Relatório Potenciometria II

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UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE 
CURSO DE QUÍMICA INDUSTRIAL 
ANÁLISE INSTRUMENTAL I EXPERIMENTAL 
 
RELATÓRIO 
 
 
NOME: ELOISA BORGES E BORGES 
 
 
 
 
CÓDIGO: 
GQA00018 
 
TURMA: AE 
POTENCIOMETRIA II 
 
DATA 
14/ 11 /2016 
OBJETIVO 
 
 Titulação potenciométrica do ácido acético com NaOH; 
 Determinação da constante de dissociação. 
 
 
CÁLCULOS, RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Na t itulação potenciométrica , o potencial de um eletrodo indicador 
(adequado a cada t itulação) é empregado para encontrar o ponto de 
equivalência. O ponto f inal potenciométrico fornece dados mais acurados do 
que os métodos que usam indicadores. A medida é baseada no volume de 
t itulante que provoca uma variação rápida no potencial próximo ao ponto de. 
A determinação do ponto f inal é feita por meio do gráf ico do potencial 
versus volume do t itulante. Neste gráf ico, identif ica-se o ponto f inal em um 
valor aproximado do volume de reagente onde ocorre uma variação brusca de 
pH. Uma medida mais precisa é obtida por meio dos gráf icos da primeira 
derivada, onde o volume f inal é o ponto de máximo, e da segunda derivada, 
onde o volume f inal é o ponto onde a curva corta o eixo das abscissas . Tanto a 
primeira quanto a segunda são derivadas do gráf ico de potencial versus volume 
do t itulante. 
A part ir das curvas da t itulação potenciométrica é possível est imar o 
valor da constante de dissociação de bases e ácidos f racos. Com o valor do pH , 
em qualquer ponto da curva , obtém-se um valor da constante aproximado. 
 
 
 
2 
 
 
 Dados experimentais e gráf ico com a curva de t itulação potenciométrica : 
 
Tabela 1 : Dados obt idos da t itulação 
VN aOH(mL) E(mV) pH ΔpH/ΔV ΔmV/ΔV
 
0,0 221 2,70 - - 
1,0 197 3,16 0,46 -24,0 
2,0 179 3,51 0,35 -18,0 
3,0 166 3,76 0,25 -13,0 
4,0 154 3,99 0,23 -12,0 
5,0 143 4,20 0,21 -11,0 
6,0 132 4,41 0,21 -11,0 
7,0 119 4,65 0,24 -13,0 
8,0 104 4,93 0,28 -15,0 
9,0 81 5,39 0,46 -23,0 
9,5 58 5,81 0,84 -46,0 
9,7 38 6,20 1,95 -100 
9,8 28 6,36 1,6 -100 
9,9 18 6,56 2,0 1,12 
10 -1,2 6,94 3,8 -2,11 
10,1 -111 9,01 20,7 -1098 
10,2 -141 9,61 6,0 -300 
10,3 -153 9,83 2,2 -120 
10,6 -180 10,35 1,73 -90,0 
11 -200 10,73 0,95 -50,0 
 
Curvas Potenciométr icas: 
 
 
 
0,000 
2,000 
4,000 
6,000 
8,000 
10,000 
12,000 
0 2 4 6 8 10 12 
p
H
 
Volume de titulante (mL) 
3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
-250 
-200 
-150 
-100 
-50 
0 
50 
100 
150 
200 
250 
0 2 4 6 8 10 12 
P
o
te
n
ci
al
 (m
V
) 
Volume de titulante (mL) 
E = -52,531pH + 363,27 
R² = 1 
-200 
-150 
-100 
-50 
0 
50 
100 
150 
200 
250 
0 2 4 6 8 10 12 P
o
te
n
ci
al
 (m
V
) 
pH 
4 
 
 
 Cálculo da concentração de Ácido Acético e da Constante de equilíbrio 
(Ka): 
 
 
 
Concentração de Ácido Acético 
 
Inspeção visual: 
 
Com base no gráf ico pHxVNa OH , observou-se volume f inal (Vf ) igual à 
10,0mL. Com este dado, a concentração de ácido acético em solução foi 
calculada. 
 
