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Métodos Eletroanalíticos -
Potenciometria
Análise Instrumental
Engenharia Química – 4 Ano
Métodos Eletroanalíticos
• Compreendem um grupo de métodos analíticos baseado nas propriedades
elétricas das soluções de um analito em uma célula eletroquímica.
• Propriedades elétricas monitoradas:
• Diferença de Potencial: Potenciometria
• Resistência: Condutometria
• Corrente: Voltametria
• Carga: Coulometria
Métodos Eletroanalíticos
• Medem concentrações de espécies eletroativas, fazendo uso da
seletividade do potencial e do material do eletrodo, no equilíbrio ou fora
da condição de equilíbrio
• As propriedades elétricas podem ser medidas em função do tempo, ou do
volume (titulações).
• Vantagens:
• Baixos limites de detecção,
• Especiação química (diferentes espécies de um dado elemento),
• instrumentação barata.
Fonte: SERRA
Métodos Eletroanalíticos
• Potenciometria
• Baseada na medida de diferença de potencial entre dois eletrodos em
uma célula galvânica: o eletrodo indicador e o eletrodo de referência;
• Baseia – se na medida de potencial de uma célula eletroquímica, na
ausência de corrente
• Potenciometria Direta: medida direta da diferença de potencial entre os
eletrodos se relaciona com a concentração do íon de interesse;
• Titulação Potenciométrica: medida da diferença de potencial de uma
célula durante uma titulação. A partir do ponto final da titulação pode –
se determinar a contração do analito
Métodos Eletroanalíticos
Potenciometria direta (Fonte: LESSA) Titulação potenciométrica (Fonte:
JULIANO)
Revisão de Conceitos Básicos de 
Eletroquímica
Célula Galvânica
• Componentes de uma Célula Eletroquímica:
• 2 condutores imersos em uma solução contendo eletrólitos (eletrodos)
• 1 condutor eletrônico externo para permitir o fluxo de elétrons
• 1 condutor iônico para evitar o contato direto dos reagentes e permitir
o fluxo de íons (neutralidade de cargas) – Ponte salina
• Anodo: eletrodo onde ocorre o processo de Oxidação (perda de
elétrons)
• Catodo: eletrodo onde ocorre o processo de Redução (ganho de
elétrons)
Célula Galvânica
Fonte: Introdução à Eletroanalítica
Célula Galvânica
• Diferença de Potencial em uma Célula Eletroquímica Realizando Trabalho é
a medida da tendência da reação ocorrer em direção ao equilíbrio
2 Ag+ (aq) + Cu(s) ⇌ 2 Ag(s) + Cu2+ (aq)
• Equação de Nernst:
• Relaciona as atividades das espécies envolvidas na semirreação com potencial
de eletrodo, E, e o seu potencial de eletrodo padrão, E0;
• E° é o valor do potencial do eletrodo, relativo ao potencial do eletrodo padrão
de hidrogênio, quando as atividades de todas as espécies são unitárias
Célula Galvânica
• Potencial da Célula Eletroquímica: calculado a partir do potencial dos
eletrodos
• 1 º Caso: Reação de oxirredução: 
• São usados os potenciais de redução das semirreações envolvidas. 
E = E (catodo) – E (anodo)
• E (catodo) e E (anodo) são os potenciais de cada semirreação
(redução e oxidação, respectivamente), obtidos pela equação de
Nernst
Célula Galvânica
• Potencial da Célula Eletroquímica: calculado a partir do potencial dos
eletrodos
• 2 º Caso: Reação que não envolve processos redox:
• Por convenção, o potencial da célula é a diferença entre o potencial do 
eletrodo indicador e o de referência
E = E (indicador) – E (referência)
• Eletrodo indicador: desenvolve um potencial que depende da atividade
do analito.
• Eletrodo de referência: apresenta um potencial conhecido, constante, e
independente da composição da solução em estudo.
Equação de Nernst
• Considerando a célula representada ao lados,
tem – se:
• Semirreação de oxidação: Cu ⇌ Cu2+ + 2 e
• Semirreação de redução: Ag+ + 1 e ⇌ Ag (X2)
• Reação Global: Cu + 2 Ag+ ⇌ Cu2+ + 2 Ag
Equação de Nernst
• A diferença de potencial estabelecida entre os eletrodos, ou o potencial da célula, é dada
pela Equação de Nernst:
Δ𝐸 = Δ𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
• [Produtos] e [Reagentes] são as concentrações das espécies iônicas, de reagentes e
produtos, elevados aos respectivos coeficientes estequiométricos;
• E° é a diferença de potencial padrão, estabelecida entre o catodo e o anodo
E° = E°(catodo) – E°(anodo)
• T = temperatura (Kelvin)
• R = constante dos gases (8,314 J K – 1 mol – 1 )
• F = constante de Faraday (96500 C/mol)
Equação de Nernst
• Para a célula eletroquímica anterior:
Cu + 2 Ag+ ⇌ Cu2+ + 2 Ag
Δ𝐸 = Δ𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
𝐶𝑢2+
1
𝐴𝑔+ 2
Δ𝐸𝑜 = 𝐸° 𝐴𝑔
+
/𝐴𝑔 − 𝐸°(𝐶𝑢2
+
/𝐶𝑢)
• E°: potencial padrão do eletrodo, medido em relação ao Eletrodo Padrão
de Hidrogênio
Equação de Nernst
• O potencial de célula também pode ser determinado aplicando – se a
Equação de Nernst a cada um dos eletrodos individuais, sempre no
sentido da Redução, e fazendo – se:
E = E(catodo) – E (anodo)
• Neste caso, o catodo é o eletrodo de maior potencial (portanto sofre
redução), e o anodo é o eletrodo de menor potencial (sofre oxidação)
Equação de Nernst
Exemplo:
1) Uma célula é formada pela imersão de um eletrodo de cobre, em
solução de íons Cu2+ igual a 0,1 mol/L, e eletrodo de zinco imerso em
solução de íons Zn2+ igual a 0,01 mol/L. Determine o potencial da
célula, utilizando a equação de Nernst para a Equação Global, e para as
semirreações, sabendo que:
E° (Cu2+/Cu) = + 0,34 V
E° (Zn2+/Zn) = – 0,76 V
Equação de Nernst
Exemplo:
a) Equação global:
Como E° (Cu2+/Cu) > E° (Zn2+/Zn), então:
