Condutimetria: Propriedades Elétricas das Soluções

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CONDUTIMETRIA – Prof. Evelton Casartelli – DEQUIM – ICE – UFRRJ – 1osem 2005 
CONDUTIMETRIA 
 
 A condutimetria investiga o significado das propriedades elétricas das soluções 
que não dependem da ocorrência de reações nos eletrodos. Basicamente, a passagem de 
corrente elétrica por uma solução, dependerá do número de íons presentes. 
 Se dois eletrodos de um metal nobre, p.ex., platina, forem inseridos em uma 
solução de um eletrólito, e ligados a uma fonte de eletricidade, a corrente que escoa é 
determinada tanto pela voltagem aplicada, E, como pela resistência elétrica R, 
proveniente da parte da solução que fica entre os eletrodos. Essa relação é expressa 
matematicamente pela lei de Ohm: 
R
VI = 
onde I = é a corrente em ampères (A); 
V = é a tensão expressa em volts (V); 
R = é a resistência elétrica expressa em ohms (Ω) 
 Obedece-se à Lei de Ohm apenas se se eliminarem as reações específicas nos 
eletrodos e às restrições de difusão. 
 Define-se a condutância, G (em alguns livros como p.ex. o de G. Ewing, o 
símbolo é L), de uma solução como o recíproco da resistência de modo que: 
G = 1/R = I/V 
 
 A unidade da condutância é o ohm recíproco (ohm-1 ou mho, atualmente é o 
siemens, S). 
 Quando relacionamos a resistência de um condutor com sua geometria, mais 
específicamente com seu comprimento e com a área da seção transversal (supondo que o 
condutor tenha a forma de um cilindro), o valor de resistência adquire um significado 
mais específico. Estamos falando na resistência específica (ou resistividade), 
representada pela letra grega ρ (rô), deste condutor, a qual exibirá valores característicos 
para cada tipo de material. 
d
aR=ρ 
onde 
• ρ é a resistência específica (resistividade) em ohm.cm 
• R é a resistência em ohm 
• a é a área da seção transversal em cm2 
• d é o comprimento do condutor em cm 
 
 A condutância observada, G, de uma solução, é inversamente proporcional à 
distância d entre os eletrodos e diretamente proporcional à sua área a; também depende 
da concentração ci de íons por unidade de volume da solução ((mol ou eq)/cm3) e da 
condutância iônica equivalente, λi, desses íons. Assim, podemos escrever que: 
∑=
i
iii czd
aG λ Equação 1 
onde o símbolo de somatório indica o fato de que as contribuições dos vários íons 
presentes na solução, são aditivas à condutância. Deve-se expressar a unidade de 
concentração em equivalentes por centímetro cúbico (e não por litro; pode-se considerar 
1L = 1000 cm3) porque a e d são expressos em centímetros. Como a concentração é 
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expressa em eq/L ou mol/L na escassa literatura que trata da condutimetria, faz-se 
necessário a transformação do denominador, cm3, em litro, L. Assim, para passar de cm3 
para dm3, que corresponde a 1L, precisamos introduzir um fator 1000 e C para indicar a 
concentração, normalidade ou molaridade: 
 
C (eq ou mol/L) = 1000c (eq ou mol/cm3) Equação 2 
 Nas celas de condutividade usuais, o uso das dimensões dos eletrodos, não é 
conveniente para medidas pois cada cela terá dimensões diferentes, por menores que 
sejam essas diferenças, isto implicará em uma não uniformidade nos resultados obtidos 
entre um grupo de eletrodos “iguais”. Assim, é conveniente substituir a relação d/a por 
um único símbolo, θ, que apresenta um valor constante para cada par de eletrodos e é 
chamado de constante de cela. Podemos combinar essa constante com as Equações 1 e 2 
obtendo: 
1000
∑= iiiCz
d
aG
λ
 Equação 3 
 
A constante de cela e a relação a/d: 
 A condutividade da solução está relacionada com sua resistência. Em medidas de 
condutância, a geometria dos eletrodos não é conveniente para se efetuarem medidas 
devido ao erro introduzido na determinação da distância entre os eletrodos e suas áreas. 
substitui-se a relação entre área e distância por um valor experimental que é constante 
para cada par de eletrodos: a constante de cela. 
 
θ = cte de cela => θ = d/a 
 
OBS.: É possível caracterizar um condutor pela sua resistividade ρ, que depende da 
pureza e da estrutura cristalina do material que o constitui => a relação entre a resistência 
de um material e sua resistividade geométrica é: 
a
dR=ρ como se usa mais 
frequentemente, condutância, G, e G = 1/R, teremos que a condutância específica ou 
condutividade será simbolizada pela letra κ e definida como: 
 κ = 1/ρ ∴
Ra
d 1×=κ 
 
 A constante de cela é, geralmente, determinada experimentalmente. Mede-se a 
resistência de um eletrólito de resistividade conhecida (solução de referência ou padrão), 
geralmente KCl (veja a Tabela 1). Alguns livros, em certo ponto, confundem a aplicação 
dos termos condutividade e condutância, o que pode trazer alguma confusão. Atenção 
portanto. 
 
 
 
 
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 Da equação do quadro amarelo podemos concluir que a condutividade se 
relaciona com a condutância da seguinte forma: 
 
Ra
d
×=κ ∴ G×= θκ , onde θ é dada em cm
-1. 
 
 A condutância específica é o produto da condutividade medida e a constante da 
cela de medida. Quando θ é igual a 1, a condutância e a condutância específica se 
igualam. 
 Desta forma κ pode ser reescrito na forma: 
 
1000
∑= iiiCz λκ Equação 4 
 
Tabela 1 – Soluções de referência para calibração de celas de 
condutividade. 
M (mol/L) g KCl/L sol. a 20oC T (oC) κ (μS/cm) 
0 65176 
18 97838 1 74,2460 
25 111342 
0 7138 
18 11167 0,1 7,4365 
25 12856 
0 773,6 
18 1220,5 0,01 0,7440 
25 1408,8 
0,001 diluir 10x a sol. de 0,01M 25 146,93 
 
 
 Na Equação 4, para o caso de um único composto ionizado em solução, pode-se 
substituir o somatório ΣziCiλi por CΛ, sendo Λ a condutância equivalente ou molar. 
Assim, a condutividade equivalente/molar é igual à soma das condutividades iônicas 
equivalentes/molares: Λ=Σλi ou melhor dizendo: Λ = λ+ + λ-, ou seja, é a soma das 
condutividades do cátion e do ânion. λi é a condutividae iônica molar (livro do Vogel) ou 
equivalente (livro do Ewing). Assim teremos: 
 
