Apostila Analexp II

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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
IQA 234 
QUÍMICA ANALÍTICA 
FARMACÊUTICA 
EXPERIMENTAL II 
 
 
 
 
 
Profa. Maria Lucia Couto Correa Pinto 
Profa. Roseli Martins de Souza 
 
 
Edição: 
Érica Andrade Carvalho Mendez 
Leonardo Peçanha Ozorio 
Renata Jorge da Silva 
Vinícius Tadeu K. Montalvão 
Março 2019 
 
 
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REGULAMENTOS E CRITÉRIOS DO CURSO 
 
➢ Não será permitida a entrada do aluno no laboratório após quinze minutos do início da aula; 
➢ A falta à aula prática implicará em nota 0 (zero) nas atividades desenvolvidas no dia, sendo esta 
nota contabilizada no cálculo da média dos relatórios; não há reposição de aula; 
➢ É obrigatório o uso do material de segurança laboratorial, tal como jaleco (ou guarda-pó), calçado 
fechado, calça comprida jeans e óculos de segurança (ver Item 2); 
➢ É expressamente proibido beber, comer, fumar e usar lentes de contato nas dependências do 
laboratório; 
➢ O relatório relativo à aula prática deverá ser entregue, impreterivelmente, na aula subsequente à 
aula de realização da prática; atrasos implicarão em nota 0 (zero); 
➢ Os relatórios não serão devolvidos, sendo assim, seria de boa prática que o aluno guardasse uma 
fotocópia do mesmo, e as notas serão divulgadas no final do curso; 
➢ Será aplicado um teste nos primeiros quinze minutos de todas as aulas sobre o assunto do dia, 
cuja nota será somada à média dos relatórios; 
➢ O aluno receberá a chave de um armário contendo material de laboratório para seu uso, devendo 
conferir na relação deste material, se o mesmo se encontra completo. Após conferir, o aluno 
deverá assinar um TERMO DE RESPONSABILIDADE que o compromete, ao final de cada aula, 
a devolver o material intacto juntamente com a chave do armário. O aluno, também, é 
responsável, durante o horário da aula, pelo material de uso comum no laboratório, tal como: 
pesa-filtros, cadinhos, buretas, balões volumétricos, etc. 
➢ Qualquer quebra de material deverá ser imediatamente informada ao professor (a) da disciplina e 
descartado em local apropriado. 
 
MODELO DE RELATÓRIO 
Capa: - Nome e código da disciplina, título da prática e data da realização, nome do aluno, nome do 
professor. 
Objetivo – Resumo dos principais aspectos abordados na experiência. 
Procedimento – Descrição das etapas principais realizadas durante a prática. 
Dados – Todas as informações dadas pelo professor, obtidas da literatura, dos rótulos e etc. 
Resultados e Discussão – Esta é a parte principal do relatório, onde serão mostrados todos os resultados 
obtidos, que podem ser numéricos ou não. Deverá ser feita uma análise dos resultados obtidos, com as 
observações e comentários pertinentes, incluindo todo o tratamento estatístico. 
 
Conclusão – Fazer uma avaliação global do experimento realizado, apresentando os fatos extraídos do 
experimento, comentando-se sobre as adaptações, apontando-se possíveis explicações e fontes de erro 
experimental. 
 
Referências Bibliográficas - Citação de tudo o que foi utilizado como fonte de consulta para elaboração 
do relatório (notas de aula, livros, sites, artigos...). Seguir as normas da ABNT. 
 
 
 
2 
 
O critério de avaliação do curso segue a seguinte equação: 

(2PP + 2MTP + MR)
MF = 5
5
 
onde: 
MF = Média Final. 
PP = Prova Prática - composta de uma prova experimental onde é avaliado o desempenho no laboratório. 
MTP = Média de Teoria da Prática - média de duas (02) provas de teoria da prática, para as quais, não 
há segunda chamada. 
MR = Média dos Relatórios - média aritmética das notas dos relatórios (80%) e dos testes (20%). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
SEGURANÇA LABORATORIAL 
 
O trabalho em um laboratório envolve necessariamente um grau de risco, pois alguns acidentes podem 
acontecer. A adoção rigorosa de normas laboratoriais é imprescindível. As normas apresentadas a seguir 
corroboram na prevenção e/ou minimização de acidentes: 
1. Conheça o seu laboratório. Saiba a localização dos equipamentos de segurança disponíveis, 
como por exemplo, cobertor antifogo, lava-olhos, chuveiro de emergência, extintores de incêndio, 
entre outros. Aprenda a utilizar adequadamente cada equipamento e não hesite em usar caso 
necessário. Caso não possa manipulá-lo de maneira correta, acione de pronto a brigada de 
incêndio do Centro de Tecnologia (CT-UFRJ) (Telefone: 2562-7777); 
2. Use os óculos de segurança. O risco potencial de danos sérios e possivelmente permanentes torna 
obrigatório o uso de proteção para os olhos, o tempo todo, por estudantes, professores e visitantes. 
As lentes de contato nunca devem ser usadas no laboratório porque os vapores podem reagir com 
elas, tendo um efeito danoso para os olhos; 
3. A maior parte dos produtos químicos usados em laboratórios é tóxica; alguns são muito tóxicos 
e outros, tais como soluções de ácidos e bases concentradas, são altamente corrosivos. Evite o 
contato com a pele. Caso ocorra, lave imediatamente a área afetada com grande quantidade de 
água corrente, exceto quando for o ácido sulfúrico, cuja a utilização da água provocará 
queimadura, neste caso, utilizar solução de carbonato para neutralização. Se uma solução 
corrosiva for derramada sobre a roupa, remova o traje imediatamente; 
4. Ao fazer a diluição de um ácido, adicione o mesmo sobre a água e nunca o contrário; 
5. Dentro do laboratório devem-se ter atitudes responsáveis e prudentes. Não misture material de 
laboratório com seus pertences pessoais. 
6. Não leve as mãos à boca ou aos olhos quando estiver manuseando produtos químicos. Lave 
cuidadosamente as mãos com bastante água e sabão antes de sair do laboratório; 
7. Nunca trabalhe sozinho no laboratório; certifique-se de que haja sempre alguém à vista; 
8. Nunca leve comida ou bebida para o laboratório. Nunca utilize vidraria de laboratório como 
utensílio doméstico. Não fume dentro do laboratório; 
9. Use calçado fechado. Prenda o cabelo apropriadamente. Utilize o jaleco (guarda pó) e calça jeans; 
10. Procure sempre ter informações sobre a experiência, as propriedades físicas e a toxicidade dos 
reagentes a serem utilizados. Antes de utilizar qualquer reagente, leia seu rótulo, verificando os 
riscos existentes. 
11. Seja extremamente cuidadoso ao tocar objetos que tenham sido aquecidos. Vidro quente é 
indistinguível do frio; 
12. Nunca deixar frascos de reagentes abertos e evitar contaminá-los. Usar a capela de exaustão 
sempre que manusear soluções concentradas, houver necessidade de aquecer inflamáveis e 
quando os vapores tóxicos ou gases nocivos possam ser envolvidos. A capela só oferecerá 
máxima proteção se for utilizada de forma adequada, portanto: Nunca inicie um trabalho sem que 
o sistema de exaustão esteja ligado e seu piso e janelas estejam limpos; Deixe na capela só o 
material necessário para o desenvolvimento da análise a ser realizada, ela não deve ser um local 
de estocagem de produtos químicos; Durante os trabalhos, mantenha a janela com a abertura 
mínima possível. 
13. Seja cauteloso ao realizar testes para determinar odores; use a mão para puxar os vapores em 
direção ao nariz; 
14. Havendo qualquer sintoma de intoxicação, interrompa imediatamente o trabalho e informe ao 
professor; 
15. Rotule imediatamente qualquer reagente ou solução preparados e amostras coletadas; 
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16. Descarte as soluções e produtos químicos como orientado. 
17. Notifique imediatamente o professor em caso de quebra de vidraria, derramamento de qualquer 
reagente, acidentes, ferimentos, dentre outros problemas. 
 
Manuseio de vidrarias 
As vidrarias de laboratório são em geral compostas de vidro borosilicato, que é uma mistura sintética de 
óxidos semelhantes ao vidro comum, com a adição de 12% de óxido de Boro (B2O3). Esta composição 
faz com que este vidro tenha uma boa resistência química, mecânica e térmica, e que tolere variações 
bruscas de temperatura. 
Em quase todasas atividades desenvolvidas dentro de um laboratório químico, envolve sempre a 
utilização de uma vidraria, de forma que é comum termos acidentes no manuseio da mesma. Para prevenir 
acidentes temos que tomar os seguintes cuidados: 
• Nunca utilizar material de vidro que esteja trincado, ou que apresentar alguma irregularidade. 
• Devem-se sempre usar luvas de Grafatex ou de Kevlar ou pinças quando for manusear vidrarias 
que estejam quentes. 
• Devem-se colocar os frascos quentes sempre sobre uma placa refratária, nunca deixar diretamente 
na bancada de mármore, pois como a mesma é mais fria pode-se ter um choque térmico, o que 
poderá provocar a quebra do vidro. 
• Aquecer líquidos em chapas de aquecimento elétrico ou em banho Maria. As chapas elétricas 
requerem um cuidado maior para que a temperatura recomendada não seja ultrapassada. 
• As operações de evaporação devem ser feitas em capelas e com acompanhamento constante. 
 
Riscos 
 
Chamamos de risco, todo perigo ou possibilidade de perigo, onde existe a probabilidade de termos uma 
perda ou de causar um dano. 
O risco é avaliado com base na probabilidade de exposição e consequência detectada pela exposição. A 
identificação do risco é uma das atividades primordiais a ser feita antes de iniciar uma atividade. A partir 
desta identificação é que podemos avaliar a extensão do mesmo, e estudar a melhor maneira de prevenir 
e controlar o mesmo. 
Os riscos são identificados pela natureza do agente causador (químico, físico, biológico, etc.), sua 
característica física (gás, líquido, vapor, etc.), pela forma com que pode entrar em contato com a 
pessoa(inalação, pele, ingestão, etc.) e pelo efeito que a exposição do mesmo pode causar ( lesões físicas, 
envenenamento, asfixia, irritação, etc.) 
a) Riscos Químicos – são os oriundos do contato com produtos químicos irritantes, venenosos, 
cancerígenos, tóxicos, etc. 
b) Riscos Físicos - são os riscos onde a natureza do agente é uma propriedade física: ruído, radiação, 
temperatura, vibração, frio, umidade, etc. 
c) Riscos Biológicos – são os riscos onde o agente causador é um microorganismo: vírus, bactéria, 
parasita, fungos, etc. 
d) Riscos Ergométricos – são os decorrentes de posicionamentos incorretos durante a execução de 
atividades. 
e) Riscos de Acidentes – são os decorrentes de condições inseguras ou de um ato inseguro praticado 
durante a execução das atividades. 
Assim, a primeira atividade a ser desenvolvida é conhecer as propriedades dos produtos químicos a serem 
utilizados. Isto pode ser feito através das informações contidas na própria embalagem do reagente, no 
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catálogo de fornecedores, na literatura ou pela Ficha e Informação de Segurança de Produto Químico 
(FISPQ) contida no laboratório. 
O diagrama de Hommel é uma outra simbologia muito aplicada em vários países, porém, sem 
obrigatoriedade. Diferentemente das placas de identificação, o diagrama de Hommel não informa qual é 
a substância química, mas, indica todos os riscos envolvendo o produto químico em questão. Os riscos 
apresentados no diagrama de Hommel são os seguintes (Figura 1): 
 
 
Figura 1 – Diagrama de Hommel 
www.placarsinalizacao.com.br 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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RECOMENDAÇÕES INICIAIS 
Este curso tem como principal objetivo permitir o aprendizado de técnicas quantitativas fundamentais. 
Apresenta, portanto, características acentuadamente experimentais que exigirão do aluno dedicação, 
interesse, cuidado, atenção e uma atividade cuidadosamente programada no laboratório. 
O aluno deve estudar previamente cada experimento antes de iniciar sua execução, a fim de que todas as 
etapas do procedimento sejam assimiladas e compreendidas. Esta conduta não apenas facilita o 
aprendizado mas, também, a utilização mais racional do tempo destinado às aulas práticas. 
Imediatamente após a execução de cada experimento, o aluno deverá registrar, no caderno de aula, tudo 
o que observou durante a mesma, a fim de facilitar a realização dos cálculos e interpretação dos resultados. 
Após cada período de aula prática, os locais de trabalho deverão ser limpos e guardados em seus armários, 
cujas as chaves devem ser devolvidas juntamente com o termo de responsabilidade assinado, e os 
materiais e reagentes de uso comum deixados em seus devidos lugares. 
 
LIMPEZA DA VIDRARIA 
Todo o material de vidro a ser utilizado em análise quantitativa deve estar rigorosamente limpo, e, para 
isso, deve ser lavado, primeiramente, com água da torneira e detergente, enxaguado várias vezes com 
água corrente, e em seguida, com água destilada. 
 
LEITURA DE VIDRARIAS DE LABORATÓRIO 
Algumas vidrarias de laboratório apresentam precisão analítica, ou seja, o valor medido pelas mesmas é 
utilizado nos cálculos levando ao resultado desejado. As vidrarias mais comuns são a bureta, pipeta 
volumétrica e balão volumétrico. 
Neste processo de leitura, existe um desvio criado pelo olho humano em função do ângulo em que se faz 
a leitura. Este desvio é conhecido como erro de Paralaxe. Para eliminar este erro devemos realizar a leitura 
de modo que os olhos estejam na mesma linha que a marca. Além disso, os líquidos quando em frascos 
de diâmetro pequeno, normalmente formam uma curvatura que é denominada de menisco. No uso de uma 
vidraria de precisão analítica, devemos ter o cuidado de deixar a parte inferior da curvatura tangenciando 
o traço de referência, conforme a Figura 2. 
 
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Figura 2 – Visualização correta do menisco 
https://www.ebah.com.br/content/ABAAAhONEAC/aula-1-introducao-as-tecnicas-laboratorio-medidas-volumes 
 
 
 
VIDRARIAS DE PRECISÃO ANALÍTICA 
 
Uma medida de volume pode ser obtida de maneira confiável (altas precisão e exatidão) por meio de 
dispositivos especialmente projetados para medições analíticas, tais como, balões volumétricos, pipetas 
volumétricas, buretas, entre outros. 
O equipamento volumétrico é marcado pelo fabricante para indicar não apenas a sua forma de calibração, 
mas também a temperatura na qual a calibração se aplica restritamente: TD para dispensar (to deliver); 
como exemplo, temos a pipeta volumétrica e a bureta, que são normalmente calibradas para dispensar; e 
TC para conter (to contain); como exemplo, temos o balão volumétrico que é calibrado para conter um 
certo volume. 
A composição do vidro influencia na qualidade da vidraria. Tipos de materiais de vidro incluem os de 
Classe A e Classe B. O recipiente Classe A é fabricado com vidros Pyrex, borossilicato ou Kimax para 
menores tolerâncias (Tabelas 1, 2 e 3). As tolerâncias das vidrarias pertencentes à Classe B (econômica) 
são aproximadamente duas vezes superiores às de Classe A. 
 
