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QUÍMICA ANALÍTICA E ORGÂNICA
A Faculdade Multivix está presente de norte a sul do 
Estado do Espírito Santo, com unidades presenciais 
em Cachoeiro de Itapemirim, Cariacica, Castelo, 
Nova Venécia, São Mateus, Serra, Vila Velha e Vitória, 
e com a Educação a Distância presente 
em todo estado do Espírito Santo, e com 
polos distribuídos por todo o país. 
Desde 1999 atua no mercado capixaba, 
destacando-se pela oferta de cursos de 
graduação, técnico, pós-graduação e 
extensão, com qualidade nas quatro 
áreas do conhecimento: Agrárias, Exatas, 
Humanas e Saúde, sempre primando 
pela qualidade de seu ensino e pela 
formação de profissionais com consciência 
cidadã para o mercado de trabalho.
Atualmente, a Multivix está entre o seleto grupo de 
Instituições de Ensino Superior que 
possuem conceito de excelência junto ao 
Ministério da Educação (MEC). Das 2109 
instituições avaliadas no Brasil, apenas 
15% conquistaram notas 4 e 5, que são 
consideradas conceitos de excelência em 
ensino. Estes resultados acadêmicos 
colocam todas as unidades da Multivix 
entre as melhores do Estado do Espírito 
Santo e entre as 50 melhores do país.
 MISSÃO
Formar profissionais com consciência cidadã para o 
mercado de trabalho, com elevado padrão de quali-
dade, sempre mantendo a credibilidade, segurança 
e modernidade, visando à satisfação dos clientes e 
colaboradores.
 VISÃO
Ser uma Instituição de Ensino Superior reconhecida 
nacionalmente como referência em qualidade 
educacional.
R E I TO R
GRUPO
MULTIVIX
R E I
2
MULTIVIX EAD
Credenciada pela portaria MEC nº 767, de 22/06/2017, Publicada no D.O.U em 23/06/2017
3
MULTIVIX EAD
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BIBLIOTECA MULTIVIX (Dados de publicação na fonte)
Gisele Silvestre da Silva
Química Analítica e Orgânica / SILVA, G.S. - Multivix, 2020
Catalogação: Biblioteca Central Multivix 
 2020 • Proibida a reprodução total ou parcial. Os infratores serão processados na forma da lei. 
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LISTA DE QUADROS
UNIDADE 1
 Propriedades e classificação de íon, coloide e partícula cristalina 12
 Regras de solubilidade 15
 Processo de nucleação e crescimento de partícula associado com o 
tamanho da partícula 18
 Resultado prático em relação ao valor de RSS 21
 Qual é a diferença entre seco e calcinação? 24
 Vantagens e desvantagens da gravimetria 27
UNIDADE 2
 Constante de equilíbrio de alguns ácidos polipróticos a 25°C 34
 Diferença entre ponto final e ponto de equivalência 42
UNIDADE 3
 Concentração de Cloreto e gráfico do volume de AgNO3 versus pCl 65
 Titulação de Cd2+ com 0,0100 M EDTA na presença de 0,0100 M NH3 
(pH=10) 85
UNIDADE 4
 Valores de constante de estabilidade condicional (KMY) em função do 
cátions metálicos 87
 Iodometria versus iodimetria 99
UNIDADE 5
 Titulação de 0,100 M Fe2+ with 0,100 M Ce4+ 106
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UNIDADE 6
 Propriedades do carbono 112
 Hidrocarbonetos saturados e insaturados 113
 Tipos de ligações básicas C-C no Metano, etano e eteno 114
 Isômeros funcional da fórmula molecular C4H10O – Éter versus álcool 123
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LISTA DE FIGURAS
UNIDADE 1
 Reação de precipitação 14
 Etapas fundamentais do processo gravimétrico padrão 20
 Processo de Calcinação 21
UNIDADE 2
 Perfil geral das curvas de titulação ácido-base 38
 Curva de titulação, produzida quando uma base forte é adicionada a um 
ácido forte 43
 Curva de titulação de um ácido fraco sendo titulado por uma base forte 44
 Curva de titulação de uma base fraca sendo titulada por um ácido forte 44
UNIDADE 3
 Volumetria de precipitação de Cloreto de prata 62
UNIDADE 4
 Espécies iônicas do negro de eriocromo T em função do pH 80
UNIDADE 5
 A) Esquema simplificado de célula de titulação potenciométrica; B) 
curva de titulação redox 104
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UNIDADE 6
 Versatilidade do carbono quanto ao comprimento, ramificação, ligação 
dupla e presença de anéis aromáticos 116
 Diferentes combinações da ligação carbono-carbono 120
 Álcool etílico versus éter etílico 122
 Serie de tendência de estabilidade dos C, N, O e F (2° período da Tabela 
Periódica) 128
 pKa de alguns ácidos carboxílicos típicos 129
 Valores de pKa da “Hans Reich’s Collection 130
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1UNIDADE
SUMÁRIO
APRESENTAÇÃO DA DISCIPLINA 10
1 GRAVIMETRIA E O USO DA MASSA COMO UM SINAL ANALÍTICO 12
INTRODUÇÃO 12
1.1 PROPRIEDADES DE PRECIPITADOS E REAGENTES PRECIPITANTES 12
1.2 APLICAÇÕES GRAVIMÉTRICAS PRECIPITAÇÃO A PARTIR DE UMA 
SOLUÇÃO HOMOGÊNEA 25
2 VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 31
INTRODUÇÃO 31
2.1 TITULOMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO EM MEIO AQUOSO 32
2.2 TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 41
3 VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 53
INTRODUÇÃO 53
3.1 PRECIPITAÇÃO QUÍMICA 55
3.2 TITULOMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 62
4 VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO 72
INTRODUÇÃO 72
4.1 INTRODUÇÃO AOS EQUILÍBRIOS E PROCESSOS DE COMPLEXAÇÃO 
COM EDTA 74
4.2 TITULOMETRIA DE COMPLEXAÇÃO 82
5 VOLUMETRIA DE OXIRREDUÇÃO 93
INTRODUÇÃO 93
5.1 CONCEITOS FUNDAMENTAIS DE OXIRREDUÇÃO 95
5.2 TIPOS DE TITULOMETRIA DE OXIRREDUÇÃO 100
6 COMPOSTOS ORGÂNICOS 113
INTRODUÇÃO 113
6.1 PROPRIEDADES DOS PRINCIPAIS TIPOS DE COMPOSTOS 
ORGÂNICOS 115
6.2 REAÇÕES EM CARBONOS 126
2UNIDADE
3UNIDADE
4UNIDADE
5UNIDADE
6UNIDADE
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ATENÇÃO 
PARA SABER
SAIBA MAIS
ONDE PESQUISAR
DICAS
LEITURA COMPLEMENTAR
GLOSSÁRIO
ATIVIDADES DE
APRENDIZAGEM
CURIOSIDADES
QUESTÕES
ÁUDIOSMÍDIAS
INTEGRADAS
ANOTAÇÕES
EXEMPLOS
CITAÇÕES
DOWNLOADS
ICONOGRAFIA
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QUÍMICA ANALÍTICA E ORGÂNICA
APRESENTAÇÃO DA DISCIPLINA
Gravimetria inclui todos os métodos analíticos em que o sinal analítico é uma 
medição de massa ou uma mudança na massa (SKOOG, WEST, HOLLER, 
CROUCH, 2005). Quando você pisa em uma balança após o exercício, está fa-
zendo, de certa forma, uma determinação gravimétrica de sua massa. A mas-
sa é a mais fundamental de todas as medidas analíticas.
A importância da química aplicada ao desenvolvimento de produtos diver-
sos que atendam as necessidades da sociedade atual nunca foi tão eviden-
te. Haja vista a demanda da sociedade por uma variedade de alimentos se-
guros, bens de consumo acessíveis, energia abundante e tecnologias que 
economizam mão de obra representam um grande demanda de ordem 
econômico, política e social.
Nesse contexto atual, as técnicas de química analítica e conhecimentos de 
química orgânica básica são constantemente utilizados no desenvolvimento 
de produtos aplicados aos mais diversos modelos industriais em áreas am-
bientais, medicinais, alimentícias, dentre outros.
Neste curso, você aprenderá as ideias científicas centrais necessárias para uma 
compreensão básica da química aplicada, além disso, nós vamos promover a 
compreensão de métodos clássicos quantitativos e da química orgânica básica. 
Você começará a apreciar como ideias relativamente simples se desenvol-
vem e progridem para cálculos e ideias mais complexos que podem ser apli-
cados a fim de gerar novos consumíveis adequados para atender aos apelos 
da nossa sociedade.
UNIDADE 1
OBJETIVO 
Ao final desta 
unidade, 
esperamos que 
possa:
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> classificar e 
compreender 
os métodosgravimétricos.
> efetuar cálculos 
gravimétricos.
> reconhecer 
aplicabilidade, além 
de desenvolver 
a habilidade de 
planejar e aplicar 
os métodos 
gravimétricos.
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QUÍMICA ANALÍTICA E ORGÂNICA
1 GRAVIMETRIA E O USO DA 
MASSA COMO UM SINAL ANALÍTICO
INTRODUÇÃO
Gravimetria é um método de análise quantitativo macroscópico porque en-
volve quantidades relativamente importantes de uma substância a ser deter-
minada que chamamos de analito. (CARTWRIGHT; NEWMAN; WILSON, 1967; 
HERNÁNDEZ MÉNDEZ; ALONSO MATEOS; MARTÍN MATEOS, 1986).
Dessa forma, o analito de interesse da amostra em teste, deve ser sepa-
rado como um composto que o contenha em proporções fixas, definidas 
e constantes que possa ser quantificado por simples pesagem (SKOOG, 
WEST, HOLLER, CROUCH, 2005). Como o peso pode ser medido com maior 
precisão do que quase qualquer outra propriedade fundamental, a análise 
gravimétrica é potencialmente uma das classes mais precisas de métodos 
analíticos. Vamos conhecer dois tipos fundamentais de análise gravimétrica 
– precipitação e volatilização.
