Relatório - Titulação Potenciométrica'

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Relatório 
TITULAÇÃO POTENCIOMÉTRICA: 
Determinação da Percentagem de Ácido 
acético no Vinagre. 
 
Disciplina: Química Analítica III. 
Professor: Rafael Ribeiro. 
 
Dhion Meyg da Silva Fernandes, 
Acadêmico do Curso de Licenciatura em Química do Instituto Federal de Educação, 
Ciência e Tecnologia do Ceará – IFCE campus Quixadá, 
Quixadá, Agosto de 2014. 
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Sumário 
 
INTRODUÇÃO ......................................................................................................... 3 
OBJETIVOS ............................................................................................................. 12 
MATERIAIS E MÉTODOS.................................................................................... 12 
Materiais e Reagentes ......................................................................................... 12 
Procedimentos ...................................................................................................... 13 
RESULTADOS E DISCUSSÕES ........................................................................... 13 
CONCLUSÕES ........................................................................................................ 17 
REFERÊNCIAS ........................................................................................................ 17 
 
 
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TITULAÇÃO POTENCIOMÉTRICA 
 
1 INTRODUÇÃO 
Desde os primórdios da modernidade científica, ainda no período de 
Alexandre Volta, Galvani e Cavendish, tem-se a noção de que a matéria está 
intimamente ligada à energia, estes cientistas descobriram que a eletricidade 
tem forte influência sobre tecidos animais, como por exemplo no nervo da 
perna de uma rã, que foi um fenômeno fundamental na tentativa dos estudiosos 
entenderem as propriedades elétricas e sua interação com a matéria. 
Einstein, grande gênio da Física, fez a grande descoberta da 
proporcionalidade entre energia e matéria pela famosa equação E = m.C², onde 
E representa a energia, m simboliza a massa e C a constante velocidade da luz. 
Esta relação compreendida entre matéria e energia mostrou aplicabilidades, 
como, um argumento para a teoria do Big Bang, justificando que neste momento, 
só existia energia e com o avanço do tempo a matéria originou-se. Porém uma 
aplicabilidade desumana criada pelo próprio homem foi a criação da bomba 
atômica, que consiste na conversão de uma pequena quantidade de matéria em 
uma enorme quantidade de energia. 
Atualmente, o ser humano é dependente da eletricidade, bancos, escolas, 
empresas, casas, hospitais, necessitam da energia elétrica para funcionarem e 
desempenharem suas devidas funções individuais e/ou públicas. Esta 
imprescindível entidade, a energia elétrica, é decorrente de modificações no 
estado eletrônico dos átomos e s orientação do fluxo de elétrons proveniente de 
reações químicas, mais uma vez percebe-se a relação entre matéria e energia. 
O ramo da Ciência que estuda a produção de energia elétrica a partir de 
reações químicas é a Eletroquímica – a parte da Química que dedica-se ao 
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estudo das reações químicas como produtora de energia elétrica ou 
dependentes desta energia para sua ocorrência. 
Em Eletroquímica as reações químicas estudadas são as reações de oxi-
redução, também chamadas oxidação-redução, oxidorredução ou ainda reação 
redox, neste relatório abordar-se-á o termo oxi-redução. 
Uma reação de oxi-redução é uma reação química em que ocorre 
transferência de elétrons, ou seja, ocorre variação no número de oxidação (nox) 
das espécies reacionais, pois uma delas doará elétrons para outra. Ver Reação I. 
 
 
 
 
Essa reação acontece porque o cobre, Cu, possui um maior Potencial de 
Redução Padrão, E°, quando comparado ao E° do níquel, Ni. Isso significa que 
o cobre apresenta uma maior capacidade de reduzir-se, ganhar elétrons, que o 
níquel, assim, como o os reagentes eram níquel sólido, Ni(s) e cobre catiônico, 
Cu2+(aq), o cobre, por possuir a maior capacidade de se reduzir dentre os dois, 
recebeu dois elétrons do Ni para ficar no estado elementar de carga neutra 
Cu°(s). Ver Tabela 1 para conhecer (quantitativamente) os E° de vários metais. 
O cobre se reduziu, então ganhou elétrons, para isto ser possível o 
níquel doou elétrons, então diz-se que o níquel é o agente redutor – aquele que 
se oxida, causando a redução – e que o cobre é o agente oxidante – aquele que 
se reduz, causando a oxidação -. 
 
