Relatório potenciometria

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA
CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QMC 1082 – INSTRUMENTAÇÃO ANALÍTICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS II
PROFª PAOLA DE AZEVEDO MELLO
POTENCIOMETRIA: MEDIDAS DE pH COM ELETRODO DE VIDRO 
RELATÓRIO
Karolaine da Silva Albarnaz
Flávia Hanzel
Thomás Dalmolin
Santa Maria, RS, Brasil
2016
	
 
1. INTRODUÇÃO
Os eletrodos são instrumentos capazes de responder seletivamente a analitos específicos que estão presentes em solução ou em fase gasosa. A potenciometria é a técnica na qual é possível medir potenciais elétricos através do uso desses eletrodos.
Na potenciometria, o analito é chamado de espécie eletroativa, sendo capaz de doar ou receber elétrons de um eletrodo. O eletrodo que responde ao analito, transferindo ou recebendo elétrons do mesmo, é chamado de eletrodo indicador. Este eletrodo varia de acordo com alterações na concentração do analito. 
Utilizando um eletrodo de referência é possível descobrir através do potencial fixo do eletrodo e da diferença de potencial fornecida pelo voltímetro o potencial da meia-célula que contém o analito. O eletrodo de referência possui composição fixa e potencial constante.
Da mesma maneira das células galvânicas, na potenciometria a ponte salina previne que os componentes da solução do analito se misturem com os do eletrodo de referência.
Para calcular o potencial de uma célula potenciométrica utiliza-se a fórmula a seguir:
Nota-se pela Equação 1 que a concentração do analito é dada por e é necessário corrigir o potencial medido subtraindo os potenciais de referência e de junção líquida.
O potencial de junção líquida ocorre entre a interface de duas soluções eletrolíticas com composições diferentes. A Figura 1 representa o esquema de uma junção líquida. 
Figura 1: Esquema de uma junção líquida. Fonte: SKOOG, D.A.; WEST, D.M.; HOLLER, F.J.; CROUCH, S.R. Fundamentos de química analítica, tradução da 8ª edição norte-americana, Cengage Learning: São Paulo, 2009.
Quando é colocado duas soluções de ácido clorídrico, uma de concentração 1 mol L-1 e outra 0,01 mol L-1, e uma barreira porosa inerte entre elas, impedindo que as mesmas se misturem, ocorre a difusão dos íons hidrogênio e cloreto através dessa interface, no sentido da solução mais concentrada para a mais diluída.
As setas representadas na figura correspondem às mobilidades dos íons. Os íons hidrogênio se difundem com maior rapidez que os íons cloreto e isso resulta em uma separação de cargas. A difusão mais rápida de H+ torna o lado diluído da interface carregado positivamente. Os íons cloreto que se movem mais vagarosamente fazem com que o lado concentrado adquira carga negativa. A diferença de potencial resultante dessa separação de carga é o potencial de junção.
O potencial de junção líquida pode ser minimizado com a utilização de uma ponte salina entre as soluções.1
Os eletrodos de íons-seletivos respondem seletivamente a um tipo de íon específico. Estes tipos de eletrodos se diferenciam por possuírem uma fina membrana que se liga ao íon de interesse. O exemplo mais comum é o eletrodo de vidro, que é utilizado em medidas de pH.2
Para realizar as medidas de pH utiliza-se uma célula constituída por um eletrodo indicador de vidro e um eletrodo de referência de calomelano saturado imersos em uma solução com pH desconhecido. A parte do eletrodo sensível ao pH se encontra na ponta do tubo de vidro. Dentro deste tubo há um pequeno volume de HCl diluído saturado com AgCl. Um fio de prata imerso nessa solução e conectado a um dos terminais do multímetro ou dispositivo de medida serve como eletrodo de referência de prata/cloreto de prata. No outro terminal, conecta-se o eletrodo de calomelano. A Figura 2-a esquematiza esta célula.
A Figura 2-b apresenta uma montagem diferente e mais comum de uma célula para medidas de pH. Nesta, o eletrodo de referência é um eletrodo interno de Ag/AgCl. Estes dois eletrodos são posicionados dentro de uma sonda cilíndrica. Em torno do eletrodo de vidro fica o eletrodo de referência externo que geralmente é do mesmo tipo do eletrodo de referência interno. A parte mais sensível ao pH é uma membrana de vidro que se encontra na ponta da sonda.1
Figura 2: Sistema de eletrodos para medida de pH. (a) Eletrodo de vidro (indicador) e eletrodo de calomelano saturado (referência). (b) Eletrodo de vidro (indicador) e eletrodo de prata/cloreto de prata (referência). Fonte: SKOOG, D.A.; WEST, D.M.; HOLLER, F.J.; CROUCH, S.R. Fundamentos de química analítica, tradução da 8ª edição norte-americana, Cengage Learning: São Paulo, 2009.
