3-Condutometria-Completo

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Condutometria
Análise Instrumental
Engenharia Química – 4 Ano
Condutometria
Método de análise que se fundamenta na medida da condutividade elétrica de uma solução eletrolítica;
A condução de eletricidade através das soluções iônicas se deve à migração de íons positivos e negativos com aplicação de um campo eletrostático. 
A condutância da solução iônica depende do número de íons positivos e negativos, bem como das cargas e das mobilidades dos íons, e resulta da soma da contribuição individual de cada íon presente na solução; 
A condutância não depende, portanto, de reações específicas ao nível de um eletrodo
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Análise condutométrica:
Direta: mede a condutância da solução, com o objetivo de determinar a concentração do eletrólito, podendo ser usada para:
Verificar a pureza de uma água destilada, deionizada ou ultrapura; 
Verificar variações nas concentrações das águas minerais; 
Determinar o teor em substâncias iônicas dissolvidas (salinidade do mar)
Determinar a concentração de eletrólitos de soluções simples
Como a condutividade elétrica da solução é uma função da condutividade de todos os íons presentes na solução, esta medida não é específica
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Análise condutométrica:
Relativa (titulações condutométricas): 
Mede – se a variação da condutância da solução no decorrer de uma titulação; 
A condutância da solução varia, ao longo da titulação, pois a concentração iônica também varia, conforme a reação avança;
Através da medida de condutância pode – se estabelecer o ponto final da titulação;
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Medidas de Condutividade:
Emprega – se uma célula de condutividade, constituída por 2 eletrodos recobertos com negro de platina, com área (A) e distância (d) conhecidos;
A condutividade é determinada a partir da aplicação de uma corrente alternada entre os dois eletrodos mergulhados na solução;
Cátions migram para o eletrodo negativo, e ânions para o positivo;
A solução se comporta como um condutor elétrico e é possível determinar a sua resistência
Exemplos de Células Comerciais para as medidas Condutométricas
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A mobilidade de um íon em solução depende dos fatores:
Força Elétrica: é o produto entre o potencial do eletrodo e a carga do íon. Tende mover os íons em uma direção específica. Aumentando-se o campo elétrico (V) o íon Z será atraído para o eletrodo de carga oposta quanto maior for o campo elétrico;
Força Friccional: Para que o íon se movimente, este deve romper a barreira do solvente que serve para impedir seu progresso em direção ao polo carregado com sinal oposto a este. É uma força específica de cada íon
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A mobilidade de um íon em solução depende dos fatores:
Efeito Eletroforético: os íons em solução não estão livres, mas sim rodeados pela camada de solvente. O efeito eletroforético é o movimento de íons de carga oposta que rodeiam os íons de interesse. Esses íons estão solvatados e carregam partículas do solvente que retardam o movimento. A camada de solvatação tende a se movimentar em sentido oposto ao íon central. 
Efeito de relaxação: O movimento do íon é desacelerado devido à presença de cargas com sinal oposto que se encontra no caminho da partícula em movimento.
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O movimento dos íons em solução depende de: 
Carga e tamanho dos íons ­ 
Viscosidade do meio 
Magnitude da diferença de potencial
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Tipos de condutores:
Primeira Classe ou Condutores Eletrônicos: metais, ligas metálicas, semicondutores. A condução de corrente é feita por elétrons, não envolvendo transporte de matéria durante o processo de condução de corrente e sem alteração das propriedades químicas do condutor.
Segunda Classe ou Eletrolíticos: soluções iônicas. Nestes casos a condução de corrente se dá às custas do movimento de íons em solução, ou seja, com transporte de matéria.