 
1000
)( −−
+
+ += λλκ zzC => 
1000
Λ= Cκ 
 
Atualmente, não se utiliza mais a normalidade como medida de concentração, apenas a 
molaridade é usada. Contudo, em livros e em páginas da internet que tratam do assunto, 
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ainda existem tabelas com contudâncias equivalentes. 
 A relação entre a condutividade molar/equivalente com a condutividade específica 
e a concentração molar/equivalente de um eletrólito em solução é a seguinte: 
 
C
1000κ=Λ para C = mol/L ou eq/L; Λ=ohm-1.cm.mol-1.L 
 
se C = mol\cm3, 
C
κ=Λ e Λ= ohm-1.cm2.mol-1 
 
 A condutividade eletrolítica depende da temperatura, sendo que seu valor aumenta 
em mais ou menos 2% por aumento de grau de temperatura, de modo que em trabalhos 
de precisão deve-se imergir as celas em um banho à temperatura constante. É comum 
escolher 25oC para todas as medidas. Qualquer temperatura é satisfatória desde que seja 
mantida constante durante o experimento. 
 A condutância iônica equivalente é uma importante propriedade dos íons que 
fornece informação quantitativa em relação às contribuições relativas dos íons às medidas 
de condutância. O valor de λ depende em certo grau da concentração iônica total da 
solução e aumenta com o aumento da diluição. É conveniente tabelar valores numéricos 
de λ0, isto é, o valor limite de λ quando a concentração se aproxima de zero (diluição 
infinita). Isso é essencialmente o mesmo que a “mobilidade” iônica como é às vêzes 
apresentada. Uma compilação desses valores é apresentada na Tabela 2. 
 
Tabela 2 – Condutânciaiônica equivalente à diluição infinita (25oC) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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A LEI DE KOHLRAUSCH 
 
Friedrich Kohlrausch – 1840-1910 
 A condutividade molar varia com a raiz quadrada da concentração. Em 1900 foi 
demonstrado por Kohlrausch que um gráfico Λ x c era linear para eletrólitos fortes. 
 
2
1
0 kCMM −Λ=Λ 
 
 Quando a concentração diminui, ou seja, quando a diluição aumenta, a 
condutividade molar aumenta, tendendo a um limite conhecido como condutividade 
molar limite ou à diluição infinita, Λo. 
 Esta é uma das relações básicas da lei de Kohlrausch onde a condutância molar 
limite à diluição infinita, 0MΛ é uma constante a qual depende do eletrólito. A constante k, 
depende da estequiometria do eletrólito mais do que de sua natureza. Isto pode ser 
observado na Figura 1, onde temos relações lineares para eletrólitos fortes de cargas +/-1, 
e relações não-lineares para eletrólitos fracos ou de cargas maiores que +/-1. 
 
 
Figura 2 – Condutância 
equivalente versus raiz 
quadrada da concentração na 
temperatura de 25oC, para 
alguns eletrólitos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 As condutâncias molares na diluição infinita, podem ser usadas para se determinar 
a condutância para íons individuais, em concordância com a lei da migração 
independente dos íons (lei de Kohlrausch das mobilidades independentes): 
 
000
−+ Λ+Λ=Λ ClNaNaCl 
ou, como em alguns livros onde se usa lambda minúsculo para identificar a condutividade 
de íons, 
000
−+ +=Λ λλNaCl 
 
 De uma forma geral, Λo = n+λo+ + n-λo-, onde n é o número de moles de cargas, no 
caso de se falar em condutância molar. 
 
 
CONDUTÂNCIAS IÔNICAS 
 
 Foi colocado por Kohlrausch que a contribuição de um íon para a condutividade 
equivalente de eletrólitos parece ser constante e independente do outro íon presente. Para 
eletrólitos fracos a extrapolação da curva Λ x c é incerta. Uma estratégia usada para 
calcular a condutividade equivalente ou molar (lembrem-se que mesmo em livros mais 
recentes as tabelas de condutividades iônicas referem-se a estas em base de 
“equivalentes”; alguns livros as expressam em termos molares) é de se utilizar as 0Λ para 
eletrólitos fortes e combina-las de tal forma que resulte na condutividade do eletrólito 
fraco na diluição infinita. Por exemplo: 
• Determinar a 0Λ do NH4OH. 
Usando os dados da Tabela 2, teremos o seguinte: 
Λ0 (KOH) = λ0 (K+) + λ0 (OH-) = 272,10 unidades em ohm-1 cm-1 L eq-1 
Λ0 (NH4Cl) = λ0 (NH4+) + λ0 (Cl-) = 150 ou S cm-1 L eq-1 
Λ0 (KCl) = λ0 (K+) + λ0 (Cl-) = 150 
 
Λ0 (KOH) + Λ0 (NH4Cl) - Λ0 (KCl) = λ0 (OH-) + λ0 (NH4+) = Λ0 (NH4OH) 
 
Assim, Λ0 (NH4OH) = 272,10 S cm-1 L eq-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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INSTRUMENTAL 
As medidas de condutância são quase sempre feitas com corrente alternada para 
evitar complicações eletrolíticas. A freqiiência não é crítica, geralmente selecionamos 1000 
Hz, mas a freqiiência da linha é satisfatória para titulações. É essencial uma agitação 
eficiente. 
A ponte de Wheatstone (Figura 2), modificada para operar com corrente alternada, é 
o circuito normal para determinação da condutância eletrolítica. A fonte E fornece energia à 
ponte através da linha ou de um oscilador. R1 e R2 são "braços de razão" que podem ser 
iguais ou munidos de um interruptor seletor (não mostrado) de modo que se pode colocar a 
razão R1/R2 em qualquer um dos váríos valores, como 0,1, 1 e 10. Rx representa a 
resistência da cela de condutância e R3, a de equilíbrio ou braço-padrão, é uma resistência 
variável de precisão com um mostrador calibrado. A capacitância Cx, mostrada em paralelo 
com Rx, é a capacitância da cela condutância e de seus fios de ligação. A presença dessa 
capacitância produz um deslocamento de fase no potencial alternado através de Rx e isso 
deve ser equilibrado por ajuste de um pequeno capacitor variável a ar C, através do braço de 
equilíbrio. Esse efeito de capacitância é mais importante a 1000 Hz que a 60; é mais 
importante na medida de soluções de baixa condutância em vez de em alta. Isto porque 
deve selecionar uma cela com uma pequena constante de cela, isto é, deve ter elétrodos 
relativamente grandes e bem próximos, o que resulta em uma capacitância mais 
elevada. Inclui-se o transformador T para permitir a ligação do oscilador e amplificador à 
"terra" ou ponto de referência comum. Pode-se observar diretamente o potencial alternado 
que aparece através da diagonal da ponte com fones de ouvido ou com um galvanômetro de 
c.a. ou, para maior sensibilidade, pode-se amplificá-la (como se vê na Figura 2) e retificar e 
medir a saída do amplificador. Se a saída do amplificador (ou o som nos fones de ouvido) é 
zero, existe na ponte uma condição de equilíbrio e nesse ponto 
3
2
1 R
R
RRx = 
Uma ponte como a descrita acima pode ser facilmente montada a partir de 
componentes elétricos-padrão. Comercialmente encontram-se vários instrumentos 
completos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2 – Ponte de Wheatstone de corrente 
alternada para medidas de condutância. 
 
