Titulação Potenciométrica de Cloreto e Iodeto

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1 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE 
GQA - Departamento de Química Analítica 
Análise Instrumental I Experimental 
 
 
 
 
 
 
Potenciometria V 
 
 
 
 
 
Aluna: Ursula Rodrigues Cabral 
Professor: Marco Antonio Oliveira 
 
 
 
 
Rio de Janeiro 
25 de Junho de 2023 
 
2 
 
1 INTRODUÇÃO 
Os métodos potenciométricos se baseiam na medida da diferença de potencial entre os 
elétrodos de uma célula galvânica. O elétrodo de referência tem o potencial conhecido e fixo, 
enquanto o elétrodo indicador responde à atividade do analito. Dessa forma, a diferença de 
potencial encontrada pode ser atribuída ao efeito que o analito causa no elétrodo indicador, 
como visto na fórmula abaixo: [1] [2] 
𝑬𝒄é𝒍𝒖𝒍𝒂 = 𝑬𝒊𝒏𝒅𝒊𝒄𝒂𝒅𝒐𝒓 − 𝑬𝒓𝒆𝒇𝒆𝒓ê𝒏𝒄𝒊𝒂 
Um metal (M) imerso em uma solução contendo íons deste metal (Mn+), pode ser usado 
como elétrodo indicador para monitorar a concentração dos íons. O potencial do elétrodo varia 
de acordo com a equação de Nernst: [1] 
𝑬 = 𝑬𝟎 +
𝟎, 𝟎𝟓𝟗𝟐
𝒏
[𝐥𝐨𝐠 𝑴𝒏+] 
 
Figura 1. Aparelhagem utilizada para titulação potenciométrica. 
A titulação potenciométrica de cloreto e iodeto se dá pela grande diferença de 
solubilidade entre os sais de cloro e iodo, que tem o produto de solubilidade na casa de 10-10 e 
10-17 respetivamente. Essa diferença de valores de Kps é essencial para o distanciamento dos 
pontos finais da titulação. [3] 
Valores da constante do produto de solubilidade: [3] 
𝐾𝑝𝑠 𝐴𝑔𝐶𝑙 = 1,80 × 10−10 𝐾𝑝𝑠 𝐴𝑔𝐼 = 8,3 × 10−17 
3 
 
Essa titulação envolve a reação de precipitação entre os íons cloreto (Cl-) e iodeto (I-) 
com o nitrato de prata (AgNO3), resultando na formação de precipitados de cloreto de prata 
(AgCl) e iodeto de prata (AgI), respectivamente. [3] [2] 
2 OBJETIVO 
Os objetivos da prática foram realizar a titulação potenciométrica de cloreto e iodeto 
com nitrato de prata, calcular as concentrações de cloreto e iodeto na amostra, determinar os 
volumes nos pontos finais da titulação e calcular os produtos de solubilidade de AgCl e AgI. 
3 METODOLOGIA 
Em um béquer de 250 mL, foram adicionados 10,00 mL solução de halogenetos e 1 mL 
de ácido nítrico 1 mol/L e completou-se o volume com água destilada até 100 mL. Colocou-se 
o béquer sobre um agitador magnético, de modo que a bureta contendo AgNO3 0,1 M (f = 
0,9375) ficasse sobre ele e a extremidade do elétrodo mergulhado na solução. Foram 
adicionados incrementos de volume da solução de nitrato de prata ao béquer de forma constante 
e padronizada até o volume total de 12,00 mL adicionados, anotando-se os valores de pH após 
cada adição. 
Observação: O medidor de pH/mV/°C utilizado foi HI2221 - HANNA 
INSTRUMENTS®. Não foi necessário realizar a calibração do aparelho. 
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
4.1 TABELA 
Na tabela a seguir encontram-se os valores de potencial obtidos por volume de titulante 
adicionado, além das duas derivações do potencial em relação ao volume, que foram feitas para 
a análise dos gráficos, e assim da titulação. 
Tabela 1. Valores de volume de nitrato de prata, potencial e valores calculados de primeira e segunda 
derivada. 
E (mV) V (mL) 1ª D 2ª D 
-204,10 0,00 - - 
-203,40 0,50 1,40 - 
-200,30 1,00 6,20 9,60 
4 
 
