Titulação potenciométrica

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<p>Titulação Potenciométrica</p><p>Prof. Maurício Barlera Alves – Análise Instrumental – ETEC Edson galvão</p><p>Titulação Potenciométrica - Introdução</p><p>Utilização da medida do potencial de um eletrodo indicador para determinar o ponto de equivalência de uma titulação com alta precisão e exatidão.</p><p>+</p><p>=</p><p>Método utilizado quando não pode usar indicadores visuais.</p><p>Titulação Potenciométrica - Introdução</p><p>Determinação de misturas de espécies;</p><p>Aplicável para soluções muito diluídas;</p><p>Titulação de ácido fracos ou bases fracas;</p><p>Aproveita certas reações para as quais a técnica convencional é impraticável por falta de indicadores;</p><p>Permite automação e até miniaturização.</p><p>Titulação Potenciométrica - Partes</p><p>1º Parte</p><p>2º Parte</p><p>3º Parte</p><p>Montagem do aparato instrumental.</p><p>Execução do experimento.</p><p>Cálculos quantitativos.</p><p>Preparo das amostras.</p><p>Calibração do pHmetro</p><p>Obtenção dos gráficos.</p><p>Parte 1 – Montagem e preparo de amostras</p><p>Inicialmente prepara-se o aparato para fazer a titulação potenciométrica.</p><p>Parte 1 – Montagem e preparo de amostras</p><p>Geralmente necessita de:</p><p>Suporte Universal com garra;</p><p>pHmetro devidamente calibrado;</p><p>Bureta de 10 mL ou 25 mL;</p><p>Titulante (que vai na bureta);</p><p>Agitador magnético com “peixinho”;</p><p>Vidrarias para preparo de amostras e para a titulação.</p><p>Parte 2 – Execução do experimento</p><p>A bureta tem que estar com o menisco no 0,00 mL;</p><p>Fazer uma tabela de V (mL) de titulante adicionado x pH;</p><p>Adicionar 0,5 mL do titulante, ligar o agitador magnético por uns 10 s, desligá-lo e anotar o valor de pH na tabela.</p><p>Adicionar mais 0,5 mL do titulante e repetir o passo anterior.</p><p>Repita o processo até chegar no último volume determinado pelo processo.</p><p>Parte 2 – Obtenção do gráfico de titulação potenciométrica</p><p>Pode fazer em papel milimetrado, mas é melhor utilizar Excel ou similar.</p><p>Plotar o gráfico cartesiano com os dados da tabela, onde o eixo “y” é sempre a resposta do equipamento (pH).</p><p>O eixo “x” é o volume em mL de titulante adicionado.</p><p>Você poderá obter vários tipos de gráficos.</p><p>Fazer em triplicata a titulação potenciométrica.</p><p>Parte 2 – Tipos de gráficos</p><p>Ácidos (monopróticos), monobases, ou quando se tem apenas 1 ponto estequiométrico haverá apenas 1 intervalo de inflexão no gráfico (salto).</p><p>Nesse salto está contido o ponto estequiométrico.</p><p>Toda a amostra sofreu reação com o titulante.</p><p>Parte 2 – Ácido fraco x base forte</p><p>Ácido fraco (amostra) x base forte (titulante).</p><p>Parte 2 – Ácido fraco x base forte</p><p>Quanto mais fraco for o ácido mais difícil a determinação visual da inflexão (salto) do gráfico. Isso era um problema antigamente.</p><p>Parte 2 – Base Fraca x Ácido Forte</p><p>Parte 2 – ácidos polipróticos</p><p>Para ácidos ou bases que possuem 2 ou mais pontos estequiométricos.</p><p>Cada ponto estequiométrico possui uma inflexão (salto).</p><p>Parte 2 – Ponto estequiométrico</p><p>No ponto médio da inflexão está contido o ponto estequiométrico.</p><p>Quando essa inflexão não está bem definida pode ocorrer erro de paralaxe.</p><p>Faz-se a 1º derivada e a 2º derivada (se precisar) para saber com exatidão o volume de titulante usado no ponto estequiométrico.</p><p>Ponto estequiométrico</p><p>Parte 2 – Derivada primeira e segunda</p><p>Parte 2 – Derivada primeira e segunda</p><p>O pico do gráfico da primeira derivada indica o volume do ponto estequiométrico</p><p>Ponto estequiométrico</p><p>VP.E. = 24,35 mL</p><p>Parte 3 – Cálculos quantitativos</p><p>Todo esse trabalho foi para determinar o volume do ponto estequiométrico, que no exemplo foi de 24,35 mL de titulante gasto.