CELAS 
A Figura 3 apresenta alguns tipos de celas de condutividade que são disponíveis 
comercialmente. Algumas celas são utilizadas para medidas físico-químicas de precisão, 
enquanto outras são mais convenientes para uso em rotina e para titrimetria. Para trabalhos 
precisos, celas deverão ser mantidas a uma temperatura constante, já que a condutância de 
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muitas soluções eletrolíticas aumenta com a temperatura a uma taxa de 2% por kelvin (ver 
Tabela 2). Celas são produzidas com várias constantes de celas, das quais 1,0 e 0,1 são as 
mais largamente utilizadas. A Tabela 3 indica as constantes de cela apropriadas para várias 
faixas de condutância. 
 Os eletrodos são geralmente fabricados de platina, embora grafite, titânio e 
tungstênio sejam ocasionalmente usados. Os eletrodos de platina são melhores se recobertos 
com uma forma finamente dividida dometal, conhecida como negro de platina. Esta 
cobertura pode ser produzida através de uma eletrólise de poucos minutos em uma solução 
de ácido cloroplatínico contendo uma pequena quantidade de acetado de chumbo. A 
eletrólise deve ser repetida com polaridade reversa. Após a platinização os eletrodos 
deverão ser guardados em água destilada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3 – Uma seleção de celas para medidas de condutância. 
(a) A forma mais usada para medidas físico-químicas exatas. (b) 
Uma cela Roseveare é fácil de fabricar, com pedaços quadrados 
de platina dentro de paredes de vidro. (c) Esta forma possui 
eletrodos cônicos, úteis para líquidos que têm a tendência de 
formar espuma. (d) Cela em frasco, conveniente para preparar e 
medir soluções muito diluídas. (e) Cela de mergulho, largamente 
utilizada em medidas de rotina. 
 
 
APLICAÇÕES 
A maior .parte das medidas de condutância se relacionam com soluções aquosas e, 
apesar disso, podemos facilmente imaginar sua utilidade com outros solventes ou sais 
fundidos. A água em si é um condutor muito fraco. A condutância específica teórica da água, 
devido à sua dissociação em íons hidroxônio e hidroxila, é aproximadamente 5 x 10-8 mho 
por cm (a 25°C). A água destilada típica tem um valor centenas de vezes maior que esse e, 
apenas através de destilações sucessivas em equipamento especialmente projetado, fornece 
uma água que se aproxima do teórico. 
As soluções de eletrólitos fortes em geral mostramum aumento de condutância quase 
linear com o aumento da concentração até a vizinhança de 10 a 20% em peso. Em 
concentrações maiores, a condutância passa por um máximo, pois a atração interiônica 
impede movimento livre na solução. Uns poucos exemplos são mostrados na Figura 4. 
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Figura 4 – Curvas condutividade-concentração 
para alguns eletrólitos. 
 
Um excelente exemplo de análise condutimétrica baseado em curvas de calibração 
pré-determinadas ou tabelas é a análise do ácido nítrico fumegante para determinar a razão 
entre o NO2 e o H2O. É necessário fazer duas medidas de condutância, uma na amostra não 
tratada, outra em uma amostra idêntica que se saturou com KNO3. Por esse processo pode-se 
determinar o NO2 num intervalo de 0 a 20% de NO2 (por peso) e água no intervalo de 0 a 
6% cada um com uma exatidão de 0,3%. 
Imaginou-se um processo rápido e conveniente para confirmar análises 
convencionais de águas naturais e águas salgadas. Computou-se uma série de fatores para os 
íons provavelmente presentes, de modo que cada fator multiplicado pela concentração do íon 
correspondente fornece a contribuição desse íon à condutância específica da solução. Os 
fatores estão citados na Tabela 3. Na terceira coluna há uma série de concentrações iônicas 
como determinadas por outros meios analíticos para uma amostra hipotética de água. 
Obtiveram-se os valores da quarta coluna multiplicando as concentrações pelos fatores 
relativos. O total é a condutância específica calculada para a amostra. A condutância 
específica observada deve concordar numa margem de 2%. Em caso contrário evidencia-se 
um erro em uma ou mais análises. 
O método da condutância é conveniente para a determinação de pequenas 
quantidades de amônia livre em materiais biológicos. Remove-se a amônia da amostra por 
destilação ou com uma corrente de ar e absorve-se em uma solução de ácido bórico. Então 
determina-se a condutância específica da solução e compara-se com padrões previamente 
medidos. Escolhe-se o ácido bórico como absorvente porque sua ionização é tão pequena 
que a condutância específica da solução é uma função linear da concentração do sal de 
amônio. Esse processo de determinação de amônia é aplicável ao importante método de 
Kjeldahl para nitrogênio amínico. 
Tabela 3 – Teste condutométrico do conteúdo iônico de águas 
e salmouras. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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É possível usar medidas de condutância para determinar um íon específico na 
presença de concentrações moderadas de outros, se se dispõe de um reagente que remove 
seletivamente o íon desejado em forma de um precipitado ou complexo não-ionizado. Mede-
se a condutância específica da solução antes e depois da adição de uma quantidade 
conhecida do reagente. A adição do próprio reagente (se ionizado) provoca aumento na 
condutância, enquanto que a remoção do íon desejado combinado com quantidade 
equivalente do reagente causa uma diminuição. O reagente deve sempre ser adicionado em 
excesso suficiente de modo que a condutância final seja maior que a inicial. Coloca-se a 
variação de condutância em um gráfico em função da concentração do íon desejado para 
fornecer um gráfico da calibração. É necessária a aplicação de uma correção baseada no 
valor da condutância inicial. Isso se deve ao fato de que quanto maior for a concentração 
iônica total menor será a contribuição do reagente à condutância. Determinam-se facilmente 
os fatores de correção por experiência e, uma vez determinados, podem-se utilizá-los para 
todas as determinações futuras do íon em questão. 
 