 
Ni(s) + Cu
2+
(aq) Ni
2+
(aq) + Cu(s) 
Reação I 
Perda de Elétrons Aumento do Nox  Oxidação 
Ganho de Elétrons Diminuição do Nox  Redução 
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Percebido que há cargas em algumas espécies químicas, como, Cu2+, 
Cu+, Cl-, SO42-, H+ etc. percebe-se que na matéria sólida, líquida e mesmo gasosa 
essas cargas podem geral atração, repulsão, ou seja, interação eletrostática. A 
existências espécies químicas carregadas, chamadas íons, que subdividem-se 
em cátions – íons positivos – e ânions – íons negativos -, é decorrente de reações 
de oxi-redução. 
Muitos minerais, soluções líquidas (água, sangue, bebidas, soluções 
analitos etc.) e gases são ricos em íons. Este é um dos motivos de certos 
materiais ou soluções serem bons ou maus condutores elétricos. 
A existência de íons, bem como, de demais substâncias, em diferentes 
soluções é um fato que exige estudo e, muitas vezes, controle da quantidade 
dessas substâncias; por exemplo, a quantidade de cátions bivalentes de cálcio e 
magnésio, respectivamente, Ca2+ e Mg2+, é bastante analisada pelas Estações de 
Tratamento de Água (ETAs), pois uma quantidade elevada de Ca2+ e Mg2+ causa 
Adaptada de SKOOG, et al, 2012, p. 483. 
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propriedades indesejáveis na água que há de chegar nas torneiras dos 
consumidores; outro exemplo, é a concentração de íons H+ na água, bebidas, 
materiais de limpeza e higiene etc. pois quantidades elevadas de H+ implicam 
em um pH muito baixo, característica de substância ou solução ácida, o oposto, 
baixíssima concentração de H+, implica em pH alto, característica de substância 
ou solução básica, os extremos são prejudiciais ao ser humano, animais e 
plantas, causando corrosão, risco de inflamação, alto nível de toxicidade. 
Nesta óptica, é fundamental conhecer a concentração de certas 
substâncias seja no setor industrial, alimentício, clínico, laboratorial, acadêmico 
etc. A Química Analítica situa-se como a área científica que apresenta um 
grande respaldo e potentes métodos e equipamentos para medições precisas, 
incluindo de espécies químicas carregadas, íons. 
A Potenciometria é um ramo da Eletroanalítica, a qual é parte da 
Química Analítica e possui métodos precisos para quantificar concentrações de 
analitos com base nos potenciais observados a partir da interação do analito 
com os equipamentos específicos, como, eletrodos. 
Ao inserir uma lâmina ou fio de um metal (cobre, por exemplo) em uma 
solução que contenha íons do mesmo metal (sulfato de cobre, Cu2+SO42-, por 
exemplo), estabelece-se um equilíbrio na interface metal | solução (extremidade 
do fio ou lâmina em contato com a solução). O equilíbrio implica no fato de o 
metal e a solução estarem eletricamente carregados (ver Reação II), assim 
ocorrerá interação eletrostática na interface o que causa uma redistribuição nas 
partículas (átomos) do metal e, consequentemente, uma indução eletrostática 
das cargas da solução em função da interação com as cargas do da superfície do 
metal na interface, neste caso, o metal é o eletrodo (MARCONATO; BIDÓIA, 
2003 apud COMPTON; SANDERS, 1998; GENTIL, 1996) (verMecanismo I). 
 