• Eletrodo de cobre é o catodo (sofre redução)
• Eletrodo de zinco é o anodo (sofre oxidação)
• Oxidação: Zn (s) → Zn 2+(aq) + 2e
• Redução: Cu2+ (aq) + 2 e → Cu (s)
• Reação Global: Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn 2+(aq)
Equação de Nernst
Exemplo:
Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn 2+(aq)
Δ𝐸 = Δ𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
[𝑍𝑛2+]
𝐶𝑢2+
Δ𝐸° = 𝐸° 𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸° 𝑎𝑛𝑜𝑑𝑜
Δ𝐸° = 0,34 𝑉 − −0,76 𝑉 ⟹ Δ𝐸° = 1,10 𝑉
Equação de Nernst
Exemplo:
Δ𝐸 = Δ𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
[𝑍𝑛2+]
𝐶𝑢2+
Δ𝐸 = 1,10 𝑉 −
8,314 𝐽 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1 . 298 𝐾
2 . 96500 𝐶 𝑚𝑜𝑙−1
ln
[0,01]
0,1
Δ𝐸 = 1,10 𝑉 −
0,0128 𝐽
𝐶
ln 0,1 ⟹ Δ𝐸 = 1,10 𝑉 − 0,0128 𝑉 . (−2,30)
Δ𝐸 = 1,13 𝑉
Equação de Nernst
Exemplo:
b) Semirreações: neste caso, as duas semirreações são escritas no sentido da 
Redução:
• Eletrodo de Cobre: Cu2+ + 2 e → Cu
𝐸 = 𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
1
[𝐶𝑢2
+
]
𝐸 = 0,34 𝑉 −
8,314 𝐽 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1. 298 𝐾
2. 96500 𝐶 𝑚𝑜𝑙−1
ln
1
0,1
Equação de Nernst
Exemplo:
𝐸 = 0,34 𝑉 −
8,314 𝐽 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1. 298 𝐾
2. 96500 𝐶 𝑚𝑜𝑙−1
ln
1
0,1
𝐸 = 0,34 𝑉 − 0,0128 𝐽 𝐶−1 (2,303)
𝐸 = 0,31 𝑉
Equação de Nernst
Exemplo:
• Eletrodo de Zinco: Zn2+ + 2 e → Zn
𝐸 = 𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
1
[𝑍𝑛2
+
]
𝐸 = −0,76 𝑉 −
8,314 𝐽 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1. 298 𝐾
2. 96500 𝐶 𝑚𝑜𝑙−1
ln
1
0,01
Equação de Nernst
Exemplo:
𝐸 = −0,76 𝑉 −
8,314 𝐽 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1. 298 𝐾
2. 96500 𝐶 𝑚𝑜𝑙−1
ln
1
0,01
𝐸 = −0,76 𝑉 − 0,0128 𝐽𝐶−1 ln 100
𝐸 = −0,819 𝑉
Equação de Nernst
Exemplo:
• Como E (Cu2+/Cu) > E (Zn2+/Zn), então:
• Eletrodo de cobre é o catodo (sofre redução)
• Eletrodo de zinco é o anodo (sofre oxidação)
𝐸 = 𝐸 𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸 𝑎𝑛𝑜𝑑𝑜
𝐸 = 0,31 𝑉 − −0,819𝑉
𝐸 = 1,13 𝑉
Potenciometria
Potenciometria
• Potenciometria:
• Técnica baseada na medida da diferença de potencial estabelecida
entre dois eletrodos (eletrodo indicador e de referência), em uma célula
galvânica;
• Mede-se o potencial da célula (ou a diferença de potencial entre dois
eletrodos - indicador e o de referência), mergulhados numa solução a
analisar, através da qual não passa corrente
• A resposta instrumental é a diferença de potencial entre os eletrodos da
célula (ou o potencial da célula), que se relaciona com a concentração
da espécie de interesse
Potenciometria
• Potenciometria:
• Potenciometria direta: a medida direta da diferença de potencial da
célula se relaciona com a concentração do íon de interesse;
• Titulação Potenciométrica: é medida a diferença de potencial da célula
durante uma titulação; variação brusca desta diferençade potencial
indica o ponto final da titulação
Potenciometria
• Na análise potenciométrica:
∆𝐸 = 𝐸 𝑖𝑛𝑑𝑖𝑐𝑎𝑑𝑜𝑟 − 𝐸 (𝑟𝑒𝑓𝑒𝑟ê𝑛𝑐𝑖𝑎)
• Eletrodo Indicador: eletrodo sensível à espécie que se deseja determinar;
desenvolve um potencial que depende da concentração do analito
• Eletrodo de Referência: possui potencial constante e exatamente
conhecido, independente da concentração do analito ou de outro íon
presente na solução
Potenciometria
• Na análise:
• Valor medido: potencial da célula (Ecel ou E)
• Valor conhecido: potencial do eletrodo de
referência (Eref)
• Valor a ser determinado: potencial do
eletrodo indicador (Eind)
• A partir do valor do Eind, pode – se
determinar, utilizando a Equação de Nernst,
a concentração da espécie de interesse
Potenciometria
1) Eletrodo de Referência:
• Idealmente tem um potencial exatamente conhecido, constante, e
completamente insensível à composição da solução do analito
• Deve ser robusto, fácil de construir e manter o potencial constante
mesmo com a passagem de pequenas correntes
Potenciometria
1.1. Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH):
• Metal condutor é um pedaço de platina
recoberto com platina finamente dividida
(platina platinizada);
• Platina imersa em solução aquosa ácida
contendo íons H+ com atividade constante
e conhecida (1,0);
• Solução mantida saturada de hidrogênio
(H2), borbulhando – se o gás sobre o
eletrodo à pressão constante (1,0 atm);
Potenciometria
• A semirreação responsável pelo potencial desenvolvido neste eletrodo é:
2 𝐻+ 𝑎𝑞 + 2 𝑒 ⇋ 𝐻2 𝑔 𝐸° = 0,00 𝑉
• O Potencial do EPH pode ser determinado através da Equação de Nernst:
𝐸(𝐸𝑃𝐻) = 𝐸𝑜 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
𝑃(𝐻2)
𝑎𝐻+ 2
Potenciometria
• O potencial desenvolvido pelo eletrodo depende, portanto, da pressão do
gás e da atividade (ou concentração) do íon H+;
• Como a atividade dos íons H+ é mantida constante e igual a 1,0, e a pressão
do gás é mantida constante e igual a 1,0 atm, então:
𝐸(𝐸𝑃𝐻) = 𝐸𝑜 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
1
1
• Como E°(H+/H2) = 0,0 V, então: 
𝐸 𝐸𝑃𝐻 = 𝐸𝑜 = 0,0 𝑉
Potenciometria
1.2. Eletrodo de Prata/Cloreto de Prata:
• Consiste de um fio de prata, revestido com
cloreto de prata;
• Fio é imerso em uma solução saturada de
cloreto de potássio com cloreto de prata;
• O eletrodo é preparado com uma solução
saturada de KCl, ou com concentração igual a
3,5 mol/L
Potenciometria
• O potencial do eletrodo é determinado pela semirreação:
𝐴𝑔𝐶𝑙 𝑠 + 𝑒 ⇋ 𝐴𝑔 𝑠 + 𝐶𝑙− 𝑎𝑞 𝐸° = +0,222 𝑉
• O potencial do eletrodo de prata/cloreto de prata é calculado através da
