Apostila Analise Instrumental - Eng Alimentos _2012_PARTE 2

IFMT – campus Cuiabá Bela Vista Curso de Engenharia de Alimentos

Apostila de Análise Instrumental Aplicada a alimentos Profª Elaine A. O. Coringa

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1. Técnicas instrumentais aplicadas a alimentos

4.1 Potenciometria

Técnica: potenciométrica Equipamento: potenciômetro ou peagâmetro Determinação: pH, potencial elétrico (mV)

A potenciometria é um dos métodos analíticos mais utilizados na determinação

de um constituinte da amostra, tanto pelo baixo custo quanto pela baixa complexidade. A análise potenciométrica permite determinação de substâncias ácidas e básicas muito fracas, além dos ácidos e bases mais fortes, o que torna o método amplamente utilizado.

A potenciometria, além de apresentar um baixo custo, dispõe de equipamentos comerciais (eletrodos) com ótimo desempenho técnico e durabilidade, além da grande variedade de medidores de íons e de pH, disponíveis no mercado.

Devido à grande diversidade de eletrodos existente e à fácil incorporação em sistemas de fluxo automático, a análise potenciométrica tem sido aplicada nas mais diversas áreas, tais como controle químico de águas e alimentos, amostras biológicas (sangue, soro, urina, saliva, etc), produtos farmacêuticos, assim como na área ambiental:

4.1.1 Principio do método:

Hoje em dia, praticamente não se encontra na indústria, ensino ou pesquisa, um só laboratório que prescinda do medidor de pH. Isto se deve à excepcional importância do controle da atividade do íon H+ em soluções. O processo comumente usado é a medida com o eletrodo de membrana de vidro, que é altamente seletivo e tem boa sensibilidade na detecção desse íon.



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A potenciometria é uma técnica instrumental baseada no princípio que o potencial eletroquímico estabelecido entre a solução amostra e o eletrodo pode estar diretamente relacionado à concentração de uma espécie iônica.

O potenciômetro mede o potencial eletroquímico da solução e transforma em concentração (de íons H+ = pH; de outros íons como Cl-, F-, K+ = concentração)

Mas, o que é potencial eletroquímico de uma solução?

Potencial eletroquímico, potencial de redução, potencial redox, potencial de oxidação/redução, potencial de eletrodo é a espontaneidade ou a tendência de uma espécie química adquirir elétrons e, desse modo, ser reduzido (sofrer redução). Cada espécie tem seu potencial intrínseco de redução.

Como é medido o potencial eletroquímico de uma solução?

Através de ELETRODOS sensíveis às variações de potencial. Para se obter potenciais de eletrodos se atribui um valor arbitrário a um deles, que se toma como referência (eletrodo de referencia).

Vamos detalhar melhor esses tipos de eletrodos e o instrumento utilizado a seguir:

4.1.2 Instrumentação analítica:

O equipamento empregado nos métodos potenciométricos é simples e barato e inclui um eletrodo de referência, um eletrodo indicador e um dispositivo de medida do potencial.

O eletrodo mais comum que se toma como referência para tabular os potenciais de eletrodo é o par H+(1M)/H2 (1 atm), que se denomina eletrodo de referência ou normal de hidrogênio, o qual possui valor de potencial = 0 Volt. Um eletrodo de referência é uma meia-célula que tem um potencial de eletrodo conhecido, que permanece constante sob temperatura constante, independente da composição da solução do analito.

O eletrodo cujo potencial é dependente da concentração do íon a ser determinado é chamado de eletrodo indicador. Se for o caso de determinar o pH, o íon indicador é o H+ e o eletrodo chama-se eletrodo indicador de pH. Se o íon for outro, o Cl- por exemplo, o eletrodo chama-se eletrodo indicador de íons Cl-, ou eletrodo seletivo para Cl-

Eletrodo – É um dispositivo que se destina à medição da concentração de uma espécie química (íons H+ por exemplo) por meio de uma ou mais propriedade elétrica (a voltagem ou ddp – diferença de potencial). Essa propriedade elétrica é depois convertida em uma leitura de pH ou concentração do íon de interesse.