Na gravimetria de precipitação, que é o nosso assunto nesta unidade, o ana-
lito é separado de uma solução da amostra como um precipitado e, pode ser 
convertido em um composto de composição conhecida que pode ser pesado 
(SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, 2005). Nesta unidade vamos proporcionar 
conhecimento teórico básico sobre essas técnicas gravimétricas, veremos a 
fundamentação teórica e algumas aplicações industriais.
1.1 PROPRIEDADES DE PRECIPITADOS E 
REAGENTES PRECIPITANTES
Gravimetria de precipitação é uma técnica analítica que usa uma reação de 
precipitação para separar íons de uma solução. O reagente químico adiciona-
do para causar a precipitação é denominado reagente precipitante. Este tem 
por característica ideal reagir com o analítico de forma especifico e seletivo, 
de forma a favorecer a formação de um produto insolúvel (precipitado) que 
possa ser estável o suficiente para que a massa possa ser pesada e, dessa 
forma, a massa do produto é usada como um sinal analítico (ERDEY, 1965; 
FIEKERS, 1954, 1956; RATTENBURY, 1966).
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Em química, um precipitado é um sólido insolúvel que emerge de uma solu-
ção líquida (SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, 2005; VOGEL, 1981). A forma-
ção do sólido insolúvel proveniente de uma reação entre compostos solúveis 
é chamada de precipitação. Frequentemente, o precipitado surge como uma 
suspensão. Quanto à natureza dos precipitados é fundamental que o preci-
pitado tenha baixa solubilidade, elevada pureza e composição conhecida. As 
características fundamentais do precipitado e do agente precipitante encon-
tram-se resumida no Quadro a seguir.
CARACTERÍSTICAS FUNDAMENTAIS DO REAGENTE PRECIPITANTE E 
PRECIPITADO
Precipitado Agente precipitante
I. Produto final facilmente filtrado e 
lavado para remoção de contaminantes;
II. Solubilidade o suficientemente baixa 
para que não haja perda significativa do 
analito durante os processos de filtração 
e lavagem;
I. Reage especificamente ou pelo menos 
seletivamente com o com o analito para 
formar;
II. Não-reativo com os constituintes da 
atmosfera;
III. ossui composição química conhecida 
após a sua secagem ou, se necessário, 
calcinação.
Fonte: Skoog, West, Holler e Crouch (2005).
1.1.1 FATORES QUE DETERMINAM O 
TAMANHO DAS PARTÍCULAS DE PRECIPITADO
Dos muitos métodos que podem ser empregados para isolar o constituinte 
desejado de uma solução de uma amostra, o mais comum é a precipitação - 
isto é, a transformação em uma substância insolúvel na solução. É adicionado 
um reagente que forma um composto insolúvel com o constituinte desejado, 
mas não precipita outros constituintes da amostra.
O tamanho das partículas de sólidos formados pela precipitação varia enor-
memente. Em um extremo estão as suspensões coloidais, cujas minúsculas 
partículas são invisíveis a olho nu (10-7 a 10-4 cm de diâmetro). Partículas co-
loidais não mostram tendência de se sedimentar da solução e são difíceis 
de filtrar. No outro extremo, estão as partículas com dimensões da ordem 
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de décimos de milímetro ou mais. A dispersão temporária de tais partículas 
na fase líquida é chamada de suspensão cristalina. As partículas de uma sus-
pensão cristalina tendem a se depositar espontaneamente e são facilmente 
filtradas. De acordo, com o tamanho são definidas como íon, coloide ou par-
tícula (Tabela a seguir).
PROPRIEDADES E CLASSIFICAÇÃO DE ÍON, COLOIDE E PARTÍCULA CRIS-
TALINA
Nome Diâmetro Características
Íon ~10-8 cm (A°) Dissolvido
Colóide 10-7~10-4 cm (nm-µm) Suspenso
Partícula cristalina >10-4cm (µm) Decantado da solução 
(filtrável)
Fonte: Skoog, West, Holler e Crouch (2005).
Reação de precipitação
As reações de precipitação ocorrem quando certos 
pares de íons com carga oposta se atraem com 
tanta força que formam um sólido iônico insolúvel 
(SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, 2006; VOGEL, 
1981). Os contra-íons presentes na solução são 
atraídos para formar pares iônicos. A Figura a seguir 
mostra duas soluções homogêneas e transparentes, 
uma contendo nitrato de chumbo (Pb) e a outra 
contendo iodeto de potássio (KI). Ou seja, a reação 
entre esses dois solutos produz um produto amarelo 
insolúvel. As reações que resultam na formação de 
um produto insolúvel são conhecidas como reações 
de precipitação. Na Figura a seguir, o precipitado é 
iodeto de chumbo, um composto que tem uma 
solubilidade muito baixa em água.
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REAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO
PbI2(s)+ 2KNO3(aq)2KI(aq) Pb(NO3)2(aq)
A adição de uma solução incolor de iodeto de potássio ( Kl ) a 
uma solução incolor de nitrato de chumbo [Pb(NO3)2] produz 
um precipitado amarelo de iodeto de chumbo ( PbI2 ) que 
lentamente se deposita no fundo do copo
Fonte: Pearson Education Product Support team (2020).
#PraCegoVer
A reação que ocorre a partir da adição de uma solução incolor de Kl a uma solução
incolor de PB(NO3)2 produz um precipitado amarelo de PbI2 que lentamente se
deposita no fundo do copo na forma de um precipitado.
Quando efetuamos uma precipitação em laboratório o objetivo é separar a 
fase sólida em um meio filtrante como papel de filtro. Essa condição expe-
rimental é conseguida com a formação inicial de um pequeno número de 
núcleos primários, que tem condições de crescer e formar cristais grandes. 
Quando os precipitados são formados em supersaturações relativas mais 
altas, muitos produtos precipitam como partículas primárias cujo tamanho 
de partícula não pode ser muito aumentado porque quase nenhum soluto 
dissolvido permanece acima da solubilidade (precipitado colóide). Por outro 
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lado, se a supersaturação relativa for pequena, quase não haverá núcleos, que 
podem continuar a crescer a partir dos íons na solução, e o precipitado final 
será relativamente grande, formando bons cristais (precipitado cristalino).
A solubilidade de uma substância é a quantidade dessa substância que pode 
ser dissolvida em uma determinada quantidade de solvente. Alguns compos-
tos ou solutos se dissolvem, outros produzem um precipitado ou sólido e, ain-
da alguns reagem com água. Qualquer substância com solubilidade inferior 
a 0,01 mol/L será referida como insolúvel.
Nesses casos, a atração entre os íons de carga oposta no sólido é muito gran-
de para que as moléculas de água os separem de forma significativa, e a subs-
tância permanece em grande parte não dissolvida. Infelizmente,não existem 
regras baseadas em propriedades físicas simples, como carga iônica, para nos 
guiar na previsão se um determinado composto iônico será solúvel ou não. 
Observações experimentais, no entanto, levaram a diretrizes para prever a so-
lubilidade de compostos iônicos tal como exposto na Tabela anterior.
Solubilidade, previsão de reação de precipitação e 
produto de solubilidade
Dependendo da solubilidade de um soluto, existem 
três resultados possíveis:
i) se a solução tem menos soluto do que a 
quantidade máxima que é capaz de dissolver 
(sua solubilidade) é uma solução diluída;
ii) se a quantidade de soluto for exatamente 
igual à sua solubilidade, ele está saturado;
iii) se houver mais soluto do que pode ser 
dissolvido, o excesso de soluto se separa da 
solução. Se este processo de separação inclui 
cristalização, ele forma um precipitado.
A precipitação diminui a concentração do soluto 
até a saturação, a fim de aumentar a estabilidade 
da solução. A Tabela a seguir resume as diretrizes 
de solubilidade para compostos iônicos comuns de 
acordo com o ânion no composto.
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REGRAS DE SOLUBILIDADE
QUAIS ÍONS SÃO SOLÚVEIS?
Ions Exceção
Metais alcalinos (Grupo I) 
Na+, K+, etc.
 
Íons de amônio 
NH4
+
 
Nitratos, acetatos, cloratos e 
percloratos 
NO3
-, C2H3O2
-, ClO3
-, ClO4
-
 
Compostos binários de 
halogênios (cloreto, brometo, 
iodeto, etc.) com metais 
Cl-, Br-, I-, etc.
Fluoreto
Prata, chumbo e mercúrio 
F-, Ag+, Pb2+*, e Hg2+ 
* Os halogenetos de chumbo são solúveis em água 
quente.
Todos os sulfatos 
SO4
2-
Bário, estrôncio, cálcio, chumbo, prata e mercúrio 
Ba2+, Sr2+, Ca2+, Pb2+, Ag+, and Hg2+
QUAIS ÍONS SÃO LIGEIRAMENTE SOLÚVEIS?
Sulfatos de chumbo, prata e 
mercúrio 
SO4
2- com Pb2+, Ag+, e Hg2+
* O sulfato de chumbo é pouco solúvel.
Hidróxidos de metais alcalino-
terrosos (Grupo II) 
OH- com Ca2+, Sr2+, etc.
Bario 
Ba2+
QUAIS ÍONS SÃO INSOLÚVEIS?
Sulfides 
S2-
Calcium, barium, strontium, magnesium, sodium, 
potassium, and ammonium 
Ca2+, Ba2+, Sr2+,  Mg2+, Na+, K+, and NH4
+
Hydroxides 
OH-
Alkali metals (Group I) and ammonium 
Na+, K+, etc. 
Al3+, NH4
+
Carbonates, oxalates, 
chromates, and phosphates 
CO3
2-, C2O4
2-, CrO4
2-, and PO4
3-
Alkali metals (Group I) and ammonium 
Na+, K+, etc. 
NH4
+ 
*Lithium phosphate is poorly soluble
Fonte: Sigmal Drich (2020).