 
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Balão volumétrico 
 
 
Figura 3 - Balão volumétrico (N. Baccan, J.C. de 
Andrade, O.E.S. Godinho, J.S.Barone 1979) 
 
 
 
 
 
 
Tabela 1. Tolerância de frascos Tabela 2 – Tolerância de Pipetas – Classe A 
volumétricos – Classe A 
Capacidade 
(mL) 
Tolerância 
(mL) 
5 ±0,02 
10 ±0,02 
 25 ±0,03 
50 ±0,05 
100 ±0,08 
250 ±0,12 
500 ±0,20 
1000 ±0,30 
 
 
Vidraria utilizada no preparo e diluição de 
soluções com volumes precisos (Figura 3). 
Uma linha gravada na sua parte superior 
alongada indica o volume final a ser medido. 
Seu procedimento de uso é simples e consiste 
em verificar a integridade do mesmo e se a 
tampa encaixa adequadamente ao mesmo, em 
seguida, lavá-lo e adicionar uma pequena 
quantidade do solvente que será utilizado na 
diluição, e, então, adicionar a amostra 
quantitativamente, seguindo com a adição do 
solvente até a linha indicativa do volume final; 
tendo sempre o cuidado de adicionar gota a 
gota, quando estiver nas proximidades da 
linha final, para evitar ultrapassar a mesma e 
afetar a medição exata do volume desejado. 
Quando a base do menisco do solvente estiver 
exatamente sobrea linha, o frasco deverá ser 
fechado e a solução homogeneizada através de 
repetidos movimentos de inversão (pelo 
menos sete vezes). 
 
Capacidade 
(mL) 
Tolerância 
(mL) 
0,5 ±0,006 
1 ±0,006 
2 ±0,006 
5 ±0,01 
10 ±0,02 
20 ±0,03 
25 ±0,03 
50 ±0,05 
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Pipeta volumétrica: 
 
Figura 4 – Pipeta volumétrica (N. Baccan, J.C. de 
Andrade, O.E.S. Godinho, J.S.Barone 1979) 
 
Buretas 
 
Figura 5 – Bureta 
 
 
 
Tabela 3. Tolerâncias de buretas Classe A. 
Capacidade, mL Tolerâncias, mL 
5 ±0,01 
10 ±0,02 
25 ±0,03 
50 ±0,05 
100 ±0,20 
 
 
 
Vidraria destinada exclusivamente à 
medição de volumes de líquidos com 
precisão, medindo apenas um volume fixo 
na linha gravada em sua parte superior. As 
pipetas volumétricas (Figura 4) podem 
apresentar um só traço superior (pipeta 
volumétrica de tempo) ou dois traços - um 
superior e outro inferior (pipeta 
volumétrica de sopro). 
Para aspirar o líquido para a pipeta usa-se 
um dispositivo de sucção, sendo os mais 
comuns, pró-pipete e pipetador de 3 vias, 
este, também conhecido como Pera 
(Figura 6). A forma correta de manusear a 
pipeta está demonstrada na Figura 8: 
 
Com escala rigorosa e torneira de precisão, a bureta 
é utilizada para titulação de soluções e para escoar 
volumes variáveis (Figura 5). A precisão 
alcançável com uma bureta é substancialmente 
maior que com uma pipeta graduada. Procedimento 
de uso: com a torneira fechada, rinse adicioando 
cerca de 5 mL do titulante ou do titulado (titulação 
inversa) e girando a mesma na horizontal para 
molhar todo o seu interior. Posicione a bureta na 
vertical e deixe o líquido escoar pela ponta da 
bureta. Em seguida, encha a bureta acima da marca 
zero. Libere a ponta de bolhas de ar girando 
rapidamente a torneira e permitindo que pequenas 
quantidades de líquido sejam escoadas. 
Finalmente, seque a ponta da bureta e baixe o nível 
do líquido até a marca zero, aferindo assim, a 
bureta para a titulação (Figura 5) 
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Vidrarias comuns 
 
 
 Bequer Bastão de vidro Erlenmeyer Kitasato 
 
 
 
 
Funil simples Pipeta graduada Proveta Pesa-filtro 
 
 
 
Material de porcelana 
 
 
 
 
 
Material metálico 
 
 Pinça Tela de amianto Suporte universal Suporte para bureta 
 
 
Almofariz (gral) e 
pistilo 
Cadinho 
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Materiais diversos 
 
 
 
Balança analítica Pissete Pipeta Pasteur Dessecador 
 
 
MANUSEIO DAS VIDRARIAS PARA TITULAÇÃO 
 
Manuseio da bureta: 
 
 
A – Manuseio da bureta durante a titulação B – Técnica da meia gota 
Figura 6 – Manuseio da bureta e erlenmeyer durante a titulação (N. Baccan, J.C. de Andrade, O.E.S. 
Godinho, J.S.Barone.” Química Analítica Quantitativa Elementar” Universidade Estadual de Campinas, 
1979) 
Titulação: certifique-se de que a ponta da bureta esteja dentro do frasco de titulação. Abra a torneira da 
bureta e goteje o titulante com vazão constante e moderada, agitando sempre o erlenmeyer (contendo o 
titulado) para garantir reação completa (Figura 6A). Diminua a vazão à medida que a titulação avança; 
adicione o titulante gota a gota nas proximidades do ponto final (incrementos menores que uma gota 
podem ser adicionados permitindo-se a formação de uma gota na ponta da bureta e então tocando a ponta 
na parede do frasco (Figura 6B). Essa gota parcial é combinada com a totalidade do líquido por lavagem 
da parede com água destilada ou simples agitação). Quando parecer que apenas mais algumas gotas são 
necessárias para atingir o ponto final, enxágue as paredes do recipiente. Atingido o ponto final, deixe o 
titulante drenar da parede interna da bureta (pelo menos 15 segundos). Então, anote o volume final o mais 
próximo de 0,01 mL. 
Manuseio do pipetador de 3 vias (pera) 
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 Figura 7 – Manuseio da pera 
 
 
Manuseio da pipeta: 
 
Figura 8 – Manuseio correto de pipetas (C.T. Kenner, “Analytical Determinations and Separations: A 
Textbook in Quantitative Analysis” The MacMilan Co., 1971 p. 328. 
 
 
 
 
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BALANÇA ANALÍTICA 
 
Com o advento das balanças analíticas eletrônicas, muitos procedimentos que anteriormente 
eram considerados extremamente necessários, simplesmente se tornaram dispensáveis. A pesagem de um 
objeto passou a ser muito rápida e prática. No entanto, alguns cuidados devem ser tomados, ainda que 
numa balança eletrônica. 
Uma das formas de pesagem que se tornou obsoleta foi à pesagem por substituição. Este tipo de 
pesagem só tem sentido em balanças de dois pratos, onde o objeto a ser pesado é colocado em um dos 
pratos, enquanto que pesos devidamente aferidos são adicionados ao outro prato, até que se observe um 
perfeito equilíbrio entre os dois pratos. 
Os modelos mais simples de balanças eletrônicas, onde se via apenas um prato ao invés dos dois 
pratos tradicionais das balanças mais antigas, associa os sistemas conhecidos como balança de mola e o 
Princípio ou Balança de Roberval. A balança de mola baseia–se na relação linear entre a flexão da mola 
e a carga colocada sobre ela. Já o Princípio de Roberval permite o uso de dois pratos, onde cada um deles 
é colocado em um dos braços de um “T”, um à direita e outro à esquerda. Em um deles é colocado o que 
se quer pesar e no outro, pesos aferidos, neste caso apenas os pratos são deslocados sobre uma barra 
contendo sulcos que permitam alterar as distancias em relação ao centro do “T”, até que o equilíbrio seja 
estabelecido. Entretanto, este sistema é diferente do sistema pendular. As balanças eletrônicas que 
combinam estes dois sistemas se comportam da seguinte maneira: a flexão da mola provoca a rotação de 
um disco codificado que ativa detectores fotoelétricos, por meio de ondas luminosas. Cada código do 
disco corresponde a um valor de peso. 
Além da pesagem por substituição, as outras duas formas de pesagem são: 
• Pesagem por adição 
• Pesagem por diferença 
A pesagem por adição é a mais comum. Deve-se pesar um recipiente adequado a pesagens de sais 
ou amostras em geral, tal como um pesa filtro ou “barquinha”. Em uma pesagem analítica, não se deve 
manipular quaisquer recipientes para pesagens com as mãos nuas, umas vez que elas podem depositar 
camada de gordura sobre eles, afetando a medição. Faz-se uso sistematicamente de luvas ou tiras de papel 
em branco, para que a tinta não marque o recipiente. Na maioria das vezes o recipiente deve ser marcado, 
para não ser confundido com os de outras amostras ou de outros usuários, de tal forma que esse tipo de 
marcação deve ser feito SEMPRE antes da pesagem. Deve-se notar que, muitas das vezes, certos tipos de 
canetas para marcação em vidro são desaconselháveis, visto que, se a amostra for submetida a 
aquecimento com temperaturas elevadas, a tinta poderá se decompor e sumir. O ideal é que se marque o 
frasco com lápis, na parte indicada para marcação, que normalmente é rugosa e opaca. O grafite suporta 
altas temperaturas sem que haja decomposição. Após a pesagem e anotação da massa do recipiente, tara-
se então a balança e pesa-se o sal, adicionando-o delicadamente ao recipiente, para evitar que seja 
derramado sobre o prato da balança, ao invés de sobre ele mesmo. 
A pesagem por diferença é muito utilizada quando se precisa pesar substâncias perigosas, tóxicas, 
venenosas ou contaminadas. Todos estes tipos de substâncias, não devem ser manipulados numa sala de 
balanças comum e, por isso, o procedimento adequado é a pesagem por diferença. Quase sempre, nesse 
caso, se faz uso de pesa filtros, porterem tampas de vidro esmerilhado, com boa vedação. Em uma capela 
laboratorial, transfere-se uma alíquota da substância para o pesa filtro, sem que o mesmo tenha sido pesado 
previamente. A quantidade de substância é calculada em termos aproximados, de forma visual. O pesa 
filtro contendo a substância é então pesado, em balança analítica. Sua massa é devidamente anotada. 
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Retorna-se à capela laboratorial retira-se uma determinada porção, fecha-se hermeticamente o pesa filtro 
e o pesa, agora contendo menos substância. A diferença entre as massas obtidas na primeira pesagem e 
na segunda, equivale a massa retirada. A maior dificuldade nestes casos é obter uma massa específica, 
por exemplo, se o objetivo é pesar exatamente 1,000g. 
 
✓ Peso Constante 
Um conceito muito importante ao se pesar uma substância é o de se levar um objeto, um sal ou a 
própria amostra a peso constante. Levar algo a peso constante significa que o mesmo perdeu toda a massa 
referente a substâncias volatilizáveis a altas temperaturas, até que sua massa não mais varie. 
Para se garantir que um objeto, como por exemplo, um pesa filtro, atingiu o chamado peso constante, 
deve-se proceder da seguinte maneira: 
• Pesa-se o pesa filtro devidamente limpo e seco, sem em momento algum tocá-lo com as mãos 
nuas. Anota-se sua massa. 
• Coloca-se o mesmo em uma estufa à temperatura de 110 °C, por uma hora, sempre sem tocá-lo 
com as mãos nuas. 
• Retira-se o pesa filtro e coloca-o em um dessecador, contendo substância dessecadora (por 
exemplo sílica–gel). Deixa-o esfriar durante um determinado tempo específico e fixo. 
• Faz-se nova pesagem, sempre usando a mesma balança analítica, e ainda sem tocá-lo com as mãos 
nuas. Anota-se a nova massa obtida. 
• Este procedimento deve ser repetido até que haja uma variação máxima de 0,0002 g para cima ou 
para baixo, entre as massas pesadas. A partir daí considera-se que o objeto ou sal ou amostra, 
atingiu o chamado peso constante. 
 
Convém lembrar que a sala de balanças é um local onde todo o cuidado é pouco. Nela não se deve falar, 
transitar, abrir e fechar a porta frequentemente, por produzir variações que afetam a pesagens. A mesa ou 
bancada onde a balança se encontra apoiada, não deve sofrer trancos ou mesmo apoiar objetos pesados, 
pois acarretariam variações nas pesagens. Deve-se até mesmo evitar fazer anotações apoiando-se sobre a 
bancada. A temperatura adequada ao bom funcionamento da sala de balanças é de aproximadamente 20 
°C. As balanças devem estar protegidas do sol, para não apresentarem variações em virtude das variações 
de temperatura. 
A balança deve ser mantida SEMPRE LIMPA, o que pode ser feito com um pincel macio. Se 
eventualmente alguma substância líquida ou sólida cair sobre o prato da balança, deve-se removê-lo e 
limpá-lo cuidadosamente. As portas da balança, normalmente são três, uma a direita, uma a esquerda e 
uma superior, quando não se estiver adicionando sal ou objetos em seu interior, devem ser mantidas 
fechadas. Além disso, deve-se sempre verificar se a balança está no nível e calibrada. Os usuários devem 
sempre estar usando guarda-pós, portarem lápis ou caneta e um bloco para anotações, bem como tiras de 
papéis brancos ou mesmo luvas descartáveis para auxiliar à manipulação dos objetos. Lembrando que 
diversos tipos de luvas descartáveis não suportam temperaturas um pouco mais elevadas, portanto, 
cuidado ao manipular objetos quentes. 
 
 
Referencias Bibliográficas Consultadas 
 
• Ohlweiller, Otto Alcides; Química Analítica Quantitativa; 3ª Ed.; Rio de Janeiro; Livro Técnico 
e Científico, 1982 
 
• Christian, Gary D.; Analitycal Chemistry; 1ª Ed.; New York; John Wiley and Sons; 1985 
 
15 
 
• Weisbrot, Irwin M.; Statistics for Clinical Laboratory; 1ª Ed.; Philadelphia; J.B. Lippincott 
Company; 1985 
 
• Skoog, Douglas A., [ et al]; Fundamentos de Química Analítica; Trad. Marco Tadeu Grassi; 8ª 
Ed.; São Paulo Cengage Learning; 2008 
 
• Ferreira, Sérgio Luis; Tratamento de Dados Analíticos; CETTA (Centro de Treinamento Técnico 
e Assessoria Ltda.); 2000 
 
• Skoog, Douglas A., [et al.]; Princípios de Análise Instrumental ; Trad. Ignez Caracelli, [et al.]; 
5ª Ed.; São Paulo; Bookman, Editora Oficial da Sociedade Brasileira de Química; 2002 
 
• Harris, Daniel C.; Análise Química Quantitativa; 8ª Ed.; LTC; 2010. 
 
• Oliveira, E. C., Comparação das diferentes técnicas para a exclusão de “outliers”, ENQUALAB 
2008 – Congresso da Qualidade em Metrologia, São Paul, Brasil, 2008. 
 
 
ANÁLISE DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
 Ao realizar algum tipo de análise quantitativa, um analisador sempre se depara com dados 
referentes a uma medida de uma propriedade/característica de interesse. O primeiro passo a ser dado 
quando se dispõe de uma série de dados é avaliar o número de algarismos significativos destes 
dados. Os algarismos significativos são aqueles que têm importância na exatidão de um número; 
através destes, pode-se até avaliar qual o possível método utilizado nas determinações. Por 
exemplo: ao se perguntar a hora a uma pessoa que está passando na rua, se a resposta for 14:37 
(quatorze horas e trinta e sete minutos), pode-se deduzir imediatamente que a pessoa portava um 
relógio digital, porque se o relógio fosse analógico a resposta muito provavelmente seria: “ passa 
um pouco das 14:35” ou “mais ou menos 14:35”; a probabilidade de se esbarrar com uma pessoa 
muito detalhista que fosse dizer 14:37, seria mínima. Há inclusive relógios que nem marcam os 
minutos e outros nem marcam as horas, nestes casos, a “imprecisão“ é enorme. Isso leva à 
necessidade de definir qual seria a diferença entre precisão e exatidão e a relação do erro com essa 
medição? 
Copiando o exemplo dos autores Pimentel, C. e Spratley R. D, Editora Edgar Blücher Ltda/USP, 
“ Química um Tratamento Moderno”, volume I, imaginemos que três pessoas participaram de um jogo de 
tiro ao alvo, no qual um competidor X atirou contra o alvo e acertou nos locais marcados com um X; um 
segundo competidor, ●, também atirou e atingiu o alvo nos locais marcados com ●; finalmente, um 
terceiro competidor, ◄, acertou o alvo nos locais marcados com ◄. 
 