equação:
𝐸 = 𝐸𝑜 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln[𝐶𝑙−]
Potenciometria
• O potencial do eletrodo depende, portanto, tanto da temperatura quanto
da concentração de Cloreto da solução;
• Quando estas variáveis são mantidas constantes, o potencial do eletrodo
não varia;
Potencial / V (vs EPH)
T /°C Ag/AgCl (KCl 3,5 mol/L) Ag/AgCl (KClSaturado)
15 0,212 0,209
20 0,208 0,204
25 0,205 0,199
30 0,201 0,194
35 0,197 0,189
Potenciometria
1.3. Eletrodo de Calomelano Saturado
(ECS):
• Formado por Mercúrio em contato com uma
solução saturada de cloreto de mercúrio I
(Calomelano), e que também contém uma
concentração conhecida de cloreto de
potássio;
• O eletrodo é preparado com uma solução
saturada de KCl, em contato com KCl sólido,
ou com concentração igual a 3,5 mol/L
Potenciometria
• O potencial desenvolvido pelo Eletrodo de Calomelano Saturado:
𝐻𝑔2𝐶𝑙2 𝑠 + 2 𝑒 ⇋ 2 𝐻𝑔 𝑙𝑖𝑞 + 2 𝐶𝑙
− 𝑎𝑞 𝐸° = +0,268 𝑉
• O potencial do eletrodo de prata/cloreto de prata é calculado através da
equação:
𝐸 = 𝐸𝑜 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝐶𝑙− 2
Potenciometria
• O potencial do eletrodo também depende somente da temperatura e da
concentração de Cloreto da solução, e quanto estas variáveis são mantidas
constantes, o potencial do eletrodo não varia;
Potencial / V (vs EPH)
T /°C Calomelano (KCl 3,5 mol/L) Calomelano (KCl Saturado)
15 0,254 0,251
20 0,252 0,248
25 0,250 0,244
30 0,248 0,241
35 0,246 0,238
Potenciometria
2) Eletrodo Indicador:
• Idealmente responde de forma rápida e reprodutível a variações na
concentração de um analito, ou grupo de analitos;
• Idealmente deve também ser seletivos ao íon analisado
• Podem ser de 2 tipos: eletrodos metálicos e eletrodos de membrana;
• Os eletrodos metálicos podem ser classificados em Ativos (Eletrodo de
Primeira Classe e Segunda Classe) e Inertes (eletrodos para sistemas
Redox)
Potenciometria
2.1. Eletrodos Metálicos:
• Desenvolvem um potencial que é determinado pela posição de
equilíbrio de uma reação redox na superfície do eletrodo.
• Estes eletrodos são classificados em função da sua composição,
que define também sua capacidade de responder a uma
determinada espécie iônica
Potenciometria
a) Eletrodos Metálicos de Primeira Classe:
• Consiste em um metal puro em equilíbrio direto com seu cátion em
solução;
• A única reação que está envolvida, e ocorre na superfície do eletrodo é:
𝑀𝑛+ 𝑎𝑞 + 𝑛 𝑒 ⇋ 𝑀 𝑠 𝐸° ( ൗ𝑀
𝑛+
𝑀)
• O potencial do eletrodo é dado por:
𝐸 = 𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
1
[𝑀𝑛+]
Potenciometria
a) Eletrodos Metálicos de Primeira Classe:
• Não são amplamente utilizados em determinações potenciométricas
pois:
• Não são muito seletivos, uma vez que respondem ao cátion do metal e a
cátions que possuem maior potencial de redução (mais facilmente
reduzidos);
• Alguns metais podem ser oxidados em meio ácido, e então o eletrodo só
pode ser utilizado em meio neutro ou alcalino;
• Alguns metais podem ser oxidados pelo oxigênio, então somente são
utilizado em meios desaerados;
• Podem não fornecer potenciais reprodutíveis
Potenciometria
b) Eletrodos Metálicos de Segunda Classe
• Um eletrodo metálico que responde à atividade de um ânion ao qual
seu cátion forma um precipitado ou um complexo estável;
• Estes eletrodos são usados para medir a concentração de ânions em
solução.
• Estes ânions são espécies que formam precipitados com o metal do
eletrodo, ou um complexo estável.
Potenciometria
b) Eletrodos Metálicos de Segunda Classe
• Um eletrodo de prata, por exemplo, pode ser utilizado para determinar
a concentração de íons cloreto, na presença de AgCl (s)
𝐴𝑔
+
𝑎𝑞 + 1 𝑒 ⇋ 𝐴𝑔 𝑠 𝐸° ൘
𝐴𝑔+
𝐴𝑔
• Para este eletrodo, tem – se:
𝐸 = 𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
1
[𝐴𝑔+]
Potenciometria
b) Eletrodos Metálicos de Segunda Classe
• AgCl é um sal pouco solúvel, então:
𝐴𝑔𝐶𝑙 𝑠 ⇋ 𝐴𝑔
+
𝑎𝑞 + 𝐶𝑙
−
𝑎𝑞 (𝐾𝑠)
𝐾𝑠 = 𝐴𝑔+ . 𝐶𝑙−
𝐴𝑔+ =
𝐾𝑠
𝐶𝑙−
Potenciometria
b) Eletrodos Metálicos de Segunda Classe
• Como:
𝐸 = 𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
1
𝐴𝑔+
• e:
𝐴𝑔+ =
𝐾𝑠
𝐶𝑙−
• Então:
𝐸 = 𝐸° −
𝑅 𝑇
𝑛𝐹
ln
1
( ൗ𝐾𝑠 𝐶𝑙− )
• Em uma solução saturada com cloreto de prata, um eletrodo de prata pode
servir como um eletrodo indicador para o íon cloreto
Potenciometria
c) Eletrodos Metálicos Inertes (eletrodos para sistemas redox):
• O metal não participa da reação, servindo apenas como condutor de
elétrons do processo redox;
• Atuam como fontes ou depósito de elétrons transferidos a partir do
sistema de óxido-redução presente na solução;
• Materiais como ouro, platina, paládio podem ser utilizados para
monitorar sistemas redox;
• Por exemplo, o eletrodo de platina pode ser utilizado em solução
contendo Fe (II) e Fe (III):
Potenciometria
c) Eletrodos Metálicos Inertes (eletrodos para sistemas redox):
• Por exemplo, o eletrodo de platina pode ser utilizado em solução
contendo Fe (II) e Fe (III):
• Para este sistema, a reação é:
𝐹𝑒3+ 𝑎𝑞 + 1 𝑒 ⇌ 𝐹𝑒2+ 𝐸° ൗ𝐹𝑒
3+
𝐹𝑒2+
• O potencial do eletrodo é dado por:
𝐸 = 𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
𝐹𝑒2+
[𝐹𝑒3+]
Potenciometria
• Exemplo 1:
Deseja – se determinar a concentração de íons prata em uma solução;
para isso mediu – se a diferença de potencial estabelecida entre um
eletrodo indicador de prata, e um eletrodo de prata/cloreto de prata
como referência. Considerando que a diferença de potencial foi de
0,430V, determinar a concentração da solução.