TITULAÇÕES CONDUTOMÉTRICAS 
 Devemos antes de iniciar esta discussão, colocar algumas diferenças entre termos 
utilizados: condutometria refere-se ao procedimento de titulação; condutimetria se refere a 
medidas não titulativas. O conjunto é chamado condutimetria. 
Pode-se usar o método de condutância para seguir o curso de uma titulação, desde 
que haja uma diferença significativa na condutância específica entre a solução original e o 
reagente ou os produtos da reação. O único aparelho adicional necessário é uma bureta. Não 
é necessário conhecer a constante da cela, pois os valores relativos são suficientes para 
permitir a localização do ponto de equivalência. É essencial, contudo, que o espaço entre os 
elétrodos não varie durante a titulação. 
A condutância produzida por qualquer íon é proporcional a sua concentração (à 
temperatura constante), mas a condutância de uma determinada solução não varia 
linearmente com o volume adicionado de reagente devido ao efeito da diluição da água que 
está sendo adicionada junto com o reagente. Também causam desvios da linearidade a 
hidrólise de reagentes ou produtos, ou a solubilidade parcial de um produto precipitado. 
Vamos agora discutir em detalhes a relação entre a reação química que ocorre 
durante a titulação e a forma do gráfico resultante. 
 
Reações de neutralização - Consideremos o que acontece quando se titula ácido clorídrico 
0,01 M com solução de hidróxido de sódio 0,1 M. Inicialmente, a condutância é bastante 
elevada devido à alta condutância equivalente (mobilidade) dos íons-hidrogênio. A Tabela 1 
mostra que a contribuição dos íons-hidrogênio à condutância é de 82% e a do íon cloreto é 
de apenas 18%. A contribuição dos íons cloreto permanece constante durante toda a 
titulação, enquanto a dos íons-hidrogênio diminui até zero no ponto de equivalência. 
Substituem-se os íons hidrogênio por igual número de ions sódio, mas estes apresentam 
mobilidade muito baixa, de modo que a condutância total diminui bruscamente próximo ao 
ponto de equivalência. A condutância cresce novamente depois que ultrapassa esse ponto, 
pois tanto os íons sódio como hidróxido se acumulam na solução. 
O caso simples descrito acima produz um gráfico como o da Figura 5. Como as 
condutâncias são aditivas, podemos dividir a área sob as curvas em segmentos representando 
as quantidades dos vários íons presentes nos diversos estágios na titulação. Como a 
quantidade do íon cloreto não muda, é representada por uma área de altura constante. A 
quantidade de íon sódio é zero no início e aumenta uniformemente durante a titulação, o que 
é indicado por uma área em expansão contínua. (Nesses gráficos, as linhas verticais 
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pontilhadas indicam os pontos de equivalência.) A contribuição dos íons hidrogênio, 
inicialmente muito alta, diminui até zero no ponto de equivalência, ao passo que a devida 
aos íons hidróxido começa com zero no ponto de equivalência e aumenta daí por diante. O 
aumento observado na condutância, depois que se atinge o ponto de equivalência, é menos 
brusco do que o declive prévio devido à menor mobilidade do íon hidróxido em comparação 
com a do íon hidrogênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 5 – Titulação condutométrica de HCl por NaOH: a) 
experimental, localiza-se o ponto final pela intersecção das 
duas retas; b) interpretação: a condutância após a adição de 
cada incremento do reagente é a soma da contribuição de todos 
os íons presentes. 
 
A curva que se obtém na titulação de um ácido moderadamente fraco, como o 
acético, pelo hidróxido de sódio é mostrada na Figura 6 (o símbolo OAc- repre senta o íon 
acetato). Neste caso nenhum íon mantém concentração constante. Inicialmente, tanto os íons 
acetato como hidrogênio estão presentes apenas em pequenas quantidades, mas a 
contribuição à condutância pelo íon hidrogênio é maior devido à sua grande mobilidade. À 
proporção que a reação prossegue, a quantidade de íon acetato aumenta regularmente à 
medida que ele é libertado pelo ácido acético até atingir o pontode equivalência; daí por 
diante, permanece constante. Ao mesmo tempo, continua a aumentar a quantidade de íon 
sódio. A concentração do íon hidrogênio muda de um modo um tanto complicado, pois 
desaparece rapidamente no início e depois mais lentamente até zero no ponto de 
equivalência. Esse efeito é causado pela supressão da já baixa ionização do ácido acético 
pelo íon acetato formado na reação. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 6 – Titulação condutométrica de ácido acético por 
hidróxido de sódio: a)experimental, e b) interpretação. 
 
Adicionado às condutâncias crescentes dos íons sódio e acetato, isto produz uma 
depressão inicial seguida por uma subida praticamente linear até o ponto de equivalência. 
Depois desse ponto, a condutância aumenta mais bruscamente devido ao acúmulo dos íons 
sódio e hidróxido. 
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Nesta titulação, o gráfico é arredondado próximo ao ponto de equivalência, com 
valores de condutância mais elevados do que os previstos pela teoria simples. Isto é 
resultado da hidrólise do sal formado na reação, de modo que no ponto de equivalência 
existe um excesso significativo de íons hidróxido. 
Na Figura 7 estão representadas as curvas de titulação resultantes da titulação com 
uma base forte de uma série de cinco ácidos, de grau de dissociação variando de um ácido 
forte (curva 1) passando por ácidos progressivamente mais fracos (curvas 2 a 4) até um 
ácido extremamente fraco (curva 5). No caso da curva 5, a ionização do ácido é tão fraca que 
não contribui em nada para a condutância, que é devida pois, apenas ao sal formado na 
reação. Esse tratamento global aplica-se igualmente bem a titulações análogas de bases 
fortes e fracas por um ácido forte. 
 
Figura 7 – Titulação condutométrica de vários ácidos 
com hidróxido de sódio. A curva 1 representa um ácido 
forte, a curva 5 um ácido muito fraco e as demais ácidos 
intermediários. Os ácidos e suas constantes de ionização 
(a 25oC) são (1) ácido clorídrico; (2) ácido 
dicloroacético, K = 5x10-2; (3) ácido monocloroacético, 
K = 1,4x10-3; (4) ácido acético, K = 1,8x10-5; (5) ácido 
bórico, K= 6,4x10-10. 
 
 
 
 
 
Também é possível titular condutometricamente um ácido fraco por uma base fraca 
ou vice-versa, uma operação extremamente dificil com outras técnicas. Por exemplo, na 
titulação do ácido acético com amônia aquosa, a curva que antecede o ponto de equivalência 
é semelhante à parte análoga da Figura 4. A adição de excesso de reagente, contudo, 
aumenta fracamente a condutância. O efeito da hidrólise é desprezível pois não resulta em 
excesso nem de íons hidrogênio nem de íons hidróxido. 
 