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A diferença de cargas gerada pela separação cria um potencial 
eletroquímico que pode ser medido por um voltímetro ou potenciômetro. Cada 
metal imerso em diferentes soluções gera determinado potencial. Na 
potenciometria utiliza-se dois tipos de eletrodos os Eletrodos Indicadores – 
aqueles que possuem uma afinidade bastante seletiva para interagir com 
determinado(s) substância analito, ele possui um potencial que irá variar em 
função da concentração do analito – e, os Eletrodos de Referência – aqueles que 
apresentam um potencial conhecido, um potencial padrão determinado, 
constante e que tenha pouca tendência a modificar seu potencial em função da 
temperatura. 
1.1 Principais Eletrodos Indicadores 
Os eletrodos indicadores devem apresentar uma alta variação em seu 
potencial em função de uma leve interação com o analito, ou seja, deve atuar 
com proporção suficiente para ser considerado reprodutível e atuar de forma 
rápida, além de apresentar uma seletividade altamente definida. Os principais 
eletrodos indicadores são os Eletrodos Indicadores Metálicos, estes são, 
geralmente, metais que interagem com um analito específico, seja metal ou não 
Recipiente com Solução de 
CuSO4, 1 mol/L, 25 °C. 
Eletrodo: cobre metálico. 
Cu2+(aq) + 2 e
- Cu(s) 
Reação II 
Interface 
Eletrodo|Solução 
Separação de 
Cargas 
Mecanismo I 
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(dependendo do tipo de eletrodo indicador metálico) para gerar um potencial 
que será analisado e, juntamente ao eletrodo de referência (a ser visto a seguir), 
dizer o potencial da célula, dados fundamentais à determinação da 
concentração do analito. 
Existem três tipos principais de eletrodos indicadores metálicos: de 
primeiro tipo, de segundo tipo e redox inerte. 
1.1.1 Eletrodo Indicador Metálico de Primeiro Tipo 
É um eletrodo formado por um metal puro que está em equilíbrio com 
seu cátion na solução a ser analisada (ver Reação III). 
 
O potencial do eletrodo será dado pela lei de Nernst (Equação I) 
𝐸𝑖𝑛𝑑 = 𝐸° 𝑀𝑛+
𝑀 
−
0,0592
𝑛
 pX 
Onde, Eind é o potencial de eletro do metal, E° Mn+/M é o potencial 
padrão do eletrodo, n é o número de elétrons envolvidos, px é a função: - log 
[X]. Assim, pode encontrar a concentração de x pela função negativa 
logarítmica. 
1.1.2 Eletrodo Indicador Metálico de Segundo Tipo 
São eletrodos que utilizam um metal para determinar a concentração de 
outros metais e/ou ânions. Um exemplo muito comum é o 
quantificação/determinação de cloreto, Cl-, a partir da prata, Ag (ver Reação IV 
e Equação II). 
 
 
Mn+(aq) + n
- M(s) 
Reação III 
Equação I 
Ag+(aq) + Cl
-
(aq) AgCl(s) + e
- 
Reação IV 
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𝐸𝑖𝑛𝑑 = 𝐸° 𝐴𝑔𝐶𝑙
𝐴𝑔 
+ 0,0592 pCl 
Analogamente ao eletrodo indicador anterior, pode-se encontrar a 
concentração de Cl-. 
1.1.3 Eletrodo Indicador Redox Inerte 
São formados de metais, como, ouro, prata, platina, carbono etc., atuam 
de modo inerte mas apresentam reprodutividade. Um exemplo é a utilização de 
um eletrodo formado de platina puta imerso em solução de césio III e cério IV 
(ver Equação III). 
𝐸𝑖𝑛𝑑 = 𝐸° 𝐶𝑒4+
𝐶𝑒3+ 
− 0,0592 log
[Ce3+]
[Cé4+]
 