E (mV) V (mL) 1ª D 2ª D 
-195,60 1,50 9,40 6,40 
-192,40 2,00 6,40 -6,00 
-187,50 2,50 9,80 6,80 
-181,80 3,00 11,40 3,20 
-174,20 3,50 15,20 7,60 
-164,20 4,00 20,00 9,60 
-144,70 4,50 39,00 38,00 
-130,40 4,80 71,00 106,67 
-123,40 5,00 333,00 1310,00 
132,40 5,20 946,00 3065,00 
154,60 5,40 111,00 -4175,00 
158,50 5,60 19,50 -457,50 
160,20 5,80 8,50 -55,00 
161,60 6,00 7,00 -7,50 
165,00 6,50 6,80 -0,40 
168,80 7,00 7,60 1,60 
173,30 7,50 9,00 2,80 
178,80 8,00 11,00 4,00 
185,00 8,50 12,40 2,80 
195,50 9,00 21,00 17,20 
197,90 9,20 12,00 -45,00 
203,40 9,40 27,50 77,50 
213,80 9,60 52,00 122,50 
223,20 9,80 47,00 -25,00 
246,00 10,00 114,00 335,00 
316,50 10,20 352,50 1192,50 
364,00 10,40 237,50 -575,00 
374,10 10,50 101,00 -1365,00 
387,00 10,70 64,50 -182,50 
393,70 10,90 33,50 -155,00 
398,00 11,00 43,00 95,00 
408,60 11,50 21,20 -43,60 
416,70 12,00 16,20 -10,00 
 
A primeira e segunda derivadas foram encontradas com a aplicação do cálculo: [1] 
1ª𝐷 =
∆𝑝𝐻
∆𝑉
 2ª𝐷 =
∆ (
∆𝑝𝐻
∆𝑉
)
∆𝑉
 
5 
 
4.2 GRÁFICOS 
A partir da tabela, construiu-se os gráficos abaixo: 
 
Gráfico 1. Volume de titulante versus potencial. 
 
Gráfico 2. Volume de titulante versus primeira derivada. 
6 
 
 
Gráfico 3. Volume de titulante versus segunda derivada. 
Analisando os gráficos 1,2 e 3 é possível observar que o volume no primeiro ponto final 
da titulação está entre 5,20 e 5,40 mL. O segundo ponto final está entre 10,20 e 10,40 mL. O 
valor exato do ponto final pode ser obtido através da equação: [1] 
𝑉𝑓 = 𝑉0 + ∆𝑉 
[
 
 
 
 
(
∆2𝐸
∆𝑉2)
1 
(
∆2𝐸
∆𝑉2)
1 
− (
∆2𝐸
∆𝑉2)
2]
 
 
 
 
Onde: 
𝑉𝑓: 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙; 
𝑉0: 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑖𝑚𝑒𝑑𝑖𝑎𝑡𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑑𝑜 𝑝𝑜𝑛𝑡𝑜 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙; 
∆𝑉: 𝑖𝑛𝑐𝑟𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑎𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑑𝑜; 
(
∆2𝐸
∆𝑉2)
1 
: 2ª 𝑑𝑒𝑟𝑖𝑣𝑎𝑑𝑎 𝑑𝑜 𝐸 𝑐𝑜𝑛𝑡𝑟𝑎 𝑜 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑡𝑖𝑡𝑢𝑙𝑎𝑛𝑡𝑒, 𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑑𝑜 𝑝𝑜𝑛𝑡𝑜 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙; 
(
∆2𝐸
∆𝑉2)
2
: 2ª 𝑑𝑒𝑟𝑖𝑣𝑎𝑑𝑎 𝑑𝑜 𝐸 𝑐𝑜𝑛𝑡𝑟𝑎 𝑜 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑡𝑖𝑡𝑢𝑙𝑎𝑛𝑡𝑒, 𝑎𝑝ó𝑠 𝑜 𝑝𝑜𝑛𝑡𝑜 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙. 
Ponto final 1, formação do AgI: 
𝑉𝑓1 = 5,20 + 0,20 × [
3065,00
3065,00 − (−4175,00)
] 
𝑉𝑓1 = 5,28 𝑚𝐿 
Ponto final 2, formação do AgCl: 
7 
 
𝑉𝑓2 = 10,20 + 0,20 × [
1192,50
1192,50 − (−575,00)
] 
𝑉𝑓2 = 10,33 𝑚𝐿 
O volume final também pode ser encontrado graficamente através da segunda derivada, 
tendo como princípio os pontos máximo e mínimo absolutos. No momento em que a curva 
passa por esses pontos, a derivada se iguala a zero. 
 