Determinando constantes de ionização – A associaçãoiônica é importante para eletrólitos 
fracos. Os valores de Λ para o ácido acético desviam-se notadamente dos valores de Λ0 
assim que a concentração do ácido acético aumenta, porque são formadas moléculas do 
ácido, e tais moléculas, não possuindo carga, nada contribuem para a condutância iônica. Se 
o grau de dissociação de um eletrólito univalente é simbolizado por α, então sua constante 
de dissociação Kd é dada pela lei de diluição de Ostwald (com base na lei de ação de massas 
de Guldberg-Waage): 
)1(
2
α
α
−=
cKd 
 Já que, como sugerido por Ostwald, os valores experimentais de α em qualquer 
concentração c é Λ/Λ0, o valor da constante de dissociação pode ser obtido a partir de 
medidas de condutância e da fórmula resultante: 
 
)( 00
2
Λ−ΛΛ
Λ= cK d 
 
 Este é um método útil de se obter as constantes de dissociação de eletrólitos fracos, 
incluindo as constantes de ionização de ácidos fracos tais como o ácido acético. A 
aproximação é útil para qualquer equilíbrio iônico entre íons e espécies não carregadas, ou 
nos quais as espécies carregadas reagem para formar outras espécies de diferente carga. 
CONDUTIMETRIA – Prof. Evelton Casartelli – DEQUIM – ICE – UFRRJ – 1osem 2005 
 
 Quando um ácido fraco ou uma base fraca é dissolvido(a), uma pequena fração das 
moléculas se dissociam em íons. As moléculas remanescentes, não sendo carregadas, não 
podem contribuir para a condutância observada, a qual é a soma das condutâncias iônicas 
dos íons constituintes nas suas concentrações de equilíbrio na solução do ácido ou da base 
fraco(a). Enquanto que as condutâncias iônicas equivalentes atuais não são conhecidas, 
aquelas obtidas à diluição infinita, são conhecidas e podem ser usadas como uma 
aproximação razoável já que as concentrações dos íons não podem ser muito altas se o 
eletrólito é realmente fraco. Para eletrólitos fracos e fortes, o valor de λ0i é maior que aquele 
de λi a qualquer concentração porque a atração entre os íons diminui λi com o aumento da 
concentração. Para eletrólitos fracos, o aumento da concentração também reduz o grau de 
dissociação molecular, e este fator é de maior importância do que o efeito das interações íon-
íon. 
 Medidas de condutância sozinhas podem dar bons valores de constantes de ionização 
de ácidos e bases fracos apenas se eles forem monopróticos (ou monobásicos) e se nenhuma 
outra espécie iônica estiver envolvida, já que as medidas de condutância não podem 
distinguir entre diferentes íons. A medida da condutância iônica total não é suficiente para 
permitir o cálculo das concentrações de várias espécies diferentes. 
 
Reações de deslocamento - Pode-se conduzir como titulação condutométrica uma reação 
como a que ocorre entre cloreto de amônio e hidróxido de sódio, pois o íon hidróxido não se 
acumula Da solução até que todo o íon amônio tenha reagido formando amônia e água. De 
modo semelhante, pode-se titular o acetato de sódio com ácido forte, acetato de piridina com 
base forte, etc. 
Reações de precipitação - O método de condutância é perfeitamente conveniente para a 
determinação dos pontos de equivalência em titulações de precipitação. O método de análise 
da curva, em termos de íons, é semelhante às reações previamente discutidas. Pode-se 
tolerar. um grau de solubilidade do precipitado que o torna inadequado para análise 
gravimétrica. O efeito da apreciável solubilidade do precipitado é arredondar a intersecção 
dos dois ramos do gráfico. Se o efeito não for muito grande, ainda se pode obter uma 
precisão adequada prolongando-se as porções retas até suas intersecções. Algumas vezes 
pode-se reduzir a solubilidade por adição de álcool e, consequentemente, aumenta-se a 
precisão dos resultados. 
Uma titulação particularmente favorável é a do sulfato de prata com cloreto de bário, em que 
se precipitam as duas substâncias simultaneamente. A condutância cai a um valor muito 
baixo no ponto de equivalência. Podem-se titular de modo semelhante o sulfato de magnésio 
e outros sulfatos com hidróxido de bário. 
CONSIDERAÇÕES GERAIS 
As titulações condutométricas são potencialmente úteis em qualquer reação onde o conteúdo 
iônico é bem menor no ponto de equivalência que antes ou depois dele. O método não é 
convenientemente aplicável onde o conteúdo iônico total é grande e varia apenas pouco na 
equivalência. Por exemplo, na titulação do ferro por permanganato em seguida à redução do 
ferro pelo cloreto estanoso, a solução, além dos íons ferroso e permanganato de interesse 
primário, contém tipicamente íons manganoso, estânico, mercuroso, mercúrico, potássio, 
hidrogênio, cloreto, fosfato e sulfato. A variação da condutância total durante a titulação 
seria insignificante comparada à condutância total. Em condições favoráveis, as titulações 
darão uma precisão de 2 a 3 partes por 1 000. 
 
 
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DETERMINANDO O KPS 
 Se medirmos a condutância específica de uma solução saturada de um eletrólito xy
y
x BA
−+ , 
poderemos calcular sua condutância equivalente através da equação geral: 
c
1000c
κ=Λ , se “c”, 
a concentração em equivalentes por litro for conhecida. 
 Se a solução saturada estiver suficientemente diluída, isto é se estivermos trabalhando 
com eletrólitos pouco solúveis, podemos considerar que: 
 
o
1
o
0c −+ λ+λ=Λ≅Λ 
 
 Assim, c pode ser encontrada: 
 
oo
1000c
−+ λ+λ
κ= em eq/L ====> em mol/L fica M = c/no total de cargas 
e, o Kps pode ser determinado. 
 
