométrica de vinagre X NaOH
(0,09911 mol/L).
Encontrando-se a equação da reta do segmento linear do gráfico encontrou-se o
volume de NaOH no ponto de equivalência da seguinte maneira:
Equação 11: y = -0,00003x + 0,0002
Sendo, 1: x = VPF
2: y = -0,00003x + 0,0002
0 = -0,00003x + 0,0002
0,00003x = 0,0002
x = 0,0002
0,00003⁄
x = 6,67
Substituindo 1 em 2: VPF = 6,67 mL
Utilizando-se a Equação 10 e o valor do ponto de equivalência encontrado acima,
encontrou-se a concentração do ácido acético presente no vinagre, a qual é igual a
0,0661 mol/L.
Para obter o teor de ácido no vinagre o valor da concentração em mol/L obtido
acima foi aplicado na Equação 12 e o cálculo foi realizado da seguinte forma:
y = -3E-05x+ 0.0002
R² = 0.9999
0
0.00002
0.00004
0.00006
0.00008
0.0001
0.00012
0.00014
0.00 1.00 2.00 3.00 4.00 5.00 6.00 7.00
Vb*10^-pH
Vol. de base(NaOH)

22
Equação 12: C = M. MM
Onde: MM (ácido acético) = 60,5 g/mol
C = 0,0661x60,5
C = 3,9991 g/L
Desta maneira, encontrou-se o percentual em m/V do ácido acético presente no
vinagre, igual a 3,9991%, ou aproximadamente 4%. Tal valor condiz com as
especificações da legislação Brasileira que estabelece 4% como teor mínimo de
ácido acético para vinagre e 4 a 6 a porcentagem do ácido que se deve conter no
vinagre para consumo [8].
Comparando-se as curvas de titulação de ambas as amostras (Figuras 2 e 6), é
possível observar que a curva do HCl apresenta maior inflexão comparada à curva
da amostra de vinagre. Sabendo-se que grande parte do vinagre é composta pelo
ácido acético, o fato observado pode ser explicado pela força ácida dos mesmos. É
sabido que quanto maior a força do ácido ou base, ou sua concentração em solução,
maior será o salto potenciométrico; tal fato foi o que se constatou
experimentalmente, já que o ácido clorídrico é muito mais forte do que o Acético.
5. Conclusão
Através de tais experimentos, foi possível calibrar um potenciômetro e com isso
determinar o pH de diferentes amostras ácidas e básicas através da potenciometria
direta. Além disso, com a execução de duas titulações potenciométricas, também foi
realizável a determinação da concentração de uma solução de ácido clorídrico e do
teor de ácido acético no vinagre, podendo assim compará-los com base nos perfis
de suas respectivas curvas potenciométricas.
6. Referências
[1] – SKOOG, HOLLER, NIEMAN, Princípios de Análise Instrumental, 5ª Edição,
Editora Bookman, São Paulo-SP, 2002.

23
[2] – SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica,
Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006.
[3] – Disponível em: http://www.scielo.br/pdf/%0D/abd/v77n5/en_v77n5a06.pdf.
Acesso em: 20 de julho de 2015.
[4] – Disponível em:
http://analiticaqmc20132.paginas.ufsc.br/files/2013/11/potenciometria-rev.pdf.
Acesso em: 17 de julho de 2015.
[5] – FERNANDES, C. Estudo e determinação do pH. Disponível em:
http://www.dec.ufcg.edu.br/saneamento/PH.html. Acesso em: 17 de julho de 2015.
[6] – Disponível em: http://www.agsolve.com.br/dicas-e-solucoes/a-importancia-da-
calibracao-e-manutencao-de-equipamentos. Acesso em: 26 de julho de 2015.
[7] – HARRIS, D. C.; Análise Analítica Quantitativa; 6. Ed. Rio de Janeiro, RJ: LTC;
2005.
[8] – Disponível em:
http://sistemasdeproducao.cnptia.embrapa.br/FontesHTML/Vinagre/SistemaProduca
oVinagre/composicao.htm. Acesso em: 26 de julho de 2015.

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