A Figura abaixo exibe uma célula típica para análise potenciométrica. Essa célula pode ser representada por:



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Neste diagrama, o eletrodo de

referência é uma meia-célula com um potencial de eletrodo exatamente conhecido, Eref, independente da concentração do analito ou de outro íon presente na solução em estudo.

O eletrodo indicador, imerso na solução contendo o analito, desenvolve um potencial, Eind, que depende da atividade do analito.

O terceiro componente de uma célula potenciométrica é uma ponte salina que previne os componentes da solução do analito de se misturarem com aqueles do eletrodo de referência. O cloreto de potássio é um eletrólito praticamente ideal para a ponte salina porque as mobilidades do íon K+ e do íon Cl+ são quase idênticas. O potencial de uma célula, como a que consideramos anteriormente, é dado pela equação: Ecélula = Eind - Eref - Ej

O primeiro termo nessa equação, Eind, contém a informação que estamos procurando – a concentração do analito. Para fazer uma determinação potenciométrica de um analito, então, devemos medir um potencial de célula, corrigi-lo em virtude dos potenciais de referência e de junção líquida e calcular a concentração do analito a partir do potencial do eletrodo indicador. Somente por meio de calibração adequada podemos determinar a concentração da espécie de interesse.

4.1.2.1 Tipos de eletrodos:

O objetivo de uma medição potenciométrica é obter informações sobre a composição de uma solução mediante ao potencial que aparece entre dois eletrodos. Esses eletrodos são chamados Eletrodo Indicador e Eletrodo de Referencia.

Para obter medições analíticas válidas em potenciometria, um dos eletrodos deverá ser de potencial constante e não pode haver mudanças entre um e outro experimento. O eletrodo que satisfaz esta condição é o eletrodo de referência. Em razão da estabilidade do eletrodo de referência, qualquer mudança no potencial do sistema será ocasionada pela contribuição do outro eletrodo, chamado eletrodo indicador ou de trabalho. O potencial registrado é na realidade a soma de todos os potenciais individuais, com seu sinal correspondente, produzido pelos eletrodos indicador e referência.

• Eletrodo de Referência:

Eletrodo com potencial constante, isto é, o seu potencial é função de uma espécie cuja concentração permanece inalterada durante toda a determinação. Para que um eletrodo seja empregado como eletrodo de referência deve apresentar as seguintes características:

- Invariabilidade do potencial durante o processo;

- Rápido ajustamento a um determinado e exato potencial;

Figura 2. Uma célula para determinações potenciométricas



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- O potencial do eletrodo deve responder prontamente a uma variação de temperatura, mas assim que a temperatura inicial é restabelecida, o seu potencial deve voltar ao valor inicial;

A necessidade de contar com o eletrodo de referência, além do eletrodo indicador, deve-se à impossibilidade de medir diretamente o potencial do eletrodo indicador.

O Eletrodo de referência em medidas potenciométricas é sempre tratado como um ânodo. O Eletrodo de Referência Ideal apresenta reação reversível, obedece a equação de Nernst, tem potencial constante com o tempo, exibe pouca histerese à variação de temperatura e retorna o potencial após ser sujeito a pequenos valores de corrente.

• Eletrodo Indicador:

Eletrodo sensível à espécie a ser determinada, isto é, o seu potencial será função da concentração dessa espécie.

Para que um eletrodo seja empregado como eletrodo indicador deve apresentar as seguintes características:

- Grande sensibilidade à espécie a ser determinada;

- Alto grau de reprodutibilidade;

- Resposta rápida à variação de concentração da espécie em determinação.

Tipos de Eletrodos Indicadores:

Um eletrodo indicador ideal responde de forma rápida e reprodutível a variações na concentração de um analito. Embora nenhum eletrodo indicador seja absolutamente específico em sua resposta, alguns disponíveis nos dias atuais são extraordinariamente seletivos.

Os eletrodos indicadores são de três tipos: metálicos, de membrana e seletivos a íons.