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1.1.2. MECANISMO DE FORMAÇÃO DO 
PRECIPITADO
O tamanho de partícula de um precipitado é influenciado por variáveis expe-
rimentais como solubilidade do precipitado, temperatura, concentrações de 
reagentes e a taxa na qual os reagentes são misturados. De forma geral, esses 
fatores podem ser controlados experimentalmente e estão relacionados à su-
persaturação relativa (SSR).
Produto de solubilidade
Outra forma matemática bastante eficaz para 
determinar a capacidade de precipitação de 
determinado produto bastante utilizando é um 
parâmetro chamado de produto e solubilidade. O 
produto de solubilidade é simbolizado por KPS ou 
KS e é uma constante de equilíbrio entre um sólido 
não dissolvido e seus íons em solução (SKOOG, 
WEST, HOLLER, CROUCH, 2006).
Se o produto iônico das espécies envolvidas 
excederem a constante do produto de solubilidade 
do sal em uma dada temperatura, a formação do 
precipitado é promovida. Para saber mais sobre 
esses conceitos fundamentais básicos como 
cálculos de KPS e aplicações das constantes do 
produto de solubilidade revejam nos capitulo 9 do 
livro “Fundamentos de química analítica” (SKOOG, 
WEST, HOLLER, CROUCH, 2005, p. 225).
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Tamanho das partículas
A partir de dados empíricos observou-se que o tamanho de partícula 
de um precipitado varia inversamente com o grau de supersaturação 
relativa (SSR). O efeito total de todas essas variáveis pode ser explicado 
(qualitativamente), assumindo que o tamanho da partícula está 
relacionado a uma propriedade do sistema chamada de SSR.
 (Fórmula 1)Q SSSR
S
−
=
Nucleação e crescimento da partícula
Geralmente, as reações de precipitação são lentas de modo que, 
mesmo quando um reagente de precipitação é adicionado gota 
a gota a uma solução de um analito, é provável que haja alguma 
supersaturação. A evidência experimental indica que o tamanho de 
partícula de um precipitado varia inversamente com a supersaturação 
relativa média durante o tempo em que o reagente está sendo 
introduzido. Assim, quando (Q-S) / S é grande, o precipitado tende a 
ser coloidal, e quando (Q-S) / S é pequeno, um sólido cristalino é mais 
provável.
O primeiro processo que acompanha a reação de precipitação é conhecido 
como nucleação, que é um processo onde pequenos agregados de partículas 
se formam e constituem os núcleos das partículas maiores que formarão os 
cristais, fazendo com que as espécies que formam a substância precipitan-
te se concentrem em torno deles (HUANG et al., 1994; MCGINTY et al., 2020)
with a main focus on nucleation and crystal growth. The classic crystalliza-
tion phenomena, fundamental, thermodynamic or kinetic driven, will not be 
covered here. The primary and secondary nucleation, and some methods of 
nuclei generation in continuous crystallization are discussed in this chapter. 
The performance of continuous crystallization processes and challenges with 
process kinetics and control (such as seeding, mixing, and process dynamics. 
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A principal diferença entre a nucleação e o crescimento de partículas é que a 
nucleação é a formação de uma nova estrutura, enquanto o crescimento de 
partículas é o processo de tornar uma estrutura pré-existente grande (THA-
NH; MACLEAN; MAHIDDINE, 2014).
PROCESSO DE NUCLEAÇÃO E CRESCIMENTO DE PARTÍCULA ASSOCIADO 
COM O TAMANHO DA PARTÍCULA
Valor relativo de RSS Processo dominante Resultado
Grande Nucleação Partículas pequenas 
formando coloides
Pequeno Crescimento de Partícula Partículas grandes na forma 
de cristais
Fonte: Skoog, West, Holler e Crouch (2005).
Etapa de preparo da amostra
As etapas comumente seguidas na análise 
gravimétrica são (1) preparação de uma solução 
contendo um peso conhecido da amostra, (2) 
separação do constituinte desejado, (3) pesando o 
constituinte isolado e (4) cálculo da quantidade de 
constituinte particular na amostra a partir do peso 
observado da substância isolada.
Para saber mais sobre detalhes importantes das 
etapas de gravimetria, por favor, consulte o sub-
tópico “Mecanismo de Formação do Precipitado” do 
livro Fundamentos da Química Analítica (SKOOG, 
WEST, HOLLER, CROUCH, 2005, p 300)..
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ETAPAS FUNDAMENTAIS DO PROCESSO GRAVIMÉTRICO PADRÃO
1 – PREPARO DA AMOSTRA
Deve-se tomar os cuidados e precauções 
necessárias para que essa pequena quanti-
dade represente fielmente o material cuja 
composição se quer determinar.
2 – PREPARAÇÃO DA SOLUÇÃO – ATAQUE 
DA AMOSTRA
É necessário que o elemento esteja em 
solução para se iniciar a análise.
3 – PRECIPITAÇÃO E DIGESTÃO
O elemento a ser dosado é separado da 
solução preparada através da formação de 
um precipitado.
4 – FILTRAÇÃO
É a separação do precipitado do meio em 
que processou sua formação.
5 – LAVAGEM DO PRECIPITADO
É remover parte da água-mãe que nele 
ficou retida e eliminar as impurezas solú-
veis e não voláteis.
6 – CALCINAÇÃO OU SECAGEM
Após a filtração e a lavagem, o precipitado 
deve ser secado ou calcinado para depois 
ser pesado
“Digestão do precipitado é o tempo 
em queo precipitado, após ter sido 
formado, permanece em contato 
com a água-mãe”
Fonte: Freepik (2020).
#PraCegoVer
Etapas fundamentais do processo gravimétrico padrão: preparo da
amostra, precipitação e digestão, filtração, lavagem do precipitado e calcinação.
Do ponto de vista de um operador, a zona de calcinação é a zona mais im-
portante que governa os eventos subsequentes na zona de queima. A etapa 
de secagem envolve o aquecimento dos precipitados até massa constante, 
remoção do solvente e qualquer espécie volátil arrastada com o precipitado 
(água adsorvida, água ocluída, água de hidratação), decomposição do sólido 
e, por fim a formação de uma substância de composição definida.
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PROCESSO DE CALCINAÇÃO
CaCO3 > CaO + CO2
CO2
CALCÁRIO
CaCO3
CO2
CALOR
CALOR
CaO
H2O
Lima hidratada – Hidróxido de cálcio
 Ca(OH)2
 Fonte: Adaptada de Grymont Limited (2020).
#PraCegoVer
A cal hidratada pode ser produzida adicionando água à cal virgem (CaO).
Nesse ponto, o dióxido de carbono reage com a cal hidratada para
convertê-lo novamente em calcário.
Um exemplo da relevância da calcinação é a 
determinação de cálcio no limestone, uma rocha 
sedimentar que é predominantemente composta 
de minerais de carbonato de cálcio calcita quando 
submetida à etapa de calcinação libera oxido de 
cálcio e dióxido de carbono. Os produtos derivados 
do calcário têm a capacidade única de retornar à 
sua forma química original. O ciclo da cal, como 
é comumente conhecido, consiste na primeira 
queima do calcário para formar cal viva. A cal 
hidratada pode ser produzida adicionando água à 
cal virgem. Nesse ponto, o dióxido de carbono na 
atmosfera ou de processos industriais reage com 
a cal hidratada para convertê-lo novamente em 
calcário. O processo de calcinação nada mais é a 
ação pela qual o dióxido de carbono é expelido do 
calcário, deixando a cálcio completamente livres.
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A precipitação e a velocidade da cristalização são processos importantes nas 
indústrias de processos químicos e no estudo de sistemas biológicos. Muitos 
aspectos dos processos de cristalização e precipitação são análogos, e seus 
estudos compartilham muitos dos mesmos conceitos e ideias.
RESULTADO PRÁTICO EM RELAÇÃO AO VALOR DE RSS
Valor relativo de RSS Processo dominante Resultado
Grande Nucleação Partículas pequenas 
formando coloides
Pequeno Crescimento de Partícula Partículas grandes na forma 
de cristais
Fonte: Com base em Skoog, West, Holler e Crouch (2005, p. 300).
Tamanho das partículas
O primeiro processo que acompanha a reação 
de precipitação é conhecido como nucleação, 
que é um processo onde pequenos agregados 
de partículas se formam e constituem os núcleos 
das partículas maiores que formarão os cristais, 
fazendo com que as espécies que formem a 
substância precipitante se concentrem em torno 
deles. (HUANG et al., 1994; MCGINTY et al., 2020). 
Depois disso, ocorre o crescimento dos cristais à 
medida que a reação de precipitação ocorre. Esses 
dois processos ocorrem no sistema reacional de 
forma concorrente (Tabela a seguir).
A principal diferença entre a nucleação e o 
crescimento de partículas é que a nucleação é 
a formação de uma nova estrutura, enquanto o 
crescimento de partículas é o processo de tornar 
uma estrutura pré-existente grande (THANH; 
MACLEAN; MAHIDDINE, 2014).
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1.1.3. CONTROLE EXPERIMENTAL DO 
TAMANHO DAS PARTÍCULAS
A formação dos precipitados é um processo cinético, haja a avista o equilíbrio 
físico-químico presente na reação química em questão. Dessa forma, o con-
trole da velocidade de formação do precipitado, permite conduzir a precipi-
tação de maneira a separar a fase sólida desejada com as melhores caracte-
rísticas físicas possíveis. Experimentalmente, nós sabemos que quanto mais 
lento for à formação dos cristais, mais puro será o produto final desejado.
Como já sabemos, uma solução supersaturada é aquela que contém mais 
soluto dissolvido do que o previsto pela química de equilíbrio. Uma solução 
supersaturada é inerentemente instável e precipita o soluto para atingir sua 
posição de equilíbrio. A rapidez com que ocorre a precipitação depende, em 
Limites práticos para minimizar RSS
Considerando uma análise de alguns 
precipitados em relação à fórmula 1 de RSS (O.A. 
– Tamanho das partículas na página 8), como os 
compsotosinorganicos ( )3 Fe OH e PbS , por exemplo, 
nota-se que essas moléculas são tão insolúveis que 
S é muito pequeno e um RSS grande é inevitável. 
Esses solutos formam inevitavelmente pequenas 
partículas.