 
1.1.4 Eletrodo Indicador de Membrana 
Eletrodos que apresentam uma parte (membrana) situada na 
extremidade inferior para entrar em contato com a solução a ser analisada e, em 
função do potencial deste, ser emitidas informações, que ao serem analisadas 
com o eletrodo de referência podem dizer a força eletromotriz (potencial de 
célula, Ecel) e determinar o analito. 
O mais comum o eletrodo de vidro, o qual, combinado com um 
eletrodo de referência de calomelano saturado (ECS) compõe o eletrodo duplo 
presente em muitos pH-metros. 
O eletrodo de vidro é sensível à alteração de pH, no interior do eletrodo 
há uma concentração constante de prótons, H+, na solução analito existe uma 
concentração que se alterará à medida que se processa a titulação, assim há uma 
diferença de cargas e a interação eletrostática indireta entre estas cargas gera 
um potencial de eletrodo no eletrodo de vidro, assim tem-se uma medida de 
concentração de H+ em função do potencial de eletrodo, assim o pH é 
determinado, ao considerar o potencial resultante da análise entre eletrodo de 
Equação II 
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vidro e eletrodo de referência. Geralmente os dois eletrodos (indicador de vidro 
e eletrodo de referência : Ag/AgCl saturado) são juntos em uma sonda que 
formam um eletrodo combinado, ver Mecanismo II. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.2 Principais Eletrodos de Referência 
Esse tipo de eletrodo é dotado de um potencial conhecido e constante e 
apresenta o mínimo de possível de sensibilidade com analitos e/ou 
temperatura. O Eletrodo padrão de Hidrogênio é bastante conhecido, mas por 
razões como risco de inflamação, dificuldades de manuseio, necessidade de 
manter uma pressão constante, além do custo econômico. Os principais 
eletrodos de referências estão apresentados a seguir. 
1.2.1 Eletrodo de Calomelano Saturado (ECS) 
Consiste em um eletrodo que apresenta uma pasta de calomelano, 
Hg2Cl2, dentro de um tubo interno do eletrodo, juntamente com mercúrio, Hg, e 
cloreto de potássio, KCl; este tubo possui um pequeno orifício em sua 
extremidade inferior que proporciona o contato da pasta com a solução de KCl 
satura que está na parte externa ao tubo interno, há um fio condutor de metal 
inerte, para contato elétrico, ver Mecanismo III. 
Eletrodos Referência de 
Ag/AgCl 
Membrana de Vidro Sensível ao pH 
Solução KCl 
Solução HCl 
0,1 mol/L 
Mecanismo II – Eletrodo 
combinado utilizado em 
pH-metro. 
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A reação que ocorre neste eletrodo é a redução do mercúrio, ver Reação 
V. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O potencial de referência do ECS, à temperatura de 20°C, é 0,2444V. 
Há também o eletrodo de prata/cloreto de prata, Ag/AgCl. Este 
apresenta um potencial de 0,199 V, a 25 °C. 
1.3 Princípios da Titulação Potenciométrica 
Consiste em determinar quantitativa ou qualitativamente a existência 
de uma analito em determinada solução. Utiliza-se potenciais de eletrodos para 
determinar a concentração destes analitos, geralmente, gera-se um gráfico do 
volume do titulante adicionado em função do pX (-log [X], X é o analito), assim 
seguindo a Lei de Nernst (ver Equação III) tem-se a relação do potencial do 
eletrodo e a concentração de dada espécie. 
E = E° −
0,0592
n
. log
[red]
[oxi]
 