Os eletrodos de membrana são os mais comuns. Este eletrodo desenvolve potencial através de uma membrana que se interpõe entre a sua solução interna e a solução que se quer medir. Essa membrana é seletiva ao íon que se quer medir e idealmente possui a capacidade de ter uma interação físico-química com a espécie iônica de interesse e com nenhuma outra.

Têm sido desenvolvidos eletrodos de membrana de vidro que permitem medidas potenciométricas diretas de espécies monovalentes, como Na+, K+, NH4

+, Rb+, Cs+, Li+ e Ag+. Eletrodos de membrana têm sido desenvolvidos para as medidas potenciométricas diretas de inúmeros cátions polivalentes (Ca2+, Mg2+, Cd2+, Pb2+, Cu2+) assim como para certos ânions (Cl-, NO3

-, CN-, I-, Br-).



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O eletrodo de membrana mais comum é o eletrodo de vidro, utilizado para medidas do pH. Por muitos anos, o método mais conveniente para determinar o pH tem envolvido medidas do potencial que se desenvolve através de uma fina membrana de vidro que separa duas soluções com diferentes concentrações do íon hidrogênio.

Como se mede o pH de uma solução?

O instrumento utilizado é o potenciômetro ou peagâmetro. O medidor de pH mede a diferença de potencial entre o lado interno do eletrodo de pH e o lado externo – amostra.

O eletrodo de pH é sensível aos íons hidrogênio, fabricado em vidro cuja composição é um fator muito importante, pois deve ser permeável aos íons H+ da solução amostra e solução padrão interna do eletrodo. O eletrodo de pH tem um eletrodo de referência interna (Ag/AgCl) submerso num tampão com sais de Cl- (pH=7), com uma membrana de vidro.

Como funciona o eletrodo de pH?

Por difusão iônica � passagem de íons de uma solução para outra através do eletrodo de vidro.

A difusão de íons H+ ocorre porque o eletrodo é feito de um vidro poroso, sensível à passagem dos íons H+ entre as soluções padrão (interna do eletrodo, de concentração conhecida de H+) e a solução amostra (com concentração de H+ desconhecida). Ele age como um voltímetro e converte o potencial elétrico medido (mV) em pH.

Veja abaixo como ocorre a difusão dos íons H+ entre o eletrodo e a solução amostra:

Imagine 2 soluções de HCl separadas por uma membrana permeável

Concentração tende a ser a mesma dos 2 lados

Membrana permeável somente para íons H+ (eletrodo de vidro)

O movimento de íons cria um potencial (ddp) que impede a

continuidade desse movimento



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A Figura abaixo mostra uma célula típica para a medida do pH. A célula consiste em um eletrodo indicador de vidro e um eletrodo de referência de calomelano saturado imersos em uma solução com pH desconhecido.

O eletrodo indicador de pH é composto por uma fina membrana de vidro sensível ao pH selada na ponta de um tubo de vidro ou de plástico. Um pequeno volume de ácido clorídrico diluído saturado com cloreto de prata está contido dentro do tubo. (Em alguns eletrodos a solução interna é um tampão contendo o íon cloreto.)

Nessa solução, um fio de prata forma um eletrodo de referência de prata/cloreto de prata, que está conectado a um dos terminais do dispositivo de medida de potencial. É a membrana fina do bulbo de vidro na ponta do eletrodo que responde ao pH.

No caso do eletrodo de vidro, a concentração de prótons do lado de dentro da membrana é constante e a concentração do lado de fora é determinada pela concentração, ou atividade, dos prótons presentes na solução. Essa diferença de concentração produz a diferença de potencial que medimos com um pHmetro.

4.1.2.2 O peagâmetro / potenciômetro:

O peagâmetro - ou mais apropriadamente o medidor de pH - lê a concentração de íons hidrogênio em unidades de pH. O aparelho consiste de um eletrodo de vidro e uma escala de leitura. O eletrodo é feito de um vidro muito fino, que estabelece e mede a diferença de potencial entre a solução a ser medida, e a solução interna do eletrodo, que serve de referência. O potencial elétrico é então convertido para uma escala de valores de pH, que são os valores apresentados na escala de leitura.