Exemplo: Determinar o Kps do PbI2 sabendo que em uma solução saturada deste sal a 
condutividade específica medida a 25oC, κ, foi igual a 0,0004523 ohm-1cm-1 (452,3 µS), e que as 
condutividades iônicas equivalentes são: 1/2λo (Pb+2)=69,5 ohm-1 cm-1 L eq-1 e λo (I-)= 76,8 
ohm-1 cm-1 L eq-1 
 
 Assim, a concentração em eq/L será: 
oo
1000c
−+ λ+λ
κ= 
8,765,69
0004523,0x1000c += 
 
c = 3,08x10-3 eq/L ==> M = 3,08x10-3/2 = 1,54x10-3 mol/L 
 
 
Kps = 4s3 ==> Kps = 4x(1,54x10-3)3 ===> Kps = 1,46x10-8 
 
 
 Este valor é concordante em termos de ordens de grandeza com o valor tabelado para o 
Kps do PbI2 que é igual a 7,1x10-9. Neste exemplo, o erro inerente ao cálculo é uma função do 
fato de assumirmos que Λc = Λo pois o sal é pouco solúvel, sendo que na realidade uma 
solubilidade de 1,54x10-3 molar não é tão pequena assim. Uma saída seria se diminuir ao 
máximo a solubilidade do sal, p. ex. adicionando etanol ao meio. Podemos deduzir que para sais 
menos solúveis o erro causado pela aproximação utilizada, será menor já que as concentrações 
dos íons na solução saturada serão muitas ordens de grandeza menores. 
 
 
 
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DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO 
 
 O grau de dissociação α, de um eletrólito fraco é dado pela lei de diluição de 
Ostwald: 
α
α
−= 1
cK
2
d e oΛ
Λ=α 
 
 À medida que a diluição aumenta, o equilíbrio é deslocado para a direita ocorrendo 
maior ionização até que com a diluição infinita a iionização é total. 
 
 Consideremos o equilíbrio de dissociação de um ácido fraco HA: 
 
HA H+ + A- (HA + H2O H3O+ + A-) 
 
 Sua constante de dissociação é dada por 
 
HA
AH
a f
ff
]HA[
]A][H[K −+×=
−+
 
 Se as soluções forem muito diluídas, podemos considerar que os coeficientes de 
atividade são iguais a 1, e dizer que: 
]HA[
]A][H[Ka
−+
= 
 Sendo α o grau de ionização do ácido fraco, em uma concentração c, a equação do Ka 
pode ser reescrita na forma: 
α
α
−= 1
cK
2
a 
 
 Considerando que nesta diluição a condutância molar ou equivalente do HAc, se 
aproxima da condutância à diluição infinita, podemos considerar que o
c
Λ
Λ=α , onde Λc é a 
condutividade medida, κ. 
 Substituindo na equação de Ka, temos uma das formas da clássica Lei de Diluição de 
Ostwald: 
)(
CK
c
oo
2
c
a Λ−ΛΛ
Λ= 
 
Exemplo: a condutância de uma solução de HAc 0,1000M a 25oC é 5,201 S/cm. as 
condutâncias molares dos íons do HAc na diluição infinita são: Λo(H+)=349,8 Scm2/mol; 
Λo(Ac-)= 40,9 Scm2/mol. Calcule o Ka do HAc. 
 
o
c
Λ
Λ=α ∴ α = (5,201 S/cm)/390,7 (Scm2/mol) ∴ α = 0,0133 
 
[H+] = [Ac-] = 0,1000 x 0,0133 = 1,33x10-3 M 
[HAc] = 0,1 - 1,33x10-3 = 0,0987 M Ka = (1,33x10-3)2/0,0987 
 Ka = 1,79x10-5 
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CELAS DE CONDUTIVIDADE MODERNAS 
 Muitos medidores de condutividade possuem uma cela de dois 
eletrodos (Figura 8) disponível no formato de imersãoe de fluxo 
contínuo. A superfície do eletrodo é geralmente de platina, titânio, ouro 
revestido de níquel, ou grafite. As celas de quatro eletrodos, 
esquematicamente apresentada na figura ao lado, usam uma tensão de 
referência para compensar qualquer polarização ou falha das placas que 
constituem os eletrodos. A tensão de referência garante que as medidas 
indiquem a condutividade atual independente da condição do eletrodo, 
resultando em uma maior exatidão para a medida da condutividade de 
água pura. 
 
 
 
DETERMINAÇÃO DE SÓLIDOS DISSOLVIDOS TOTAIS, TDS 
 
 O uso de medidores de sólidos dissolvidos totais, TDS (total dissolved solids), para 
se analisar a pureza da água tem sido largamente empregado recentemente. Por exemplo, 
aqueles que trabalham com aquários para estudos biológicos, utilizam estes equipamentos 
para determinar se sistemas de purificação de água potável tais como os de osmose reversa 
(RO) ou osmose reversa/deionização (RO/DI), estão funcionando propriamente, ou se as 
resinas de deionização precisam ser trocadas. Outros exemplos são o controle da água em 
usinas elétricas nucleares ou não, em sistemas hidropônicos, em caldeiras, e na indústria 
química em geral. 
 O uso destes dispositivos, contudo, não está livre de complicações. Contrariamente 
ao que o nome possa implicar, os medidores de TDS não medem todos os sólidos 
dissolvidos. 
 
 
 
 
COMO UM MEDIDOR TDS FUNCIONA? 
 Estes medidores são, na realidade, medidores de condutividade e, atualmente, a 
medida de TDS é um acessório intrínseco dos medidores de condutividade. Eles trabalham 
sob o mesmo princípio da medida de condutividade que já estudamos. 
 
 
O QUE UM MEDIDOR DE TDS DETECTA? 
 Pense em um pequeno medidor de condutividade projetado para funcionar apenas 
como um medidor de TDS. Já que, basicamente, estes medidores são usados para se testar 
a “pureza” da água, é importante se compreender o que eles não detectam. Como 
medidores de condutividade “disfarçados”, os medidores de TDS detectarão apenas 
espécies ionizadas móveis (íons). Não serão detectados compostos neutros (não 
carregados) tais como açúcar, álcool, muitos orgânicos (incluindo muitos pesticidas e seus 
resíduos), e formas não ionizadas de sílica, amônia, e dióxido de carbono. Também, não 
detectam particulados macroscópicos, já que eles são muito grandes para se moverem nos 
campos elétricos aplicados entre os eletrodos. Assim se você for medir o TDS de uma água 
com aparência ferruginosa, obviamente contendo particulados de óxido de ferro, saiba que 
estas não serão medidas. E também, nada que possa dar uma aparência turva à água. 
Bactérias e vírus também não são detectados. 
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 Conseqüentemente o termo “sólidos dissolvidos totais” é muito abrangente e não 
representa a realidade. Por exemplo, se usássemos o termo “íons carregados totais”, este 
seria um termo melhor aplicável pois representaria o que o aparelho realmente mede. Em 
adição a quantos íons estão presentes, a condutividade medida é também uma função dos 
íons estão presentes na solução. A Tabela 4 apresenta a condutividade relativa que é 
fornecida quando números iguais de diferentes íons estão presentes na água. Existem 
diferenças entre a condutividade dos diferentes íons, e este fato é importante na discussão 
das unidades que são usadas para as medidas de condutividade. Íons com cargas elevadas 
tendem a possuir uma maior condutividade porque eles não apenas carregam uma maior 
carga mas respondem mais fortemente ao campo elétrico. Bons exemplos disso são o 
sulfato (SO4--) e o cálcio (Ca++), os quais possuem maiores condutividades do que sódio 
(Na+) ou cloreto (Cl-). Um outro efeito é que íons maiores tendem a ser mais lentos quando 
se movem através da água, e assim possuem menor condutividade. Em tais comparações 
deve se levar em conta o raio hidratado do íon, ou seja, não se pode simplesmente olhar 
para as massas moleculares ou raios iônicos. Esta lentidão causada pelo tamanho do íon 
hidratado é, por exemplo, o motivo pelo qual o lítio (Li+) é menos condutivo do que o 
sódio, o qual a seu turno é menos condutivo que o potássio. 
 
