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FACULDADE DE CIÊNCIAS AGRÁRIAS E VETERINÁRIAS – FCAV/ UNESP 
Curso: Engenharia Agronômica 
Disciplina: Química Analítica Turma: TP3 
Docente Responsável: Profa. Dra. Luciana Maria Saran 
Roteiro 6: Análise potenciométrica 24/10/2018 
 
1. OBJETIVOS 
 Determinação experimental das curvas de neutralização de um ácido forte (HCl) e de um ácido 
fraco (CH3COOH), titulando-se tais ácidos com solução padrão de NaOH. 
 Determinação da concentração de soluções de HCl e de CH3COOH por titulação 
potenciométrica e por titulação “clássica” (detecção visual do ponto final da titulação). 
 Determinação do pKa e do Ka do CH3COOH. 
2. INTRODUÇÃO 
A potenciometria ou método potenciométrico de análise química se baseia na medida 
da diferença de potencial entre dois eletrodos que estarão em contato com a solução do analito, 
isto é, baseia-se na medida da diferença de potencial entre um eletrodo indicador e um eletrodo 
de referência expostos à solução do analito. O potencial do eletrodo indicador varia com a 
concentração da espécie química de interesse, enquanto o potencial do eletrodo de referência 
permanece constante. 
O eletrodo de referência é um eletrodo cujo potencial é fixo e constante durante a análise, 
ou seja, o potencial desse eletrodo não varia com a concentração da espécie química a ser 
determinada. O eletrodo indicador é sensível à variação da espécie de interesse, que, por sua 
vez, influencia o potencial. 
A potenciometria direta baseia-se na medida do potencial de um eletrodo indicador para 
a determinação de uma espécie química em solução. Neste caso, sabe-se, por exemplo, que 
quando um metal M é colocado em uma solução que contém seu íon Mn+, um potencial de 
eletrodo, E, se estabelece. O valor do mesmo é dado pela seguinte equação, denominada 
equação de Nernst: 
E = E0 + (RT/nF) ln [Mn+] Equação de Nernst 
Na equação de Nernst: 
E0: é o potencial padrão do eletrodo; 
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E: pode ser determinado ligando-se o eletrodo indicador a um eletrodo de referência e 
medindo-se a voltagem da célula formada. 
R: é a constante universal dos gases, cujo valor é 0,0821 L atm K-1 mol-1 
T: é a temperatura da solução na escala Kelvin; 
n: quantidade de matéria de elétrons envolvidos na semi-reação do eletrodo; 
F: é a constante de Faraday, cujo valor é 96.485 C mol-1; 
[Mn+]: concentração molar do íon metálico de interesse. 
Substituindo-se os valores das grandezas acima na equação de Nernst é possível calcular 
a concentração do íon de interesse. 
A titulação potenciométrica trata-se de um procedimento titrimétrico em que o ponto final 
da titulação é determinado potenciometricamente. Aqui, o que interessa são as mudanças do 
potencial do eletrodo indicador e não o valor exato do seu potencial. A aparelhagem (eletrodo de 
referência, eletrodo indicador e potenciômetro) usada nesse tipo de análise é simples e 
relativamente barata. Além disso, as titulações potenciométricas dispensam o uso de indicadores, 
que podem não apresentar alteração de cor nítida ou detectável no ponto de equivalência da 
titulação. Numa titulação potenciométrica, o ponto de equivalência pode ser detectado a partir da 
curva de titulação. Quando a porção ascendente da curva é claramente definida, pode-se estimar 
o ponto de equivalência como estando a meio caminho do segmento ascendente. 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1 Determinação da curva de neutralização do HCl(aq) com NaOH(aq) 
a) Preencha a bureta com solução de NaOH 0,1000 mol L-1. 
b) Com o auxílio de uma pipeta volumétrica transfira 10,00 mL de HCl(aq) para um béquer 
de 100 mL. 
c) Mergulhe o bulbo de um eletrodo de vidro, previamente calibrado, na solução contida no 
béquer e caso o volume da mesma não seja suficiente para cobrir o bulbo do eletrodo, 
adicione água deionizada ao béquer, de forma que o volume de líquido contido no 
mesmo cubra o bulbo do eletrodo de vidro. Utilize agitação magnética para homogeneizar 
o conteúdo do béquer. 
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d) Titule o conteúdo presente no béquer com solução de NaOH 0,1000 mol L-1, conforme 
indicado na Tabela 1 a seguir. Após o acréscimo de cada alíquota do titulante, interrompa 
a adição do mesmo e registre o pH da solução titulada. 
 