E(AgCl/Ag) = 0,199 V E° (Ag+/Ag)= 0,800 V
Potenciometria
• Exemplo 1:
E = 0,430 V E (ref) = 0,199 V [Ag+] = ?
E = E(ind) – E(ref) 
0,430 V = E (ind) – 0,199 V
E(ind) = 0,629 V
Como E(ind) = prata, então:
Ag+ + 1 e ⇌ Ag
𝐸(𝑖𝑛𝑑) = 𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
1
𝐴𝑔+
Potenciometria
• Exemplo 1:
Portanto:
0,629 𝑉 = 0,800 𝑉 −
8,314 𝐽 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1 298 𝐾
1. 96500 𝐶 𝑚𝑜𝑙−1
ln
1
𝐴𝑔+
0,629 𝑉 − 0,800 𝑉 = −0,0257 𝑉 . ln
1
𝐴𝑔+
− 0,171𝑉 = −0,0257 𝑉 (ln 1 − ln[𝐴𝑔+]
− 0,171 𝑉
− 0,0257 𝑉
= − ln[𝐴𝑔+]
Potenciometria
• Exemplo 1:
− 0,171 𝑉
− 0,0257 𝑉
= − ln[𝐴𝑔+]
6,65 = − ln[𝐴𝑔+]
𝐴𝑔+ = 𝑒− 6,65
𝐴𝑔+ = 1,3 . 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿
Potenciometria
• Exemplo 2:
Qual a concentração de íons X+ em uma solução, sabendo que uma
célula galvânica contendo o metal X e o eletrodo de Calomelano
Saturado apresenta diferença de potencial igual a + 0,350 V?
E° (X+/X) = 0,750 V E (ECS) = 0,244 V
Potenciometria
• Exemplo 3:
Eletrodos de platina e de calomelano saturado são mergulhados em
solução contendo solução de Br2 (aq) a 2,7. 10
– 3 mol/L e Br– (aq) a
0,234 mol/L. Qual o potencial líquido (E) desta célula?
E° (Br2/Br
–) = 1,098 V E (ECS) = 0,244 V
E = E(ind) – E (ref) E = E (ind) – 0,244 V
Potenciometria
• Exemplo 4:
Qual a concentração de íons cloreto em uma solução saturada de AgCl,
sabendo que quando um eletrodo de prata e um eletrodo de
calomelano saturado são imersos na solução, a diferença de potencial
estabelecida entre eles é igual a 0,082 V?
E° (Ag+/Ag) = 0,800 V E (ECS) = 0,244 V
Ks (AgCl) = 1,8 . 10 – 10
Potenciometria
• Exemplo 5:
A 100 mL de uma solução de NaCl 0,100 mol/L foi adicionada solução de
AgNO3 0,100 mol/L, e a diferença de potencial estabelecida entre um
eletrodo de prata medido e um eletrodo de calomelano saturado foi medida.
Qual será a diferença de potencial quando o volume de nitrato de prata
adicionado for igual a:
a) 60 mL
b) 120 mL
E° (Ag+/Ag) = 0,800 V E (ECS) = 0,244 V Ks(AgCl) = 1,8 x 10 – 10
Potenciometria
• Exemplo 6:
50 mL de solução de AgNO3 0,010 mol / L são tratados com solução de KSCN a
0,025 mol / L, utilizando – se eletrodo de prata/cloreto de prata como eletrodo de
referência, e um eletrodo metálico de prata, como eletrodo indicador. Qual o
potencial da célula após a adição dos seguintes volumes de KSCN:
a) 5 mL antes do ponto estequiométrico
b) No ponto estequiométrico
c) 5 mL após o ponto estequiométrico
E(Ag+/Ag) = + 0,80 V E (Ag/AgCl) = 0,199 V Ks (AgBr) = 5 x 10 – 13
Potenciometria
• Exemplo 7:
A seguinte célula foi usada para a determinação de p(CrO4):
ECS || Ag2CrO4(sol. sat.), CrO4
2– (x mol/L) | Ag 
E° (Ag2CrO4/Ag) = 0,446 V
Calcule o pCrO4 se o potencial da célula for 0,336 V
Potenciometria
• Atividade:
30 mL de solução de NaBr 0,05 mol / L são tratados com solução de AgNO3 a
0,100 mol / L, utilizando – se eletrodo de calomelano saturado como
eletrodo de referência, e um eletrodo metálico de prata, como eletrodo
indicador. Qual a diferença de potencial entre os eletrodos, após a adição
dos seguintes volumes de AgNO3:
a) 10 mL b) 20 mL
E(Ag+/Ag) = + 0,80 V E (ECS) = 0,244V Ks (AgSCN) = 5 x 10 – 13
Potenciometria
• Potencial de Junção Líquida:
• Quando um eletrodo de referência é imerso em uma solução, é gerada
uma diferença de potencial na interface entre as duas soluções (do
eletrodo e a de estudo)
• Esta diferença de potencial se deve à diferença na composição das
soluções eletrolíticas, e é chamado de Potencial de Junção;
• Este potencial de junção é o resultado de uma distribuição desigual de
cátions e ânions através da vizinhança, devido às diferenças nas taxas
em que estas espécies se difundem
Potenciometria
• Potencial de Junção Líquida:
• Considerando, por exemplo, uma solução de HCl 1,00 mol/L em contato
com uma solução 0,01 mol/L deste mesmo ácido, separados por uma
placa porosa:
• Tanto o íon Hidrogênio quanto os íons cloreto tendem a se difundir da
solução mais concentrada para a solução mais diluída;
• Como os íons hidrogênio possuem maior mobilidade do que os íons
cloreto, estes íons irão atravessar a placa porosa mais rapidamente do
que os íons cloreto;
Potenciometria
• Potencial de Junção Líquida:
• Como consequência, o lado mais diluído da vizinhança torna – se carregado
positivamente por causa da difusão mais rápida do íon H+;
• O lado mais diluído da vizinhança torna – se carregado positivamente,
enquanto que o mais concentrado adquire carga negativa, devido ao excesso
de íons cloreto
Potenciometria
• Potencial de Junção Líquida:
• A carga desenvolvida na interface impede que a difusão continue, de tal
forma que uma condição de equilíbrio é atingida rapidamente;
• A grandeza do Potencial de Junção Líquida (Ej) pode ser minimizada pela
colocação de uma ponte salina entre as duas soluções;
• A ponte salina é mais efetiva se as mobilidades dos íons positivos e negativos
nela presentes forem aproximadamente iguais e suas concentrações
elevadas;
• Um sal que apresenta tais características é o KCl, e por isso uma solução
saturada de KCl é utilizada para minimizar os efeitos do Potencial de Junção
Líquida
Potenciometria
2.2. Eletrodo de Membrana – Eletrodo de íon seletivo (EIS):
• Potencial se deve a um potencial de junção entre a membrana que separa
a solução do eletrodo da solução da espécie a ser analisada.