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O esquema do peagâmetro está descrito na figura a seguir.

A resposta do peagâmetro é diretamente relacionada à concentração de íons hidrogênio, o que significa que um gráfico do tipo pH x [concentração] será linear, e a

equação que descreverá tal gráfico será a de uma reta.

Na prática, essa condição "constante" depende da temperatura do ambiente em que se faz a medida, e da condição física do eletrodo. Dessa forma, o peagâmetro - ou o eletrodo - deve ser recalibrado constantemente. Se o seu uso for contínuo, o ideal é que o eletrodo seja recalibrado a cada duas horas.

O eletrodo de vidro é preparado para leituras quando imerso em um banho de água por várias horas. Se ele estiver desidratado (seco) ele não irá funcionar de acordo. Sempre que o eletrodo tiver sido utilizado para medir soluções ricas em íons sódio, ele terá de ser deixado em um banho levemente ácido por algumas horas.

O eletrodo deve ser lavado cuidadosamente com água destilada ANTES e

DEPOIS de cada medida feita. As soluções de lavagem devem ser descartadas.

Os peagâmetros modernos são instrumentos digitais e são capazes de atingir precisão da ordem de 0,001 a 0,005 unidades de pH. Raramente se torna possível medir-se o pH com um grau de exatidão comparável.

pH-metro

ESC

eletrodo de vidro

agitador magnético

fio de prata

HCl O,1 M saturado c/ AgCl

solução de pH desconhecido

Fina membrana de vidro

(responsável pela resposta ao pH)



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4.1.3 Calibração do peagâmetro:

Existem duas técnicas comuns de calibragem do eletrodo de um peagâmetro: a calibração "um ponto" e a "dois pontos".

• CALIBRAÇÃO A UM PONTO : se faz colocando-se o eletrodo em uma solução tampão a pH = 7, e então, ajustando-se a escala de leitura do equipamento para que ela leia exatamente o valor = 7. O procedimento experimental deve seguir algumas etapas básicas:

1. Lave o eletrodo com água destilada, utilizando uma pisseta; descarte a água de lavagem, que foi coletada em um béquer, ou outro container apropriado. Repita a operação algumas vezes.

2. Coloque o eletrodo em uma solução tampão de pH = 7,00

3. Aguarde até o aparelho estabilizar a leitura, e então ajuste a escala até que ela leia exatamente 7,00.

4. Retire o eletrodo da solução tampão, e lave-o cuidadosamente com água destilada, novamente utilizando a pisseta e descartando o produto da lavagem.

5. Retorne o eletrodo para a solução tampão de pH = 7,00. A escala do aparelho deve ler o valor 7,00; caso contrário, recalibre o equipamento, começando pela etapa 1.

• CALIBRAÇÃO A DOIS PONTOS : essa forma de se calibrar o peagâmetro é muito mais efetiva que a anterior, pois ajusta o medidor a dois diferentes valores de pH, de formas que a escala terá sido ajustada para dar respostas mais acuradas ao longo de pelo menos dois pontos da equação linear pH x [H+]. O segundo ponto de calibração é sempre escolhido de acordo com o tipo de solução que se deseja analisar - ácida, ou básica.

Quando se deseja medir uma solução ácida (pH < 7), uma solução tampão de pH = 4 é tipicamente utilizado. Em medidas de pH de soluções básicas, geralmente emprega-se uma solução tampão de pH = 10 para a segunda calibração. O procedimento para se efetuar a calibração tipo "dois pontos" é a mesma da calibração "um ponto", porém acrescida do segundo ajuste, exatamente aquele que se fará à partir da calibração do aparelho utilizando-se a segunda solução tampão:

1. Lave o eletrodo com água destilada.

2. Coloque o eletrodo no tampão de pH = 7,00.

3. Aguarde o peagâmetro estabilizar-se. Ajuste então a escala para o valor 7,00.

4. Remova o eletrodo do tampão. Lave-o criteriosamente com água destilada.

5. Coloque o eletrodo na solução tampão de pH = 4,00 (ou pH = 10 se analisando uma solução básica).

6. Aguarde o aparelho estabilizar. Quando isso ocorrer, ajuste a escala para que ela leia o valor do tampão que está sendo utilizado.