nº de mol de HAc = nº de mol de NaOH 
CHAc x VHAc = CNaO H x fc x VN aO H 
CHAc x 100(mL) = 0,1(mol/L) x 0,9597 x 10 (mL) 
CH Ac = 0,00959 mol/L 
Com o fator de diluição 10: CH Ac = 0,096 mol/L 
 
Derivada Primeira: 
 
 
 
 
Com base na derivada 1ª do gráf ico pHxVNaO H , observou-se a derivada 
máxima em volume igual à 10,1mL, sendo este o volume f inal (V f). A part i r 
deste dado, a concentração de ácido acético em solução foi calculada : 
 
nº de mol de HAc = nº de mol de NaOH 
CHAc x VHAc = CNaO H x fc x VN aO H 
CHAc x 100(mL) = 0,1(mol/L) x 0,9597 x 10,1 (mL) 
CH Ac = 0,00969 mol/L 
Com o fator de diluição 10: CH Ac = 0,097 mol/L 
 
0,00000 
5,00000 
10,00000 
15,00000 
20,00000 
25,00000 
0 2 4 6 8 10 12 
Derivada primeira 
5 
 
 
 
Derivada Seunda: 
 
 
 
 
Com base na derivada 2ª do gráf ico pHxVNaOH , calculou-se o volume 
e que a derivada tem valor zero, o betndo-se 10,23 mL. A part ir desse dado, 
determinou-se a concentração de ácido acético: 
 
CHAc x VHAc = CNaO H x fc x VN aO H 
CHAc x 100(mL) = 0,1(mol/L) x 0,9597 x 10,23 (mL) 
CH Ac = 0,00982mol/L 
Com o fator de diluição 10: CH Ac = 0,098mol/L 
 
Constante de equilíbrio 
 
REAÇÃO: CH3COOH H
+ + CH3COO
- 
 
 
Ponto inic ia l da t itulação: 
- [H+ ] = [CH3COO
-] 
- Para pH = 2,7  [H+] = 0,001995mol/L , então: 
 
Ka = [H+ ]2/ [CH3COOH] 
Ka = 4,11x10 - 5 
 
 
 
 
 
-200 
-150 
-100 
-50 
0 
50 
100 
150 
200 
0 2 4 6 8 10 12 
Derivada segunda 
6 
 
 
50% da titulação: 
- [CH 3COOH] = [CH3COO
-] 
- V f = 10,1mL  V f ( 1 /2 ) = 5,05mL 
- pH = 4,20  [H+] = 0,00006309mol/L, então: 
 
Ka = [H+ ]1 /2 
Ka = 6,31x10 - 5 
Ponto f inal da titulação: 
Reação de Hidrólise: CH 3COO
- + H2O CH3COOH + HO
- 
- [CH 3COOH] = [HO
-] = x 
KH = [OH
- ] . [CH3COOH] / [CH3COO - ] = x2 / [CH3COO - ] (x [H+ ]/ [H+ ]) 
KH = [OH
- ] . [CH3COOH] . [H
+ ] / [CH3COO - ] . [H+ ] 
KH = [CH3COOH] . [H
+ ] . [OH - ] . [H+ ] 
 [CH3COO
- ] 
KH = Ka/Kw 
Kw/ Ka = x2 / [CH3COO - ] = nC a 
 VT o ta l 
 
Ka = 8,91x10 - 5 
 
A part ir do exposto, nota -se que a t itulação potenciométrica apresenta a 
vantagem de não ser necessário a ut i l ização de indicadores . Além disso, as 
curvas pH versus volume, derivadas primeira e segunda permitem a 
determinação do ponto f inal. Através da t itulação potenciométrica , foi possível 
determinar a concentração do ácido acético na amostra, CHAc = 0,098 mol/L . 
Porém, a pesar de apresentarem a mesma ordem de grandeza, os valores da 
constante de dissociação divergiram entre si e também do encontrado na 
l iteratura, Ka = 1,75x10 - 5 . Isso se deve ao fato de trabalhar-se com escala 
logarítmica, pois qualquer erro experimental leva a uma variação grande nos 
resultados.