• Baseiam-se na formação de potenciais através de membranas
semipermeáveis, que devem deixar passar tão seletivamente quanto
possível, a espécie iônica interessada (analito).
• O eletrodo responde seletivamente a um determinado tipo de íon; os
eletrodos de íons seletivo não envolvem um processo redox
• A principal característica de um eletrodo de íon seletivo ideal é a presença
de uma fina membrana que, idealmente se liga apenas ao íon de interesse
Potenciometria
2.2. Eletrodo de Membrana – Eletrodo de íon seletivo (EIS):
• O potencial observado é um tipo de Potencial de Junção, que se
desenvolve através da membrana que separa a solução do analito de
uma solução de referência
• Os EIS são constituídos de dois eletrodos de referência, um interno e
outro externo.
Potenciometria
• Propriedades da membrana:
• Mínima solubilidade: solubilidade da
membrana na solução da espécie a ser
analisada deve ser praticamente zero;
• Condutividade elétrica: membrana deve
apresentar um mínimo de condutividade
elétrica;
• Reatividade seletiva com a espécie a ser
determinada – a membrana deve ser
capaz de ligar-se seletivamente ao íon que
pretende-se determinar (troca-iônica,
complexação, cristalização)
Potenciometria
• Supondo que se deseja medir a [C+ ] em uma solução desconhecida,
através de um EIS conforme o esquema anterior:
• A membrana é constituída de um polímero impregnado com um líquido
contendo um ânion hidrofóbico (R–), e um ligante L, capaz de se ligar
seletivamente ao cátion C+
• A parte interna do eletrodo encontra – se cheia de solução que contém
também o íon C+ (além de B –) e a parte externa do eletrodo é mergulhada na
solução do analito;
• O ligante da membrana se liga seletivamente ao íon que se deseja determinar
(C+) (idealmente, o ligante somente se liga ao analito);
Potenciometria
• Supondo que se deseja medir a [C+ ] em uma solução desconhecida,
através de um EIS conforme o esquema anterior:
• C+ que se encontra que se encontra ligado ao ligante L, pode se difundir
através da interface, mas a o R– (hidrofóbico) não pode sair da membrana e o
ânion A– não pode penetrar na membrana
• Após a difusão de uma pequena quantidade de C+, que ocorre através da
membrana até a solução aquosa, haverá uma separação de cargas, criando
uma diferença de potencial que se opõe a uma maior difusão de C+ para
dentro da fase aquosa.
• C+ se difunde para a solução interna e externa, surgindo um excesso de carga
positiva na fase aquosa;
Potenciometria
• Supondo que se deseja medir a [C+ ] em uma solução desconhecida,
através de um EIS conforme o esquema anterior:
• A separação entre as cargas cria uma diferença de potencial elétricoque se
opõe a uma maior difusão de C+ para dentro da fase aquosa;
• A diferença de potencial entre a solução interna e externa é E = Eext – Eint;
• O potencial externo (Eext) depende somente da concentração de C+ na
solução contendo o analito e na região da membrana próxima à superfície
externa
• O valor do potencial interno é constante, pois a concentração de C+ no
interior do eletrodo é constante;
Potenciometria
• Eletrodo de Vidro:
• Exemplo mais comum de um EIS;
• O Eletrodo Indicador é composto por uma
fina membrana de vidro, sensível ao pH,
selada na ponta de um tubo de vidro ou de
plástico;
• Um pequeno volume de HCl diluído,
saturado com AgCl está contida no interior
do tubo;
• Um fio de prata forma um Eletrodo de
Referência, conectado a um dos terminais do
dispositivo de medida de potencial
Potenciometria
• Eletrodo de Vidro:
• Eletrodo de Referência interno de Ag/AgCl
está localizado no interior da membrana,
mergulhado numa solução de HCl 0,1 mol/L,
saturada em AgCl;
• A diferença de potencial ocorre através de
uma membrana de vidro que separa a
solução desconhecida de uma solução de
referência, cuja [H+] é conhecida
• Para a medida de diferença de potencial é
necessária a utilização de um Eletrodo de
Referência Externo
Potenciometria
• Eletrodo de Vidro Combinado:
• O eletrodo de vidro combinado possui,
em um mesmo dispositivo, os eletrodos
de referência interno e externo;
• Ambos os Eletrodos de Referência são
eletrodos de Ag/AgCl, e medem a
diferença de potencial através da
membrana de vidro;
• O eletrodo interno de referência é parte
do eletrodo, porém não é o elemento
sensível ao pH
Potenciometria
• Eletrodo de Vidro Combinado:
• A membrana fina do bulbo de vidro na ponta
do eletrodo que responde ao pH;
• A concentração de íons H+ no interior da
membrana é constante enquanto que na
parte externa varia;
• Esta diferença de concentração produz
diferença de potencial, que é medida como
pH;
• A membrana de Vidro é um retículo irregular
de um tetraedro de SiO4 , onde os íons Na
+ se
movem lentamente.