</p><p>Deve-se conhecer a reação química do processo.</p><p>Faça os cálculos quantitativos para:</p><p>Determinar concentração;</p><p>Porcentagem.</p><p>Simulação de um experimento prático</p><p>O vinagre comum para ser vendida precisa conter no mínimo 4,0% de ácido acético. Uma empresa produziu 2000 L de vinagre e mandou 3 amostras de vinagre, do mesmo lote, para um laboratório fazer a análise por titulação potenciométrica.</p><p>Dados do procedimento experimental:</p><p>Taxa de diluição do vinagre = 5x</p><p>Titulante: NaOH a 0,125 mol/L</p><p>Alíquota de vinagre titulado = 10,00 mL + 40 mL de H2O para cobrir o bulbo do eletrodo.</p><p>Reação química: Hac + NaOH --> NaAc + H2O</p><p>Massa molar do ácido acético: 60,05 g/mol</p><p>Cálculo da constante de acidez</p><p>Ka1 > Ka2</p><p>Cálculo da constante de acidez</p><p>Cálculo da constante de acidez</p><p>Cálculo da constante de acidez</p><p>Região de tamponamento</p><p>formação de sistema tampão</p><p>HAc + NaOH --> NaAc + H2O</p><p>Antes do ponto estequiométrico ainda tem Hac, mas também tem NaAc, ou seja essas espécies coexistem na solução. Essa coexistência forma um sistema tampão.</p><p>Solução tampão</p><p>Solução tampão tem como característica de resistir a variação brusca de pH mesmo com a adição de ácido ou base forte concentrados.</p><p>Um tampão é formado pelo ácido fraco ou base fraca que ainda não foi neutralizado (isso ocorre antes do ponto estequiométrico) e pelo ânion do sal formado pela reação de neutralização.</p><p>Sistema tampão</p><p>No sistema tampão pode ocorrer:</p><p>Ionização do ácido que não foi neutralizado.</p><p>Ocorre também a hidrólise do A-</p><p>Ac + H2O 		 HAc + OH-</p><p>Com o aparecimento de H+ o pH tende a cair</p><p>Com o aparecimento de OH- o pH tende a subir.</p><p>Equação de Henderson - Hasselbach</p><p>A equação de Henderson Hasselbach é importante na produção de soluções tampão em laboratório.</p><p>Para que pH = pKa o termo log tem que ser 0, ou seja a concentração de ácido e de sal tem que ser iguais.</p><p>Equação de Henderson - Hasselbach</p><p>A condição de pH = pKa na titulação potenciométrica vai ocorrer quando:</p><p>Metade do ácido for neutralizado, ou seja, no volume que corresponde a metade do volume do ponto estequiométrico.</p><p>Cálculo da constante de acidez</p><p>Pela 1º derivada, o V. do ponto estequiométrico é 10,75 mL, então o volume que corresponde ao pH = pKa é 10,75/ 2 = 5,375 mL.</p><p>Equação de Henderson - Hasselbach</p><p>O próximo passo é encontrar o valor de pH mais próximo do V = 5,375 mL.</p><p>Pela tabela o volume mais próximo de 5,375 mL é o de 5,00 mL e o valor de pH = 4,71, que também é o valor de pKa.</p><p>Logo pKa = 4,71</p><p>Equação de Henderson - Hasselbach</p><p>Sabendo que o pKa do ácido acético (gráfico) é de 4,71, agora calcular-se o Ka.</p><p>Ka = 10-pKa			Ka = 10-4,71 Ka (experimental) = 1,95 . 10-5</p><p>Ka(real do Hac) = 1,3 . 10-5</p><p>image1.png</p><p>image2.png</p><p>image3.png</p><p>image4.png</p><p>image5.png</p><p>image6.png</p><p>image7.png</p><p>image8.png</p><p>image9.png</p><p>image10.png</p><p>image11.png</p><p>image12.jpeg</p><p>image13.png</p><p>image14.png</p><p>image15.png</p><p>image16.png</p><p>image17.png</p><p>image18.emf</p><p>V</p><p>NaOH</p><p>(mL)</p><p>pH</p><p>0,00</p><p>3,21</p><p>1,00</p><p>3,81</p><p>2,00</p><p>4,14</p><p>3,00</p><p>4,36</p><p>4,00</p><p>4,55</p><p>5,00</p><p>4,71</p><p>6,00</p><p>4,88</p><p>7,00</p><p>5,05</p><p>8,00</p><p>5,25</p><p>9,00</p><p>5,52</p><p>9,50</p><p>5,71</p><p>10,00</p><p>6,01</p><p>10,50</p><p>7,00</p><p>11,00</p><p>10,89</p><p>11,50</p><p>11,21</p><p>12,00</p><p>11,40</p><p>12,50</p><p>11,52</p><p>13,00</p><p>11,62</p><p>14,00</p><p>11,76</p><p>15,00</p><p>11,87</p><p>image19.png</p><p>image20.png</p><p>image21.png</p><p>image22.png</p><p>image23.png</p><p>image24.png</p><p>image25.png</p><p>image26.png</p><p>image27.png</p><p>image28.png</p>