 
 
 
16 
 
 
Sabendo que o objetivo do jogo era acertar o meio do alvo, vê-se que o competidor X, não obteve 
nem precisão, nem exatidão nos seus tiros. Não só ele não acertou ao centro do alvo, como seus tiros 
ficaram completamente espalhados. No caso do competidor ●, este teve alta precisão, mas não exatidão, 
uma vez que sempre atinge o alvo quase no mesmo ponto, com desvios mínimos, mas ainda não consegue 
atingir o centro do alvo. Casos assim mostram que muito provavelmente o competidor está cometendo 
um tipo de erro sistemático, que nem ele mesmo se deu conta, mas que uma vez corrigido obterá êxito no 
objetivo. Já o competidor ◄, foi preciso e exato, uma vez que todas as investidas atingiram o alvo em 
pontos muito próximos entre eles e estes pontos estão muito próximos do ponto especificado como centro 
do alvo, demonstrando que o competidor tem alta precisão e exatidão. Com isso, pode-se definir a exatidão 
como a proximidade com que uma medida tem em relação ao seu valor de alvo (o valor real), enquanto 
que a precisão está relacionada à proximidade com que diferentes medidas desse valor têm entre si, logo, 
podemos chegar á definição da Exatidão e Precisão. 
Exatidão = concordância entre o valor obtido e o valor verdadeiro = fidelidade 
Precisão = reprodutibilidade = concordância entre si de uma série de medidas da mesma 
qualidade. 
A exatidão e a precisão são afetadas por erros na medição, que podem ser de diferentes fontes. Os erros 
podem ser divididos, principalmente, em dois grupos: os sistemáticos (determinados) e os aleatórios 
(indeterminados). Os erros sistemáticos ocorrem devido às causas definidas, que se repetem 
sistematicamente e ocasionam resultados persistentes mais altos ou mais baixosdo que o valor verdadeiro. 
Quantitativamente falando, os erros determinados podem ser de método, operacionais ou mesmo 
instrumentais. Destes, o único que exige alguma explicação mais ampla é o erro operacional. Esses erros 
podem aparecer devido a dificuldades técnicas, inexperiência, falta de cuidado ou pressa, podendo ser 
bastante graves e afetar consideravelmente os resultados. Dentro do exemplo do tiro ao alvo, um erro 
sistemático poderia ser descrito pelo fato de o competidor ● não levar em consideração a presença de 
vento no local, ao qual poderia deslocar o trajeto do tiro. Logo, apesar de ter uma boa precisão entre cada 
um de seus tiros, sua noção de alvo foi afetada por um fator pontual, que agia sistematicamente em cada 
um de seus tiros. Já os erros aleatórios se apresentam como valores indefinidos, flutuando inteiramente 
ao acaso na repetição das medidas. São difíceis de serem detectados e corrigidos, justamente por serem 
aleatórios. Entretanto, a distribuição dos desvios apresentado ao se repetir uma medida segue, usualmente, 
distribuições normais que podem ser tratadas através de conceitos estatísticos, levando a conclusões 
referentes à precisão de uma medida. 
Dentro da Química Analítica, os erros sistemáticos podem ser bastante comuns e devem ser 
identificados, uma vez que afetam diretamente a exatidão de uma medição. Exemplos desses erros podem 
vir de amostragens mal feitas, lavagens de precipitados incompletas ou excessivas, incompleto 
resfriamento de cadinhos, calcinações de precipitados em temperatura inadequada, calibrações mal feitas 
e etc. 
A falta de exatidão está relacionada ao erro da medição, quando em relação ao valor real de 
medição (ou de referência). Esses erros podem ser representados de maneira absoluta ou relativa, 
definidos através das equações 1 e 2: 
 
abs exp realE x x= − Equação 1 
 
exp real
rel
real
x x
E
x
−
= Equação 2 
17 
 
O erro relativo também é usualmente apresentado como o erro percentual relativo, onde o seu 
valor é multiplicado por 100. 
O erro de uma medida também pode ser visto como uma estimativa da incerteza na sua leitura, e é muitas 
vezes relacionável à precisão de um método. Quanto menor for o erro entre diferentes medidas, ou seja, 
em comparação a seu valor médio, maior a precisão da medição. Por exemplo, a leitura do pH de uma 
solução feita usando uma tira universal de pH mostra um valor de 4, mas a leitura em um eletrodo de pH 
pode indicar que a mesma solução tem um valor de 4,45. Isso porque tira de pH usualmente é lida em 
intervalos de escala de 1, o que limita a sua sensibilidade. Logo, a incerteza na sua leitura está nessa 
escala. Já o eletrodo de pH, um método eletroanalítico, tem um erro de análise muito menor, tendo 
usualmente uma incerteza associada à sua medição de ± 0,05. Logo, quando se usa a tira tem-se uma 
incerteza na leitura de pH com 1 algarismo, enquanto que a incerteza na leitura do pH usando o eletrodo 
só aparece quando se lê 3 algarismos. Esse número de algarismos é definido como os algarismos 
significativos de uma medição, na qual os algarismos são lidos até que se tenha uma incerteza na medição. 
Por exemplo, em uma balança analítica, pode-se determinar a massa de uma substância com uma precisão 
de até o décimo de miligrama, ou seja, haverá uma incerteza na quarta casa decimal do grama. Uma massa 
lida na balança de 2,1748 g apresenta cinco (5) algarismos significativos. Destes, quatro são confiáveis e 
o quinto é incerto. Diz-se que a precisão da medida é de 0,1 mg, obrigando o resultado a ser expresso com 
4 casas decimais. É importante notar que o número de casas decimais não tem relação com o número de 
algarismos significativos. Além disso, há uma distinção no papel do algarismo zero como algarismo 
significativo. Segundo as regras, zeros situados à ESQUERDA do PRIMEIRO número que expressa a 
medida, não são considerados significativos. Com isso, observe que se for medida uma massa de 0,0430 
g, este possui 3 algarismos significativos. Outros exemplos: 
0,1350 → 4 algarismos significativos 
0,001350 → 4 algarismos significativos 
1,001350 → 7 algarismos significativos 
O conceito de algarismo significativo é extremamente importante para dentro da química analítica, pois 
ele expressa justamente a precisão de um método, e quão confiável é o valor de um dado. Escrever 0,135 
é diferente de escrever 0,1350, pois isto mostra que há uma maior precisão no segundo valor. 
 Além disso, muitas vezes os dados que se tem provindos de um método se encontram em unidades 
diferentes da que se necessita, ou o valor final deve ser calculado por um conjunto de dados com diferentes 
precisões. Em todas as ocasiões, deve-se respeitar o MENOR número de algarismos significativos de um 
dado utilizado no cálculo. 
 
 
Exemplos: 
✓ Conversão de unidades: 
 
2,3 m 23 dm 23 x 101 cm 23 x 102 mm 
 
Deve-se observar que o número de algarismos significativos foi mantido em 2. 
Alterando a unidade para centímetros, NÃO se pode escrever que 2,3 m = 230 cm, porque a precisão da 
medida seria alterada. Deve-se observar que a notação científica, na forma exponencial, serve para que se 
possa manter a precisão do número que expressa a medida e fazer a devida conversão à unidade de 
interesse. 
 
 
✓ Soma: 
18 
 
10,40 cm3 + 20,3 cm3 + 33,278 cm3 = 63,978 cm3 ➔ 64,0 cm3 
Neste caso, o valor com menor número de algarismos significativos é o de 20,3 cm3. Desta forma, o valor 
do cálculo deve ser apresentado também com 3 algarismos significativos. Para transformar 63,978 em 
64,0 deve-se usar o princípio de arredondamento, que será discutido a seguir. 
 
✓ Subtração: 
2,0586 g - 1,8723 g = 0,1863 g 
Neste caso, tem-se uma subtração em que ambos os valores apresentam 5 algarismos significativos. 
Entretanto, o valor final do cálculo apresenta apenas 4 algarismos significativos. Apesar de ser instintivo 
manter o número de algarismos, isso NÃO deve ser feito, uma vez que isso implicaria aumentar a precisão 
inicial dos valores. Incluir um algarismo após o número três em 0,1863 indicaria que a precisão da medida 
está além da quinta casa decimal, o que não é verdade. 
 
✓ Multiplicação e Divisão: 
10,1 cm X 2,5 cm = 25,25 cm2 ➔ 25 cm2 
 
1,356 g / 0,250 L = 5,424 g L-1 ➔ 5,42 g L-1 
Da mesma forma, deve-se encontrar o menor número de algarismos significativos e deve-se segui-lo para 
a representação do resultado final do cálculo. Nos dois casos, mais uma vez, o valor precisou ser 
reajustado, para um arredondamento final. O arredondamento deve ser realizado seguindo certas regras, 
que serão definidas a seguir. 
 
Arredondamento de um Número 
 
1) Deve-se observar o algarismo seguinte àquele que complementa a quantidade de algarismos 
significativos desejados. 
2) Se o algarismo que indica o arredondamento for: 
a) menor que 5, deve-se manter o algarismo anterior 
b) maior que 5, deve-se somar 1 unidade ao algarismo anterior. 
c) igual a 5, verifica-se o algarismo que o antecede, se for um algarismo par, mantem-se o número. 
Se for ímpar, soma-se uma unidade a este algarismo. 
 
Exemplo: 
 
Seja o valor que se quer arredondar: 9,8157 g 
 
✓ 2 algarismos significativos: 9,8│157 = 9,8 g 
 
Como o número após o último algarismo significativo é menor que 5, então este deve ser mantido. 
 
✓ 3 algarismos significativos: 9,81│57 = 9,82 g 
 
Como o número após o último algarismo significativo é igual a 5, deve-se então verificar se este é 
par ou impar. Como o último algarismo é ímpar (1), este deve ser arredondado para cima. 
 
19 
 
✓ 4 algarismos significativos: 9,815│7 = 9,816 g 
 
Como o número após o último algarismo significativo é maior que 5, então este deve ser arredondado 
para cima. 
 
 
Tratamento Estatístico 
 
 Uma vez tendo sido discutido o que é uma medição, deve-se entender como podemos extrair 
resultados relevantes sobre dadosexperimentais. Como dito, toda medida está sujeita a erros, sejam eles 
sistemáticos ou aleatórios. Caso haja um erro sistemático na análise, os dados gerados não devem ser 
utilizados, uma vez que eles são tendenciosos, ou seja, seguem uma tendência positiva ou negativa no 
seu valor. Uma vez que se garante que uma análise está livre desse tipo de erros, pode-se então avaliar os 
dados gerados através da estatística. Todo o erro associado a essa medição segue uma aleatoriedade, de 
tal forma que se ela for feita um elevado número de vezes, os valores medidos seguirão uma distribuição, 
tal qual na Figura 9 abaixo. 
 
 
 
 
 Figura 9 – Distribuição Normal de erro 
 
Como cada medida tem um erro aleatório associado a ela, não é possível que se meça diretamente o seu 
valor real (µ). Entretanto, pode-se imaginar que a medida será lida com maior frequência perto deste 
valor. Com isso, pode-se estimar o valor real através do valor médio das medidas ( x ). A média, por si 
só, apenas estima esse valor, podendo haver uma probabilidade de o valor real não ser exatamente esse 
valor. A distribuição apresenta um desvio nas medidas, que representa uma faixa em que pode estar o 
valor real. Essa dispersão nas medidas é representada pelo desvio padrão, que está relacionada à faixa 
provável onde se encontra o valor real, também chamada de intervalo de confiança. Vejamos a seguir a 
relação matemática entre essas variáveis do sistema, assim como sua relação entre si. 
 
 
 
 
✓ Média 
20 
 
 
A média ou média aritmética como é frequentemente chamada, é determinada pelo somatório dos 
dados obtidos, divididos pelo número de medidas efetuadas. 
 
1
N
i
i
x
x
N
==

 Equação 3 
 
 
✓ Desvio Padrão (s) ou Variância (s2) 
 
O desvio padrão (s), é o mais usado dos índices de dispersão de dados. Desvio padrão e variância (s2), 
são praticamente equivalentes. A desvantagem da variância é não ser uma função linear da variável, 
porém o desvio padrão, que é a sua raiz quadrada, tem as mesmas dimensões da variável. 
 
2
2 1
( )
1
N
i
i
x x
s
N
=
−
=
−

 Equação 4 
 
 
✓ Desvio Padrão Relativo (V) 
 
Desvio padrão relativo, é determinado pelo desvio padrão expresso em porcentagem da média. 
 
100
s
V
x
=  Equação 5 
 
 
✓ Intervalo de Confiança (IC) 
 
Student verificou a possibilidade de fazer previsões estatísticas baseadas em amostras finitas extraídas 
de populações desconhecidas. Em suma, definiu-se um número constante t, dependente do grau de 
liberdade do sistema e do nível de confiança que se quer ter na determinação do IC. O grau de liberdade 
refere-se ao número equivalente a 1N − , onde N é o número de observações em uma série finita. O fator 
t é usado no tratamento estatístico de séries com relativamente poucas observações. Para se estabelecer 
o intervalo de confiança, consideram-se os valores experimentais obtidos de forma independente e 
aleatória de uma população com distribuição normal, que quase sempre se apresenta como uma curva 
Gaussiana. Este intervalo é estabelecido estatisticamente do desvio padrão, do valor de t e do número de 
amostras utilizado para o cálculo da média. 
 
s
IC t
N
=  Equação 6 
 
21 
 
x IC =  Equação 7 
OBS: a tabela contendo o valor de t se encontra no Anexo 1 desta apostila 
 
 
Exemplo: Foram obtidos os seguintes dados experimentais: 
 
31,56 31,58 31,52 31,54 
 
 
Calculando-se as figuras estatísticas dos dados, tem-se: 
 
31,56 31,58 31,52 31,54
4
x
+ + +
= 
 
31,55x = 
 
 
2 2 2 2
2 (31,56 31,55) (31,58 31,55) (31,52 31,55) (31,54 31,55)
4 1
s
− + − + − + −
=
−
 
 
2 46,667 10s −=  
 
 
4 26,667 10 2,582 10 0,03s − −=  =  = 
 
 
Obs.: Deve-se observar que NÃO se apresenta o desvio padrão com mais de um algarismo significativo, 
exceto quando esse tem o valor de 1. Portanto, o correto é apresentar o resultado como 0,03, por 
representar o somatório de erros. 
 
0,02582
100 0,08%
31,55
V =  = 
 
Para o um número de graus de liberdade igual a ( )4 1 3− = , tem-se que o valor de t de Student, para nível 
de confiança de 95%, é 3,182. Logo: 
 
0,02582
3,182 0,04
4
IC =  = 
 
Logo, pode-se dizer que com uma confiança de 95% de que o valor real de tal medida é 31,55±0,04. 
 