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7. Retire o eletrodo do tampão, lave-o criteriosamente com água destilada.

8. Retorne o eletrodo para o tampão de pH = 7,00. Caso a escala do aparelho não leia exatamente 7,00 após a estabilização do equipamento, faça uma re-calibração, começando pela etapa 1, utilizando os dois tampões.

4.1.3.1 Erros que Afetam as Medidas de pH:

1. O erro alcalino. O eletrodo de vidro comum torna-se de alguma forma sensível a íons de metais alcalinos e fornece leituras mais baixas em valores de pH superiores a 9.

2. O erro ácido. Valores registrados pelo eletrodo de vidro tendem a ser mais elevados quando o pH é menor que 0,5.

3. Desidratação. A desidratação pode provocar o desempenho errático do eletrodo.

4. Erros em soluções com baixa força iônica. Tem sido observado que erros significativos (da ordem de uma ou duas unidades de pH) podem ocorrer quando o pH de amostras de baixa força iônica, como de lagos ou de riachos, é medido com um sistema de eletrodos vidro/calomelano.

5. Erro no pH da solução padrão do tampão. Qualquer inexatidão na preparação do tampão utilizado para a calibração ou qualquer variação em sua composição durante o armazenamento provocam erros nas medidas de pH subseqüentes. A ação de bactérias sobre os componentes orgânicos do tampão é uma causa comum de deterioração

4.1.4 Tipos de potenciometria:

4.1.4.1 Potenciometria direta:

A potenciometria pode ser direta (quando o objetivo é medir somente o pH da amostra) ou indireta (quando o pH é utilizado na determinação do ponto final de uma titulação – titulação potenciométrica). A potenciometria direta já foi tratada nos itens anteriores.

4.1.4.2 Potenciometria indireta ou titulação potenciométrica:

Uma titulação potenciométrica envolve medidas do potencial de um eletrodo indicador adequado em função do volume do titulante.

Na potenciometria indireta ou titulação potenciométrica, mede-se a f.e.m. da célula no curso da titulação. As titulações, como sabemos, são acompanhadas de variações bruscas de concentração nas imediações do ponto de equivalência, o que provoca uma variação brusca no potencial do eletrodo indicador e, portanto, também na f.e.m. da célula.



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Como se faz uma titulação potenciométrica?

São feitas sucessivas medições do potencial eletroquímico da célula, sendo cada uma delas após a adição de certo volume de solução titulante adequada. A seguir relacionam-se esses potenciais medidos com o volume de solução titulante consumida, e plota-se em um gráfico, como o gráfico abaixo:

Através do gráfico, pode-se estabelecer com precisão o ponto de equivalência que determinará a concentração da espécie sob análise.

As titulações potenciométricas fornecem dados que são mais confiáveis que aqueles gerados por titulações que empregam indicadores químicos e elas são particularmente úteis com soluções coloridas ou turvas e na detecção da presença de espécies insuspeitas.

As titulações potenciométricas têm sido automatizadas em uma variedade de diferentes maneiras e tituladores comerciais estão disponíveis no mercado. As titulações potenciométricas manuais, entretanto, sofrem da desvantagem de consumirem mais tempo que aquelas envolvendo indicadores.

A titulação potenciométrica é mais trabalhosa do que a técnica volumétrica com indicadores visuais e requer equipamento especial, mas ela apresenta uma série de vantagens sobre a técnica convencional:

• Maior sensibilidade, pode ser aplicada a soluções bem diluídas;

• Pode ser empregada para soluções coloridas ou turvas, pois dispensa o uso de indicadores visuais;

• Pode ser aplicada para certas reações que não disponham de indicadores visuais adequados;

• Pode-se determinar sucessivamente vários componentes;

• Pode ser aplicada em meio não aquoso;

• Pode ser adaptada a instrumentos automáticos.