Além disso, as condições que favorecem um RSS 
pequeno podem levar a uma solução supersaturada 
relativamente estável que requer muito tempo para 
precipitar completamente. Por exemplo, quase 
um mês é necessário para formar um precipitado 
visível de BaSO4 sob condições em que o RSS 
inicial é 5 (BASSETT J.; DENNEY, R. C .; JEFFERY, G. 
H. MENDHAM, 1981, p. 408).
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parte, do valor do RSS (SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, 2005, Capítulo 12, p. 
300-301). Dessa forma, as variáveis experimentais que minimizam a supersa-
turação e, portanto, produzem precipitados cristalinos incluem:
• temperaturas elevadas (aumentar S);
• soluções diluídas (minimizar Q);
• adição lenta do agente precipitante (minimizar Q);
• boa agitação (minimizar Q).
1.2 APLICAÇÕES GRAVIMÉTRICAS 
PRECIPITAÇÃO A PARTIR DE UMA SOLUÇÃO 
HOMOGÊNEA
A precipitação homogênea é um processo no qual um precipitado é formado 
pela geração lenta de um reagente de precipitação homogeneamente em 
toda a solução. Os sólidos formados por precipitação homogênea são geral-
mente mais puros e mais facilmente filtrados do que os precipitados gerados 
pela adição direta de um reagente à solução do analito (SKOOG, WEST, HOL-
LER, CROUCH, 2005, p. 308-310).
Processo de precipitação em solução homogênea
Se a nucleação predomina
Resulta um precipitado contendo um grande número de pequenas 
partículas.
Se o crescimento de partículas predomina
Um número menor de partículas maiores é produzido.
Acredita-se que a taxa de nucleação aumenta enormemente
Com o aumento da supersaturação relativa [(Q-S)].
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1.2.2 SECAGEM E CALCINAÇÃO DE 
PRECIPITADOS
Secagem é basicamente o processo de retirada de água, enquanto que a etapa de 
calcinação é o processo de sujeitar uma substância à ação do calor, mas sem fusão, 
com o objetivo de provocar alguma alteração em sua constituição física ou química.
O processo é frequentemente chamado de “torrefação”, “queima” ou “quei-
ma” pelos trabalhadores. É realizado em fornos, retortas ou fornos, e muitas 
vezes o material é varrido ou mexido, durante o processo, para garantir a uni-
formidade do produto. Os fornos usados para calcinar substâncias variam 
muito em sua construção, mas existem três classes gerais: mufla, reverbera-
ção e fornos ou fornos de cuba.
QUAL É A DIFERENÇA ENTRE SECO E CALCINAÇÃO?
Secagem versus calcinação
Ambos estão relacionados ao tratamento térmico. 
Ambos podem ser realizados usando um forno de alta temperatura normal em qualquer 
ambiente gasoso específico para a analise, dependendo de sua necessidade.
Secagem: basicamente expelindo 
água (ou outro líquido) dos materiais.
Calcinação: os precursores em pó reagem para 
formar uma fase desejável.
A secagem pode ser realizada em placa 
de aquecimento porque a temperatura 
é baixa, um pouco acima de 100 ° C, 
no entanto nãoé recomendado se o 
líquido não for água.
Exemplo: Para calcinação você precisa de uma 
temperatura significativamente mais alta e, usamos 
um equipamento chamado de mufla (forno quente). 
A temperatura exata de calcinação do composto 
analisado deve ser consultado na literatura.
Fonte: Adaptado de Skoog, West, Holler e Crouch (2005).
Os objetos de calcinação geralmente são: 
(1) expulsar a água, presente como umidade 
absorvida, como “água de cristalização” ou como 
“água de constituição”; 
(2) para eliminar o dióxido de carbono, dióxido de 
enxofre ou outro constituinte volátil; 
(3) para oxidar uma parte ou a totalidade da 
substância.
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1.2.3 APLICAÇÃO DE GRAVIMETRIA
Os métodos gravimétricos são técnicas utilizadas para análise de material dis-
perso no ar devido à poluição na sociedade moderna. Um exemplo de aplica-
ção de gravimetria é a determinação do material particulado (PM), também 
conhecido como poluição por partículas. Esse é o termo usado para descre-
ver partículas sólidas e também gotículas de líquido encontradas no ar. Uma 
vez inaladas, essas partículas podem afetar o coração e os pulmões e causar 
graves problemas de saúde. As classes de partículas PM10 e PM2.5 (ou seja, 
partículas com diâmetro inferior a 10 µm e 2,5 µm, respectivamente) são mo-
nitoradas cuidadosamente, tanto nas fontes de emissões quanto no ar em 
geral, devido aos riscos potenciais à saúde.
A análise gravimétrica de PM coletado por meio de filtração é a técnica mais 
amplamente usada para determinar as concentrações ambientais de PM, bem 
como a quantidade de PM nas emissões (DE MARQUES FREITAS; SOLCI, 2009).
Decomposição do calcário
A cal é um dos agentes alcalinizantes mais 
amplamente usados e mais baratos empregados 
em todo o mundo. É frequentemente aplicado 
em processos químicos na forma de apagado 
ou hidróxido de cálcio ou pasta. O termo 
“calcinação de calcário” refere-se ao processo 
de decomposição térmica em cal viva e dióxido 
de carbono. A decomposição do calcário é 
caracterizada por reações químicas muito 
simples (KUMAR; RAMAKRISHNAN; HUNG, 2007; 
MOROPOULOU; BAKOLAS; AGGELAKOPOULOU, 
2001; SARKER, 2001).
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Para lhe ajudar no entendimento da gravimetria, atente-se ao quadro a se-
guir no qual destacamos suas vantagens e desvantagens.
• Para saber mais sobre técnicas de determinação 
da pureza do carbonato de cálcio, você poderia ler 
o artigo intitulado “Análise química de carbonatos 
de cálcio fabricados entre 1902 e 2002” (ALVES 
BARRETO DE MORAES; CARLOS AFONSO; 
MARIA BRAGA GOMES, 2015) embora análises 
instrumentais também tenham dado resultados 
bons ou razoáveis. No entanto, para contaminantes 
metálicos, a espectrometria de absorção atómica 
foi a melhor escolha devido aos seus limites de 
detecção mais baixos, sendo capaz de determinar 
vários elementos presentes nas amostras mais 
antigas. O teor de algumas impurezas (chumbo e 
magnésio encontrado no seguinte link.
• Para saber mais sobre a determinação de impurezas 
no ar por gravimetria você pode ler o artigo 
“Caracterização do MP10 e MP2,5 e distribuição por 
tamanho de cloreto, nitrato e sulfato em atmosfera 
urbana e rural de Londrina” (DE MARQUES FREITAS; 
SOLCI, 2009) encontrado nesse link.
• A gravimétrica também pode ser aplicada com fins 
de controle de impurezas tanto na matéria-prima 
farmacêutica de CaCO3 quanto em comprimidos 
Comerciais (NOVO et al., 2018) tal como mostra o 
artigo, no seguinte link.
E, você, Caro aluno, conhece outras aplicações 
gravimétricas?
https://www.abq.org.br/rqi/2014/746/RQI-746-pagina27-Artigo-Tecnico.pdf
https://www.scielo.br/scielo.php?pid=S0100-40422009000700013&script=sci_abstract&tlng=pt
https://doi.org/10.1016/j.talanta.2018.01.040
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VANTAGENS E DESVANTAGENS DA GRAVIMETRIA
Vantagens Desvantagens
I. É exata e precisa quando se usa balanças 
analíticas;
II. É fácil de controlar as possíveis fontes de 
erro;
III. Não há necessidade de calibração – 
medição direta;
IV. As determinações podem ser realizadas 
com aparelhos relativamente baratos 
(mufla e cadinho de Pt – mais caros).
I. Procedimentos laboratoriais demorados; 
II. Não é aplicável a análise de traços;
III. Erros no processo de precipitação;
IV. Perdas de precipitados nas etapas 
de transferência, filtração, lavagem e 
secagem.
Fonte: Adaptado de Skoog, West, Holler e Crouch (2005).
CONCLUSÃO
Esta unidade apresentou as bases teóricas fundamentais sobre técnicas gra-
vimétricas comumente aplicadas em metodologias dando ênfase nas gravi-
metria de precipitação, buscando justificar vantagens e desvantagens da me-
todologia, cálculo comum e também mostrando como a técnica se aplicava 
a sociedade atual.
Em uma análise gravimétrica utiliza-se uma sequência de operações com o 
objetivo de determinar a quantidade de um constituinte em uma amostra. 
As etapas comumente usadas são: preparo da solução, precipitação, digestão, 
filtração, lavagem, secagem ou calcinação e pesagem.
As principais vantagens da análise gravimétrica são as facilidades de execu-
ção, boa reprodutibilidade e empregam-se equipamentos simples e de baixo 
custo. Por outro lado, a maior desvantagem é o tempo necessário para sua 
execução que geralmente é muito longo, além disso, a análise pode está su-
jeito a erros acumulativos provenientes da falha de execução ou devido a ele-
mentos interferentes existente na amostra original.
UNIDADE 2
OBJETIVO 
Ao final desta 
unidade, 
esperamos que 
possa:
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> Desenvolver a 
habilidade de 
classificação dos 
tipos de reações 
ácido-base e, a partir 
disso, identificar 
os pontos de 
equivalência;
> Efetuar cálculos 
estequiométricos 
baseados na 
titulometria;
> Relacionar 
corretamente os 
dados matemáticos 
e a interpretação 
de problemas 
aplicados.
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2 VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
Técnicas de química úmida, incluindo análise qualitativa (exemplo, testes de 
chama e teste de funções orgânicas químicas) e análise quantitativa (análi-
se gravimétrica e análise volumétrica), referem-se ao teste analítico que em-
prega métodos convencionais de laboratório. Embora as técnicas de análise 
instrumental modernas tenham substituído muitas das técnicas de química 
úmida, as abordagens tradicionais da química úmida ainda são extremamen-
te relevantes e, dessa forma mantêm seu significado como estágios cruciais 
e críticos na preparação e processamento de amostras que empregam técni-
cas de análise instrumental modernas, como alto desempenho cromatogra-
fia líquida, cromatografia gasosa, espectroscopia ultravioleta-visível, espec-
troscopia de fluorescência, espectroscopia de infravermelho e espectroscopia 
de absorção atômica.