Potenciometria
• Eletrodo de Vidro Combinado:
• A membrana de vidro possui uma estrutura
irregular e átomos negativos de oxigênio podem
se ligar a íons positivos;
• Íons Na+ podem se mover lentamente no
retículo de silicato e os íons H+ da solução
podem se mover para dentro da membrana,
substituindo o íon metálico, através de uma
reação de troca iônica
H+ (solução) + Na+vidro– (membrana) ⇌ Na+ (solução) + H+vidro– (membrana)
Potenciometria
• Para o Eletrodo de Vidro Combinado, a notação de barras é:
Potenciometria
• O lado que tem maior concentração de H+ fica com uma carga positiva
maior;
• Para medir a diferença de potencial, deve haver fluxo de cargas;
• Os íons Na+ conduzem a corrente elétrica, migrando através da membrana;
• Como os eletrodos de referência interno e externo são de Ag/AgCl, a
diferença de potencial depende da concentração de Cl– em cada um deles
• A concentração de íons Cl– é fixa, e a de H+ constante no interior da
membrana de vidro;
• A única variável é o pH da solução que contém o analito, situada na parte
externa da membrana de vidro.
Potenciometria
• A diferença de potencial resultante existente entre as duas superfícies do
vidro (parte interna e externa da membrana) é o potencial de interface (Ei),
que está relacionado às atividades (e portanto às concentrações) de íons H+
em cada uma das soluções;
• Esta diferença de potencial é descrita por uma equação similar à Equação
de Nernst
𝐸𝑖 = 𝐸𝑒𝑥𝑡 − 𝐸𝑖𝑛𝑡
Potenciometria
𝐸𝑖 = 𝐸𝑒𝑥𝑡 − 𝐸𝑖𝑛𝑡
• Eext = potencial da interface do lado externo da membrana (em contato
com a solução a ser medida)
• Eint = potencial da interface do lado interno da membrana (em contato com
a solução do eletrodo
𝐻+ 𝑎𝑞 + 1 𝑒 ⇌ 𝐻2(𝑔)
𝐸𝑒𝑥𝑡 = 𝐸
𝑜 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
𝑃𝐻2
1/2
𝑎𝐻+(𝑒𝑥𝑡)
𝐸𝑖𝑛𝑡= 𝐸
𝑜 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
𝑃𝐻2
1/2
𝑎𝐻+(𝑖𝑛𝑡)
Potenciometria
• Para a interface externa, considerando – se 𝑃𝐻2 = 1,0 bar: 
𝐸𝑒𝑥𝑡 = 𝐸
𝑜 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
𝑃𝐻2
1/2
𝑎𝐻+(𝑒𝑥𝑡)
𝐸𝑒𝑥𝑡 = 𝐸
0 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 1 − ln 𝑎𝐻+(𝑒𝑥𝑡)
𝐸𝑒𝑥𝑡 = 𝐸
0 +
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑎𝐻+(𝑒𝑥𝑡)
Potenciometria
• Para a interface interna, considerando – se 𝑃𝐻2 = 1,0 bar: 
𝐸𝑖𝑛𝑡 = 𝐸
𝑜 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
𝑃𝐻2
1/2
𝑎𝐻+(𝑖𝑛𝑡)
𝐸𝑖𝑛𝑡 = 𝐸
0 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 1 − ln 𝑎𝐻+(𝑖𝑛𝑡)
𝐸𝑖𝑛𝑡 = 𝐸
0 +
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑎𝐻+(𝑖𝑛𝑡)
Potenciometria
𝐸𝑖 = 𝐸𝑒𝑥𝑡 − 𝐸𝑖𝑛𝑡
𝐸𝑖 = 𝐸0 +
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑎𝐻+(𝑒𝑥𝑡) – (𝐸
0 +
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑎𝐻+(𝑖𝑛𝑡) )
𝐸𝑖 = 𝐸0 +
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑎𝐻+(𝑒𝑥𝑡) – 𝐸
0 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑎𝐻+(𝑖𝑛𝑡)
𝐸𝑖 =
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑎𝐻+(𝑒𝑥𝑡) −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑎𝐻+(𝑖𝑛𝑡)
Potenciometria
• Considerando T = 25°C (298 K), então:
𝐸𝑖 = 0,0257 ln 𝑎𝐻+(𝑒𝑥𝑡) −0,0257 ln 𝑎𝐻+(𝑖𝑛𝑡)
• Como a atividade do íon H+ na solução interna ao eletrodo é
constante, então:
𝐾 = −0,0257 ln 𝑎 𝐻+ 𝑖𝑛𝑡
Potenciometria
𝐸𝑖 = 𝑘 + [0,0257 ln 𝑎 𝐻+ 𝑒𝑥𝑡]
𝐸𝑖 = 𝑘 + 0,0257 𝑥 2,303 log 𝑎𝐻+ 𝑒𝑥𝑡 ⟹ 𝐸𝑖 = 𝑘 + [0,0592 log 𝑎𝐻+ 𝑒𝑥𝑡]
• Fazendo log (a H+) = log [H
+], temos:
𝐸𝑖 = 𝑘 + [0,0592 log 𝐻+ ]
• Mas: 𝑝𝐻 = − log 𝑎 𝐻+
𝐸𝑖 = 𝑘 − 0,0592 𝑝𝐻
Potenciometria
• Exemplo 8:
Uma cela composta por um eletrodo de vidro e um eletrodo de calomelano
saturado foi calibrado à 25°C com uma solução tampão padrão com pH 4,01,
que resultou um potencial de 0,814 V. Qual potencial será obtido se uma
solução de HAc 1,00 x 10-3 mol/L for colocada na cela? Ka (Hac) = 1,85x10-5
E1 = 0,814 V; pH1 = 4,01 E2 = ?; Hac = 0,001 mol/L
E1 = K – 0,0592 pH1 0,814 = K – 0,0592. 4,01
E2 = K – 0,0592 pH
Potenciometria
• Exemplo 9:
Um eletrodo de vidro/ECS desenvolve o potencial de – 0,412 V quando
mergulhado em um tampão de pH 6,00 e –0,2004 V quando
mergulhado em uma solução desconhecida. Qual o pH da solução?
E1 = - 0, 412 V; pH1 = 6,0 pH2 = ?; E2 = - 0,2004 V 
𝐸𝑖 = 𝑘 − 0,0592 𝑝𝐻
Potenciometria
Exemplo 10:
Um eletrodo de vidro combinado foi calibrado à 25°C com uma solução
tampão padrão com pH 4,0, que resultou um potencial de 0,750 V.