3.2 Determinação da curva de neutralização do CH3COOH(aq) com NaOH(aq) 
a) Preencha a bureta com solução de NaOH 0,100 mol L-1. 
b) Com o auxílio de uma pipeta volumétrica transfira 10,00 mL de CH3COOH(aq) para um 
béquer de 100 mL. 
c) Mergulhe o bulbo de um eletrodo de vidro, previamente calibrado, na solução contida no 
béquer e caso o volume da mesma não seja suficiente para cobrir o bulbo do eletrodo, 
adicione água deionizada ao béquer, de forma que o volume de líquido contido no 
mesmo cubra o bulbo do eletrodo de vidro. Utilize agitação magnética para homogeneizar 
o conteúdo do béquer. 
d) Titule o conteúdo presente no béquer com solução de NaOH 0,1000 mol L-1, conforme 
indicado na Tabela 2 a seguir. Após o acréscimo de cada alíquota do titulante, interrompa 
a adição do mesmo e registre o pH da solução titulada. 
 
3.3 Titulação ácido-base “clássica” 
a) Preencha a bureta com solução de NaOH 0,100 mol L-1. 
b) Com o auxílio de uma pipeta volumétrica transfira 10,00 mL de CH3COOH(aq) ou 
10,00 mL de HCl(aq) para um frasco de erlenmeyer ao qual também deverão ser 
adicionados 20,00 mL de água deionizada e 3 gotas de solução de fenolftaleína. 
c) Titule a mistura contida no erlenmeyer com solução padrão de NaOH a 0,1000 mol L-1 até 
a mistura adquirir coloração rosa claro. Anote o volume de base consumido na titulação. 
d) Repita os itens a, b e c mais duas vezes. 
 
 
 
 
 
 
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4. RESULTADOS 
 
Tabela 1. Resultados da titulação de 10,00 mL de HCl(aq) com NaOH(aq) 
0,1000 mol L-1. 
VNaOH (mL) pH VNaOH (mL) pH 
0,00 10,20 
1,00 10,40 
2,00 10,60 
3,00 10,80 
4,00 11,00 
5,00 11,20 
6,00 11,40 
7,00 11,60 
8,00 11,80 
8,20 12,00 
8,40 13,00 
8,60 14,00 
8,80 15,00 
9,00 16,00 
9,20 17,00 
9,40 18,00 
9,60 19,00 
9,80 20,00 
10,00 21,00 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tabela 2. Resultados da titulação de 10,00 mL de CH3COOH(aq) com NaOH(aq) 
0,100 mol L-1. 
 
VNaOH (mL) pH VNaOH (mL) pH 
0,00 10,20 
1,00 10,40 
2,00 10,60 
3,00 10,80 
4,00 11,00 
5,00 11,20 
6,00 11,40 
7,00 11,60 
8,00 11,80 
8,20 12,00 
8,40 13,00 
8,60 14,00 
8,80 15,00 
9,00 16,00 
9,20 17,00 
9,40 18,00 
9,60 19,00 
9,80 20,00 
10,00 21,00 
 
5. TRAMENTO DOS RESULTADOS E CÁLCULOS 
5.1 Utilizando papel milimetrado e a partir dos dados presentes nas Tabelas 1 e 2, construa as 
curvas de neutralização para os ácidos clorídrico e acético. Para tanto, os valores de pH 
deverão ser lançados no eixo Y e os volumes de NaOH no eixo X. Em cada curva, identifique 
o ponto de equivalência, o pH da solução titulada e o volume de NaOH necessário para que o 
ponto de equivalência seja alcançado. 
5.2 Baseando-se na curva de neutralização do ácido acético, estime os valores do pKa e do Ka 
deste ácido e os compare com os valores presentes na literatura. 
5.3 Calcule a concentração molar e a normalidade das soluções de HCl e de CH3COOH a partir 
dos volumes de NaOH obtidos graficamente e a partir dos volumes de NaOH obtidos nas 
titulações “clássicas”. 
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6. QUESTÕES 
 
6.1 Compare as duas metodologias analíticas adotadas (a potenciométrica e a “clássica”) e os 
resultados de concentração obtidos a partir das mesmas. 
 
6.2 a) Esquematize o eletrodo de vidro combinado, identificando cada uma das partes suas 
partes. b) Descreva o funcionamento deste tipo de eletrodo quando usado em medidas de pH. 
c) Descreva como é realizada a calibração de um eletrodo de vidro, visando o seu emprego 
em medidas de pH. 
 
6.3 Explique por que: a) o pH da solução de HCl émenor do que o pH da solução de CH3COOH, 
embora ambas apresentem a mesma concentração inicial de ácido e os dois ácidos sejam 
monopróticos; b) no ponto de equivalência da titulação do CH3COOH com solução de NaOH o 
pH da solução titulada é superior a 7.