Esta segunda unidade dá início aos estudos das técnicas baseada em aná-
lise volumétrico, que é nada mais que qualquer método de análise química 
quantitativa em que a quantidade de uma substância é determinada pela 
medição do volume que ela ocupa ou, em uso mais amplo, o volume de uma 
segunda substância que se combina com a primeira em proporções conhe-
cidas (SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, 2005). Ao longo desse material di-
dático, nós veremos os seguintes tipos de titulometria: titulações ácido-base, 
titulações redox, titulações por precipitação e titulações complexométricas.
INTRODUÇÃO
Os procedimentos analíticos baseados na neutralização entre um ácido e 
uma base têm sido amplamente usados em análises volumétricas.Por este 
procedimento, muitos ácidos e bases inorgânicos e orgânicos podem ser de-
terminados com um alto grau de precisão e exatidão.
Em geral, o procedimento envolve a dissolução da amostra ácida ou básica e 
a subsequente titulação da solução com um titulante básico ou ácido padrão, 
respectivamente. Embora a ênfase aqui seja nas aplicações à análise, deve-se 
perceber que os princípios da neutralização também são muito importantes 
em outras disciplinas científicas (SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, 2005).
Essa unidade visa desenvolver a habilidade de classificação dos tipos de rea-
ções ácido-base e, a partir disso, identificar os pontos de equivalência; efetu-
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ar cálculos estequiométricos baseados na titulometria e, ainda correlacionar 
corretamente os dados matemáticos a interpretação de problemas aplicados 
á titulação ácido-base.
2.1 TITULOMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO EM 
MEIO AQUOSO
 A titulação, também conhecida como titulometria, é um método laboratorial 
comum de análise química quantitativa, usado para determinar a concen-
tração desconhecida de um analito identificado. Visto que as medições de 
volume desempenham um papel fundamental na titulação, também é co-
nhecido como análise volumétrica.
Um reagente, chamado titulante ou titulador, é preparado como uma solução 
padrão. Uma concentração e volume conhecidos do titulante reagem com 
uma solução do analito ou titulante para determinar a concentração (SKOOG, 
WEST, HOLLER, CROUCH, 2005). O volume do titulante reagido é chamado 
de volume de titulação. Existem muitos tipos de titulações com diferentes 
procedimentos e objetivos. Os tipos mais comuns de titulação qualitativa são 
titulações ácido-base e titulações redox (PIETRZYK, DONALD J.; FRANK, 1979).
Terminologia de volumetria
Em uma titulação, o objetivo é medir a quantidade de um reagente 
conhecido necessária para reagir com uma quantidade desconhecida 
de uma substância de amostra. Introduzimos os seguintes termos e os 
aplicamos em nossa discussão e análise de titulações ácido-base.
Analito
A substância (neste contexto, ácido ou base) a ser determinada 
experimentalmente.
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Titulante
O ácido ou base forte padronizado (isto é, a concentração é conhecida 
com alta precisão) que adicionamos ao analito de uma forma 
cuidadosamente medida.
Curva de titulação
O gráfico obtido quando o pH é traçado em relação à quantidade de 
titulante adicionado ao analito.
Ponto de equivalência
O ponto em que a quantidade de titulante adicionado é exatamente 
igual à quantidade de analito com o qual ele é capaz de reagir.
Ponto final
A quantidade observada de titulante na qual verificamos que o ponto 
de equivalência foi alcançado. Em titulações ácido-base, procuramos o 
ponto final por meio da mudança de cor de um indicador, ou a leitura 
de um medidor de pH. (SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, 2005)
2.1.1 ACIDEZ E BASICIDADE EM ÁGUA
O conceito de ácidos e bases foi definido muitas vezes de maneiras diferen-
tes (MUNJAL; SINGH, 2020). Vários cientistas colocam várias definições para 
caracterizar os ácidos e as bases em que alguns dos conceitos são bastante 
restritos e alguns são abrangentes. Ácidos e bases existem em toda parte em 
nossa vida diária. Todos os líquidos, exceto água, que usamos com proprie-
dades ácidas e básicas, por exemplo, vinagre (contém ácido acético), refrige-
rantes (contém ácido carbônico), leite (contém ácido láctico), sabão (contém 
base). As primeiras definições foram feitas com base em seu sabor e seu efei-
to sobre outras substâncias.
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Ácidos são aquelas substâncias que possuem sabor azedo, odor forte, corro-
sivas, com pH < 7 e tornam-se vermelho de tornassol azul. A reação de neu-
tralização ocorre quando o ácido reage com o álcali, forma sal e água. Estas 
são as propriedades gerais dos ácidos ou bases, mas não são verdadeiras 
para todos os ácidos ou bases.
Teorias Ácido-base fundamentais
O conceito de ácido-base de Arrhenius classifica 
uma substância como um ácido se ela produz íons 
hidrogênio H + ou íons hidrônio na água 3H O
+ . Por 
outra via, uma substância é classificada como base 
se produzir íons hidróxido OH − na água. No entanto, 
essa maneira de definir ácidos e bases funcionam 
bem para soluções aquosas, mas as propriedades de 
ácido e base são observadas em outros ambientes. 
Outras formas de classificar substâncias como 
ácidos ou bases são o conceito de Bronsted-Lowry 
e o conceito de Lewis. A teoria de Bronsted-Lowry, 
por sua vez, classifica uma substância como um 
ácido se atuar como doador de prótons e como 
base se atuar como aceitador de prótons. Enquanto 
que a teoria de Lewis classifica uma substância 
como um ácido se atuar como um aceitador de 
par de elétrons e como uma base se atuar como 
um doador de par de elétrons (MUNJAL; SINGH, 
2020). Para conhecer amplamente o conceito ácido 
e bases para cada uma das teorias expostas aqui, 
por favor, estudem a fundo o capitulo 11 intitulado 
“ácidos e base” do livro Princípios de química: 
questionando a vida moderna e o meio ambiente 
(ATKINS & JONES, 2012, p. 423-426). Esses conceitos 
certamente fundamentais serão explorados em 
outras oportunidades.
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De acordo com Brønsted e Lowry, um ácido é um doador de prótons e uma 
base é um aceitador de prótons. Essa ideia de doador de prótons e aceita-
dor de prótons é importante para a compreensão de ácidos e bases mo-
nopróticos e polipróticos, porque monoprótico corresponde à transferência 
de um próton e poliprótico se refere à transferência de mais de um próton. 
Portanto, um ácido monoprótico é um ácido que pode doar apenas um pró-
ton, enquanto o ácido poliprótico pode doar mais de um próton. Da mesma 
forma, uma base monoprótica pode aceitar apenas um próton, enquanto 
uma base poliprótica pode aceitar mais de um próton. (BROWN, LEMAY e 
BRURSTEN, 2005; ATCKINS, 2006)
Ácidos e bases polipróticas
Os ácidos monopróticos são ácidos capazes de 
doar um próton por molécula durante o processo 
de dissociação.
Os ácidos polipróticos são ácidos específicos que 
são capazes de perder mais do que um único próton 
por molécula em reações ácido-base. (Em outras 
palavras, ácidos que possuem mais de um átomo de 
H ionizável por molécula). Os prótons são perdidos 
em vários estágios (um em cada estágio), sendo o 
primeiro próton o mais rápido e mais facilmente 
perdido. Compare com os ácidos monopróticos 
na seção ácidos e bases monopróticos versus 
polipróticos na Tabela a seguir.
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CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DE ALGUNS ÁCIDOS POLIPRÓTICOS A 25°C
Ácidos 
polipróticos 
comuns
Formula
Força 
do 
acido/
base
Número de 
hidrogênios 
ionizáveis
Ka1 Ka2 Ka3
Ácido Sulfurico H2SO4 forte 2 (diprotico) Very Large 1.1E-2
Ácido Sulfuroso H2SO3 fraco 2 (diprotic) 1.3E-2 6.2E-8
Ácido fosphorico H3PO4 fraco 3 (triprotico) 7.1E-3 6.3E-8 4.2E-13
Acido Carbonico H2CO3 fraco 2 (diprotico) 4.4E-7 4.7E-11
Ácido hidrossulfúrico ou 
sulfeto de hidrogênio
H2S fraco 2 (diprotico) 1.0E-7 1E-19
Ácido Oxalico H2C2O4 fraco 2 (diprotico) 5.4E-2 5.3E-5
Ácido Malonico H2C3H2O4 Médio 2 (diprotico) 1.5E-3 2.0E-6
Fonte: com base em Brown, Lemay e Brursten (2005); Atchins (2006).
2.1.2 INDICADORES DE TITULAÇÃO
Certos produtos químicos têm a propriedade especial de aparecer com uma 
cor quando em uma solução de um pH e uma cor diferente quando em 
uma solução com um pH diferente. Esses produtos químicossão conhecidos 
como indicadores de ácido-base, ou simplesmente como indicadores porque, 
quando algumas gotas do indicador são adicionadas a uma solução, a cor da 
solução serve como uma indicação de seu pH.
Os ácidos polipróticos contêm mais de um próton 
dissociável. A dissociação de ácidos polipróticos 
é gradual e cada etapa é caracterizada por uma 
constante de dissociação de ácido. Para saber mais, 
por favor, estudem “Ácidos e bases polipróticos” 
do capitulo 11 do livro Princípios de química: 
questionando a vida moderna e o meio ambiente 
(ATKINS & JONES, 2012, p. 454-461). Esses conceitos 
certamente fundamentais serão explorados em 
outras oportunidades.
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A maioria dos indicadores de ácido-base são simplesmente ácidos fracos com 
uma forma protonada (ácida) de uma cor e uma forma desprotonada (básica) 
de uma cor diferente. Como todos os ácidos fracos, eles se dissolvem de acor-
do com seu valor de constante de equilíbrio ( )aK .