 
 
22 
 
✓ Teste de Grubbs 
 
Em situações práticas, é comum que um ou mais dado difira muito do seu conjunto. Neste caso, tal 
medida é chamada de “outlier” (traduzido do inglês como aberrante, disperso ou discrepante). Dispersos 
são caracterizados como erros aleatórios, os quais devem ser minimizados ao máximo para que a média 
não fique distorcida. Esses valores dispersos devem ser investigados para encontrar causas assinaláveis e 
identificar problemas de medidas. Se ocorrerem com frequência, indica má qualidade do processo de 
medida, requerendo ações corretivas. Segundo a AOAC (Association of Official Analytical Chemists), 
rejeição de mais de 2/9 dos dados sem explicação (ex. Falha do método, troca de amostras, erro de 
transcrição) é considerada excessiva. Em alguns casos, este valor se destaca tanto dos demais que pode 
ser excluído de maneira intuitiva: porém, quando esta diferença é muito tênue, técnicas estatísticas são 
utilizadas para decidir se estes valores devem ser ou não rejeitados. Obviamente, os valores finais 
apresentados para a média e desvio padrão vão depender se estes valores serão ou não excluídos. Dentre 
os testes mais comuns para exclusão de outlier, podemos destacar o Teste de Grubbs. Esse teste, baseado 
em hipóteses, é um teste de rejeição de dados e pode detectar um ou mais resultados suspeitos. O teste de 
Grubbs é primeiramente realizado verificando a existência de um valor disperso (maior e menor valor 
observado) em cada extremidade do conjunto através da Equação abaixo . O valor de G calculado (Gc) é 
comparado com um valor crítico, em um nível de significância escolhido, normalmente 95 %. Caso o 
valor de G calculado para o valor mais discrepante seja maior que o G tabelado (Gcalc > Gtab), então a 
hipótese de que o valor é outlier é aceita, o eliminando do conjunto. Se nesta primeira análise, um dos 
dois valores for considerado disperso, ele é rejeitado, retirado do conjunto e novo teste é realizado. 
 
i
calc
x x
G
s
−
= Equação 8 
 
 Obs.: Os valores de Gtab podem ser encontrados no Anexo 2 desta apostila 
 
 
✓ Comparação de uma Média com um Valor de Referência 
 
Muitas vezes ao se analisar uma medida através de métodos quantitativos, quer-se compará-la a um 
valor de referência. Isso pode ser necessário, por exemplo, para o controle de que a concentração de um 
soluto em solução ou de um composto em uma mistura sólida esteja dentro de um nível aceitável. Esse 
tipo de abordagem é imprescindível em áreas de controle de qualidade, pois diversos produtos devem 
obedecer normas para sua liberação. Para tal, um teste simples de comparação da média de uma medida 
realizada através de um método analítico e seu valor de referência é realizado através de um teste de 
hipótese. Esse teste assume que o valor real de tal medida é igual a um valor de referência ( refx = ). 
Pela fórmula do intervalo de confiança descrita abaixo, tem-se: 
ref
s
x x t
N
 = =   Equação 9 
 
 O teste se baseia em estimar o valor da constante t na condição de hipótese em que refx = , 
como descrito acima. Esse tcalc conforme Equação abaixo é comparado ao valor de t tabelado (Anexo 1). 
 
23 
 
( )ref
calc
x x N
t
s
− 
= Equação 10 
 
 
 Caso o valor de tcalc < ttab, então pode-se dizer de que a hipótese nula de que os dois valores são 
iguais é aceita. Desta forma, pode-se afirmar que estatisticamente, dentro do nível de confiança escolhido, 
a média é igual ao valor de referência. Caso o contrário seja verdade (tcalc > ttab), então diz-se que a 
hipótese nula não é aceita,e o valor da média é diferente do valor de referência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
GRAVIMETRIA 
Gravimetria é o método analítico quantitativo clássico, que tem por objetivo isolar um elemento ou 
composto por precipitação e realizar a pesagem deste elemento ou composto definido em sua forma mais 
pura e em proporções estequiométricas, que é separado de uma amostra previamente conhecida. 
A gravimetria quantitativa depende fundamentalmente da formação de um precipitado. Os tipos de 
precipitados são, cristalinos, amorfos ou coloidais. Os mais problemáticos em termos de filtração, são os 
coloidais, por conta de suas dimensões. Precipitados coloidais têm dimensões que variam entre 0,1 
µm – 1 nm ( µm = 10-3 mm e nm = 10-6 mm), por isso, não conseguem acamar, grande parte fica em 
suspensão, flutuando no meio reacional, por terem massa muito pequena, além de sofrerem atração de 
forças coulombianas existentes no referido meio. Esta atração favorece também a íons, que não fazem 
parte do precipitado, mas que venham a ligar ao precipitado contaminando-o. Por isso, precipitados do 
tipo coloidal, não devem passar pelo processo de digestão, porque durante a digestão o precipitado fica 
em contato com a solução mãe por muito tempo e isto faria com que muitos interferentes aderissem ao 
precipitado, contaminando-o. 
Já no caso dos precipitados cristalinos ou mesmo dos amorfos (por exemplo, talco), a digestão é 
necessária, isto é, o cristal para se formar precisa ter um tempo de residência com a solução mãe bem 
maior, que caracteriza o processo de digestão. Durante este processo um núcleo precisa se formar e ao 
redor deste núcleo, outras partículas se posicionam para permitirem o crescimento do cristal. Uma série 
de cuidados devem ser tomados. 
Cuidados para uma melhor Precipitação: 
A solubilidade depende do tamanho da partícula. Partículas menores tendem a não suportar os efeitos de 
superfície, devido aos impactos sofridos pelas partículas do sólido e as partículas do solvente em seus 
constantes choques inelásticos, correntes por convecção , principalmente quando há aquecimento e 
movimento Browniano. De acordo com a Teoria de Von Weimarn, para o comportamento de partículas 
em meios super-sataturados, o tamanho da partícula de um precipitado diminui com o aumento da 
concentração dos reagentes. Na verdade, há ação de duas velocidades que se contrapõem. Uma é a 
velocidade de nucleação e a outra é a velocidade de crescimento do cristal. A velocidade de nucleação é 
a velocidade com que um precipitado, quando cristalino, tem de formar núcleos, para poder crescer 
assumindo a forma característica do seu sistema de cristalização. Claro que isto exige um certo tempo, as 
partículas precisam se encontrar para formarem o arranjo cristalino de cada tipo de precipitado. Quanto 
maior for a velocidade de nucleação, mais núcleos pequenos e imperfeitos se formarão. Os pequenos 
núcleos não suportam os choques das partículas da solução e terminam por se dissolverem, sem núcleos 
ou com um número muito pequeno, a formação do cristal ficará bem prejudicada. 
Para evitar que isto ocorra, deve-se tomar certos cuidados: 
1. Evitar a formação de muitos pequenos núcleos, utilizando-se soluções sempre bem diluídas, 
evitando-se a super-saturação local, sendo adicionada lentamente. 
2. Permanecer em repouso, por um intervalo de tempo de horas, se possível mais de um dia 
(processo de digestão) 
3. Agitação suave, mas constante 
4. Leve aquecimento 
 
Desta forma, haverá formação de poucos núcleos, porém bem formados, capazes de crescerem 
assumindo suas características. 
25 
 
A lavagem do precipitado deve ser feita sempre com soluções onde a solubilidade seja a mais baixa 
possível, garantindo que uma fração insignificante de precipitado seja perdida por lavagem. 
Muitas vezes, a água não é a melhor solução de lavagem, principalmente quando os precipitados são 
coloidais. 
Os três principais métodos gravimétricos são: gravimetria por precipitação, gravimetria por volatilização 
e eletrogravimetria. Nessa disciplina, segundo a ementa, estudaremos apenas os dois primeiros métodos 
gravimétricos. 
Gravimetria por precipitação: o analito é separado de uma solução de uma amostra como um precipitado 
e é convertido a uma espécie de composição conhecida que pode ser pesada. 
Gravimetria por volatilização: o analito é isolado dos outros constituintes da amostra pela conversão a um 
gás de composição química conhecida. O peso desse gás serve então como uma medida da concentração 
do analito. 
 
 
FORMAS DA ÁGUA EM SÓLIDOS 
A água contida nos sólidos pode se apresentar de diferentes formas, podendo estar quimicamente 
ligada ou apenas como contaminante, proveniente da atmosfera ou até mesmo da solução em que a 
substância se formou. 
Em sólidos, a análise do teor de água se complica por depender da umidade relativa do ar, da 
temperatura atmosférica e do estado de divisão do material. Estes fatores podem alterar significativamente 
a composição de uma amostra. 
As formas de água nos sólidos podem ser classificadas, numa primeira fase, como essenciais e 
não essenciais. 
 
✓ Águas Essenciais 
As águas essenciais fazem parte da estrutura cristalina ou molecular dos componentes do sólido e 
como tal se encontram presentes em quantidades estequiométricas, são elas: 
• água de cristalização 
• água de constituição 
 
Água de cristalização (ou de hidratação), é aquela encontrada em compostos cristalinos em 
proporções definidas. Apresentam-se de várias formas, podendo ocupar posições específicas na rede 
cristalina ou podendo formar ligações covalentes com cátions ou ânions. Muitos sais cristalinos formam 
compostos hidratados contendo uma ou mais moléculas de água por molécula do composto, como é o 
caso do CaC2O4.H2O (oxalato de cálcio monohidratado) e BaCl2.2H2O (cloreto de bário dihidratado), que 
são estáveis ao ar em limites de umidade. 
 
Água de Constituição é aquela que se forma a partir do hidrogênio ou hidróxidos quimicamente 
ligados ao composto, quando o mesmo sofre uma decomposição térmica. Esta água faz parte intrínseca 
da composição química do composto. É a água dos minerais hidratados. As moléculas de água não se 
apresentam explicitas, mas de maneira implícita, diferentemente da água de cristalização. 
 
26 
 
✓ Águas não essenciais 
É aquela cuja presença não é necessária para caracterizar uma espécie química. Ela é retida nos sólidos 
por forças meramente físicas e não se envolvem na proporção estequiométrica do sólido ou substância. 
Esse tipo de água é definido por 3 tipos de interação: 
• água adsorvida 
• água absorvida 
• água oclusa 
 
Água Adsorvida é aquela que fica aderida à superfície dos sólidos em contato com o ambiente úmido, 
dependendo da umidade, temperatura e da área da superfície do sólido. Esta adsorção diminui com a 
pressão parcial da água na atmosfera e com a elevação da temperatura. Uma maneira de eliminá-la é 
aquecer o sólido por uma ou duas horas a temperaturas ligeiramente superiores a 100 ºC. 
 
Água Absorvida ou Sorvida é aquela retida como uma fase condensada nos interstícios ou capilares 
dos sólidos coloidais. A quantidade de água sorvida é frequentemente muito grande, chegando a alcançar 
10 a 20 % do total da massa do sólido. A quantidade sorvida por um sólido coloidal varia enormemente 
com a pressão parcial da água, e há casos em que levam dias para o equilíbrio ser estabelecido. 
Normalmente para sua eliminação, deve-se aquecer o sólido por horas a temperaturas superiores a 150 
ºC; há casos de substâncias que suportam até acima de 200ºC, sem que sejam eliminadas completamente. 
 
Água Oclusa é aquela que se encontra em estado líquido aprisionada nas cavidades microscópicas e 
irregulares de retículos cristalinos. A água ocupa posições dos íons que compõem o cristal devido a 
alguma irregularidadeou vacância. Não se apresenta em equilíbrio com a atmosfera e, portanto, não 
apresenta variações devido à umidade relativa do ar. O aquecimento pode provocar difusão da umidade 
até a superfície, seguida de evaporação. Para total eliminação, são necessárias, comumente, temperaturas 
muito altas, bem superiores a 200 ºC para que esta água seja eliminada. Há casos em que este aquecimento 
provoca a chamada crepitação, que é o despedaçamento repentino dos cristais por pressão de vapor 
formado pela umidade contida nas cavidades internas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
GRAVIMETRIA POR VOLATILIZAÇÃO 
 
 
PRÁTICA 1: DETERMINAÇÃO DE ÁGUA DE HIDRATAÇÃO EM 
CLORETO DE BÁRIO 
 
O cloreto de bário é um sal inorgânico que pode se apresentar com diferentes graus de hidratação 
em sua estrutura cristalina. Dependendo da pressão parcial de água na atmosfera à qual esse sólido é 
exposto, diferentes niveis de hidratação podem ser atingidos através da liberação ou absorção de 
moléculas de água para sua estrutura cristalina. A forma dihidratada do cloreto de bário é a forma mais 
estável deste composto, onde a pressão parcial da água se encontra entre 6 e 21 mm Hg; esta faixa 
corresponde à umidade relativa do ar entre 25 e 88%, sendo esta a mais comum encontrada na maioria 
dos laboratórios. Se o cloreto de bário anidro for deixado nesta atmosfera, haverá absorção de umidade e 
o equilíbrio se restabelecerá (Figura 10). 
 
 
 Figura 10 – Equilíbrio do Cloreto de bário dihidratado 
 
O OBJETIVO desta prática é a determinação do número de moléculas de água que compõem, , 
um sal de cloreto de bário dihidratado, de modo a comprovar que efetivamente trata-se de um tipo de água 
essencial incluída na forma de água de cristalização ou hidratação. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1) Deve-se inicialmente eliminar a água de adsorção presente no pesa-filtro a ser utilizado. Verificar se o 
mesmo está limpo e seco, tomando o cuidado de não tocá-lo com as mãos nuas e sim com uma tira de 
papel limpo. Deve-se marcá-lo de forma a poder ser identificado posteriormente e colocá-lo na estufa, 
que deverá estar ajustada no máximo à 110 °C. Nota-se que o pesa-filtro não deve ser colocado fechado 
na estufa. A sua tampa deve ser colocada transversalmente ao corpo do pesa-filtro, deixando-o semi-
aberto. Aquecer por 30 minutos sem abrir a estufa. Por fim, retirá-lo e colocá-lo em dessecador por 
mais 20 minutos para esfriar. 
28 
 
2) Ainda sem tocá-lo com as mãos nuas, levar o pesa-filtro para a sala de balanças, de preferência, no 
interior do dessecador e pesá-lo, ao décimo de mg. Anotar sua massa cuidadosamente. 
3) Pesar por adição cerca de 0,5 g de cloreto de bário, supostamente dihidratado. Anotar a massa 
cuidadosamente. 
4) Levar o pesa-filtro contendo a amostra à estufa, à temperatura de 250°C, durante uma hora. Deve-se 
novamente evitar a abertura da estufa. 
5) Após 1 hora, retirar o pesa filtro cuidadosamente da estufa, usando uma garra metálica. Leve-o ao 
dessecador e deixe esfriar por 30 minutos. 
6) Levar o pesa-filtro à sala de balança ainda no dessecador e pesá-lo na mesma balança analítica à qual 
a massa foi aferida anteriormente. Anotar a massa cuidadosamente. 
7) Calcular a proporção molar de água em relação ao cloreto de bário e comparar sua composição 
experimental com a teórica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
GRAVIMETRIA POR PRECIPITAÇÃO 
 