Qual potencial será obtido se uma solução de ácido fórmico 0,01 mol/L
for colocada na cela? Ka (HCOOH) = 1,8x10 – 4
Potenciometria
• Titulações Potenciométricas:
• A medida do sinal de um eletrodo indicador é usada para acompanhar a
variação da concentração de uma espécie iônica envolvida na reação e,
assim, detectar o ponto final;
• Um eletrodo indicador e um eletrodo de referência são
convenientemente associados para construir uma cela galvânica, cuja
diferença de potencial é medida no curso da titulação
• Na titulação potenciométrica é medido o potencial de um eletrodo
indicador adequado, em função do volume de titulante;
Potenciometria
• Titulações Potenciométricas:
• A informação fornecida por uma titulação potenciométrica é a diferente
dos dados obtidos em uma medida de Potenciometria direta;
• Fornecem dados que são mais confiáveis que aqueles gerados por
titulações envolvendo indicadores químicos;
• São úteis com soluções coloridas e turvas, para aquelas em que não há
um indicador adequado ou ainda para soluções diluídas ou em meio
não aquoso;
Potenciometria
• Titulações Potenciométricas:
• Podem ser automatizadas (tituladores automáticos), mas quando
realizadas de forma manual consomem mais tempo do que as
utilizando indicadores;
• Oferecem vantagens adicionais sobre a Potenciometria direta: não
dependem do valor absoluto do potencial da célula utilizada na medida;
• A medida se baseia no volume do titulante necessário para provocar
uma alteração significativa na diferença de potencial entre os eletrodos
indicador e referência;
Potenciometria
• Titulações Potenciométricas:
• O instrumento potenciométrico sinaliza a quantidade de titulante que
provoca uma variação rápida no potencial próximo do ponto
estequiométrico (ponto final) e comporta – se de modo idêntico a um
indicador químico;
• O potencial do eletrodo de referência não precisa ser exatamenteconhecido, nas titulações potenciométricas;
Instrumentação utilizada na Titulação Potenciométrica
Potenciometria
• Titulações Potenciométricas – Detecção do Ponto Final:
Pode – se construir um gráfico d
a) Pode – se construir um gráfico
do potencial da célula em função
do volume de titulante; faz – se
então uma estimativa visual do
ponto de inflexão da porção mais
vertical da curva e este é
determinado como ponto final
Potenciometria
Potenciometria
b) Pode – se também determinar o ponto final
através da variação do potencial por unidade
de titulante (E/V); este método é o método
da primeira derivada da curva de titulação. O
gráfico (E/V) em função do volume médio
produz uma curva com um máximo (ou
mínimo), que corresponde ao volume no
ponto final (ponto de inflexão da curva de
titulação)
(𝜕𝐸)
(𝜕𝑉)
=
(𝐸2 − 𝐸1)
(𝑉2− 𝑉1)
• Titulação Potenciométrica – Detecção do Ponto Final:
Potenciometria
• Titulações Potenciométricas – Detecção do Ponto Final:
c) Pode – se também utilizar a segunda
derivada para determinação do ponto
final. O ponto no qual a segunda derivada
(2E/V2) passa pelo zero é o ponto de
inflexão, que é tomado como o ponto final
da titulação
(𝜕2𝐸)
(𝜕V2)
=
𝜕𝐸
𝜕𝑉 2
−
𝜕𝐸
𝜕𝑉 1
𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑜2 − 𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑜1
Potenciometria
• Titulação Potenciométrica – Detecção do Ponto Final
• Exemplo: Na Titulação de HCl por NaOH foram verificados os valores listados 
na tabela abaixo. Qual o volume de titulante, no ponto estequiométrico?
V (NaOH)/L pH
85 4,25
86 4,40
87 4,63
88 4,93
89 5,27
90 5,53
91 5,72
93 5,98
Potenciometria
• Titulação Potenciométrica – Detecção do Ponto Final
• Em uma titulação potenciométrica, o potencial da célula se relaciona ao
pH; então pode – se escrever:
𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑜 =
𝑉1 + 𝑉2
2
𝑃𝑟𝑖𝑚𝑒𝑖𝑟𝑎 𝑑𝑒𝑟𝑖𝑣𝑎𝑑𝑎:
(𝜕𝑝𝐻)
(𝜕𝑉)
=
𝑝𝐻2 − 𝑝𝐻1
𝑉2 − 𝑉1
𝑆𝑒𝑔𝑢𝑛𝑑𝑎 𝑑𝑒𝑟𝑖𝑣𝑎𝑑𝑎:
(𝜕2𝑝𝐻)
(𝜕V2𝑚é𝑑𝑖𝑜)
=
𝜕𝑝𝐻
𝜕𝑉 2
−
𝜕𝑝𝐻
𝜕𝑉 1
𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑜2 − 𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑜1
Potenciometria
• Titulação Potenciométrica – Detecção do Ponto Final
• Exemplo: Titulação de HCl por NaOH
V (NaOH)/L pH Vmédio/
L
dpH (pH/V) (V2 ) 
médio
(2pH/V2)
85 4,25
86 4,40 85,5 0,15 0,15
87 4,63 86,5 0,23 0,23 86 (0,23-0,15)/(86,5-85,5) =0,08 
88 4,93 87,5 0,30 0,30 87 (0,30 – 0,23)/(87,5 – 86,5) = 0,07
89 5,27 88,5 0,34 0,34 88 (0,34-0,30)/(88,5 – 87,5) = 0,04
90 5,53 89,5 0,26 0,26 89 (0,26 – 0,34)/(89,5 – 88,5) = - 0,08
91 5,72 90,5 0,19 0,19 90 (0,19 – 0,26)/(90,5 – 89,5) = - 0,07
93 5,98 92,0 0,26 0,13 91,25 (0,13 – 0,19)/(92 – 90,5) = - 0,04
Potenciometria
• Titulação Potenciométrica – Detecção do Ponto Final
• Exemplo: Titulação de HCl por NaOH
V (NaOH)/L pH Vmédio/L (pH/V) (V2 ) médio (2pH/V2)
85 4,25
86 4,40 85,5 0,15
87 4,63 86,5 0,23 86,0 0,08
88 4,93 87,5 0,30 87,0 0,07
89 5,27 88,5 0,34 88,0 0,04