Para um indicador genérico HIn , temos que:
� � � � � � HIn aq H aq In aq� ��⇌
[ [ ]
[ ]
, ]a
H InAssim K
HIn
+ −
=
Convertendo esta equação na forma da equação de Henderson-Hasselbalch, 
obtemos o valor de pH:
] [ ( ]) /[ apH pK log In HIn−= +
Muitas substâncias diferentes podem ser usadas como indicadores, depen-
dendo da reação particular a ser monitorada. Por exemplo, o suco de repolho 
roxo contém uma mistura de substâncias coloridas que mudam de vermelho 
profundo em pH baixo para azul claro em pH intermediário para amarelo em 
pH alto. 
Em todos os casos, porém, um bom indicador deve ter as seguintes proprie-
dades (BROWN, LEMAY e BRURSTEN, 2005; ATCKINS, 2006):
• A mudança de cor deve ser facilmente detectada.
• A mudança de cor deve ser rápida.
• A molécula indicadora não deve reagir com a substância sendo titulada.
• Para minimizar os erros, o indicador deve ter um pK que esteja dentro de 
uma unidade de pH do pH esperado no ponto de equivalência da titulação.
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pH e pKa de indicadores ácido-base
Por exemplo: considere o indicador fenol vermelho, que tem uma 
forma HIn amarela, uma forma In- vermelha e um Ka de 5,0 x 10-8. 
Agora imagine que algumas gotas deste indicador são adicionadas a 
uma solução de pH 2,3. Qual seria a cor da solução? Para descobrir isso, 
precisamos da seguinte equação:
] [
] [
] [
] [
] [ 5
 /
 /
 2,3= 7,3
([ ])
( ) ([ ])
([ ])
([
 / 
 -5,0= 7, ])3 / 
 / 1.0 10 [ ]
a
a
pH pK log In HIn
pH log K log In HIn
log In HIn
log In HIn
In HIn x
−
−
−
−
− −
= +
⇒ = − +
⇒ +
=
⇒ +
⇒
Soluções coloridas: Assim, a proporção de .−In para HIn é de 1 para 100 000 . 
Como HIn é vermelho e é amarelo, existem 100.000 moléculas amarelas 
em solução para cada molécula vermelha. Para as espécies coloridas, 
esta é uma proporção enorme, e as moléculas vermelhas serão 
indetectáveis. Assim, a solução aparecerá amarela.
2.1.3 CURVAS DE TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Uma curva de titulação é um gráfico de pH versus a quantidade de titulan-
te adicionado. Normalmente, o titulante é um ácido ou base forte (comple-
tamente) dissociado. Essas curvas são úteis para determinar pontos finais e 
constantes de dissociação de ácidos ou bases (BROWN, LEMAY e BRURSTEN, 
2005; ATCKINS, 2006).
Em uma titulação ácido-base, um volume conhecido do ácido ou da base 
(de concentração desconhecida) é colocado em um frasco cônico chamado 
de erlemeyer. O segundo reagente (de concentração conhecida) é colocado 
em uma bureta. O reagente da bureta é adicionado lentamente ao reagen-
te no frasco cônico. Em qualquer titulação, o ponto de equivalência químico 
experimentalmente chamado de ponto final é assinalado visualmente pela 
mudança de cor do indicador ácido-base.
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O pH começa baixo, refletindo a alta [H3O+] do ácido forte e aumenta gradual-
mente conforme o ácido é neutralizado pela base adicionada. De repente, o pH 
sobe abruptamente. Isso ocorre nas imediações do ponto de equivalência. Para 
este tipo de titulação, o pH é 7,0 no ponto de equivalência. Além dessa parte 
íngreme, o pH aumenta lentamente à medida que mais base é adicionada.
PERFIL GERAL DAS CURVAS DE TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
analito = ácido forte
titulante = base forte
analito = base forte
titulante = ácido forte
pH inicial
pH no ponto de
equivalência
Volume em mL da base
p
H
pH inicial
pH no ponto de
equivalência
Volume em mL ácido
p
H
Fonte: Elaborada pela autora (2020).
#PraCegoVer
Gráfico mostrando o pH no ponto de equivalência.
O pH começa em um ponto baixo do gráfico e aumenta
lentamente à medida que mais base é adicionada
Uma curva de titulação clássica tal como mostra a Figura anterior, pode ser 
usada para determinar:
1. O ponto de equivalência de uma reação ácido-base (o ponto em que as 
quantidades de ácido e de base são suficientes para causar a neutraliza-
ção completa).
2. O pH da solução no ponto de equivalência depende da força do ácido e 
da força da base usada na titulação.
Atualmente, as titulações modernas devem ser realizadas por meio de um 
titulador automático para fins indústrias, embora também possam ser reali-
zadas manualmente. A partir dos dados obtidos as curvas devem ser obtidas, 
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e interpretadas, comparadas entre si, aos resultados da titulação do ponto 
final e às concentrações elementares nelas contidas. As curvas de titulação 
devem ser reproduzíveis para que os dados e interpretações sejam válidos. As 
curvas de titulação fornecem uma ferramenta econômica, valiosa e versátil, 
pela qual se obtém informações sofisticadas da acidez e basicidade.
Decifrando a curva de titulação a partir de cálculos 
simples
A ideia aqui é que na metade do ponto de 
equivalência, o pH da solução será igual ao apK do 
ácido fraco. Supondo que você esteja titulando um 
ácido monoprótico fraco HA com uma base forte 
que representarei como OH − , você sabe que, no 
ponto de equivalência, a base forte neutralizará 
completamente o ácido fraco.
( ( (2) ) )( )aq aq lHA OH aq A H O
− −+ → +
Portanto, quando você adiciona números iguais de 
moles de ácido fraco e de base forte, todos os moles 
do ácido fraco serão consumidos e você ficará com 
A-, a base conjugada do ácido fraco. Agora, no ponto 
de meia equivalência, você está adicionando moles 
suficientes da base forte para neutralizar metade 
dos moles do ácido fraco presente na solução.
A reação consumirá metade dos moles do ácido 
fraco e produzirá o mesmo número de moles da 
base conjugada → o ácido fraco, a base forte e a base 
conjugada estão todos em proporções molares 
de 1: 1, o que significa que o que você consome o 
ácido fraco e a base forte, você produz como a base 
conjugada. E assim, no ponto de meia equivalência, 
a solução conterá números iguais de moles do ácido 
fraco e de sua base conjugada, o que significa que 
você agora está lidando com uma solução tampão.
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2.2 TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
2.2.1 CLASSIFICAÇÃO
Uma titulação volumétrica pode ser do tipo direto ou indireto. Quando o ti-
tulante reage diretamente com o analito diz-se que a titulação é direta. Ao 
contrário, a titulação reversa, ou titulação indireta, é geralmente uma técnica 
analítica de dois estágios: O reagente A de concentração desconhecida reage 
com o excesso de reagente B de concentração conhecida. Uma titulação dire-
ta é então realizada para determinar a quantidade de reagente B em excesso.
Titulaçõesreversas são usadas quando: um dos reagentes é volátil, por exem-
plo, amônia. Um ácido ou uma base é um sal insolúvel, por exemplo, carbona-
to de cálcio uma reação particular é muito lenta a titulação direta envolveria 
um ácido fraco - titulação de base fraca.
Volumetria direta e indireta
• Métodos diretos – a espécie a ser determinada reage diretamente 
com a solução titulante.
• Métodos indiretos – consiste em adicionar um excesso, conhecido, 
de um reagente ao analito e após a reação determinar o reagente 
remanescente.
A principal vantagem da titulação volumétrica é que é um método simples 
e de baixo custo. A titulação volumétrica não é sofisticada, portanto, não é 
necessária habilidade para manuseá-la. A titulação volumétrica é rápida e for-
nece resultados precisos.
A reação pode identificar visualmente no equilíbrio ou ponto final. Por outro 
lado, as desvantagens da titulação volumétrica consistem no fato de que cer-
tos fatores como pH, temperatura e umidade podem afetar os resultados da 
titulação, pois este é um sistema aberto.
Erros humanos podem ocorrer durante o processamento e pode afetar a pre-
cisão dos resultados obtidos. Além disso, pode produzir grandes volumes de 
resíduos químicos e que precisam ser descartados corretamente obedecen-
do à legislação ambiental vigente.
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Titulação manual
A titulação manual pode exigir habilidade do operador e tempo. A 
solução padrão pode reagir com o outro reagente (aquele da qual 
você deseja saber a concentração) para produzir uma determinada 
quantidade de produto. Este método depende muito da observação 
da mudança de cor e da precisão de suas medições.
Titulação automatizada
Todo o processo de titulação é muito mais fácil tornando-o 
automatizado. Você simplesmente adiciona uma quantidade 
predeterminada de reagente e a máquina adicionará o outro reagente 
e medirá os produtos para encontrar o ponto final. A precisão é 
aumentada devido ao computador calibrado com precisão ao invés de 
olho humano.
2.2.2 PROPRIEDADES DO SOLVENTE
Água, que não apenas dissolve muitos compostos, mas também dissolve mais 
substâncias do que qualquer outro líquido é considerado o solvente univer-
sal. Uma molécula polar com cargas parcialmente positivas e negativas, que 
dissolve prontamente íons e moléculas polares. A água é, portanto, chamada 
de solvente: uma substância capaz de dissolver outras moléculas polares e 
compostos iônicos. As cargas associadas a essas moléculas formam ligações 
de hidrogênio com a água, envolvendo a partícula com moléculas de água. 
Isso é conhecido como uma esfera de hidratação, ou concha de hidratação, 
e serve para manter as partículas separadas ou dispersas na água. Quando 
compostos iônicos são adicionados à água, os íons individuais interagem com 
as regiões polares das moléculas de água durante o processo de dissociação, 
rompendo suas ligações iônicas.