Sob ação de um campo elétrico, os íons são instantaneamente acelerados para o eletrodo de carga oposta, e a velocidade é limitada pela resistência da solução
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As soluções Eletrolíticas (soluções iônicas) obedecem à Lei de Ohm:
A resistência elétrica é determinada pela razão entre o potencial elétrico e a corrente elétrica
A corrente que flui num condutor é diretamente proporcional ao potencial aplicado e inversamente proporcional à resistência do condutor
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R = Resistência do condutor   (ohm)
E = Potencial aplicado  V (volt)
i = Corrente que flui  A (Ampere)
A resistência do condutor depende:
Da natureza do condutor
Da dimensão do condutor
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Resistência da Solução (Condutor iônico)
Pode ser medida utilizando – se uma célula composta por dois eletrodos paralelos de Área A 
É diretamente proporcional à distância (D) entre os eletrodos, e inversamente proporcional à área do eletrodo
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 = resistividade ou resistência específica do condutor  constante de proporcionalidade
R = resistência da solução (condutor iônico)   (Ohm)
D = distância entre os eletrodos  m
A = área dos eletrodos  m2
Desta forma a unidade de  é dada por:
 
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A Condutância (G) da solução é definida como o inverso da resistência (R)
Unidades (SI):
	R   (Ohm)
	G   –1 = S (Simens)
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Unidades (SI)
 
 
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Para uma célula de condutividade, a distância D entre os eletrodos, e a área A destes eletrodos não se altera
Portanto, a relação é constante, e é chamada de Constante de Célula (Kcel);
Portanto:
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Resumindo:
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Exemplo 1:
Em uma célula de condutância mediu – se a resistência de uma solução de KCl 0,01 mol/L, obtendo – se 797 , a 25°C. Para uma solução de AgNO3 0,01 mol/L, na mesma temperatura, e com a mesma célula, a resistência foi de 901 . Se a condutividade do KCl nesta concentração é 0,1427 S m–1, determine:
A constante de célula; (Kcel)
A condutância da solução de AgNO3; (G)
A condutividade da solução de AgNO3; (K)
A resistividade da solução de AgNO3 ()
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Exemplo:
KCl 0,01 mol/L  R = 797 ; K = 0,1427 S m–1
A constante de célula:
Kcel = ?
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Exemplo:
AgNO3 0,01 mol/L  R = 901 
A condutância da solução de AgNO3
G = ?
S =  - 1
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Exemplo:
A condutividade da solução de AgNO3
	K = ?	
 	
	
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Exemplo:
A resistividade da solução de AgNO3
 = ?
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Condutividade (K)
A condutividade elétrica de uma substância ou solução é a capacidade dessa em conduzir corrente elétrica.
A condutividade da solução de um eletrólito é função da concentração deste eletrólito. 
A condutividade de uma solução eletrolítica a qualquer temperatura depende somente dos íons presentes e da sua concentração;
Quando uma solução de um eletrólito é diluída, a condutividade diminui porque menos íons estão presentes por cm3 da solução que carrega a corrente
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Eletrólito Forte: K aumenta de forma praticamente linear com o aumento da concentração;
Eletrólito Fraco: K aumenta de forma gradual com o aumento da concentração, devido à diminuição do grau de ionização. 
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Condutividade em função da concentração, para diferentes eletrólitos
Em concentrações muito baixas, mesmo um eletrólito fraco encontra – se praticamente todo dissociado. 
A pequena diferença entre a condutividade das soluções do eletrólito forte e do eletrólito fraco se deve às contribuições individuais de cada íon, cátion e ânion.
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A Condutividade (K) não é apropriada para comparar dois eletrólitos, uma vez que K depende da concentração dos íons e da mobilidade destes íons;
A Condutividade Molar (m) é definida como a relação entre a condutividade da solução e sua concentração
Unidades (SI):
K  S m– 1
C  mol m– 3 
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O aumento da concentração leva a uma diminuição da condutividade molar;
A condutividade molar aumenta, à medida que a concentração diminui, e tendem a um valor limite máximo em soluções muito diluídas: (condutividade molar à diluição infinita);
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A variaçãoda condutividade molar com a concentração depende, em grande parte, do tipo de eletrólito:
Para um eletrólito forte, a relação é linear; a extrapolação da linha reta à concentração zero dá a condutividade molar à diluição infinita. 