PRÁTICA 02: DETERMINAÇÃO DE SULFATO EM SULFATO 
FERROSO 
 
O objetivo desta prática é ressaltar os conceitos básicos da gravimetria, que é um tipo de metodologia 
analítica muito precisa e exata. Os procedimentos gravimétricos exigem muita técnica e quase sempre são 
muito mais demorados que os métodos volumétricos ou os instrumentais. A amostra foi escolhida por 
conter quase que exclusivamente sulfato ferroso hepta-hidratado, por estar sob a forma líquida aquosa, 
que dispensa maiores cuidados, como, “abertura de amostra” e ser um produto muito consumidopor 
grande parte da população, que muitas vezes se alimenta mal. 
A hemoglobina está para o ser humano e outras espécies assim como a clorofila está para as plantas. A 
hemoglobina é uma metaloproteína, isto é, que contem metal na composição de sua estrutura. O metal 
que compõe a molécula da hemoglobina é o íon ferro (II), parte integrante dos glóbulos vermelhos também 
conhecidos como eritrócitos. Os glóbulos vermelhos são os responsáveis pelo transporte do oxigênio 
através de todo o sistema circulatório do organismo humano. Por isso, a deficiência de ferro (II), acarreta 
a chamada anemia, que é gerada quando as pessoas são privadas de alimentação, por perdas crônicas ou 
ainda interferência na absorção de ferro. Deve ficar claro, que o ferro que compõe a estrutura da 
hemoglobina é o ferro (II), o ferro(III), não faz parte da estrutura da hemoglobina, daí a necessidade de 
se ingerir ferro na forma reduzida. 
A determinação gravimétrica de ferro(II), seria muito complexa para o início deste curso, no entanto, a 
determinação de sulfato, que se encontra atrelado aos teores de ferro (II), por relações estequiométricas 
bem definidas, são bem mais simples de serem determinadas, muito precisas e exatas. Assim, nesta 
prática, será determinado o teor de sulfato e se houver interesse, converter o resultado em teor de sulfato 
 
Cuidados para uma melhor Precipitação: 
A precipitação de sulfato, como sulfato de bário, embora seja uma técnica simples, requer muito cuidado 
para que a formação do precipitado ocorra de forma adequada, caso contrário, o precipitado torna-se muito 
fino, acarretando perdas consideráveis durante a filtração. Entretanto, uma vez formado, torna-se muito 
difícil de se solubilizar, a não ser em condições muito enérgicas de acidez e temperatura. Por conta desta 
característica é que o sulfato de bário, em suspensão, é muito usado como contraste em práticas 
radiológicas, para identificar tecidos e processos biológicos do trato intestinal. É administrado via oral ou 
retal, sob a forma de suspensão, com a finalidade de se obter um contraste em vários segmentos do tubo 
digestivo. Compostos de bário são extremamente venenosos, mas, o sulfato de bário em meio pouco ácido 
ou neutro apresenta solubilidade extremamente baixa, praticamente nenhuma, por isso é tão utilizado nos 
procedimentos radiológicos, ainda que por via oral. 
Muitas vezes, a água não é a melhor solução de lavagem, principalmente quando os precipitados são 
coloidais. No caso do sulfato de bário, não há maiores problemas, mas como o produto escolhido como 
amostra contem muito excipientes difíceis de serem solubilizados com água fria, preferiu-se lavar com 
água bem quente que não afeta o precipitado de BaSO4, mas solubiliza razoavelmente as impurezas. 
30 
 
O precipitado formado apresenta composição química definida, por isso, não precisa de maiores 
aquecimentos. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Em primeiro lugar deve-se conhecer melhor o produto a ser analisado, há duas modalidades líquidas do 
produto, uma em concentração mais baixa, disponível no mercado, para que se possa consumir em 
volumes maiores e outra em concentração mais elevada para que seja consumida em gotas. 
Far-se-á uso da solução mais concentrada, por dois motivos: a) como a concentração é mais elevada, 
pode-se usar menores volumes nas determinações sendo mais econômico; b) contém menores 
concentrações de aromatizantes e corantes e outros excipientes que normalmente acarretam problemas 
durante a etapa de lavagem. 
Cálculo da quantidade de amostra a ser tomada. 
Partindo-se do princípio de que o produto é confiável e que portanto o teor especificado no rótulo é 
verdadeiro, pode-se determinar a concentração molar do produto em questão. 
Informações contidas no rótulo: 
Sulfato Ferroso hepta-hidratado 125mg/mL – gotas – 30 mL – uso adultoe pediátrico – Sabor framboesa 
125 mg - em 1 mL ou 125 g em 1 Litro 
M.M. (FeSO4 . 7 H2O) = 278,02 
M.M. (BaSO4) = 233,40 
M.M.(SO4=) = 96,062 
Pela estequiometria 1 mol de sulfato ferroso hepta –hidratado, equivale a 1 mol de sulfato de bário, que 
por sua vez equivale a 1 mol de sulfato. 
Assim : (massa/ Mol ) = número de moles 
125g/ 278,02 = 0,4496 moles ou 0,450 moles por litro de solução 
A concentração da solução será 0,45 M 
Se desta solução for tomada uma alíquota de 10,00 mL, haverá 4,5 mmoles ou ainda 
4,50 x 10-3moles. 
Para se obter a massa de sulfato de bário a ser gerada, basta multiplicar pela M.M (BaSO4) = 1,050 g 
Esta será a massa de sulfato de bário teórica a ser obtida, caso se tome uma alíquota de 10,00 mL da 
solução amostra. 
O que torna o procedimento viável. 
Procedimento: 
1) Ler atentamente e anotar as informações contidas no rótulo da amostra. 
31 
 
2) Em um becker de 250 mL, transferir quantitativamente, 10,00 mL da solução amostra medidos 
com pipeta volumétrica (Volume da amostra). 
3) Adicionar 25 mL de HCl 6M , medidos em proveta. Esta etapa serve para acidificar o meio de 
forma a se obter um pH próximo de zero, onde a precipitação dos íons ferro(II), torna-se pouco 
provável. Lembrando que o Kps do Hidróxido de Ferro(II) é 10-15. Com isto, além da não 
precipitação do ferro(II), quaisquer outros interferentes não deverão precipitar. 
4) Avolumar a solução do becker até 150 mL 
5) Aquecer a solução até sentir que está ficando difícil tocar o becker com as mãos. 
6) Retirar o becker da chapa de aquecimento. Adicionar lentamente 25 mL da solução de BaCl2 5%, 
medidos em proveta, agitando com bastão, de forma a apenas homogeneizar a solução, sem muito 
vigor. 
7) Cobrir a solução do becker com vidro de relógio. Deixar em repouso até a próxima aula. 
8) Colocar o cadinho de Gooch, número 4 ou o adequado para a filtração de precipitados finos, para 
aquecer em estufa, de forma a eliminar a água de adsorção, eventualmente existente. Lembrar 
que não se deve tocá-lo com as mãos nuas, sempre com uma tira de papel branco. Lembre-se 
também de marcá-lo adequadamente par não se confundor com os outros cadinhos,Coloque-o sob 
aquecimento a 110º C, por 30 minutos. 
9) Retirá-lo da estufa, sem tocá-lo com as mãos nuas, sempre com uma tira de papel em branco e o 
posicione em um dessecador para esfriar. 
10) Retomar o becker, sem agitar a solução. Adicionar, mais 5 mL de BaCl2 5%, também medidos 
com proveta. Agitar suavemente a solução para homogeneizar. 
11) Aquecer a solução, até verificar que se torna difícil colocar a mão no becker. 
12) Deixar esfriar a solução, até que atinja a temperatura ambiente. 
13) Enquanto a solução esfria, deve-se pesar o cadinho de Gooch, devidamente marcado, em balança 
analítica, com precisão até o décimo de mg. 
14) Proceder a filtração quantitativa, a vácuo, fazendo uso do bastão de vidro e mais ao final, quando 
restar muito pouco precipitado no becker, fazer uso do “policial” para limpar adequadamente a 
vidraria. 
15) Lavar abundantemente o precipitado com água quente. Quanto mais quente estiver a água, mais 
rápidamente os resíduos do meio contendo excipiente serão eliminados. O precipitado deve se 
apresentar branco. 
16) Levar o cadinho filtrante à estufa à temperatura de 150ºC, por 40 minutos. O cadinho não deverá 
ser tocado com as mãos nuas. 
17) Retirá-lo da estufa, sem tocá-lo com as mãos nuas e inserí-lo no dessecador por 25 minutos. 
18) Ainda, sem tocá-lo com as mãos nuas, pesá-lo em balança analítica até o décimo de mg. 
19) A diferença entre as massas fornecerá a massa de sulfato de bário, equivalente a 10 mL de 
amostra. 
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20) Calcular a massa de sulfato presente no sulfato ferroso hepta-hidratado, obtida e comparar com o 
valor teórico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
PRÁTICA 03 – DETERMINAÇÃO GRAVIMÉTRICA DE NÍQUEL 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1. Pipetar 10,00 mL da solução amostra com pipeta volumétrica e transferir para bequer de 400 mL. 
Juntar 4 gotas de HCl concentrado até reação ácida e diluir a 100 mL com água destilada. 
2. Aquecer a solução a 60 – 80 ºC (uma solução entre 40 e 50 ºC pode ser tocada com as mãos sem 
proteção, acima disto, torna-se difícil o toque) e adicionar 20 mL de solução alcoólica 1 % de 
dimetilglioxima (ligeiro excesso). 
3. Logo em seguida, juntar NH4OH (1:1) gota a gota, agitando sempre até reação fortemente 
amoniacal (detectada pelo odor característico) 
4. Deixar a solução sobre placa de aquecimento ± 90 ºC, durante 30 minutos, coberto com vidro de 
relógio. Deve-se evitar que a solução ferva para que não chegue a projetar. Verificar se a 
precipitação foi completa, adicionando algumas gotas (3 a 4 gotas) de dimetilglioxima e aquecer 
por mais um minuto. 
5. Deixar esfriar a temperatura ambiente durante 30 minutos. 
6. Filtrar a solução usando cadinho de vidro sinterizado e auxílio de vácuo, decantando primeiro o 
líquido tão límpido quanto possível. 
7. Ainda conservando o precipitado no interior do bequer, lavar com pequenas porções de água fria, 
lavando bem as paredes do bequer. As lavagens devem continuar até que as águas de lavagem 
não apresentem vestígios de Cl-, o que pode ser verificado com auxílio de algumas gotas de 
AgNO3 em vidro de relógio. 
8. Carrear cuidadosamente o precipitado para o cadinho, com auxílio de pequenas porções de água 
fria, lavando bem o bequer após a transferência do precipitado. 
9. Levar o cadinho à estufa (110 a 120 ºC) por 50 minutos 
10. Deixar esfriar em dessecador por 20 minutos. 
11. Pesar na mesma balança em que foi pesado o cadinho ao ser levado a peso constante. 
CÁLCULOS PARA RELATÓRIO: 
1. Calcular a massa de Ni na amostra a partir da massa de Ni(DMG)2 obtido. 
2. Calcular a concentração de Ni na amostra em: 
a) g L-1 
b) % m/m 
Dados: M.A. Ni = 58,69 
 MM (Ni(C4H7O2N2)2) = 288,77 
 FG = Ni = 0,2032 
 Ni(DMG)2 
34 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VOLUMETRIA 
35 
 
A análise volumétrica (ou volumetria, ou titulometria, ou titrimetria) é a técnica analítica 
quantitativa baseada no princípio da medida experimental do volume de uma solução, de concentração 
conhecida, que reage quantitativamente com um volume conhecido da solução que contém a substância 
cujo a concentração deseja ser determinada. A solução de concentração exatamente conhecida é chamada 
de solução padrão. A massa/concentração da substância a ser determinada é calculada a partir do volume 
da solução padrão que foi usado, da equação química e das massas molares relativas das espécies que 
participam da reação. 
Na análise volumétrica, o procedimento em que uma solução padrão é adicionada lentamente (de 
uma bureta) a uma solução de um analito até que a reação entre os dois se complete é denominado 
titulação. O reagente de concentração conhecida é denominado titulante, e a espécie a ser titulada, 
titulado; o ponto em que é completada a reação é denominado Ponto de Equivalência (PE) ou ponto final 
teórico. Experimentalmente, o término da titulação é observado por uma alteração química, física ou 
físico-química do sistema; em Química Analítica Clássica, essa mudança em geral se dá pela alteração de 
cor de uma substância adicionada ao meio a ser titulado, denominada indicador. O momento em que se 
procede essa modificação é denominado Ponto Final (PF) da titulação. 
Numa titulação ideal, o ponto final coincidirá com o ponto de equivalência. Na prática, por se 
tratar de um procedimento experimental, normalmente, há uma diferença pequena entre os valores, 
denominada erro da titulação. O indicador e as condições experimentais devem ser bem escolhidos para 
minimizar ao máximo este erro. 
Para que uma reação seja possível de ser aplicada na análisevolumétrica clássica (as únicas que 
serão abordadas neste curso) é necessário que: 
• seja uma reação simples, capaz de ser expressa por uma equação química; 
• a espécie a ser titulada seja capaz de reagir quantitativamente com o reagente titulante em 
proporções estequiométricas/equivalentes; 
• a reação seja rápida, ou capaz de ser acelerada pelo uso de um catalisador; 
• disponha-se de um indicador que, pela alteração visual (cor ou formação de precipitado), possa 
definir o ponto final da reação. 
 
A Análise Volumétrica pode ser realizada baseando-se nos seguintes tipos de reações: 
1 - reações de neutralização, 
2 - reações de precipitação, 
3 - reações de oxidação-redução, 
4 - reações de complexação 
Uma questão importante numa titulação é a escolha do padrão a ser utilizado. Na volumetria, alguns 
reagentes são adotados em concentrações definidas, como soluções de referência. Estas substâncias são 
conhecidas como padrão primário. 
 
 
Padrões primários 
36 
 
Um padrão primário é uma substância pura ou facilmente purificável, que serve como material de 
referência em volumetria. A precisão do método é criticamente dependente das propriedades dessa 
substância. Os seguintes requisitos são importantes para um padrão primário: 
a. Alta pureza; 
b. Estabilidade à atmosfera; 
c. Ausência de água de hidratação para que a composição do sólido não se altere com as variações na 
umidade; 
d. Custo baixo; 
e. Boa solubilidade; 
f. Massa molar razoavelmente grande para que o erro relativo associado com a pesagem do padrão seja 
minimizado. 
g. Permanecer inalterado durante a estocagem. 
Soluções padrão 
Solução padrão primário é aquela cuja estabilidade é suficiente para que sua concentração seja 
determinada uma única vez. São obtidas através da solubilização de substâncias padrão primário. 
Poucos reagentes apresentam as características de um padrão primário, logo, o procedimento correto é 
titular a solução reagente utilizando uma solução padrão primário para determinar a sua concentração 
exata. A este processo dá-se o nome de padronização (processo no qual a solução a qual se deseja 
determinar a concentração exata é titulada contra um volume conhecido de uma solução padrão primário 
ou em alguns casos de uma solução padrão secundário previamente analisada). Uma solução que é 
padronizada contra um padrão primário, geralmente, é chamada de solução padrão secundário, e está 
sujeita a incertezas maiores que a da solução padrão primário. 
Indicadores 
Uma maneira de detectar o ponto final de uma titulação é através do uso de indicadores visuais, que são 
espécies químicas que geralmente, mudam de cor. No caso da volumetria por neutralização, os indicadores 
são ácidos ou bases orgânicas (fracos para não influenciar na titulação) onde a forma associada tem uma 
cor e a dissociada (seu par conjugado) possui outra cor. Como se trata de um ácido ou uma base fraca, 
estes possuem constante de equilíbrio e o mesmo, é deslocado de acordo com o pH do meio, prevalecendo 
assim uma de suas formas. 
HInd ↔ H+ + In- 
KHInd = [H+] x [Ind-] / [HInd] (Equação 11) 
Logo: 
pH= pKa – log [HIn] / [In-] (Equação 12) 
Para que o olho humano possa perceber a variação de cor do indicador é necessário que a relação entre 
[HIn] / [In-] seja 10 ou 1/10, onde: 
- Se a relação for 10 percebe-se a cor da forma associada; 
37 
 
- Se for 1/10 percebe-se a cor da forma dissociada. 
Podemos dizer que: 
- Para [HIn] / [In-] = 10, então: pH= pKHInd – 1 
- Para [Hin] / [In-] = 1/10, então: pH = pKHInd + 1 
Sendo assim, pH = pKHInd ± 1. Este intervalo de pH é o que chamamos de faixa de viragem do indicador. 
Observação: a relação de 10/1 e 1/10 é uma generalização, essa relação varia de indicador para indicador, 
sendo assim, uma aproximação. No entanto, como na faixa de pH de viragem se estabelece a relação entre 
as concentrações das espécies químicas em que se pode ver a predominância de uma sobre a outra, e esta 
proporção entre uma e a outra deve ser semelhante, sendo a relação estabelecida para a predominância de 
cada espécie uma inverso da outra, ou seja, – log [HIn] / [In-] deve dar valores iguais, sendo um negativo 
e outro positivo, logo estes valores devem ser equidistantes do pKHInd. A Tabela 4 a seguir apresenta 
alguns indicadores ácido-base e suas faixa de viragem de pH. 
 