A dissociação ocorre quando átomos ou grupos de átomos se separam das 
moléculas e formam íons. Considere o sal de cozinha ( NaCl ou cloreto de só-
dio): quando os cristais de NaCl são adicionados à água, as moléculas de NaCl
se dissociam em íons Na e –Cl e esferas de hidratação se formam ao redor 
dos íons. O íon de sódio carregado positivamente é cercado pela carga par-
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cialmente negativa do oxigênio da molécula de água; o íon cloreto com car-
ga negativa é circundado pela carga parcialmente positiva do hidrogênio na 
molécula de água.
Como muitas biomoléculas são polares ou carregadas, a água dissolve pron-
tamente esses compostos hidrofílicos. Água é um solvente pobre, no entanto, 
para moléculas hidrofóbicas, como lipídios.
2.2.3 INDICAÇÃO DE PONTO FINAL
O ponto final ocorre durante uma titulação quando um indicador mostra que 
a quantidade de reagente necessária para uma reação completa foi adicio-
nada a uma solução, refere-se ao ponto no qual o indicador muda de cor em 
uma titulação ácido-base.
No primeiro Quadro, há uma descrição sucinta das formas das curvas de titu-
lação para titulação de um ácido forte por uma base forte, um ácido fraco por 
uma base forte ou uma base fraca por um ácido forte.
Tipos de titulometria
A titulação é usada em química analítica para determinar ácidos, 
bases, redutores, oxidantes e outras espécies. As titulações 
geralmente podem ocorrer em reações como reações redox e 
reações ácido-base. Durante todos os processos quantitativos 
volumétricos, dois estágios importantes conhecidos como ponto final 
e ponto de equivalência são atingidos.
Embora o ponto final seja normalmente considerado o ponto de 
equivalência, eles não são os mesmos. Mas, uma vez que há apenas 
uma ligeira diferença entre um ponto equivalente e um ponto final, 
ele pode ser considerado o mesmo para fins de laboratório.
A principal diferença entre um ponto de equivalência e um ponto 
final é que o primeiro marca o fim da reação, enquanto o último é 
um ponto onde o indicador muda de cor. Um ponto de equivalência 
em uma titulação se refere a um ponto no qual o titulante adicionado 
é quimicamente equivalente ao analito da amostra. Por outro lado, 
o ponto final é um ponto onde o símbolo muda de cor (Harris, 2005; 
Baccan e Andrade, 2001).
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DIFERENÇA ENTRE PONTO FINAL E PONTO DE EQUIVALÊNCIA
Ponto final Ponto equivalente
Ponto onde o indicador muda de cor O ponto em que o titulante é 
quimicamente equivalente ao analito 
na amostra
Vem depois do ponto de equivalência Vem antes do pontofinal
Ácidos fracos podem ter apenas um ponto final Ácidos fracos podem ter múltiplos 
pontos de equivalência
Fonte: Elaborada pela autora (2020).
Padrão de comportamento visual de curvas de titulação em diferentes siste-
mas ácido-base em função do ponto de equivalência e pH.
CURVA DE TITULAÇÃO, PRODUZIDA QUANDO UMA BASE FORTE É ADICIONADA A UM 
ÁCIDO FORTE
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40 50 60
pHpH
Volume do titulante
O ponto de equivalência 
para uma titulação de 
ácido forte-base forte
tem um pH= 7,00.
Fonte: Elaborada pela autora (2020).
#PraCegoVer
Gráfico com curva mostrando o pH no ponto de equivalência
quando uma base forte é adicionada a um ácido forte.
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CURVA DE TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO SENDO TITULADO POR UMA BASE FORTE
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40 50 60
pHpH
Volume do titulante
O ponto de equivalência 
para uma titulação de 
ácido fraco-base forte
tem um pH > 7,00.
Fonte: Elaborada pela autora (2020).
#PraCegoVer: Gráfico com curva mostrando o pH no
ponto de equivalência para uma titulação de ácido
fraco sendo titulado por uma base forte
CURVA DE TITULAÇÃO DE UMA BASE FRACA SENDO TITULADA POR UM ÁCIDO FORTE
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40 50 60
pHpH
Volume do titulante
O ponto de equivalência 
para uma titulação de 
ácido forte com base
fraca tem um pH < 7,00.
Fonte: Elaborada pela autora (2020).
#PraCegoVer
Gráfico com curva mostrando o pH no ponto de
equivalência para uma titulação de ácido forte com base fraca.
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A análise volumétrica tem sido utilizada em uma variedade de indústrias 
porque são técnicas consideradas simplesem química analítica. Por exem-
plo, a titulação pode ser usada pela indústria de biodiesel para determinar 
a acidez de uma amostra de óleo vegetal. Ao saber a quantidade exata de 
base necessária para neutralizar uma amostra de óleo vegetal, os cientistas 
sabem quanta base adicionar para neutralizar toda a quantidade. A titula-
ção tem usos semelhantes nas indústrias petroquímica e alimentícia. (PIE-
TRZYK, DONALD J.; FRANK, 1979).
As titulações comumente usadas para análise de bebidas alcoólicas baseiam-
-se em reações ácido-base, redução-oxidação (redox) ou complexométricas (ou 
seja, titulação de um íon metálico com um reagente complexante ou quelan-
te). Uma das titulações mais comuns usadas em laboratórios de bebidas alcoó-
licas é uma titulação ácido-base usada para determinar a acidez titulável.
Titulometria e estequiometria
Já sabemos que no ponto de equivalência da 
titulação de neutralização é o ponto em que os 
moles de H+ são iguais aos moles de OH- e que nesse 
ponto, um indicador é usado para indicar o ponto 
de equivalência durante uma titulação, alterando a 
cor. Após finalização do experimento, para fins de 
cálculos considera-se as concentrações molares 
no ponto de equivalência de uma titulação ácido-
base. Uma titulação é realizada para determinar a 
concentração de um reagente, este reagente pode 
ser um ácido ou uma base, certo?
Para calcular a concentração de um ácido, c (ácido), 
precisamos saber com precisão:
(i) a concentração da base usada, C (base), 
geralmente em mol L-1.
(ii) o volume da base usada, V (base), geralmente 
em mL que convertemos em L.
(iii) o volume do ácido usado para neutralizar a base, 
V (ácido), geralmente em mL que convertemos em L.
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Você pode seguir estas 7 etapas básicas para calcular a concentração de um 
ácido ou base no ponto de equivalência de uma titulação ácido-base:
Passo 1
Escreva a equação química balanceada para a reação de neutralização.
Passo 2
Extraia todos os dados relevantes da pergunta.
Passo 3
Verifique a consistência dos dados. Por exemplo, as concentrações 
são geralmente fornecidas em M ou mol L-1, mas os volumes são 
geralmente fornecidos em mL. Você precisará converter o mL em L 
para consistência. A maneira mais fácil de fazer isso é multiplicar o 
volume em mL x 10-3 (que é o mesmo que dividir o volume em mL 
por 1000).
Para calcular a concentração de uma base, C (base), 
precisamos saber com precisão:
(i) a concentração do ácido usado, c (ácido), geralmente 
em mol L-1.
(ii) o volume do ácido usado, V (ácido), geralmente em 
mL que convertemos em L.
(iii) o volume da base usada para neutralizar o ácido, 
V (base), geralmente em mL que convertemos em L.
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Passo 4
Calcule os moles de reagente (n) para os quais você conhece os dados 
de volume (V) e a concentração em mol L-1 (C) a partir da seguinte 
fórmula:
( )C (concentração molar) =
 (volume)
n número de mols
V
Passo 5
Use a equação química balanceada para determinar a razão 
estequiométrica (mol) de ácido para base:
Passo 6
Lembre-se que no ponto de equivalência: n (ácido)= n (base).
Use a razão estequiométrica (mol) para calcular os moles do reagente 
desconhecido
A partir do volume (V) do reagente desconhecido e seus moles 
previamente calculados (n), calcule sua concentração (c) em mol L-1, a 
partir da fórmula no passo 4.
Passo 7
Use o volume de concentração conhecida medido na bureta para 
calcular o determinar a concentração da solução de desconhecida 
nestes sete passos simples.
Um exemplo nos ajudará a deixar o passo-a-passo ainda mais claro. Vamos lá!
EXEMPLO
Se 25,0 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio de concentração 
desconhecida foram colocados no frasco cônico (erlenmeyer). A bureta (bu-
reta) foi preenchida até a marca de 50 mL com solução aquosa de ácido clorí-
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drico 0,10 mol L-1. A solução de hidróxido de sódio foi neutralizada quando 20,0 
mL de ácido clorídrico foram adicionados. Podemos determinar a concentra-
ção da solução de hidróxido de sódio nestes sete passos simples.
Passo 1. Equação química balanceada para a reação de neutralização
( ) ( ) )2( ) (aq aq aq lHCl NaOH NaCl H O+ → +
Passo 2. Dados relevantes para a realização da titulação de neutralização
( )
( )
( )
( )
( )
( )
1
( )
( )
1
 20.0 
 C 0.10 
 25.0 
 ? 
aq
aq
aq
aq
volume of HCl V HCl mL
concentração of HCl HCl mol L
volume of NaOH V NaOH mL
concentração of NaOH c NaOH mol L
−
−
= =
= =
= =
= =
Passo 3. Verifique a consistência dos dados
( ) ( )
( )
( )
( )
( )
(
3
1
3
)
 em para 20.0 20.0 10 
 0.10 
 25.0 25.0 10 
 
aq
aq
aq
Converter volumes mL volumes in L aq V HCl mL x L
concentração of HCl c HCl mol L
volume of NaOH V NaOH mL x L
concentração of NaOH
−
−
−
= = =
= =
= = =
= ( ) 1 ? c NaOH mol L−=
Passo 4. Cálculo do numero de mols de HCL
( ) ( ) ( ) 3 3 C 0.10 20.0 10 2.00 10 n HCl HCl x V HCl x x x moles− −= = =
Passo 5. Usando a equação química balanceada para determinar a razão es-
tequiométrica (mol) de ácido para base, sabe-se que 1 mol de HCl reage com 
um mol de NaoH para a completa neutralização:
( ) ( )
 
 : 
 1 : 1 
n HCl n NaOH
Passo 6. Agora, podemos calcular o número de mols da base adicionada
( ) ( ) 3 2.00 10 no ponto de equivalêncian NaOH n HCl x moles−= =
50
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Passo 7. Qual a concentração do NaOH no ponto de equivalência?