Em 1955, surgiram as primeiras buretas de pistão motorizadas, permitindo a automatização das titulações, acima de tudo com maior precisão na dosagem. As



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titulações potenciométricas, hoje em dia, podem ser executadas manual ou automaticamente, com ou sem registro da curva.

Na titulação potenciométrica manual, trabalha-se com um pH-metro e um grupo de titulação, que compreende uma bureta montada junto com um agitador.

Esse tipo de titulação potenciométrica requer o controle constante das diversas etapas, anotando o volume de reagente dosado e o respectivo potencial, dados que posteriormente são utilizados para construir a curva de titulação, de onde é calculado o volume de reagente gasto até o ponto de equivalência e a concentração da espécie analisada. O ponto de equivalência da reação será revelado por uma súbita mudança do potencial medido no gráfico das leituras versus volume da solução titulante.



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5.1 Condutimetria

Técnica: condutimetria Equipamento: condutivímetro

Determinação: condutividade elétrica

A condutimetria mede a condutância elétrica de soluções iônicas. Ordinariamente, a condução da eletricidade através das soluções iônicas se dá à custa da migração de íons positivos e negativos com a aplicação de um campo eletrostático.

A condutância de uma solução iônica depende do número de íons presentes, bem como das cargas e das mobilidades dos íons. Como a condutância elétrica de uma solução é a soma das condutâncias individuais da totalidade das espécies iônicas presentes, aquela propriedade carece de especificidade.

A condutimetria abrange duas técnicas analíticas: a condutimetria direta e a titulação condutométrica.

A condutimetria direta mede a condutância com vistas à avaliação da concentração de um eletrólito. Tem aplicação muito limitada em virtude do caráter não específico da condutância das soluções iônicas.

A titulação condutométrica encontra um campo de aplicação mais amplo. Nela, o aumento ou o decréscimo da condutância são relacionados às variações de concentração das espécies iônicas que participam da reação envolvida. Uma série de medidas da condutância, antes e depois do ponto de equivalência, assinala o ponto final da titulação como uma descontinuidade na variação da condutância.

As medidas de condutância também são usadas para outros fins, como a determinação de constantes de ionização, produtos de solubilidade, condutâncias-equivalentes, formação de complexos e efeitos de sol ventes.

5.1.1 Princípio do método:

A condutividade elétrica é uma propriedade física característica de muitos materiais. A condutividade de uma solução eletrolítica é a expressão numérica quantitativa da sua capacidade de transportar a corrente elétrica.

A condutimetria é um método que se baseia na condutância de soluções iônicas. A condutância é uma medida da corrente elétrica que resulta da aplicação de uma força elétrica, e é diretamente proporcional ao nº de partículas carregadas na solução, ou seja, ao nº de íons em solução. Por isso, é empregada em soluções iônicas.

Qual o mecanismo responsável pela condutividade?

Ao contrário do que ocorre nos condutores metálicos, nos quais a corrente elétrica é transportada por elétrons livres, o transporte de cargas nas soluções eletrolíticas é realizado por íons.

Todos os íons presentes na solução participam dessa condução e, por essa razão, pode-se dizer que a condutividade fornece uma informação global, por natureza não específica (Em contraste com a determinação do pH de uma solução, que é específica, visto que ela indica somente a concentração dos íons H+).



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A maioria dos ácidos, bases e sais inorgânicos são bons condutores da corrente elétrica ao passo que substâncias orgânicas, que não se dissociam em solução (benzina, gasolina, açúcares, por exemplo), não são condutoras.

Do que depende a condutividade de uma solução?

• Número e dos tipos de íons na solução: O tamanho dos íons é importante porque eles determinam a velocidade com que os íons podem propagar-se através da solução. Os íons menores movem-se mais rapidamente do que os maiores. Quanto maior a quantidade de íons numa solução, quanto maior será sua condutividade. Em geral, para soluções aquosas de eletrólitos inorgânicos, observa-se um aumento quase linear da condutividade com o aumento da concentração (até concentrações de 10 ou 20% em peso). A carga do íon é significante porque ele determina a quantidade da atração eletrostática entre o eletrodo e os íons. Também para diâmetro igual, íons bivalentes e trivalentes conduzem mais quem íons monovalentes.