Para um eletrólito fraco a condutividade molar é baixa para soluções mais concentradas, então aumenta muito rapidamente com uma maior diluição.
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A condutividade molar de uma solução de um eletrólito depende do número de íons e da velocidade dos íons:
a) Eletrólitos Fortes:
O aumento da condutividade molar com a diluição deve-se a um aumento da velocidade dos íons;
Em solução diluída, os íons se acham relativamente muito afastados uns dos outros e as interações entre estes íons são baixas; 
Com o aumento da concentração, aumentam as atrações interiônicas e, consequentemente, diminuem as velocidades dos íons
b) Eletrólitos Fracos:
O aumento da condutividade molar dos eletrólitos fracos com a diluição é determinado, essencialmente, pelo aumento do grau de ionização
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Para o eletrólito forte o aumento da concentração aumenta as atrações interiônicas, que retardam o movimento de íons, levando a uma menor condutividade molar com o aumento da concentração;
Para o eletrólito fraco o aumento da concentração faz com que a dissociação diminua, levando a uma menor condutividade molar 
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 aumenta com a diluição:
Eletrólitos Fracos: apresentam – se fracamente ionizados
Aumento de com a diluição é determinado essencialmente pelo aumento do grau de ionização ();
 aumenta com o aumento da diluição
Eletrólitos Fortes: encontram – se 100% ionizados
Aumento de com a diluição se deve ao aumento da velocidade dos íons, devido à diminuição da interação interiônica
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Eletrólitos Fortes:
Relação linear entre devido à interação entre os íons
Aumento da diluição leva a uma diminuição da interação, e cada íon se comporta como se estivesse isolado, no limite da diluição infinita
Aumento da concentração aumenta as atrações interiônicas e a velocidade dos íons diminuem
Quando a diluição é muito elevada, tem – se a condutividade molar à diluição infinita
C  0, (na diluição infinita, a condutividade molar à máxima)
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pode ser determinado:
Experimentalmente: medidas de condutividade (K) a diferentes concentrações
Lei da Migração Iônica Independente: 
Na condição da diluição infinita, qualquer eletrólito encontra – se totalmente ionizado, e as forças de interação entre os íons deixa de existir;
Íons atuam de forma independente um do outro, e cada um deles contribui para a condutividade da solução:
Lei de Kohlrauch: 
K = constante de proporcionalidade, que depende da temperatura
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A grande mobilidade do íon H+ e do íon OH – em relação aos outros íons é devido a existência de um mecanismo especial de condução;
Formação de pontes de H ou OH permitindo que o solvente auxilie no processo de condução
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Condução por pontes de H e OH
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Mecanismo de condução de corrente envolvendo íons H+ e OH – 
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Exemplo 2:
Calcular a condutividade molar, à diluição infinita, das seguintes soluções:
BaCl2		b) HNO3
Dados:
	íon	Ba 2+	Cl – 	H+	NO3 – 
	 / S m2 mol – 1 	127,2	76,3	349,8	71,44
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Exemplo:
BaCl2  1 Ba2+ (aq) + 2 Cl – (aq)
	íon	Ba 2+	Cl – 	H+	NO3 – 
	 / S m2 mol – 1 	127,2	76,3	349,8	71,44
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Exemplo:
HNO3  H+ (aq) + NO3– (aq)
	íon	Ba 2+	Cl – 	H+	NO3 – 
	 / S m2 mol – 1 	127,2	76,3	349,8	71,44
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b) Eletrólitos Fracos:
Não se encontram totalmente ionizados em solução (equilíbrio de ionização);
Número de íons presentes na solução depende do grau de ionização;