Gráfico 4. Reta que passa pelos pontos máximo e mínimo da segunda derivada, no primeiro ponto final. 
0 = −36200𝑥 + 191305 
𝑥 = 5,28 𝑚𝐿 
 
Gráfico 5. Reta que passa pelos pontos máximo e mínimo da segunda derivada, no segundo ponto final. 
0 = −8837,5𝑥 + 91335 
𝑥 = 10,33 𝑚𝐿 
8 
 
Observação: Na verdade, o volume de AgNO3 que reagiu com o Cl- da amostra foi 5,05 
mL (10,33 𝑚𝐿 − 5,28 𝑚𝐿), pois 5,28 mL do titulante foram gastos apenas para a formação do 
AgI. 
4.3 CONCENTRAÇÕES 
O primeiro ponto final é referente ao iodeto e o segundo é referente ao cloreto. Dito isto, 
calcula-se a concentração de ambos na amostra: 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐴𝑔+ = 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐼− 
𝐶𝐴𝑔+ × 𝑉𝐴𝑔+ × 𝑓𝑐 = 𝐶𝐼− × 𝑉𝐼− 
𝐶𝐼− =
0,1
𝑚𝑜𝑙
𝐿 × 0,9375 × 5,28 𝑚𝐿
10,00 𝑚𝐿
 
𝐶𝐼− = 0,0495
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
Correção pelo fator de diluição: 
𝐶𝑖 × 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 × 𝑉𝑓 
0,0495 × 10,00 𝑚𝐿 = 𝐶𝑓 × 100,00 𝑚𝐿 
𝐶𝑓 = 0,00495
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 de íons I- 
 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐴𝑔+ = 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐶𝑙− 
𝐶𝐴𝑔+ × 𝑉𝐴𝑔+ × 𝑓𝑐 = 𝐶𝐶𝑙− × 𝑉𝐶𝑙− 
𝐶𝐶𝑙− =
0,1
𝑚𝑜𝑙
𝐿 × 0,9375 × (10,33 𝑚𝐿 − 5,28 𝑚𝐿)
10,00 𝑚𝐿
 
𝐶𝐶𝑙− = 0,0473
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
Correção pelo fator de diluição: 
𝐶𝑖 × 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 × 𝑉𝑓 
0,0473 × 10,00 𝑚𝐿 = 𝐶𝑓 × 100,00 𝑚𝐿 
9 
 
𝐶𝑓 = 0,00473
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 𝑑𝑒 í𝑜𝑛𝑠 𝐶𝑙− 
Calculadas as concentrações, pode-se calcular o Kps do AgCl e do AgI. Os valores 
utilizados se referem ao momento após o segundo ponto de equivalência. 
 
[𝐴𝑔+]𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = [𝐴𝑔+]𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 + [𝐴𝑔+]𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
[𝐴𝑔+]𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 ≅ [𝐴𝑔+]𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 
[𝐴𝑔+]𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 = [𝐴𝑔+]𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 − [𝐴𝑔+]𝐴𝑔𝐼 − [𝐴𝑔+]𝐴𝑔𝐶𝑙 
[𝐴𝑔+]𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 =
[𝐴𝑔+]𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 × (𝑉𝐴𝑔𝑁𝑂3
− 𝑉𝐴𝑔𝐼 − 𝑉𝐴𝑔𝐶𝑙)
(𝑉𝐶𝑙− + 𝑉𝐼−) + 𝑉𝐴𝑔𝑁𝑂3
 
[𝐴𝑔+]𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 =
0,09375
𝑚𝑜𝑙
𝐿 × (10,40 − 5,28 − 5,05) 𝑚𝐿
(100,00 + 10,40) 𝑚𝐿
 
[𝐴𝑔+]𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 = 5,94 × 10−5
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
 
Com a concentração de 𝐴𝑔 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜
+ , podemos calcular a constante E0. 
 
𝐸0 = 𝐸∗ +
0,0592
𝑛
[log 𝐴𝑔+] 
364,00× 10−3 = 𝐸∗ +
0,0592
1
log [5,94 × 10−5] 
𝐸∗ = 0,615 𝑉 
 
Podemos calcular o produto de solubilidade utilizando a concentração de halogeneto 
antes do ponto final, multiplicada pela concentração de íons prata nesse ponto. Para isso, fez-
se o cálculo da concentração de Ag+, com o valor da constante E0 calculada, no volume antes 
do primeiro ponto de equivalência e no volume antes do segundo ponto de equivalência. 
10 
 
Concentração de [Ag+] em 5,00 mL – imediatamente antes do primeiro ponto de 
equivalência: 
−123,40 × 10−3 = 0,615 +
0,0592
1
log[𝐴𝑔+] 
[𝐴𝑔+] = 3,37 × 10−13
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
A concentrações de íons I- no ponto antes do primeiro PE, em 5,00 mL, é dada por: 
[𝐼−] =
𝑛𝐼− − 𝑛𝐴𝑔𝑁𝑂3 𝑎𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑑𝑜 
𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
 