Mecanismo III – Eletrodo 
De Calomelano Saturado 
(ECS). 
KCl Saturado 
Fio Condutor 
Tubo Interno Contendo 
Hg2Cl2, Hg, KCl 
Saturado. 
Orifício para contato 
entre soluções. 
Hg2Cl2(s) + 2 e
- 2 Hg (l) + 2 Cl
- 
(aq)
Reação V 
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Onde E representa o potencial de uma célula em estados não padrão, E° 
significa o potencial padrão de redução de um eletrodo (condições padrão: 
25°C, molaridade 1 mol/L), n quer dizer o número de elétrons envolvidos na 
reação, [red] é a concentração da espécie reduzida e, [oxi] é a concentração da 
espécie oxidada. 
Geralmente, aparelhos como o pH-metro calcula, em função do 
potencial medido, o logaritmo negativo de dada concentração e assim expõe em 
termos de pH a [H+]. 
2 OBJETIVO 
Determinar a percentagem de ácido acético no vinagre. 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
3.1 Materiais e Reagentes 
 02 béqueres de 100 mL; 
 02 béqueres de 250 mL; 
 03 Erlenmeyers de 250 mL; 
 01 agitador magnético; 
 01 potenciômetro sensível a 
0,05 unidade de pH; 
 01 barra magnética; 01 bureta de 50 mL; 
 01 pipeta volumétrica de 25 
mL; 
 01 pisseta; 
 01 proveta de 50 mL. 
 Amostra de vinagre; 
 Hidróxido de sódio 0,5 
mol.L-1; 
 Solução de fenolftaleína 
(indicador); 
 Hidrogenoftalato de 
potássio ou Bifitalato de 
potássio anidro. 
 
 
 
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3.2 Procedimentos 
Transferiu-se 20,0 mL de vinagre para um béquer de 250 mL, no qual, 
posteriormente, fora adicionado 40,0 mL de água destilada. 
Calibrou-se o potenciômetro, seguindo as orientações do visor do 
próprio aparelho, colocando em contato com eletrodo o tampão 
Hidrogenoftalato de potássio ou Bifitalato de potássio anidro, pH = 4,00. 
Após calibrado, o eletrodo fora colocado, cuidadosamente, dentro do 
béquer de 250 mL dotado da solução supracitada; colocou-se a barra magnética, 
cuidadosamente, no béquer, o qual fora colocado sobre o agitador magnético. 
Preparou-se o sistema de titulação com a bureta a ser colocada no 
suporte universal suspensa por garras metálicas; preencheu-se a bureta com 
50,0 mL de NaOH 0,5 mol/L. 
Ligou-se o agitador magnético, evitando o contato entre a barra 
magnética e o eletrodo; ligou-se o potenciômetro anotando o potencial exibido. 
Adicionou-se NaOH 0,5 mol/L à solução analito por 1 mL de cada vez e 
fora registrado, em forma de tabela (Tabela 1), os respectivos valores de volume 
de NaOH 0,5 mol/L utilizado para analisar o ácido acético no vinagre e o pH 
exibido no potenciômetro. 
A adição de NaOH 0,5 mol/L ocorreu até que ocorresse uma mudança 
brusca no pH. 
Os dados obtidos proporcionaram a determinação do ácido acético no 
vinagre. 
 
 
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
No procedimento da titulação potenciométrica obteve-se os dados de 
pH em função dos diferentes volumes de NaOH de concentração 0,1 mol/L, os 
quais estão explicitados na Tabela 1. 
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Tabela 1 - Dados da Titulação de 
Ácidos Acético com NaOH 
(0,1 mol/L) 
pH 
Volume de 
NaOH (mL) 
2,76 0 
3,14 1 
3,37 2 
3,56 3 
3,71 4 
3,85 5 
3,95 6 
4,04 7 
4,12 8 
4,2 9 
4,27 10 
4,33 11 
4,39 12 
4,45 13 
4,51 14 
4,57 15 
4,62 16 
4,68 17 
4,73 18 
4,79 19 
4,85 20 
4,91 21 
4,97 22 
5,05 23 
5,11 24 
5,2 25 
5,27 26 
5,37 27 
5,51 28 
5,64 29 
5,89 30 
6,31 31 
10,89 32 
11,5 33 
11,75 34 
11,88 35 
 