• Da Natureza Do Solvente: Solventes polares (água, amônia, álcool metílico, etc.) exaltam a ionização das substâncias dissolvidas e, portanto, favorecem a condutividade.

• Da Temperatura: ao contrário da condutividade metálica, a condutividade eletrolítica aumenta com a temperatura. De modo geral esse efeito é devido ao fato de que a mobilidade individual dos íons aumenta com a temperatura e que a viscosidade do solvente diminui. Para soluções aquosas, o coeficiente de temperatura da condutância iônica varia entre 0,5 e 5% por grau centígrado, dependendo do tipo e da concentração do íon condutor. Erros muito significativos podem ser cometidos na medição da condutividade se esse efeito não for compensado (manual ou automaticamente).



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5.1.2 Instrumentação:

O equipamento utilizado para medir a condutividade de uma solução chama-se CONDUTIVÍMETRO.

A determinação da condutância de uma solução é feita determinando-se a resistência que a mesma oferece à passagem de corrente.

Como se mede a condutividade elétrica de uma solução?

Para medir a condutividade de uma solução, utiliza-se um eletrodo composto por um par de eletrodos de platina em forma de lâminas, alinhados paralelamente, os quais têm a função de transmitir a corrente fornecida por uma fonte externa à solução sob estudo. Esta é a célula (ou cela) de condutividade.

Cela de condutividade: é um dos elementos mais importantes de um sistema de medição da condutividade. Basicamente, ela consiste em duas placas metálicas cujas áreas e distância são precisamente fixadas, montadas rigidamente numa cavidade construída em material isolante, vidro ou plástico. Essa cavidade serve a delinear um pequeno volume constante do líquido a medir.

Cela de condutividade



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A distância entre essas placas de platina é determinada pela constante da cela mediante a calibração com uma solução cuja condutividade seja conhecida (solução padrão de condutividade).

É muito importante saber qual o valor da constante da cela antes de se fazer a medida da condutividade de uma solução, pois ela varia em:

C= 0,01 cm-1 � para soluções de muito baixa condutividade tal como água bidestilada ou substâncias orgânicas muito pouco condutoras;

C= 0,01 cm-1 � para soluções com baixa condutividade tal como água destilada e deionizada, água desmineralizada, substâncias orgânicas pouco condutoras;

C = 1 cm-1 � para soluções com condutividade intermediária tal como água mineralizada, água potável e águas residuárias, substâncias orgânicas condutoras;

C = 10 cm -1 � para soluções com boa condutividade tal como água do mar, ácidos, bases e sais diluídos, soluções fisiológicas;

C = 100 cm-1 � para soluções muito condutoras tal como ácidos, bases e sais concentrados, banhos de galvanização, efluentes industriais fortemente carregados em substâncias inorgânicas.

Em geral, o valor da constante da cela está no rótulo da solução padrão de condutividade, a ser usada para calibrar o equipamento.

Qual a leitura que se obtém do condutivimetro?

A unidade padrão indicada no display é o SIEMENS (S): uS/cm (microsiemens por centímetro) ou mS/cm (milisiemens por centímetro).

A seguir, um exemplo de condutivímetro de bancada:



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5.1.3 Calibração:

A operação de um condutivimetro é muito simples.

O procedimento consiste em, após ligar o condutivímetro e aguardar sua estabilização, efetuar a sua calibração com uma solução padrão de condutividade exatamente conhecida (que vem junto com o aparelho).

Com este ajuste faremos a escala de Condutividade do instrumento coincidir com o sinal do sensor que estivermos usando. Para cada tamanho de cela de condutividade existe uma solução de condutividade adequada: para K=0,1 a solução é de 23 uS; para a Célula de K=1 a solução é de 1.413 uS; para Célula de K=10 a solução é de 15,0 mS. Este procedimento deverá ser feito pelo menos uma vez por semana ou com freqüência maior, quando for necessário.