Grau de ionização () depende da concentração da solução, e aumenta com o aumento da diluição;
Condutividade molar () depende da concentração; somente a fração do eletrólito que sofre ionização contribui para a condutividade molar da solução;
À diluição infinita, teoricamente todo eletrólito fraco encontra – se totalmente ionizado, e  = 1,0 (ou  = 100%), e a condutividade molar à máxima;
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Não há uma relação linear entre 
Para eletrólitos fracos, pode ser determinado somente a partir da Lei de Migração Iônica Independente
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Condutividade molar em função da concentração para um eletrólito forte (KCl) e um eletrólito fraco (CH3COOH)
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Para um eletrólito fraco, na diluição infinita (máxima diluição; mínima concentração):
Para outras condições de diluição:
 
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Quando um eletrólito fraco sofre ionização, somente uma fração de suas moléculas é ionizada;
É estabelecido um equilíbrio de ionização, ao qual está associada uma constante de equilíbrio de ionização (Ka = constante de ionização de um ácido; Kb = constante de ionização de uma base)
 
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Considerando um ácido HA, que sofre ionização:
 
		HA		 (aq)	+ 	 (aq)
	Início	C		-----		----
	Reage	 C		C		 C
	equilíbrio	C -  C		 C		 C
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Como:
É possível determinar constantes de equilíbrio e grau de ionização de eletrólitos fracos a partir de medidas de condutividade
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Exemplo 3: 
A constante de ionização do ácido acético é igual a 1,75 x 10–5. Demonstrar que o grau de ionização para este ácido diminui, com a concentração mudando de 0,10 mol/L para 0,01 mol/L 
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Exemplo 3: 
Ka = 1,75 x 10– 5
= ?
C = 0,10 mol/L
C = 0,01 mol/L
Para C = 0,10 mol/L:
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Exemplo 3: 
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Exemplo 3: 
Ka = 1,75 x 10– 5
= ?
C = 0,10 mol/L
C = 0,01 mol/L
Para C = 0,010 mol/L:
Condutometria
Exemplo 3: 
Portanto:
C = 0,1 mol/L   = 0,013 (ou 1,3%)
C = 0,01 mol/L   = 0,041 (ou 4,1%)
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Exemplo 4:
2,4425 g de ácido acético foram dissolvidos em 1,0 L de água, a 25°C. Quando a solução é colocada em uma célula de condutância, que possui constante de célula igual a 0,150 cm– 1, obtém – se uma resistência igual a 500 . Calcular, para esta solução:
A condutividade molar;
O grau de ionização 
A constante de ionização 
Dado: m° (CH3COOH) = 390,7 S cm2 mol – 1 
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Exemplo 5:
Quando uma solução 0,012 mol/L de uma base fraca (BOH) é colocada numa célula de condutividade, com constante igual a 0,20 cm–1, obtém – se resistência igual a 1110 . Determine Kb, dados:
(B+) = 73,5 S cm2 mol– 1 
 (OH –) = 198,3 S cm2 mol– 1 
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Exemplo 6:
A condutividade molar do ácido fórmico (HCOOH), em uma solução 0,025 mol/L, é igual a 4,61 mS cm2 mol – 1. Qual o pKa deste ácido?
(H+) = 34,96 mS cm2 mol– 1 
 (HCOO –) = 5,46 mS cm2 mol– 1 
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Titulação Condutométrica
Mede a variação da condutância de uma solução ao longo de uma titulação;
Se baseia na determinação do ponto final de uma titulação através de variações da condutância da solução do analito pela adição do titulante; 
Ao longo da reação entre o titulante e o titulado a concentração das espécies presentes na solução vai se alterando, o que leva a uma variação da condutividade
A titulação condutométrica acompanha a variação da condutância no curso da titulação. O ponto final é assinalado por uma descontinuidade na curva de condutância x volume.