Com a utilização de um software, plotou-se o Gráfico 1 a seguir com os 
dados supracitados. 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfico 1 – SIGMÓIDE DA TITULAÇÃO POTENCIOMÉTRICA 
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A partir do gráfico, pode-se encontrar o volume de NaOH 0,5 mol/L 
gasto para chegar ao número de equivalência com o ácido, ou seja o ponto de 
viragem. Os Gráfico 2 e 3 mostram o método da derivada primeira e segunda 
pelo qual fora encontrado o volume do titulante no ponto de viragem 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfico 2 – Ponto de Viragem pela Derivada Primeira 
Gráfico 3 – Ponto de Viragem pela Derivada Segunda 
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De acordo com o gráfico da segunda derivada utilizou-se 32 mL de 
NaOH 0,5 mol/L para titular os 20 mL de vinagre assim pode fazer a 
determinação do ácido acético no vinagre pela número de equivalência de ácido 
e base, considerando a estequiometria 1:1. 
𝑁𝑏 = 𝑁𝑎 
Onde Nb significa o número de mols da base e Na, o numero de mols do 
ácido. Considerando as informações conhecidas (molaridade e volume da base, 
massa molar e volume do ácido) pode-se determinar a massa de ácido acético 
na amostra de vinagre. Considera-se que 
𝑁 =
𝑚
𝑀𝑀
 𝑜𝑢 𝑁 = 𝑀.𝑉, 
tem-se: 
𝑚
𝑀𝑀
= 𝑀𝑁𝑎𝑂𝐻 .𝑉 𝑁𝑎𝑂𝐻 
m
60
g
mol
= 0,5
mol
L
 . 0,032 L 
𝑚 = 0,96 𝑔 𝑑𝑒 Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝐴𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜 𝑒𝑚 20 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑉𝑖𝑛𝑎𝑔𝑟𝑒. 
Conhecido a densidade do vinagre comercial, d = 1,05 g/mL, e sabido que a 
densidade é inversamente proporcional volume e diretamente proporcional à massa, 
tem-se a seguinte equação e a pode-se a fazer uma relação desta densidade com o 
volume de solução de ácido utilizada. 
𝑑 =
𝑚
𝑉
 
1 mL de vinagre --------- 1 g de vinagre 
20 mL de vinagre ------- X g de vinagre 
X = 21 g de vinagre. 
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Assim, pode-se encontrar a percentagem de massa do ácido acético na 
solução, %m/m. 
%
𝑚
𝑚
=
0,96 𝑔
21 𝑔
 . 100 % = 𝟒,𝟓𝟕 % 𝒅𝒆 á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝒏𝒐 𝒗𝒊𝒏𝒂𝒈𝒓𝒆. 
5 CONCLUSÃO 
O objetivo foi alcançado, pôde-se determinar a percentagem de ácido 
acético no vinagre. O método da titulação potenciométrica mostrou-se bastante 
eficiente e expôs dados significativos e consideravelmente exatos, o gráfico 
mostrou que os dados coletados condiziam com as expectativas de uma 
titulação. A percentagem em massa de ácido acético no vinagre é de 4,57 %. 
 
REFERÊNCIAS 
 FERNANDES, Julio Cesar Bastos; KUBOTA, Lauro Tatsuo. Eletrodos íon-
seletivos: histórico, mecanismo de resposta, seletividade e revisão dos 
conceitos. Quim. Nova, v. 24, n. 1, 120-130, 2001. 
 MARCONATO, José Carlos; BIDÓIA, Edério Dino. Potencial de eletrodo: 
uma medida arbitrária e relativa. QUÍMICA NOVA NA ESCOLA n° 17, maio 
2003. 
 SKOOG, Douglas A.; WEST, Donald M.; HOLLER, F. James; CROUCH, 
Stanley R., Fundamentos de Química Analítica. Vol. Único, 8 ed. São Paulo: 
Cengage Learning, 2012. 
 TUFFANELLI, Arturo. Fundamentos de Química Analítica Instrumental. 
UERJ.