Na Figura 3 está representado o diagrama da célula da Figura 2-a. 
Figura 3: Diagrama de uma célula de vidro/calomelano utilizada em medidas de pH. Fonte: SKOOG, D.A.; WEST, D.M.; HOLLER, F.J.; CROUCH, S.R. Fundamentos de química analítica, tradução da 8ª edição norte-americana, Cengage Learning: São Paulo, 2009.
Na Figura 3, EECS é o potencial do eletrodo de referência; Ej é o potencial de junção; a1, a atividade dos íons hidrônio presentes na solução do analito; E1 e E2 representam os potenciais dos dois lados da membrana de vidro; Ei refere-se ao potencial da interface e, por fim, a2 corresponde à atividade dos íons hidrônio na solução de referência interna. 
Existem alguns erros que podem ocorrer nas medidas de pH como, por exemplo, o erro alcalino. Neste os íons de metais alcalinos, como o sódio e o potássio, interferem nas respostas do eletrodo em relação aos íons de hidrogênio. Os valores de pH medidos são menores que os valores verdadeiros. Acontece uma alteração no equilíbrio entre os íons hidrogênio presentes na superfície do vidro e os cátions presentes na solução. Esse processo pode ser expresso na Equação 2.
H+Vidro- + B+ ↔ B+Vidro- + H+	(2)
 Vidro Solução Vidro Solução
Acontece também o erro ácido, este ocorre em pH menores que 1. Nesta região, as leituras tendem a ser mais altas. Isso se sucede por causa da saturação que ocorre quando todos os sítios da superfície do vidro são ocupados com íons H+. Dessa maneira, não haverá resposta do eletrodo a incrementos adicionais na concentração de H+.
Além disso, uma das maiores fontes de incerteza das medidas de pH é a variação do potencial de junção que resulta de diferenças na composição de padrões e de soluções das amostras.
Através deste experimento foi possível medir o pH de ácidos e bases diluídos e de amostras reais utilizando um potenciômetro com eletrodo de vidro mais conhecido como pH metro. 
2. MATERIAIS E MÉTODOS
 Ao iniciar com o procedimento experimental, o eletrodo foi devidamente higienizado com água destilada utilizando um frasco lavador, logo após o eletrodo foi seco com auxílio de papel absorvente.
 Para possibilitar a realização do experimento o equipamento foi calibrado, para isto a extremidade do eletrodo foi mergulhada em soluções tampão com pH iguais a 4,00 e 7,00 e esperou-se até a estabilização do equipamento. Podendo visualizar no painel do equipamento os valores de pH para as soluções em questão. Depois do equipamento já calibrado foi realizada a medida de pH para as amostras. Sempre antes de trocar o eletrodo de uma solução para outra fez-se a higienização do mesmo com água destilada e a secagem com papel absorvente.
 Como método comparativo fez-se a medida do pH de algumas das amostras com fita de papel indicador universal de pH.
 Os materiais e reagentes utilizados na realização do experimento foram:
pH metro;
Solução tampão de pH 7,00;
Solução tampão de pH 4,00;
Água deionizada;
Fita de papel indicador universal de pH;
Béqueres.
As soluções amostra utilizadas no experimento foram:
Ácido Clorídrico 0,05 M;
Ácido Acético 0,1 M;
Solução de ácido acético com acetato de sódio 0,1 M;
Hidróxido de sódio 0,05 M;
Vinagre;
Suco de limão; 
Suco de laranja;
Leite;
Água da torneira; 
Coca-cola;
Guaraná;
Leitede magnésia.
3. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Os resultados de pH para as amostras analisadas com o eletrodo de vidro estão descritos na Tabela 1.
Tabela 1 – Valores de pH obtidos pela medida potenciométrica utilizando um eletrodo de vidro.
	Amostra
	pH
	Solução de ácido clorídrico 0,05 mol L-1
	1,83
	Solução de ácido acético 0,1 mol L-1
	2,66
	Solução de ácido acético e acetato de sódio 0,1 mol L-1
	4,60
	Solução de hidróxido de sódio 0,05 mol L-1
	12,42
	Vinagre
	3,32
	Suco de limão
	2,52
	Suco de laranja
	3,93
	Leite
	7,07
	Água da torneira
	6,50
	Coca-cola
	3,01
	Guaraná
	3,58
	Leite de magnésia
	10,20
A medida do pH utilizando um eletrodo de vidro é uma técnica eficaz para obter resultados rápidos sobre a concentração de H+ em diversas soluções ou amostras, porém pode estar facilmente associada à erros derivados da matriz das amostras ou da concentração de outros íons na solução.