 Tabela 4: Alguns indicadores ácido-base e suas respectivas cores de acordo com pH 
Nome usual Intervalo de Transição, pH Mudança de cor 
Ácido Base 
Violeta de metila 0,5 – 1,5 Amarelo Azul 
Azul de timol 1,2 – 2,8 Vermelho Amarelo 
 8,0 – 9,6 Amarelo Azul 
Amarelo de metila 2,9 – 4,0 Vermelho Amarelo 
Alaranjado de metila 3,1– 4,4 Vermelho Amarelo 
Verde de Bromocresol 3,8 – 5,4 Amarelo Azul 
Vermelho de metila 4,2 – 6,3 Vermelho Amarelo 
Vermelho de clorofenol 4,8 – 6,4 Amarelo Vermelho 
Azul de Bromotimol 6,0 – 7,6 Amarelo Azul 
Vermelho de fenol 6,4 – 8,0 Amarelo Vermelho 
Vermelho neutro 6,8 – 8,0 Vermelho Laranja - Amarelado 
Fenolftaleína 8,0 – 9,6 Incolor Vermelho 
Timolftaleína 9,3 – 10,5 Incolor Azul 
Amarelo de Alizarina 10,1 – 12,0 Incolor Violeta 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICAS REFERENTES À VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
38 
 
O objetivo de uma titulação de uma solução alcalina com uma solução padrão de um ácido é a 
determinação da quantidade de ácido que é exatamente equivalente, quimicamente, à quantidade de base 
presente. O resultado é uma solução aquosa do sal correspondente. Se tanto o ácido como a base forem 
eletrólitos fortes, a solução resultante será neutra e terá pH = 7, desconsiderando o conceito de atividade 
e admitindo força iônica desprezível. Mas, no caso em que o ácido ou a base é um eletrólito fraco, o sal 
resultante sofre hidrólise em certa extensão e, consequentemente, no ponto de equivalência, a solução 
apresentar-se-á ligeiramente alcalina ou ligeiramente ácida. O pH exato da solução pode ser calculado a 
partir da constante de ionização do ácido fraco ou da base fraca e da concentração da solução. Em qualquer 
titulação real, o ponto final correto será caracterizado por um valor bem definido da concentração do íon 
hidrônio na solução, cujo valor depende da natureza do ácido e da base. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
 
PRÁTICA 04: PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE 
HIDRÓXIDO DE SÓDIO (NaOH) APROXIMADAMENTE 0,1mol L-1 
 
Biftalato de potássio (hidrogenoftalato de potássio, KHC8H4O4), é o padrão primário ideal para 
bases fortes. No comércio é encontrado com uma pureza de 99,95%, enquanto que na National Bureau of 
Standards essa pureza pode ainda ser maior. É estável a temperaturas de até 135 °C, não é higroscópico, 
é solúvel em água e tem alta massa molar (204,23 g/mol). É um ácido fraco monoprótico (Ka = 3,91 x 10-
6 ), portanto, o pH do ponto de equivalência, quando titulado com uma base forte, se localiza na região 
alcalina, conseqüentemente, a solução da base deve estar livre de carbonato. 
A reação de neutralização de uma base com o Biftalato de potássio é: 
 
 
 
1. Preparo de 250 mL de uma solução aproximadamente 0,1 M de NaOH: 
a. Colocar cerca de 100 mL de água destilada em uma proveta com graduação mínima de 500 mL e 
adicionar _______ mL de uma solução concentrada (50 % m/v) e límpida de hidróxido de sódio; 
b. Completar o volume com água destilada até o traço de referência de 250 mL e homogeneizar a solução 
com o auxílio de um bastão de vidro; 
c. Guardar a solução preparada em um frasco de polietileno limpo, identificado e previamente rinsado 
com a mesma. 
 
2. Padronização da solução de NaOH pelo biftalato de potássio: 
a. Preparar a bureta com a solução de NaOH ~0,1 M; 
b. Tranferir 5,00 mL da solução de biftalato de potássio para um erlenmeyer com o auxílio de uma pipeta 
volumétrica; 
c. Acrescentar ao erlenmeyer 30 mL de água destilada e 2 gotas do indicador fenolftaleína(faixa de 
viragem na escala de pH: 8,0-10,0); ou timolftaleína (faixa de viragem 9,4 – 10,6) como indicador. 
 
d. Titular a solução de biftalato de potássio com a solução preparada de NaOH, até a viragem do indicador 
de incolor para rosa (fenolftaleína) ou azul (timolftaleína); 
e. Repetir o procedimento de titulação até que se encontrem dois volumes concordantes em 0,20 mL; 
 
3. Cálculos: 
Dados: 
 MM(C6H4COOK.COOH) = 204,22 g.mol-1 
 MM(NaOH) = 40,00 g.mol-1 
a. Calcule a concentração em mol L-1 da solução de biftalato de potássio a partir da concentração expressa 
no rótulo; 
b. Calcule a concentração em mol L-1 da solução de NaOH. 
 
 
 
40 
 
PRÁTICA 05: PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE ÁCIDO 
CLORÍDRICO (HCl) APROXIMADAMENTE 0,1mol L-1 
Reação de neutralização de HCl com NaOH. 
 
 
1. Preparo de 250 mL de solução aproximadamente 0,1 mol L-1 de HCl: 
a. A partir dos dados do rótulo do HCl PA, calcular o volume necessário para preparar 250 ml de solução 
0,1000 mol.L-1. 
b. Colocar cerca de 100 mL de água destilada em uma proveta com capacidade mínima para 500 mL e 
com auxílio de um bastão de vidro transferir _______ mL de uma solução concentrada e límpida de ácido 
clorídrico para a proveta (procedimento deve ser realizado em capela); 
c. Completar o volume com água destilada até o traço de referência de 250 mL e homogeneizar a solução 
com o auxílio de um bastão de vidro; 
d. Guardar a solução preparada em um frasco de vidro limpo, identificado e previamente rinsado com a 
mesma. 
 
2. Padronização da solução de HCl pela solução de NaOH padronizada: 
a. Preparar a bureta com a solução de NaOH padronizada; 
b. Transferir 10,00 mL da solução de ácido clorídrico para um erlenmeyer de 250 mL com o auxílio de 
uma pipeta volumétrica; 
c. Acrescentar ao erlenmeyer cerca de 30 mL de água destilada e 2 gotas do indicador fenolftaleína; 
d. Titular a solução de ácido clorídrico com a solução padronizada de NaOH, até a viragem do indicador 
(de incolor para rosa claro); 
e. Repetir o procedimento de titulação até obter dois volumes concordantes. 
 
3. Cálculos: 
Dados: 
MM (HCl) = 36,5 g mol-1 
Densidade = 1,19 g.ml-1 
Pureza = 37,5 % m/m 
 
 
a. Calcule a concentração exata em mol L-1 da solução de ácido clorídrico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
PRÁTICA 06: DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO VINAGRE 
O vinagre é o produto da fermentação de certas bebidas alcoólicas, particularmente do vinho. 
Nessa fermentação, microorganismos da espécie Mycoderma aceti transformam o álcool etílico 
(CH3CH2OH) em ácido acético (CH3COOH), o que faz com que o vinho, após a fermentação, tenha cerca 
de 4 a 5 % de ácido acético e seja chamado de vinagre (vinho azedo). O teor de ácido é, normalmente, 
determinado volumetricamente, por neutralização com solução padronizada de NaOH. 
Neste tipo de titulação (cuja reação é completa), o ponto de equivalência é superior a 7 devido o 
sal formado (que está em solução aquosa), derivar de um ácido fraco e uma base forte. Como o ácido é 
fraco, sua base conjugada é forte, ocorrendo a hidrólise alcalina do mesmo, formando íons hidroxila e 
aumentando o pH. 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻 ⇌ 𝑁𝑎
+𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)
− + 𝐻2𝑂(𝑙) 
 
1. Preparação da solução de vinagre 
a. A partir do teor de ácido acético indicado no rótulo do frasco de vinagre, calcular a concentração, 
aproximada, de ácido acético em mol.L-1; 
b. Calcular a alíquota de vinagre necessária para preparar 100 mL de uma solução 0,1 mol.L-1; 
c. Transferir, quantitativamente, o volume de vinagre para um balão volumétrico de 100,00 mL. Aferir o 
balão com água destilada e homogeneizar. 
 
2. Titulação do ácido acético no vinagre 
a. Aferir a bureta previamente rinsada, com a solução padronizada de NaOH; 
b. Transferir uma alíquota de 10,00 mL da solução de trabalho (solução diluída de vinagre) para um 
erlenmeyer com auxílio de uma pipeta volumétrica; 
c. Adicionar 25 mL de água destilada e 2 gotas de fenolftaleína; 
d. Titular a solução de ácido acético com a solução padronizada de NaOH, até a viragem do indicador (de 
incolor para rosa); 
e. Repetir o procedimento de titulação até obter dois volumes concordantes. 
 
3. Cálculos: 
Dados: 
MM (NaOH) = 40,00 g.mol-1 
MM (CH3COOH) = 60,05 g.mol-1 
a. Concentração em mol L-1 da solução de vinagre; 
b. Teor em % m/v de ácido acético no vinagre 
 
 
 
42 
 
PRÁTICA 07: DOSAGEM DE H3PO4 EM ÁCIDO FOSFÓRICO 
COMERCIAL 
O fósforo forma diversos ácidos, os mais importantes são o ácido meta-fosfórico (HPO3) e piro-
fosfórico (H4P2O7), porém o ácido orto-fosfórico, H3PO4, possui destaque por seu uso amplo industrial, 
na indústria química é utilizado na fabricação de fertilizantes agrícolas, na produção de carvão, na 
formulação de detergentes, entre outros; na indústria alimentícia, é empregado como acidulante de 
refrigerantes (principalmente os de cola), doces, molhos para saladas, etc e na indústria farmacêutica é 
utilizado na obtenção de insulina, produção de antibióticos, fortificantes, etc. Tanto o meta quanto o piro-
fosfórico se transformam lentamente no orto-fosfórico. 
O Ácido Fosfórico, mas corretamente chamado de ácido orto-fosfórico, é obtido pela oxidação 
do fósforo por meio do ácido nítrico ou por ebulição dos ácidos meta e piro fosfóricos em água. Quando 
puro, é sólido, porém comumente é encontrado em solução xaroposa contendo 85% de H3PO4. Conforme 
o número de átomos de hidrogênio substituídos, são derivadas três séries de sais conhecidos como, fosfato 
de sódio primário, NaH2PO4; fosfato de sódio secundário, Na2HPO4 e fosfato de sódio terciário, Na3PO4. 
Os sais em solução sofrem hidrólise parcial. O ácido orto-fosfórico, H3PO4, forma cristais transparentes 
como água, que são muito higroscópicos e sem demora se transformam num líquido viscoso por exposição 
ao ar. O anidrido, P2O5, é uma substância branca parecida com a neve, quando exposto ao ar, absorve 
água rapidamente sendo, por isso, um dos dessecadores mais eficientes para gases. 
Observando-se as constantes de dissociação do ácido fosfórico percebe-se que o primeiro 
hidrogênio corresponde a um ácido relativamente forte; o segundo hidrogênio, ioniza-se 
aproximadamente no mesmo grau do primeiro hidrogênio do ácido carbônico. Já o terceiro hidrogênio do 
ácido fosfórico mal se ioniza. 
No caso da titulação do ácido fosfórico em meio aquoso existem os seguintes equilíbrios: 
𝐻3𝑃𝑂4 ⇌ 𝐻
+ + 𝐻2𝑃𝑂4
− 𝐾1 = 6,9 . 10
−3 
𝐻2𝑃𝑂4
− ⇌ 𝐻+ + 𝐻𝑃𝑂4
2− 𝐾2 = 6,2 . 10
−8 
𝐻𝑃𝑂4
2− ⇌ 𝐻+ + 𝑃𝑂4
3− 𝐾2 = 4,8 . 10
−13 
𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻
+ + 𝑂𝐻− 𝐾𝑤 = 1,0 . 10
−14 
Observação: não existem prótons desassociados em um meio, porém H+ está sendo usado nas equações 
acima para fins didáticos. 
As constantes de dissociação demonstram a capacidade que o ácido tem de se dissociar; quanto 
maior a constante, maior a capacidade de dissociação. Outro detalhe, é a diferença entre as referidas 
constantes de dissociação. Se a razâo entre elas for maior ou igual a 104, fica definido que a diferença 
entre a dissociação de uma espécie para a outra é de 10.000 vezes, isto é, haverá uma espécie dissociada 
numa proporção 10.000 vezes maior que a outra. Assim, somente depois que a primeira espécie se 
dissociou quase que completamente é que a outra espécie começará sua dissociação. Tudo isto ocorre em 
função da variação do pH, ou seja, em função da concentração de hidrogênio no meio reacional. Quanto 
menor for o pH, maior será a tendência de se ter a espécie H3PO4 e menor será a probabilidade de ser ter 
PO4-3. A probabilidade de se ter íons fosfato livres em pH = 2 será aproximadamente 10-10, ou seja, 
10.000.000.000 (10 bilhões de vezes menor). De posse destes dados, pode-se chegar a uma conclusão 
muito interessante, cada um dos seus três hidrogênios são ionizáveis separadamente, porque a dissociação 
de uma das espécies não interfere na outra. Mas nem tudo é assim tãosimples. Deve-se observar que a 
terceira constante de dissociação é muito baixa. Isto demonstra que a terceira dissociação praticamente 
43 
 
não ocorre, ou seja, por mais alto que seja o pH, o íon PO4-3, não se dissociará significativamente. O que 
inviabiliza a titulação do terceiro hidrogênio do ácido fosfórico. 
 Neste caso, como a relação entre K1/K2 = 1,2x105, o primeiro e o segundo hidrogênio podem ser 
titulados separadamente. Em relação ao segundo e terceiro hidrogênios, como K2/K3 > 104, podem ser 
titulados separadamente, porém, o terceiro hidrogênio não pode ser titulado, uma vez que não se pode 
esquecer da presença do solvente no meio (H2O). O produto iônico da água, a 25 °C e 1 atm. é 10-14, ou 
seja, sua relação com K3 é menor do que 104 e, portanto, não se poderia saber durante a titulação se o H+ 
titulado é proveniente da ionização da água ou do HPO42-. 
Numa curva de titulação, uma das principais características é que, próximo ao ponto final da 
titulação, deva ocorrer uma variação brusca da concentração de H+, representada por uma variação de 
algumas unidades de pH, é o chamado ∆pH, e sinalizada pela variação de coloração do indicador. Se a 
variação de pH for muito pequena, de uma ou duas unidades apenas, esta variação não será perceptível, 
isto é, não poderá ser detectada pelo indicador e consequentemente não será sinalizada. Isto é exatamente 
o que ocorre com a titulação do terceiro hidrogênio do ácido fosfórico. 
Nessa prática, o objetivo é titular H3PO4, com uma base forte, NaOH 0,1 mol.L-1 devidamente 
padronizado. 
Deve ficar claro, que os três hidrogênios do ácido fosfórico são tituláveis e perceptíveis por outras 
metodologias, como por exemplo, titulação potenciométrica, onde o que é medido é o potencial, mas por 
titulação de neutralização, com uso de indicadores, só se consegue observar dois dos três hidrogênios do 
ácido. 
A construção ponto a ponto da curva de titulação, não faz parte do curso de aulas práticas, mas é parte 
integrante do curso de teoria, que é ministrado concomitantemente. 
Qual a estequiometria da reação ? 
Na primeira titulação, quando apenas o primeiro hidrogênio ácido deverá ser titulado, a 
estequiometria será proporcional ao número de hidrogênios neutralizados, portanto será de um íon H+ 
para um íon OH-, 1:1. 
Na segunda titulação, ocorrerá a neutralização do segundo hidrogênio ácido do H3PO4, ou seja, 
serão neutralizados 2 hidrogênios. Dois íons H+ = Um íon OH-, 2:1 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
O objetivo desta prática é dosar a acidez do ácido fosfórico concentrado P.A. e a quantidade de 
ácido fosfórico em fortificante comercial. 
Pergunta-se: 
a) Quais são os indicadores mais recomendados para a titulação do 1° hidrogênio? 
b) Quais são os indicadores mais recomendados para a titulação do 2° hidrogênio? 
 