Titulação Condutométrica
Titulação Condutométrica
As diferenças de condutâncias iônicas das espécies envolvidas na reação são responsáveis pelo formato da curva de titulação
Consideremos a titulação de uma solução de um eletrólito forte AB com uma solução de um outro eletrólito forte CD: 
O cátion A+ da amostra se combina com o ânion D– do reagente titulante, formando a espécie AD pouco ionizada ou fracamente solúvel:
A+ (aq) + B – (aq) + C+ (aq) + D – (aq)  AD + C+ (aq) + B – (aq)
Amostra 
(Erlenmeyer)
Titulante
 (Bureta)
Titulação Condutométrica
A curva Condutância x Volume de titulante pode ser dividida em quatro regiões:
Antes do início da adição do titulante;
Após o início da adição de titulante,porém antes do Ponto Estequiométrico ser atingido;
O Ponto Estequiométrico;
Após o Ponto Estequiométrico ser atingido, quando há excesso de titulante no meio reacional
A condutividade da solução será uma contribuição da condutividade de todos os íons presentes nesta solução
Titulação Condutométrica
Antes do início da titulação:
Há somente íons A+ e B – em solução; 
A condutividade molar da solução é dada pela soma das condutividades iônicas molares de A+ e B – 
Após adição de titulante, mas antes do Ponto Estequiométrico ser atingido:
Uma parte de A+ reagiu, para formar AD;
A quantidade de B– permanece constante;
C+ , adicionado via titulante CD, fica livre na solução
A condutividade molar da solução é dada pela soma das condutividades iônicas molares de A+ (que está em excesso), e de B – e de C+, que não reagiram
Titulação Condutométrica
No Ponto Estequiométrico
Todo A+ reagiu, para formar a espécie AD;
A quantidade de B – permanece constante;
C+, adicionado via titulante CD, fica livre na solução;
A condutividade molar da solução é dada pela soma das condutividades iônicas molares de B – e C+
Após o Ponto Estequiométrico ser atingido:
Adição de excesso de titulante CD
A quantidade de B – permanece constante;
C+, adicionado via titulante CD, fica livre na solução;
A condutividade molar da solução é dada pela soma das condutividades iônicas molares de D –B – e C+
Titulação Condutométrica
Nesta reação há a substituição da espécie A+, no meio reacional, pela espécie C+;
A espécie A+ é substituída no meio reacional porque reage com D–, para formar a espécie pouco ionizada AD;
Até o ponto estequiométrico, ocorre a substituição de íons A+ por íons C+;
Titulação Condutométrica
Se as condutividades molares dos íons A+ e C+ forem diferentes, a substituição de um íon por outro vai levar a uma alteração da condutividade total da solução:
Se  (A+) >  (C+) , então K diminui;
Se  (A+) <  (C+) , então K aumenta;
Se  (A+) ~  (C+) , então K permanece praticamente constante;
Após o ponto estequiométrico, o excesso de titulante faz com que a condutividade da solução aumente;
Titulação Condutométrica
A variação da condutância da solução será tão mais pronunciada quanto maior for a diferença das condutividades iônicas individuais.
O ponto final é então assinalado pela Descontinuidade da curva de titulação, antes e após o ponto estequiométrico;
O conhecimento do valor exato/absoluto da condutividade da solução não é importante; deve – se conhecer como a condutividade varia, com a adição de titulante
Titulação Condutométrica
Determinação do Ponto Final da Titulação Condutométrica
Titulação Condutométrica
O esboço da curva de titulação é feito com base nos valores de condutividade iônica à diluição infinita de cada espécie envolvida na reação
A variação da condutividade deve depender apenas da reação principal: não é importante o conhecimento do valor absoluto da condutividade, mas sim da variação da condutividade devido à reação entre o titulante o titulado
A reação deve provocar uma alteração significativa na inclinação ou uma descontinuidade da curva para que o ponto final possa ser detectado
Titulação Condutométrica
Esboço de curvas de Titulação Condutométrica, de acordo com a condutividade molar das espécies
Titulação Condutométrica
Titulação de um Ácido Forte (titulado) por uma Base Forte (titulante):
HCl + NaOH  NaCl + H2O 
Antes do PE: substituição do H+ pelo Na+;
Após o PE: adição de excesso de NaOH
 (H+) = 349,8 S cm2 mol – 1
 (Na+) = 50,1 S cm2 mol – 1
 (OH –) = 198,3 S cm2 mol – 1
Titulação Condutométrica
Efeito da concentração do titulante na titulação de um Ácido Forte (titulado) por uma Base Forte (titulante)
Titulação Potenciométrica
Titulação de um ácido forte (titulado) por uma base fraca (titulante)
HCl + NH3  NH4Cl
Antes do PE: substituição do H+ por NH4+
Após o PE: amônia aquosa em excesso, que não é apreciavelmente ionizado na presença de cloreto de amônio; gráfico torna – se praticamente horizontal
 (H+) = 349,8 S cm2 mol – 1
 (NH4+) = 73,5 S cm2 mol – 1
Titulação Potenciométrica
Titulação de um ácido fraco (titulado) por uma base forte (titulante)
CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O
CH3COOH CH3COO – + H+
Antes do PE: 
O sal (acetato de sódio) tende a reprimir a ionização do ácido acético ainda presente, de maneira sua condutividade decresce. 