Para a maioria das soluções foi possível medir o pH com eficiência, entretanto algumas soluções demonstraram-se problemáticas tais como a solução de ácido clorídrico e hidróxido de sódio 0,05 mol L-1, as amostras de refrigerantes Coca-cola e guaraná e o leite de magnésia.
Para as soluções de ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH) 0,05 mol L-1, a medida do pH com eletrodo de vidro demonstrou-se errônea pois a membrana porosa apresenta problemas relacionados à uma alta concentração de H+ e à presença de metais como o Na+. Quando foi colocado a solução de HCl em contato com o eletrodo, foi observado um pH maior que o esperado. Esse erro é chamado de erro ácido e dá-se pela saturação dos sítios ativos da membrana porosa com íons H+, fazendo com que diminua a interação dos íons em solução com a membrana do eletrodo, portanto, aumenta o valor do pH.
Em um outro momento, a solução de NaOH foi colocada em contato com o eletrodo e foi observado um valor de pH menor que o esperado. Esse erro é conhecido como erro alcalino e é associado à íons monovalentes tais como o Na+ e K+. Esses íons são capazes de permear a membrana do vidro por terem raio iônico parecido com o raio do H+, portanto o eletrodo detectaria esses íons metálicos como a atividade do H+, apontando um pH menor. 
Quando foram analisados os refrigerantes de cola e guaraná, foi observado a formação de bolhas de gás (CO2) na superfície do eletrodo. Esse contratempo comprometeu o tempo de análise fazendo com que o eletrodo demorasse um tempo maior para estabilizar, porém foi facilmente resolvido ao tocar levemente no eletrodo, expulsando as bolhas de gás da superfície. O pH ácido dessas bebidas é proveniente de ácidos utilizados na sua composição, como por exemplo o ácido fosfórico, que é largamente empregado como acidulante e conservante na indústria alimentícia.
Num outro momento, foi analisado a solução de leite de magnésia que é uma mistura coloidal onde partículas de hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) estão suspensas em água. Ao mergulhar o eletrodo na mesma, foi possível perceber a viscosidade da amostra que poderia apresentar sérios problemas na medida do pH. Foi obtido um valor muito menor que o esperado, pois a solução apresentava partículas sólidas de hidróxido de magnésio e uma altíssima viscosidade. A alta viscosidade da solução poderia alterar a medida do pH pois haverá uma dificuldade na mobilidade dos íons em solução, portanto, uma diferença no potencial obtido. 
Por fim, as soluções restantes não apresentaram problemas na medida do pH e apresentaram erros insignificantes para uma medição tão rápida e simples. As medidas de pH foram comparadas com o pH analisado com fitas de pH, porém as fitas de pH não possui uma precisão com casas significativas mas foi possível confirmar as medidas potenciométricas com eletrodo de vidro das soluções. Ao efetuar a medida do pH, foi possível observar a acidez de diversas amostras alimentícias tais como vinagre, suco de limão e suco de laranja e a neutralidade de amostras como o leite e a água. 
A calibração do equipamento, efetuada com os padrões de pH 4,0 e 7,0, pode ser sido um problema associado às soluções alcalinas pois não foi utilizado um padrão de pH elevado para a calibração. O fabricante do equipamento recomenda a calibração com três soluções padrão, adicionando o ponto de pH 10,0 à calibração. 
4. CONCLUSÃO
 A realização do experimento possibilitou a compreensão do funcionamento de um eletrodo de vidro para a medida do pH. No experimento foi feita a análise das mais variadas soluções e pode-se inferir a partir de tal que esta é uma técnica bastante robusta e que necessita de pouca instrumentação, bem como de um analista com grau de conhecimento restrito. O que torna está uma técnica importante é a versatilidade de seu uso, desde o uso dentro de um laboratório até mesmo o uso in situ, no interior de reatores industriais, entre outros.
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
SKOOG, D.A.; WEST, D.M.; HOLLER, F.J.; CROUCH, S.R. Fundamentos de química analítica, tradução da 8ª edição norte-americana, Cengage Learning: São Paulo, 2009.
HARRIS, D.C. Análise Química Quantitativa. 7ª edição, LTC, Rio de Janeiro, 2008.