1. Preparo da amostra de ácido fosfórico: 
44 
 
a. Calcular o volume de H3PO4 P.A. necessário, a partir das indicações do rótulo (normalmente, 
densidade = 1,71 g mL-1 e % m/m = 85,0), de modo a preparar 250,00 mL de solução 0,05 mol 
L-1. 
b. Transferir, com o auxílio de bureta ou pipeta volumétrica, o volume calculado para o balão 
volumétrico de 250,00 mL. 
c. Aferir o volume do balão volumétrico com água destilada e homogeneizar. 
2. Titulação do 1º hidrogênio (pH = 4,7): 
a. Encher a bureta, previamente rinsada, com a solução padronizada de NaOH mol. L-1; 
b. Transferir com pipeta volumétrica 10,00 mL da amostra de ácido fosfórico (preparada no item 
1) para um erlenmeyer; 
c. Adicionar 30 mL de água destilada e 1 gota do indicador azul de bromo-cresol (pH de 
3,8/amarelo a 5,4/azul) ou alaranjado de metila (pH 3,1/vermelho a 4,4/amarelo). 
d. Titular a solução preparada com a solução padronizada de NaOH até a viragem do indicador 
utilizado. 
e. Repetir a titulação até obter, pelo menos, dois volumes concordantes. 
3. Titulação do 1º e do 2º hidrogênio (pH = 9,7) 
a. Aferir a bureta com a solução padronizada de NaOH. 
b. Em um outro erlenmeyer, transferir, com pipeta volumétrica, 10,00 mL da amostra de ácido 
fosfórico (preparada no item I) 
c. Adicionar 30 mL de água destilada e 2 gotas do indicador timolftaleína (pH de 8,3/incolor a 
10,5/azul pálido); 
d. Titular a solução preparada com a solução padronizada de NaOH até a viragem do indicador 
de incolor para azul claro; 
e. Repetir a titulação até obter, pelo menos, dois volumes concordantes. 
f. Calcular a porcentagem de H3PO4 na amostra original. 
4. Titulação do 1° hidrogênio de um fortificante comercial 
a. Homogeneizar o frasco da amostra de fortificante. 
b. Transferir uma alíquota de 5,00 mL da amostra, com o auxílio de pipeta volumétrica, para um 
erlenmeyer. 
c. Adicionar, 50 mL de água destilada e 2 gotas do indicador verde de bromo-cresol (pH de 
3,8/amarelo a 5,4/azul); 
d. Encher a bureta com a solução padronizada de NaOH. 
45 
 
e. Titular a amostra de fortificante com a solução padronizada de NaOH até a viragem do 
indicador de amarelo para esverdeado; 
f. Repetir a titulação até obter, pelo menos, dois volumes concordantes. 
 
5. Titulação do 2º hidrogênio de uma fortificante comercial 
a. Homogeneizar o frasco da amostra do fortificante. 
b. Transferir, com o auxílio de pipeta volumétrica, 5,00 mL para um erlenmeyer. 
c. Adicionar 50 mL de água destilada e 2 gotas do indicador timolftaleína (pH de 8,3/incolor a 
10,5/azul pálido); 
d. Titular a solução preparada com a solução padronizada de NaOH até a viragem do indicador 
de incolor para azul; 
e. Repetir até obter, pelo menos, dois volumes concordantes. 
6. Cálculos: 
Dados: 
densidade = 1,71 g mL-1 
% m/m = 85,0 
MM(H3PO4) = 98,00 g.mol
-1 
a. Verificar a relação entre os volumes médios obtidos nas duas titulações. 
b. Calcular a percentagem de H3PO4 a partir do volume da titulação dos hidrogênios titulados e 
comparar com o valor de referência. 
c. Calcular a quantidade, em mg, de H3PO4 na amostra de fortificante e comparar com o valor 
de referência. 
 
46 
 
PRÁTICA 08: DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ACETIL SALICÍLICO (AAS) 
EM COMPRIMIDOS 
O ácido salicílico, presente em diversas plantas usadas em medicamentos e principalmente nas 
folhas de salgueiro (Salix) ou chorão, é conhecido a mais de 3500 anos. Em diversos papiros datados de 
mais de 1500 a.C. recomendava-se o uso de infusão de folhas secas de murta para alívio de dores 
reumáticas. Mil anos depois de Hipócrates (460 a.C - 370 a.C.), o pai da Medicina, prescrevia sucos da 
casca do salgueiro, para aliviar as dores do parto e diminuir a febre. Somente centenas de anos mais tarde 
se deu o nome de salicilato a esta substância capaz de aliviar dores e febre, o Ácido Acetil Salicílico ou 
AAS, (C9H8O4), conhecido popularmente como ASPIRINA, nome de uma marca que se tornou comum 
em fármacos da família dos salicilatos. Em 1827, o princípio ativo, a salicina, foi isolada. Dele se extrai 
o álcool salicílico, que pode ser oxidado a ácido salicílico (Figura 11). 
 
 Figura 11 - Ácido Salicílico 
 
Em 1853, o químico francês Charles Frédéric Grehardt descobriu que trocando o átomo de 
hidrogênio no grupo hidroxila (-OH) por um grupo acetila (-COCH3), ocorria um enfraquecimento da 
acidez do ácido carboxílico (-COOH), originando o ácido acetil salicílico. Em 1899, a empresa Bayer 
chamou a droga de Aspirina e sua popularidade cresceu, principalmente durante a primeira metade do 
século XX. A aspirina é um dos medicamentos mais utilizados no mundo, com consumo estimado em 
40.000 toneladas anuais. Mais de 216 milhões de pessoas fazem uso deste medicamento. É o terceiro 
analgésico mais vendido no mundo. É um medicamento usado como analgésico, antipirético e anti-
inflamatório. Atualmente, está comprovado que para pacientes que tiveram ataque cardíaco, o risco de 
morte diminui consideravelmente com seu uso. O uso prolongado ajuda a evitar ataques cardíacos, 
acidentes vasculares cerebrais (AVC)e coágulos sanguíneos. 
O objetivo dessa prática é a determinação do Teor de AAS em um produto comercial por titulação 
com NaOH padronizado, determinando o grau de pureza do produto comercializado. 
Há várias maneiras de se fazer esta determinação, por titulação direta ou indireta. A forma 
adotada, nesta prática, será a titulação direta. 
A titulação indireta seria mais adequada, porém a reação é muito lenta, se a amostra não estiver 
pulverizada. Nesta prática, a amostra será pulverizada, por isso, optou-se por titulação direta. 
Alguns problemas devem ser controlados: 
a) Trata-se de um comprimido e não de uma drágea, portanto será facilmente pulverizado, 
aumentando a área de contato com a solução. Por isso a reação será mais rápida. 
47 
 
b) O AAS é pouco solúvel em água, sendo bem mais solúvel em álcool, portanto, pode-se fazer 
uso de álcool etílico para aumentar a solubilidade. Aquecimento suave, a temperatura inferior a 70 C 
também favorece a solubilidade, o controle da temperatura se deve ao uso do álcool. 
c) Deve-se proceder a titulação com NaOH padronizado com agitação constante. A lentidão 
durante o processo favoreceria a reação entre o éster, o que deve ser evitado. Apenas o radical (-COOH) 
deve reagir com o NaOH (titulante). 
O método se baseia na titulação de um ácido fraco, o ácido acetil salicílico, por uma base forte, o 
NaOH, porém precisamos nos atentar com a estequiometria da reação dessa neutralização; ela vai 
depender da técnica de titulação que será utilizada. 
Se optarmos pela titulação indireta, teremos uma disponibilidade maior de OH-, proveniente da 
base forte (o titulante), ou seja, teremos OH- em excesso. Este excesso de OH- irá reagir com os grupos 
ácido carboxilico e éster. Nesse caso a estequiometria da reação será 1 mol de AAS: 2 mol de NaOH. 
Quando se utiliza a titulação direta, não há tanta disponibilidade de OH- quanto na titulação 
indireta, por esse motivo, o PE se dará somente com a hidrólise do ácido carboxílico. Assim, a 
estequiometria da reação é simples, 1:1, onde o número de milimoles (serão utilizados mL de solução 
titulante) de NaOH, equivalerá ao número de milimoles da amostra AAS. 
A amostra não se encontra em solução, por isso alguns cuidados devem ser tomados de forma a 
facilitar a reação com a base (titulante). O fabricante declara no rótulo que o produto contém 500 mg de 
ácido acetil salicílico, mas sua massa total certamente é maior, visto que há alguns componentes (os 
veículos) com características neutras, incapazes de reagirem por variação do pH do meio e que foram 
incluídos no preparo do comprimido, somando-se a massa do ácido acetil salicílico. 
Muitos comprimidos contêm componentes que têm como função impedir que o pH no estômago 
seja alterado significativamente ao ser ingerido, afinal trata-se da ingestão de uma substância ácida. Nestes 
casos, os comprimidos contêm um pouco de carbonato. Neste trabalho, este tipo de comprimido foi 
evitado, porque ao ser titulado com NaOH, haveria mais de um ácido reagindo com o NaOH e o 
procedimento, uma vez executado totalmente, apresentaria mais de um ponto de equivalência, porque 
estariam sendo titulados, no mínimo dois ácidos com constantes de dissociação diferentes, o ácido acetil 
salicílico e o ácido carbônico. 
Dada a baixa solubilidade do AAS em água ou soluções aquosas, porém razoavelmente solúvel 
em álcool; deve-se triturar o mais finamente possível o comprimido, o que aumentará a área de contato 
entre a amostra e a solução, e adicionar alguns mililitros de álcool absoluto, isto permitirá maior e melhor 
solubilização do comprimido. A partir daí a amostra encontra-se pronta para ser submetida à titulação. 
 
 
 
 
 
 
 
48 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Preparo da amostra de AAS: 
a. Observar cuidadosamente a amostra e anotar os dados: fabricante, validade, teor de ácido acetilsalicílico 
e outros que julgar importante. 
b. Pesar um comprimido de 500 mg de Aspirina em vidro de relógio, ao décimo de miligrama. Anotar 
esta massa. 
c. Transferir o comprimido para uma cápsula de porcelana e macerá-lo com auxílio de um pistilo. 
d. Pesar um erlenmeyer vazio, ao décimo de mg. Anotar sua massa. 
e. Adicionar ao erlenmeyer, previamente pesado, uma massa de aproximadamente 0,25g do comprimido 
macerado, (aproximadamente metade da massa do comprimido). Anotar sua massa. 
f. Repetir os itens 4 e 5 para outro erlenmeyer. 
g. Com proveta, medir 10 mL de álcool absoluto e adicionar ao erlenmeyer contendo o AAS macerado. 
h. Adicionar 40 mL de água medidos com proveta. 
i. Levar o erlenmeyer à chapa de aquecimento, por mais ou menos 15 minutos, a uma temperatura NÃO 
superior a 70C. 
j. Retirar da chapa de aquecimento e adicionar uma gota de fenolftaleína. 
2. Titulação da amostra AAS 
a. Titular a amostra ainda quente, com solução de NaOH padronizada, até que a solução apresente 
coloração rosa persistente. Anotar esse volume. 
b. Repetir o procedimento com o outro erlenmeyer contendo a outra metade em massa do comprimido de 
AAS. 
3. Cálculos: 
Dados: 
pKa1 (AAS) = 3,5 
M.M. (AAS) = 180,16 
a. Calcular a quantidade de AAS, em mg, no comprimido original. 
b. Calcular a porcentagem de AAS no comprimido original. 
Observação importante: 
Convém notar que os volumes do titulante podem não ser iguais, porque as massas também não são iguais, 
portanto, ao concluir a titulação deve-se calcular imediatamente qual a massa de AAS, obtida na titulação. 
49 
 
PRÁTICA 09: MISTURAS ALCALINAS – DETERMINAÇÃO DO TEOR 
DE CARBONATO E DE HIDRÓXIDO EM SODA CÁUSTICA 
 Foi estudado até o momento a titulação de ácidos e bases fortes e fracos e posteriormente polipróticos. 
De maneira análoga, podem-se também titular misturas de ácidos e bases. 
Estudiosos verificaram que, quanto mais fraco for o ácido HB, ou H2B, ou H3B, mais forte será sua 
base conjugada, B-, B=, B-3 (ou HB- ou H2B- ou HB=). Assim sendo, para resolver o problema, deve-se 
transformar o ácido fraco em seu SAL, a partir daí, serão obtidas bases relativamente fortes que poderão 
ser tituladas com ácidos fortes padronizados, apresentando curvas com nítidos pontos de inflexão. 
Um claro exemplo disto é o ácido carbônico, H2CO3. Sua importância é enorme, porque está 
presente nas águas, sejam elas potáveis ou não. Deve-se começar por observar suas constantes de 
dissociação, Ka1 = 10-6,35 e Ka2 = 10-10,3. Tendo como pKa1 = 6,35 e pKa2 = 10,3, onde pKax equivale a 
– log Kax, semelhante ao conceito de pH. A primeira constante do H2CO3, Ka1, tem valor bem próximo 
do valor da segunda constante, Ka2 do ácido fosfórico, perfeitamente titulável. O mesmo não ocorre com 
o segundo hidrogênio do H2CO3, que apresenta Ka2=10-10,3, razoavelmente baixo, não apresentando uma 
nítida inflexão. 
Assim o problema foi resolvido, ao invés de se titular o H2CO3, que é um ácido fraco com uma 
base forte; titula-se o sal do ácido forte correspondente, no caso, o Na2CO3, que seria sua base conjugada 
e teria características de uma base forte, facilmente titulável, com um ácido forte. 
Soda Cáustica é o nome comercial do Hidróxido de Sódio, NaOH. Normalmente vendido em pó, 
lentilhas, “pérolas” ou escamas. O maior problema deste produto comercial é que há uma contaminação 
natural por absorção do CO2 e água contidos no ar. Mesmo o produto lacrado apresenta menor proporção 
desta absorção, mas não impede que ainda haja absorção. Os teores de NaOH são da ordem de 95% ou 
ligeiramente maiores quando o produto apresenta fabricação recente. 
O objetivo desta prática é fazer a análise da soda cáustica comercial e verificar se está dentro das 
especificações descritas no rótulo. 
Deve-se pesar uma determinada massa da amostra. Esta massa deve ser suficiente para depois de 
diluída apresentar concentração compatível para ser titulada com o HCl padronizado (concentração 
próxima de 0,1 mol.L-1). 
O primeiro cuidado é estabelecer a estequiometriada reação. Sabe-se que há 2 mmol CO3= para 
1 mmol HCl, enquanto que há 1 NaOH = 1 HCl. 
A amostra será adicionada ao erlenmeyer, enquanto que o HCl estará na bureta. O erlenmeyer 
conterá uma mistura de Na2CO3 e NaOH, ambos contidos na amostra de soda cáustica, em proporções 
desconhecidas. Ao se adicionar o indicador fenolftaleína (8,2 – 10), a solução apresentará cor rosa 
intensa., ambos Na2CO3 e NaOH serão neutralizados simultaneamente. O NaOH por ser uma base forte 
totalmente dissociada libera seus íons OH- em sua totalidade e serão neutralizados em primeiro lugar, mas 
como o CO3=, também é considerado uma base forte, tem sua dissociação elevada e competirá com os 
íons OH- do NaOH. Ao se atingir o primeiro P.E., terão sido neutralizados 100% dos íons OH- e 50% dos 
íons CO3=. Pois a dissociação do ácido carbônico ocorre em duas etapas. 
Primeira etapa: CO3= + H+ HCO3- (equação 11) 
Segunda etapa: HCO3- + H+ H2CO3 (equação 12) 
50 
 