90 5,53 89,5 0,26 89,0 - 0,09
91 5,72 90,5 0,19 90,0 - 0,07
93 5,98 92,0 0,13 91,3 -0,04
3,5
4
4,5
5
5,5
6
6,5
84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94
p
H
Volume de NaOH
Curva de Titulação de HCl por NaOH
0
0,05
0,1
0,15
0,2
0,25
0,3
0,35
0,4
85 86 87 88 89 90 91 92 93
(
p
H
/
V
)
V(médio) NaOH
Curva Primeira Derivada da Titulação de HCl por NaOH
Curva Segunda Derivada da Titulação de HCl por NaOH
-0,1
-0,08
-0,06
-0,04
-0,02
0
0,02
0,04
0,06
0,08
0,1
85 86 87 88 89 90 91 92
(
2
p
H
/
V
2
)
V2(médio) NaOH
Potenciometria
• Exemplo: titulação de NaCl por AgNO3
V (AgNO3)/mL E/mV Vmédio (E/V) (V
2) (2E/V2)
23,0 0,138
23,5 0,146
23,8 0,161
24,0 0,174
24,1 0,183
24,2 0,194
24,3 0,233
24,4 0,316
24,5 0,340
24,6 0,351
24,7 0,358
25,0 0,373
25,5 0,385
Potenciometria
• Exemplo: titulação de NaCl por AgNO3
V (AgNO3)/mL E/mV Vmédio (E/V) (V
2) (2E/V2)
23,0 0,138
23,5 0,146 23,25 0,016
23,8 0,161 23,65 0,050 23,45 0,085
24,0 0,174 23,90 0,065 23,78 0,060
24,1 0,183 24,05 0,090 23,98 0,167
24,2 0,194 24,15 0,110 24,10 0,200
24,3 0,233 24,25 0,390 24,20 2,800
24,4 0,316 24,35 0,830 24,30 4,400
24,5 0,340 24,45 0,240 24,40 – 5,900
24,6 0,351 24,55 0,110 24,50 – 1,300 
24,7 0,358 24,65 0,070 24,60 – 0,400
25,0 0,373 24,85 0,050 24,75 – 0,100 
25,5 0,385 25,25 0,024 25,05 – 0,065
0
0,05
0,1
0,15
0,2
0,25
0,3
0,35
0,4
0,45
22,5 23 23,5 24 24,5 25 25,5 26
E/
m
V
V(AgNO3)
Curva de Titulação de NaCl por AgNO3
0
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
23 23,5 24 24,5 25 25,5
(
E/

V
)
Vmédio (AgNO3)
Curva Primeira Derivada da Titulação de NaCl por AgNO3
-8
-6
-4
-2
0
2
4
6
23,2 23,4 23,6 23,8 24 24,2 24,4 24,6 24,8 25 25,2
(
2
E/

V
2
)
V2 médio (AgNO3)
Curva Segunda Derivada da Titulação de NaCl por AgNO3
Potenciometria
Atividade:
10,0 mL de solução de HCl foi titulada potenciometricamente com solução de NaOH 0,098 mol/L, 
conforme os dados apresentados abaixo:
V(NaOH)/mL pH Vmédio 
(NaOH)
(E/V) V2médio 
(NaOH)
(2pH/V2
)
1,0 1,71
3,0 1,81
5,0 1,93
7,0 2,10
9,0 2,40
10,0 2,66
10,5 2,82
11,0 3,41
11,2 4,39
11,4 9,05
11,6 9,97
11,8 10,36
12,0 10,59
13,0 10,85
Complete a tabela, construa os
gráficos da titulação e das
derivadas primeira e segunda, e
determine a concentração do
ácido, em mol/L e g/L.
Referências
• Introdução à Eletroanalítica. Disponível em: 
https://www.ufjf.br/nupis/files/2016/08/Potenciometria21.pdf
• Potenciometria. Disponível em 
https://www.dracena.unesp.br/Home/Graduacao/potenciometria.pdf
• SERRA, A.A. Métodos Eletroanalíticos. Disponível em: 
https://ufsj.edu.br/portal-
repositorio/File/frankimica/Quimica%20Analitica%20Aplicada%20II/Introd
u%E7%E3o%20aos%20M%E9todos%20Eletroanal%EDticos.pdf
https://www.ufjf.br/nupis/files/2016/08/Potenciometria21.pdf
https://www.dracena.unesp.br/Home/Graduacao/potenciometria.pdf
https://ufsj.edu.br/portal-repositorio/File/frankimica/Quimica%20Analitica%20Aplicada%20II/Introdu%E7%E3o%20aos%20M%E9todos%20Eletroanal%EDticos.pdf
Referências
• LESSA, T. O uso da potenciometria na análise clínica. Disponível em: 
http://www.petquimica.ufc.br/o-uso-da-potenciometria-na-analise-
clinica/
• JULIANO, V.F. Introdução aos Métodos Eletroanalíticos. Disponível 
em: https://slideplayer.com.br/slide/1609110/
http://www.petquimica.ufc.br/o-uso-da-potenciometria-na-analise-clinica/
https://slideplayer.com.br/slide/1609110/
Referências
• BARBOZA, J.C.S, SERRA. A. A., Eletrodos e Potenciometria. Disponível em:
http://sistemas.eel.usp.br/docentes/arquivos/5840768/LOQ4001/Final%203a%2
0Aula%20(Parte%20II)%202S%202019%20(Potenciometria)%202S%202019%20-
%20Aarao.pdf
• Introdução à Eletroanalítica. Disponível em:
https://www.ufjf.br/nupis/files/2012/03/Potenciometria3.pdf
• Potenciometria – Análise Potenciométrica. Disponível em:
https://analiticaqmc20132.paginas.ufsc.br/files/2013/11/potenciometria-
rev.pdf
http://sistemas.eel.usp.br/docentes/arquivos/5840768/LOQ4001/Final%203a%20Aula%20(Parte%20II)%202S%202019%20(Potenciometria)%202S%202019%20-%20Aarao.pdf
https://www.ufjf.br/nupis/files/2012/03/Potenciometria3.pdf
https://analiticaqmc20132.paginas.ufsc.br/files/2013/11/potenciometria-rev.pdf
Referências
• Eletrodos Indicadores. Disponível em: https://ufsj.edu.br/portal-
repositorio/File/frankimica/Quimica%20Analitica%20Aplicada%20II/P
otenciometria%20-%20parte%202.pdf
• Introdução à Eletroanalítica. Disponível em: 
https://www.ufjf.br/nupis/files/2016/08/Potenciometria.pdf
• Titulação Potenciométrica. Disponível em: 
https://www.ufjf.br/baccan/files/2010/10/Aula-4-Eletroanalitica_1o-
Sem-2016-parte-2.pdf
https://ufsj.edu.br/portal-repositorio/File/frankimica/Quimica%20Analitica%20Aplicada%20II/Potenciometria%20-%20parte%202.pdf
https://www.ufjf.br/nupis/files/2016/08/Potenciometria.pdf
https://www.ufjf.br/baccan/files/2010/10/Aula-4-Eletroanalitica_1o-Sem-2016-parte-2.pdf