Para permitir que o condutivímetro opere com maior flexibilidade, podemos trocar a Célula de Condutividade e com isso mudar as faixas de medição do instrumento. Abaixo segue alguns exemplos:

Como proceder para calibrar o condutivímetro?

Para tanto, deve-se posicionar o eletrodo de forma que a ponta do eletrodo fique imersa dentro da solução que se deseja determinar a condutividade, aguardar a estabilidade e efetuar a leitura. O nível de amostra deverá ser o suficiente para cobrir um furo que existe na lateral do sensor.

No display aparecerá a indicação de condutividade em uS/cm e a temperatura da solução. Após cada medição, enxaguar bem a Célula com água deionizada.

Na calibração, o medidor também fica acoplado (ou incorporado a ele) um sensor de temperatura, que corrige automaticamente as medições de condutividade, medidas num certo intervalo de temperatura, ao valor de 25ºC que é a temperatura na qual o aparelho está calibrado.

Quais os cuidados que se deve ter ao efetuar a calibração do condutivímetro?

• Durante a calibração, enxágüe o sensor com água deionizada ou destilada antes de

colocá-lo na solução de calibração. Com isto evitamos sua contaminação. • Nunca introduza o sensor dentro do frasco da Solução Padrão, sempre dispense

solução em outro vasilhame em quantidade suficiente para cobrir o orifício lateral do sensor.



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• Jamais guarde o Sensor sem antes efetuar sua limpeza, se não estiver em uso, procure sempre mantê-lo em água deionizada.

• Para obtermos o melhor resultado na calibração, é importante que o sensor de temperatura esteja dentro da solução, para compensar o efeito de temperatura.

5.1.4 Aplicações:

As duas maiores utilizações da condutimetria são para monitorar o total da condutância de uma solução (como parâmetro de controle) e para determinar o ponto final das titulações que envolvem íons (titulação condutimétrica).

Utiliza-se a condutimetria nas seguintes atividades:

• Controle da pureza: Em água destilada e deionizada, condensados, substâncias orgânicas.

• Determinação dos eletrólitos residuais: Em água potável, água desmineralizada, água para alimentação de caldeiras, efluentes.

• Concentração de sais: Em banhos de salmoura, salinas, fertilizantes, fibras e têxteis, banhos de anodização, galvanização e eletrodeposição, soluções fisiológicas (diálise), alimentos e sucos de frutas.

• Força de ácidos e bases: Em processamento dos ácidos e bases inorgânicos diluidos e concentrados, oleum, soluções alcalinas corrosivas.

• Contaminações de sais: Em trocadores de calor, circuitos de arrefecimento.

• Processamento químico: Detecção do fim de lavagem de precipitados, determinação da solubilidade de sais pouco solúveis, titulações condutométricas.

A condutimetria é utilizada nos sistemas de purificação da água, deionizadores, para indicar a presença ou a ausência de íons livres na água. Em alimentos, a condutimetria é usada para medir a concentração de íons em solução, como em sucos, refrigerantes, água de coco, bebidas isotônicas, polpa de frutas, etc.

E a titulação condutométrica?

Também podemos determinar o ponto final de titulação utilizando a condutância

da solução amostra, após a adição de volumes de titulante. A acidez do vinagre pode ser determinada deste modo.

Da mesma forma que na titulação potenciométrica, as leituras de condutividade serão plotadas contra o volume de titulante adicionado, em um gráfico, como o descrito abaixo:



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A extrapolação das duas retas dá o ponto de equivalência da titulação = Volume de titulante. Permite a determinação da concentração de um íon em solução.

Assim como em outras titulações, o ponto final do volume é usado para calcular a quantidade ou a concentração da análise que foi inicialmente apresentado.

Vantagens da titulação condutimétrica:

• Não necessitam de indicador colorido • Permitem a localização do ponto final mesmo em soluções coradas,

fluorescentes ou turvas. • Podem obter-se pontos de equivalência sucessivos de diferentes

componentes numa mistura.

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