A concentração do sal aumenta e leva a um aumento da condutância; a curva da titulação apresenta um mínimo. 
Após o PE: gráfico se tornará linear após todo ácido ter sido neutralizado, pelo excesso de titulante adicionado
Titulação Condutométrica
Titulação de um ácido fraco (titulado) por uma base fraca (titulante)
CH3COOH + NH4OH  CH3COONH4 + H2O
Antes do PE: acetato de amônio é um eletrólito forte; condutividade aumenta
 Após o PE: excesso de solução de amônia aquosa tem pouco efeito sobre a condutividade, porque sua dissociação é reprimida pelo acetato de amônio, presente na solução.
Titulação Condutométrica
Titulação de Precipitação: aspecto da curva depende da condutividade das espécies envolvidas
Ex: titulação do NaI (titulado) por AgNO3 (titulante)
AgNO3 + Nal  Agl (s) + NaNO3
Antes do PE: substituição do I– por NO3– 
Após o PE: adição de excesso de AgNO3
(I–) = 76,8 S cm2 mol–1
 (NO3– ) = 71,5 S cm2 mol–1
Titulação Condutométrica
Vantagens em comparação à titulação convencional:
Pode ser utilizada para soluções turvas, opacas ou coloridas; 
Pode ser utilizada na titulação de ácido fraco com base fraca, com resultados melhores do que na potenciometria
Ponto final muito próximo ao ponto de equivalência, conferindo maior exatidão na determinação do PE; 
Pode ser utilizada em reações para as quais a técnica convencional é impraticável por falta de indicadores; 
Permite automação e até miniaturização; 
Aplicável para soluções muito diluídas; 
Titulação Condutométrica
Desvantagens em comparação à titulação convencional: 
Requer um tempo maior na análise;
Requer equipamento especial (condutivímetro e células) 
Maior custo da análise 
Titulação Condutométrica
Exemplo 7:
Construa a curva de titulação de NaCl (titulado) por AgNO3 (titulante), e explique a inclinação das retas, antes e após o PE, dados:
 (Na+) = 50,1 S cm2 mol – 1;
 (Cl-) = 76,3 S cm2 mol – 1;
 (Ag+) = 61,9 S cm2 mol – 1;
(NO3- ) = 71,5 S cm2 mol – 1;
Titulação Condutométrica
NaCl (aq) + AgNO3 (aq)  AgCl (s) + NaNO3
 Béquer Bureta
Antes do PE: 
Concentração de Na+ constante
Substituição do íon Cl– ( = 76,3 S cm2 mol – 1) por NO3– ( = 71,5 S cm2 mol – 1)  pequeno decréscimo da condutividade molar da solução
b) Após o PE:
Concentração de Na+ constante
Adição de Ag+ ( = 61,9 S cm2 mol – 1) e NO3– ( = 71,5 S cm2 mol – 1) em excesso  condutividade molar da solução aumenta 
Titulação Condutométrica
Esboço da curva de titulação de NaCl por AgNO3
Titulação Condutométrica
Exemplo 8:
Uma alíquota de 5,00 mL de uma amostra de soro fisiológico foi transferida para um béquer e foram adicionados 100,0 mL de água. Procedeu-se com a titulação com AgNO3 0,010 mol/L, obtendo-se os dados a seguir: 
Determine a concentração de NaCl na amostra de soro em % m/v. 