[𝐼−] =
[(0,00495 × 0,1) − (0,09375 × 0,005)]
0,1 + 0,005 
 
[𝐼−] = 2,5 × 10−4
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
Calcula-se então o Kps: 
𝐾𝑝𝑠 = [𝐼−][𝐴𝑔+] 
𝐾𝑝𝑠 = (2,5 × 10−4) × (3,37 × 10−13) 
𝐾𝑝𝑠 = 8,43 × 10−17 
O pKps é utilizado para comparar a solubilidade de diferentes sais porque ele expressa 
a solubilidade de um sal de forma logarítmica, tornando mais fácil a comparação. Então para o 
cálculo do erro relativo, utiliza-se o Kps em uma escala logarítmica, para simplificar a análise 
e permitir a avaliação relativa das solubilidades teóricas e experimentais. [4] 
𝑝𝐾𝑝𝑠 = − log𝐾𝑝𝑠 
𝑝𝐾𝑝𝑠𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = −log (8,43 × 10−17) 
𝑝𝐾𝑝𝑠𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = 16,07 
𝑝𝐾𝑝𝑠𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = −log (8,3 × 10−17) 
𝑝𝐾𝑝𝑠𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 = 16,08 
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =
16,08 − 16,07
16,08
× 100 
11 
 
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 0,06% 
Concentração de [Ag+] em 10,00 mL – imediatamente antes do segundo ponto de 
equivalência: 
246,00 × 10−3 = 0,615 +
0,0592
1
log[𝐴𝑔+] 
[𝐴𝑔+] = 5,85 × 10−7
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
A concentrações de íons Cl- no ponto antes do segundo PE, em 10,00 mL, é dada por: 
[𝐶𝑙−] =
𝑛𝐶𝑙− − 𝑛𝐴𝑔𝑁𝑂3 𝑎𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑑𝑜 
𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
 
[𝐶𝑙−] =
[(0,00473 × 0,1) − (0,09375 × 0,00472)]
0,1 + 0,00472 
 
[𝐶𝑙−] = 2,91 × 10−4
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
Calcula-se então o Kps: 
𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑙−][𝐴𝑔+] 
𝐾𝑝𝑠 = (2,91 × 10−4) × (5,85 × 10−7) 
𝐾𝑝𝑠 = 1,70 × 10−10 
O pKps é utilizado para comparar a solubilidade de diferentes sais porque ele expressa 
a solubilidade de um sal de forma logarítmica, tornando mais fácil a comparação. Então para o 
cálculo do erro relativo, utiliza-se o Kps em uma escala logarítmica, para simplificar a análise 
e permitir a avaliação relativa das solubilidades teóricas e experimentais. [4] 
𝑝𝐾𝑝𝑠 = − log𝐾𝑝𝑠 
𝑝𝐾𝑝𝑠𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = −log (1,70 × 10−10) 
𝑝𝐾𝑝𝑠𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = 9,76 
𝑝𝐾𝑝𝑠𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 = −log (1,80 × 10−10 ) 
𝑝𝐾𝑝𝑠𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 = 9,74 
12 
 
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =
|9,74 − 9,76|
9,74
× 100 
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 0,21% 
 
5 CONCLUSÃO 
Neste experimento, os objetivos propostos foram alcançados de forma satisfatória. 
Através da construção da curva de titulação e das curvas da primeira e segunda derivadas, foi 
possível determinar com precisão os volumes finais correspondentes aos primeiros e segundos 
pontos de equivalência. 
Ao igualar o número de moles, obteve-se as concentrações dos íons na amostra. Além 
disso, foi possível determinar experimentalmente os produtos de solubilidade do AgI e do AgCl, 
os quais foram comparados com os valores encontrados na literatura. 
Esses resultados demonstram a eficácia da metodologia utilizada nesta análise 
experimental, reforçando a importância dos métodos potenciométricos na determinação de 
concentrações e produtos de solubilidade. [4] 
 
13 
 
 
6 REFERÊNCIAS 
 
[1] “Apostila de Análise Instrumental I Experimental,” GQA, Niterói, 2020. 
[2] J. Kotz, P. Treichel, J. Townsend e D. Treichel, Chemistry & Chemical 
Reactivity, Cenage Learning, 2014. 
[3] D. A. Skoog, D. M. West, F. J. Holler e S. R. Crouch, Fundamentos de 
Química Analítica, São Paulo: Thomson, 2009. 
[4] D. C. Harris, Análise Química Quantitativa, LTC, 2017. 
[5] N. Tro's, Chemistry: A Molecular Approach, 5ª ed., Pearson, 2019.