Tabela 4 - Condutividade relativa de vários íons. 
Cations: Condutividade relativa: Anions: 
Condutividade 
relativa:H+ 7,0 OH- 4,0 
Li+ 0,8 Cl- 1,5 
Na+ 1,0 Br- 1,6 
K+ 1,5 I- 1,5 
Mg++ 2,1 NO3- 1,4 
Ca++ 2,4 acetato 0,8 
Zn++ 2,1 SO4-- 3,2 
 
 Contudo, o medidor de condutividade não é específico, significando que ele não 
dirá qual é o íon responsável pelo aumento ou diminuição na condutividade de uma 
solução. Ele simplesmente dará uma indicação geral da condutividade da solução e esta, 
será relacionada com o nível de sólidos dissolvidos totais. Outras técnicas analíticas podem 
ser utilizadas para se determinar quais íons contribuem para a leitura inicial de 
condutividade da amostra. Caso a solução amostra for composta de apenas um íon 
particular, o medidor pode ser calibrado para este íon, permitindo a determinação de sua 
concentração a partir de leituras de condutividade. Isto pode ser feito também, no caso em 
que a concentração de um sal é tão alta que as concentrações dos outros componentes 
salinos tornam-se desprezíveis, como por exemplo o NaCl em amostras de salmoura ou o 
CaCO3 em amostras de água dura. 
 A legislação de cada país estabelece os limites máximos para os níveis de sólidos 
dissolvidos totais na água potável. Aqui no Brasil, o CONAMA na sua resolução no 20, de 
18 de junho de 1986, estabelece que, para águas de classe I e II, ou seja, águas destinadas 
ao abastecimento público após tratamento simplificado e tratamento convencional 
respectivamente, os níveis de TDS não devem ultrapassar 500 mg/L. Um medidor de TDS 
ou um condutivímetro com esta função, pode dar uma leitura rápida e precisa para tal 
determinação. Já que existe uma relação linear entre a condutividade e a concentração de 
um sal específico, a cela de condutividade pode ser usada para determinar a concentração 
de um íon. Uma curva similar à da figura abaixo, pode ser obtida se você preparar soluções 
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de referência de diferentes concentrações de um determinado sal. Observe na figura, a 
razão de 2:1 entre a condutividade em µS e a concentração TDS em mg/L. 
 
 2000 µS 
 
 condutividade 
 
 
 
 
 1000 mg/L 
 
Concentração TDS 
 Muito embora os sólidos dissolvidos totais sejam freqüentemente definidos em 
termos desta razão 2:1, deve ficar entendido que uma leitura de TDS de 500 mg/L pode ter 
um significado diferente quando comparamos, por exemplo, uma amostra constituída 
principalmente por NaCl e outra composta de íons de água dura tais como Ca+2 e HCO3-. A 
relação entre condutividade e a concentração de NaCl é aproximadamente 2:1 e é muito 
próxima de uma relação direta, como se pode observar pelos dados constantes na Tabela 5, 
que apresenta valores correspondentes para condutividade (µS/cm), concentração (mg/L as 
NaCl) e concentração TDS (mg/L TDS). 
 Medidores de condutividade podem fornecer aos alunos pistas importantes sobre a 
natureza iônica ou molecular dos compostos. Compostos moleculares não ionizáveis, tais 
como metanol, produzirão leituras de condutividade próximas de zero. OBS.: soluções que 
produzem leituras de condutividade igual a zero serão raras. Mesmo em água muito pura, 
íons serão produzidos da dissociação da água em íons H+ e OH-, ou dióxido de carbono 
dissolvido produzindo íons HCO3-. Compostos iônicos solúveis em água produzirão 
valores de condutividade significantes, cuja magnitude dependerá de fatores como raio 
iônico, carga e mobilidade. Compostos moleculares ionizáveis tais como ácidos fracos 
produzirão valores de condutividade que podem ser utilizados para se ter uma idéia da 
força de tais ácidos. Uma solução de um ácido forte produzirá um valor muito mais alto de 
condutividade. 
 
Tabela 5 - Condutividade de soluções de NaCl. 
NaCl 
(mg/L) 
Sólidos dissolvidos totais 
(TDS) (mg/L) 
Condutividade 
(µS/cm) 
1,0 1,1 2,2 
5,0 5,4 10,8 
10 10,7 21,4 
20 21,4 42,7 
50 52,5 105 
100 105 210 
150 158 315 
200 208 415 
500 510 1020 
1000 995 1990 
1500 1465 2930 
2000 1930 3860 
5000 4482 8963 
10250 9000 18000 
TRABALHANDO COM UM MEDIDOR DE CONDUTIVIDADE/TDS 
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 O problema com tais dispositivos é que, quando não calibrado, não se sabe se os 
resultados se referem ao equivalente em NaCl ou a outra coisa qualquer. Atualmente, o 
cloreto de potássio, KCl, é utilizado como padrão mais freqüentemente do que o NaCl. 
Ainda mais, muitos pesquisadores usam com freqüência um padrão chamado 442, o qual é 
uma mistura de sulfato de sódio (40%), bicarbonato de sódio (40%) e cloreto de sódio 
(20%). O objetivo desta mistura é o de imitar a composição iônica frequentemente 
encontrada em sistemas de águas naturais. Estes sistemas possuem leves diferenças nas 
relações entre concentração (em ppm) e condutividade (em µS/cm). Na internet, consegui 
uma tabela mostrando estas relações para alguns padrões comerciais fabricados pela 
empresa Oakton. Para muitos propósitos, não faz grande diferença se o valor verdadeiro 
corresponde a 10 ppm de NaCl ou 10 ppm do padrão 442, mas existe uma diferença entre 
30-70%!!! Na condutividade medida e por consequência, no total dos íons presentes. 
Assim, dois analistas, usando medidores diferentes (podendo ter usado padrões 
diferentes, também) podem obter resultados substancialmente diferentes para a 
mesma água (PRESTEM BEM ATENÇÃO NISSO!). É claro que, se você calibrar o medidor (se 
for possível, já que a maioria dos medidores não podem ser calibrados), ao invés de aceitar 
a calibração da fábrica, então você pode eliminar esta preocupação desde que saiba 
exatamente com o que você fez a calibração. 
 