( ) ( ) ( )
( ) ( )
( )
3 3
3 3 1
 
 2.00 10 25.0 10 
 2.00 10 25.0 10 0.080 ou 0.080 
NaOC
C
H n NaOH V NaOH
n NaOH x mol V NaOH x L
NaOH x x M mol L
− −
− − −
= ÷
= =
= ÷ =
E, assim encontramos facilmente a concentração da solução desconhecida! 
Lembre-se da importância da reação balanceada.
Se 50,0 mL de NaOH 0,20 mol L-1 fossem colocados no (erlenmeyer). A bureta 
(bureta) fosse preenchida com ácido sulfúrico de concentração desconhecida.
A reação balanceada seria a seguinte:
( ) ( )2 4 2 4( ) ( )22 2aq aq aq lH SO NaOH Na SO H O+ → +
Nesse caso, a estequiometria da reação seria de 1 mol de acido para dois mo-
les de bases. Fique esperto na hora de considerar os cálculos na titulometria.
( ) ( )2 4
 
 : 
 1 : 2 
n H SO n NaOH
A acidez titulável é definida como a concentração de prótons disponíveis de 
todos os ácidos fracos na solução (por exemplo, no suco, mosto, vinho, cerveja 
e assim por diante) que pode ser titulada ou neutralizada por uma base forte, 
como hidróxido de sódio (NaOH). Nos Estados Unidos, a acidez titulável do 
vinho é determinada pela titulação de uma amostra de vinho desgaseificada 
até o ponto final de fenolftaleína (ou seja, pH 8,2) e é relatada em equivalen-
tes de ácido tartárico (ou seja, 2 mols de íons de hidrogênio são titulados por 
mole de ácido tartárico). Em outros países, o ponto final pode ser diferente 
(por exemplo, pH 7,0) e pode ser relatado em outras unidades equivalentes 
(por exemplo, equivalentes de ácido sulfúrico).
A acidez titulável da cerveja é normalmente relatada como equivalentes de 
ácido láctico e é uma medida da extensão da fermentação do ácido láctico, 
particularmente para cervejas ácidas. As amostras devem ser desgaseificadas 
para remover o 2CO dissolvido (presente como ácido carbônico, 2 3H CO ) da in-
terferência. Os autotituladores permitem automatizar totalmente as adições 
de titulante, a detecção do ponto de equivalência e todos os cálculos necessá-
rios com rapidez e facilidade. (PIETRZYK, DONALDJ.; FRANK, 1979)
51
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Titulação na indústria de alimentos e medicamento
Análise de pureza: Um bom exemplo é o controle da pureza da 
droga efedrina, encontrada em alguns xaropes para tosse. Um ácido 
chamado ácido perclórico é usado como titulante nesta reação.
Análise de conteúdo: Em que reações redoxes (redução de oxidação) 
são usadas para estabelecer a pureza das matérias-primas, incluindo 
substâncias de ligação em medicamentos orais, em vez do produto 
final em si.
Determinação de acidez dos medicamentos: Verifica a pureza das 
enzimas produzidas e investigar a velocidade e outras características 
das reações químicas relevantes.
Determinação de acidez na área de indústria de alimentos: Na 
indústria do vinho, onde a qualidade e, portanto, a precisão química 
são fundamentais, a titulação é usada para determinar a acidez de 
várias maneiras e também para avaliar o teor de dióxido de enxofre.
Embora técnicas avançadas, como cromatografia gasosa ou líquida, 
geralmente não estejam disponíveis para a maioria das vinícolas por 
razões práticas, a titulação é crítica para garantir a consistência dos 
produtos vendidos.
CONCLUSÃO
Esta unidade mostrou que a técnica de titulação é utilizada para determi-
nar uma concentração desconhecida de ácido monoprótico ou poliprotico 
em solução. No processo de titulação, uma solução básica é gradualmente 
adicionada à solução ácida até que a neutralização completa seja obtida. O 
‘ponto final’ da titulação é detectado com a ajuda de um indicador conforme 
a cor da solução muda após a neutralização.
Ao medir o volume do titulante necessário para atingir o “ponto final”, é possí-
vel relacionar a concentração do ácido à concentração da base. Desta forma, 
a concentração desconhecida pode ser expressa através da concentração co-
nhecida. A determinação da concentração é repetida várias vezes para me-
lhorar a precisão das medições e para estimar o erro experimental.
UNIDADE 3
OBJETIVO 
Ao final desta 
unidade, 
esperamos que 
possa:
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> Examinar a 
natureza dos 
precipitados;
> Efetuar cálculos 
estequiométricos 
da volumetria 
de precipitação 
aplicada;
> Construir a 
curva de titulação 
e expressar o 
significado dela.
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3 VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO
Até agora examinamos métodos titulométricos baseados em reações ácido-
-base e a gravimetria. Nessa unidade, iremos estudar como uma reação entre 
o analito e o titulante que formam um precipitado pouco solúvel pode servir 
de base para uma titulação e análise quantitativas. Chamamos esse tipo de 
titulação de titulação por precipitação.
Uma das primeiras titulações de precipitação - desenvolvida no final do sé-
culo XVIII - foi à análise de K2CO3 e K2SO4 em potássio. Nitrato de cálcio, Ca 
(NO3)2, foi usado como titulante, que forma ao final da reação um precipitado 
de CaCO3 e CaSO4. A importância da titulação de precipitação como méto-
do analítico atingiu seu apogeu no século XIX, quando vários métodos foram 
desenvolvidos para determinar íons prata e haleto (CARTWRIGHT; NEWMAN; 
WILSON, 1967; OESPER, 1967; SZABADVÁRY, 1966).
Nessa unidade teremos uma visão panorâmica de todo o processo expe-
rimental teórico, levando em consideração os pormenores matemáticos 
que são utilizados nas aplicações dessa técnica volumétrica e suas aplica-
ções na prática.
INTRODUÇÃO
As titulações de precipitação são aplicáveis a analíticos que formam um pro-
duto moderadamente solúvel precipitar com uma solução padrão em um 
uniforme estequiométrico, relativamente rápido reação. Esses requisitos, e o 
fato de que o reconhecimento da equivalência ponto às vezes é muito difícil, o 
que significa que o número de titulações de precipitação utilizáveis na prática 
é bastante limitado. No entanto, eles desempenham um papel importante na 
química analítica, uma vez que são usados principalmente para a determina-
ção de haletos com soluções padrão de nitrato de prata (argentometria) ou 
para a determinação de íons de prata com uma solução padrão de haleto ou 
tiocianato. (SCHOLZ; KAHLERT, 2019)
Análogo aos pontos fundamentais anteriormente vistos, peço que esteja 
atento aos tipos de indicadores, como identificar o ponto final e os cuidados 
com os cálculos matemáticos aplicados a titulometria.
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Essa unidade visa principalmente desenvolver a habilidade de classificação 
dos tipos de reações precipitação focada na aplicação; realização dos cálculos 
estequiométricos e, ainda a partir dos dados matemáticos obtidos em expe-
rimentos laboratoriais desenvolverem no aluno a habilidade de construção e 
interpretação da curva de titulação de precipitação.
Conceitos fundamentais
• A solubilidade é definida como a quantidade 
máxima de soluto que pode ser dissolvida em 
um solvente em equilíbrio. Convencionaram-
se a denominar compostos insolúveis aqueles 
eletrólitos com solubilidade inferior a 0,01 1.mol L−
• O equilíbrio químico é um processo dinâmico, no 
qual, as concentrações de produtos e reagentes 
são constantes.
• Convencionalmente, as reações químicas 
podem ser reversíveis ou irreversíveis. Na 
verdade, as reações químicas são mais ou 
menos reversíveis, porém, em muitos sistemas 
de reação química, essa reversibilidade é 
considerada irrelevante e desprezível para fins 
práticos, que é considerada irreversível.
• co-precipitação é um fenômeno no qual os 
compostos solúveis são removidos de uma 
solução durante a formação de um precipitado.
• Os termos saturado e não-saturado são usados 
quando se quer falar quantitativamente das 
proporções relativas entre o solvente e o soluto.
• Efeito do íon comum é o deslocamento do 
equilíbrio causado pela adição de um íon 
participante do sistema reacional.
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3.1 PRECIPITAÇÃO QUÍMICA
A titulação da precipitação produz compostos finais insolúveis produzidos a 
partir de misturas iônicas em um determinado solvente. Por exemplo, a titu-
lação de uma amostra contendo íon cloreto pode ser realizada com o nitrato 
de prata como titulante. Nesta reação há a formação de cloreto de prata. A 
presença do primeiro ligeiro excesso de íon prata (isto é, o ponto final) pode 
ser marcada pelo aparecimento de um precipitado colorido. Uma maneira 
pela qual isso pode ser feito é empregando cromato de potássio como indi-
cador. O cromato de potássio reage com o primeiro leve excesso de íons de 
prata para formar um precipitado vermelho de cromato de prata. Outro mé-
todo envolve o uso de um indicador de adsorção, sendo a ação do indicador 
baseada na formação na superfície do precipitado de uma camada adsorvida 
de sal indicador de prata, que se forma somente quando um excesso de íon 
prata está presente.
Requisitos para titulação de precipitação
Para que seja possível utilizar uma reação química 
quantitativamente em titulometria ela precisa ter 
os seguintes requisitos básicos:
1. A velocidade de reação entre o precipitante e a 
substância a precipitar deve ser rápida.
2. Não deve haver coprecipitação. Os resultados da 
titulação não devem ser afetados por efeitos de 
co-precipitação.
3. O precipitado deve ser suficientemente insolúvel.
4. Se necessário, um indicador adequado deve ser 
usado para localizar o ponto final da titulação.
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3.1.1 FORMAÇÃO DE PRECIPITADO
O processo de titulação