Se houvesse no soro fisiológico Br- além de Cl- , a titulação poderia ser realizada mesmo assim? O que aconteceria com o formato da curva? O volume do ponto final aumentaria ou diminuiria? Justifique.
Ks (AgCl) = 1,8 x 10 – 10		Ks (AgBr) = 5,0 x 10 – 13
 (Cl –) = 73,3 S cm2 mol – 1	 (Br –) = 78,1 S cm2 mol – 1
	V (AgNO3)/mL	0,00	1,00	2,00	3,00	4,00	5,00	6,00	7,00	8,00	9,00
	K / mS cm – 1	55	54	53	52	51	57	63	69	75	81
Titulação Condutométrica
% (m/V) (NaCl) = ?
V (amostra) = 5,0 mL
m (NaCl) = ?
M (AgNO3) = 0,100 mol/L
V (AgNO3) = determinado através da titulação condutométrica
Titulação Condutométrica
AgNO3 (aq) + NaCl (aq)  AgCl (s) + NaCl (aq)
1 mol AgNO3 ----- 1 mol NaCl
Portanto: 
n (AgNO3) = n (NaCl)
M (AgNO3) . V (AgNO3) = M (NaCl) . V (NaCl)
Titulação Condutométrica
Determinaçãodo V(AgNO3), no Ponto Estequiométrico:
V(AgNO3) = 4,0 mL
Titulação Condutométrica
M (AgNO3) . V (AgNO3) = M (NaCl) . V (NaCl)
Cálculo da massa de NaCl:
Titulação Condutométrica
Titulação Condutométrica
b) A presença de Br – não impede a titulação, porém haverá um consumo maior de AgNO3, levando a um resultado incorreto. Inicialmente ocorre a precipitação de AgBr (pois este é menos solúvel), té consumir todo Br–. Depois que todo Br– reage, ocorre a precipitação do AgCl. A curva deve ter o mesmo formato, pois a condutividade molar em diluição infinita dos dois íons é praticamente a mesma. 
Titulação Condutométrica
Atividade
Uma amostra de 30 mL de um produto contendo iodeto de potássio foi diluída em água até um volume de 250 mL. Uma alíquota de 25,0 mL foi transferida para um béquer, adicionando – se 100,0 mL de água destilada, e titulada com AgNO3 0,052 mol/L. Os dados obtidos na titulação condutométrica são apresentados na figura ao lado. Considerando–se que a especificação do produto analisado é de 120 mg de iodeto de potássio a cada 7 mL do produto, indique se este encontra dentro da especificação.
Referências
SERRA, A. A. Condutimetria. Disponível em: http://sistemas.eel.usp.br/docentes/arquivos/5840768/LOQ4001/Final%203a%20Aula%20(Parte%20III)%202S%202019%20(Condutimetria)%202S%202019%20-%20Aarao.pdf
Condutometria. Disponível em: https://www.ufjf.br/nupis/files/2012/04/aula-4-condutometria_1.pdf
https://www.ufjf.br/nupis/files/2012/04/aula-4-condutometria_1.pdf
Referências
Condutimetria. Disponível em: https://moodle.ufsc.br/pluginfile.php/3767383/mod_resource/content/1/Titula%C3%A7%C3%A3o%20condutim%C3%A9trica_aula.pdf
OHLWEILER, O. A. Fundamentos de Análise Instrumental. Rio de Janeiro: LTC, 1891
Condutividade. Disponível em: http://www.quimica.ufpr.br/hpmf/F%C3%ADsico-Qu%C3%ADmica%20IV/Condutividade.pdf