Table 6 - Valores de condutividade e ppm para vários padrões 
comerciais feitos pela Oakton. 
Padrão (garrafas) Condutividade (µS/cm) 
TDS ppm 
KCl 
TDS ppm 
NaCl 
TDS ppm 
442 
WD-00653-23 23 11,6 10,7 14,74 
WD-00653-16 84 40,38 38,04 50,50 
WD-00653-47 447 225,6 215,5 300,0 
WD-00653-18 1413 744,7 702,1 1000 
WD-00653-15 1500 757,1 737,1 1050 
WD-00653-27 2070 1045 1041 1500 
WD-00653-20 2764 1382 1414,8 2062,7 
WD-00653-89 8974 5101 4487 7608 
WD-00606-10 12880 7447 7230 11367 
WD-00653-50 15000 8759 8532 13455 
WD-00653-32 80000 52168 48384 79688 
Padrão (bolsas) 
WD-35653-09 10 4,7 4,8 7,0 
WD-35653-10 447 225,6 215,5 300,0 
WD-35653-11 1413 744,7 702,1 1000 
WD-35653-12 2764 1382 1414.8 2062,7 
WD-35653-13 15000 8759 8532 13455 
 
 
CUIDADOS OPERACIONAIS DE UM CONDUTIVÍMETRO/TDS 
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1. Sempre rinse a cela condutimétrica com água pura (deionizada) antes e após cada 
medida. O acúmulo de sais irá interferir com a operação do aparelho, e o carreamento 
destes sais de uma solução para outra produzirá resultados erráticos. 
2. Nunca, mas nunca mesmo, toque as superfícies dos eletrodos, exceto com um papel 
macio tipo kleenex. 
3. Limpe os eletrodos, quando necessário, mergulhando-os em ácido (vinagre ou HCl 
diluído) e depois rinse bem com água. Se houver a suspeita de que a cela estiver suja com 
material orgânico, mergulhe os eletrodos em álcool ou um alvejante (isso talvez possa 
ajudar). A limpeza através de um leve atrito com um tecido não abrasivo também pode ser 
aceitável. 
4. Se você se preocupa em obter medidas exatas, tenha certeza de calibrar o medidor 
usando um padrão comercial. Alguns medidores requerem um único padrão, ou um de 
muitos padrões com um valor já inserido no aparelho, então tenha o medidor primeiro, veja 
como ele funciona, e saiba o que você precisa realmente. Um padrão é adequado. Se tudo o 
que interessa é ver se a leitura é zero ou não (para testar sistemas de purificação de água), 
então a calibração não é tão importante. 
5. Quase todos os medidores de condutividade (e TDS) tem correção automática de 
temperatura na faixa de 0 a 50oC. Mesmo os mais baratosfazem isso. Se por alguma razão 
o aparelho que você tem em mãos não faz isso, saiba que a temperatura padrão para de 
fazer medidas é de 25oC. Leituras em temperaturas mais frias serão mais baixas se não 
forem corrigidas (cerca de 2 a 4% por grau centígrado). 
6. Apenas medidores mais caros possuem ajuste da constante de cela. “Constante de cela” 
é outro termo para calibração, mas é algo mais sofisticado já que algumas unidades 
permitem que se usem diferentes conjuntos de eletrodos para diferentes tipos de soluções. 
Por exemplo, alguns aparelhos são otimizados para condutividades baixas, médias ou altas, 
nas soluções a serem testadas. O medidor detectaria o tipo de eletrodo com o qual está 
acoplado, caso seja permitido que ele seja trocado. Muitos dos medidores TDS não 
permitem esta troca. Então, depende do aparelho que você tem em mãos. Verifique isso 
antes. 
7. Se você estiver usando um condutivímetro ou TDS para monitorar a performance de 
uma membrana de osmose reversa, RO (sistemas Milli-RO da Millipore p.ex.), então o 
valor medido deverá cair no mínimo 10 vezes em relação á água da torneira inicial. Então, 
p.ex., se a leitura da água da torneira for de 231 ppm, então a água RO deverá dar uma 
leitura menor que 23 ppm. Em muitos casos essa leitura será bem menor. Uma diferença 
menor que 10 vezes indica um problema com a membrana RO. 
8. Se você estiver usando um condutivímetro ou TDS para monitorar a performance de um 
sistema RO/DI, então a medida deve ser próxima de zero. Talvez entre 0-1 ppm. Valores 
mais altos indicam que algo não está funcionando apropriadamente, ou que a resina DI está 
começando a ficar saturada e precisa de troca. Contudo, não significa que uma água com 
leitura de 2 ppm não seja própria para uso. Mas, tome cuidado pois a condutividade pode 
começar a aumentar muito rapidamente com o uso do sistema já que a resina está se 
saturando. Não se preocupe muito com a dúvida entre 0 e 1 ppm, ou seja, leituras muito 
baixas. Enquanto que a água pura tem um TDS abaixo de 1 ppm, incertezas resultantes do 
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CO2 do ar (o qual é absorvido pela água e se ioniza aumentando a condutividade) e o 
medidor de TDS dará resultados de 1 ou 2 ppm mesmo para água pura. 
9. Se você estiver usando o condutivímetro/TDS para monitorar a saturação de uma água 
calcária, então este deverá ser capaz de fazer leituras tão altas quanto 10,5 mS/cm (cerca de 
9300 ppm equivalentes ao padrão 442). 
10. No caso de se estar monitorando a salinidade de um aquário marinho, o aparelho deve 
ser capaz de ler até 53 mS/cm (cerca de 53000 ppm equivalentes ao padrão 442). Não se 
deve tentar determinar a salinidade através da diluição da amostra de água marinha pois a 
condutividade da água do mar não diminui linearmente com a diluição. 
11. Você poderá medir o TDS de uma amostra de água de qualquer forma que lhe seja 
conveniente dependendo da água e do medidor sendo usado. O cuidado inicial é o de que 
toda a cela deve estar submersa na amostra e sem bolhas de ar ou sólidos presentes entre 
seus eletrodos. Assim, p.ex., você não deve ter uma boa leitura segurando o eletrodo em 
água corrente pois freqüentemente o espaço entre os eletrodos será preenchido com ar 
resultando em baixas leituras.