Assim, a equação 13 foi concluída, ou seja, 50% da reação para levar CO3= a H2CO3 foi finalizada. 
No primeiro P.E., as espécies de ácido carbônico se encontrarão todas em uma única forma, HCO3- 
(bicarbonato ). 
Como a solução de ácido clorídrico é padronizada, sabe-se qual a concentração do ácido titulante 
e de posse do volume lido na bureta tem-se o número de mmoles necessários para neutralizar todos os 
íons OH- do NaOH e MAIS ½ dos íons CO3=. 
Com este resultado não se pode concluir a porcentagem de cada espécie em solução. Para que se 
chegue a uma conclusão há necessidade de se fazer outra titulação, com outro indicador, que apresente 
zona de viragem em um pH mais ácido que a fenolftaleína, por isso, faz-se uso do alaranjado de metila 
(3,1 vermelho – 4,4 amarelo, passando pelo laranja). 
Como foi especificado anteriormente o teor de carbonato na soda cáustica, não deve ser dos mais 
elevados, portanto o equivalente em número de mmoles também será baixo. Se a titulação prosseguir no 
mesmo erlenmeyer haverá um erro muito grande nesta determinação. Por que? Em primeiro lugar esta 
solução já está exposta ao ar no Laboratório, com grande absorção de CO2, por ter sido sucessivamente 
agitada por uma questão de técnica de titulação, além do tempo que o aluno terá de perder para adicionar 
o outro indicador e prosseguir a titulação. E ainda há outro grande fator causador de erro neste caso. É o 
fato do volume futuro a ser medido ser muito pequeno. Como a concentração do ácido é aproximadamente 
0,1 mol.L-1 o volume a ser gasto para neutralizar a fração não titulada será pequeno, da ordem de 1,0 a 
1,5 mL, em alguns casos o volume pode ser maior, mas não é o comum e pode ser que o volume seja 
ainda menor que 1,0 mL. Volumes como estes estão próximos dos erros cometidos normalmente quando 
se efetuam duas ou mais titulações, para evitar incorrer em erros deste tipo, parte-se de outra alíquota. 
Lembrando que se a titulação tivesse continuado no mesmo erlenmeyer, isto é, na mesma alíquota tomada 
desde o início, restariam por titular apenas 50% do CO3= inicial, a bureta também não precisaria ser zerada, 
porque a fenolftaleína ficou incolor permitindo uma visualização perfeita do novo indicador, mas 
certamente o volume seria relativamente pequeno.. 
O procedimento mais adequado será partir de nova alíquota. Deve-se encher a bureta novamente 
e zerá-la; uma nova alíquota deve ser coletada com pipeta volumétrica de forma idêntica ao procedimento 
anterior, utilizando-se agora o indicador alaranjado de metila, adequado ao pH mais baixo, capaz de 
detectar o segundo P.E.. 
Com a adição do alaranjado de metila, que tem zona de viragem bem mais ácida que a 
fenolftaleína, avisará no final da titulação, isto é, quando todo o NaOH e todo o Na2CO3 tiverem sido 
neutralizados. Significa dizer que 100% de ambos terão sido neutralizados. O volume de HCl neste caso 
será maior que na primeira titulação porque incluirá os 50 % dos íons carbonato que não foram incluídos 
na titulação anterior. 
Agora tem-se duas equações e duas incógnitas, sistema perfeitamente determinado. 
Com a primeira titulação (fenolftaleína) têm-se: 
100% do nº de mmoles NaOH + 50% do nº de mmoles do CO3= = CHCl x V1HCl (bureta) 
10 mL x CNaOH + 10 mL x ½ Ccarbonato = CHCl x V1HCl (equação 13) 
Com a segunda titulação (alaranjado de metila), com nova alíquota, têm-se: 
100% do n° de mmoles NaOH + 100% do n° de mmoles do CO3= = CHCl X V2HCl (bureta) 
10 mL x CNaOH + 10 mL x C carbonato = CHCl x V2HCl (equação 14) 
51 
 
 
Subtraindo-se a equação 14 da equação 13 ter-se-á o valor correspondente a 50% do número de 
mmoles dos íons CO3=. 
Assim o sistema está resolvido podendo-se fornecer as porcentagens correspondentes a cada um 
dos componentes principais da equação. 
O que, ainda não teria sido determinado neste caso? O teor de água absorvida, que poderá ser 
calculado, considerando o que faltar para completar 100%. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Observar a amostra detalhadamente, anotar todos os valores e informações contidas 
Este procedimento pode ser feito de duas formas: com titulação acoplada ou com titulações independentes. 
Siga a orientação de seu professor. 
1. Titulação Acoplada 
a. Encher a bureta com solução padronizada de HCl; 
b. Transferir 10,00 mL da amostra, medidos com pipeta volumétrica, para erlenmeyer, diluir com 10 mL 
de água destilada e adicionar 1 gota de fenolfteína. 
c. Tampe com a mão o erlenmeyer de modo a proteger a solução do CO2 do ar. Evite muita demora ao 
titular, seja cauteloso e rápido dentro da medida do possível. 
d. Titular a amostra contra solução padronizada de HCl da bureta, evitando a agitação excessiva. 
e. Assim que ocorrer o ponto de viragem da fenolftaleína, anotar o volume de HCl gasto com a 
fenolftaleína (V1HCl). 
f. Adicionar 2 gotas de alaranjado de metila AO MESMO ERLENMEYER. Atenção: NÃO AFERIR A 
BURETA 
g. Continuar a titulação com HCl até ponto de viragem do indicador alaranjado de metila, evitando a 
agitação excessiva. 
h. Anotar o volume de HCl gasto com o indicador alaranjado de metila (V2HCl) 
i. O procedimento deve ser repetido até que sejam obtidos valores concordantes 
j. Calcular a porcentagem % (p/v) de NaOH e de Na2CO3 na soda cáustica. 
k. Fazer o tratamento estatístico para verificar a exatidão da concentração do produto analisado. 
 
 
 
52 
 
2. Titulações Independentes 
2.1. Titulação ao primeiro ponto de equivalência 
a. Encher a bureta com solução padronizada de HCl; 
b. Transferir 10,00 mL da amostra, medidos com pipeta volumétrica, para erlenmeyer, diluir com 10 mL 
de água destilada e adicionar 2 gota de fenolfteína. 
c. Tampe com a mão o erlenmeyer de modo a proteger a solução do CO2 do ar. Evite muita demora ao 
titular, seja cauteloso e rápido dentro da medida do possível. 
d. Titular a amostra contra solução padrão de HCl da bureta, evitando agitação excessiva, até o ponto de 
viragem do indicador fenolftaleína. 
e. Anotar o volume de HCl gasto com o indicador fenolftaleína (V1HCl). 
f. O procedimento deve ser repetido até que sejam obtidos valores concordantes; 
2.2. Titulação ao segundo ponto de equivalência 
a. Aferir a bureta, com a mesma solução de HCl padronizada. 
b. Transferir 10,00 mL da amostra para outro erlenmeyer, acrescentar 10 mL de água destilada e adicionar 
2 gotas de alaranjado de metila. Proteja tanto quanto possível o erlenmeyer, para evitar grandes 
absorções de CO2 do ar. 
c. Titular a amostra contra solução de HCl da bureta, evitando a agitação excessiva, até a viragem do 
indicador alaranjado de metila. 
d. Anotar o volume de HCl gasto com o indicador alaranjado de metila (V2HCl). 
e. O procedimento deve ser repetido até que sejam obtidos valores concordantes. 
 
3. Cálculos: 
a. Calcular a porcentagem % (m/v) de NaOH e de Na2CO3 na soda cáustica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 
 A volumetriade precipitação se baseia na formação de compostos pouco solúveis. 
Das volumetrias de precipitação a ARGENTIMENTRIA, é a mais comum e se baseia na formação de sais 
pouco solúveis, que reagem com a prata. O reagente titulante é uma solução de AgNO3 padronizada que 
poderá servir para titular soluções de cloreto, brometo, iodeto tiocianato, sulfeto, fosfato, carbonato, 
oxalato, cromato, arsenato e etc. 
Dentre as formas de visualização, destacam-se: 
a) Observação visual – conduz-se a titulação até o ponto em que não há mais formação de precipitado. 
É uma forma de difícil controle, empregada em um número muito reduzido de casos. 
b) Com indicadores específicos: indicadores desenvolvidos para um caso determinado, como por 
exemplo, Método de Mohr. 
c) Com indicadores de adsorção: Apresentam uso bem geral, por exemplo, fluoresceína, utilizada no 
Método de Fajans. 
d) Métodos Instrumentais: ampliam-se as possibilidades de aplicação das reações de precipitação, por 
exemplo, potenciomentria de precipitação. 
Neste curso, usaremos dois diferentes Métodos Analíticos muito conhecidos, um deles será o Método de 
Mohr, usado na padronização da solução de AgNO3. As soluções de AgNO3 são instáveis à luz e à 
temperatura, além de ser um oxidante relativamente forte, reduzindo-se facilmente, o que demonstra não 
ser um padrão primário. 
O outro método é o Método de Volhard, muito útil, por não ter muitas restrições em relação ao pH da 
solução mãe e pode ser utilizado em meio fortemente ácido, que é o meio em que as soluções se encontram 
após a chamada, “abertura da amostra”. 
 
Padronização de AgNO3 
Método de Mohr 
• Princípio: Precipitação fracionada 
• Titulação direta 
• Indicador: K2CrO4 
• 7,0 ≤ pH ≤ 10 
Precipitação de AgCl, seguida da precipitação do Ag2CrO4 (indicador específico) 
𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)
→
← 𝐴𝑔(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− Kps = 1,8 *10-10 
Kps1 = [Ag+] * [Cl-] Calculando a solubilidade do AgCl: so1 = 1,34*10-5 M 
𝐴𝑔2𝐶𝑟𝑂4(𝑠) →
← 2𝐴𝑔(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑟𝑂4 (𝑎𝑞)
= Kps = 1,30*10-12 
Kps2 = [Ag+]2 * [CrO4=] Calculando a solubilidade do Ag2CrO4: so2 = 6,88 *10-5 M 
54 
 
Observando-se as solubilidades verifica-se que o AgCl é o menos solúvel dos dois, portanto, precipita 
primeiro. 
No P.E., as concentrações dos íons [Ag+] e dos íons [Cl-] devem ser idênticas. Neste ponto , deve-se iniciar 
a precipitação do Ag2CrO4. 
Assim sendo, quando a concentração de prata for 1,34*10-5 M, a concentração de cromato será: 
[𝐶𝑟𝑂4
=] =
1,30 × 10−12
(1,34 × 10−5)2
= 0,00724 𝑀 
 
Onde 7,20* 10-3 M, será a concentração mínima de [CrO4=] que deverá estar presente na solução para que 
o Ag2CrO4 comece a precipitar no exato momento em que o P.E. do AgCl tiver sido atingido. A coloração 
amarela intensa da solução de [CrO4=], dificulta muito a visualização do P.F. Para tentar corrigir este 
problema, usa-se uma concentração de [CrO4=] um pouco menor 5,0* 10-3 M. Considerando-se o uso 
desta concentração o erro será de 0,05%, o que foi considerado um erro tolerável. 
Há algumas restrições muito importantes que devem ser observadas, as mais importantes são os limites 
de pH. O Método de Mohr, não poderá ser utilizado em pH superior a 10 e inferior a 7. 
 
Limite Alcalino: 
Em pH > 10, a prata poderia vir a precipitar como AgOH, hidróxido de prata. 
𝐴𝑔𝑂𝐻(𝑠)
→
← 𝐴𝑔(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− Kps = 2,60*10-8 
Considere a [CrO4=] = 0,00500 M 
[𝐶𝑟𝑂4
=] = √
1,30 × 10−12
0,0050
= 1,61 × 10−5 𝑀 
Calculando a [OH-] através da equação do Kps: 
[𝑂𝐻−] =
2,60×10−8
1,65×10−5
= 1,58 × 10−3𝑀 pOH = 2,80 
o que corresponde a um pH de 11,2. A partir deste pH começaria a haver precipitação de AgOH. Para se 
ter uma margem de segurança , considera-se pH  10. 
 
Limite Ácido: 
Em meio ácido ocorrem as seguintes reações: 
𝐻2𝐶𝑟𝑂4
→
← 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐻𝐶𝑟𝑂4 (𝑎𝑞)
− Ka1 = 10
-0,96 
𝐻𝐶𝑟𝑂4
−
(𝑎𝑞) →
← 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑟𝑂4 (𝑎𝑞)
= Ka2 = 10
-6,5 
Deve-se observar que a segunda equação tem muito menor probabilidade de ocorrer. Se o meio estiver 
ácido, um terceiro equilíbrio ocorrerá: 
55 
 
2 𝐻𝐶𝑟𝑂4
−
(𝑎𝑞)
+ 2𝐻+
→
← 𝐻2𝐶𝑟2𝑂7 + 𝐻2𝑂 
Haverá formação do íon dicromato (Cr2O7=), este íon não forma precipitado com a prata, o que inviabiliza 
a observação do P.F. da reação. Cálculos feitos através da fração molar do íon cromato comprovaram que 
em pH 6,5, a fração molar de cromato na solução seria de 0,49. Se a concentração de cromato total for 
0,005M, neste pH, haveria apenas 2,47*10-3 M de cromato, valor insuficiente para atingir o Kps do cromato 
de prata. 
Por uma questão de segurança, adotou-se como critério considerar que: 
Para adoção do Método de Mohr o pH da solução deverá estar: 
7,0 ≤ pH ≤ 10 
 
Método de Volhard 
• Titulação indireta ou de retorno 
• Meio ácido 
• Indicador: Fe (III) 
Todas as titulações Indiretas ou de Retorno exigem duas soluções padronizadas. No caso da determinação 
de [Cl-] com AgNO3, comumente se utiliza o KSCN como titulante auxiliar. Como o AgNO3, será 
padronizado pelo Método de Mohr, pode-se padronizar o KSCN pelo Método de Volhard. 
Cabem ainda alguns esclarecimentos: 
O KSCN, não é um padrão primário por não ser estável, se decompõe com facilidade em HCN e per-
tiocianato (H2(SCN)2S. 
A titulação do KSCN ocorrerá contra a solução de prata padronizada, AgNO3, tendo como indicador o 
Alumem Férrico, fundamentalmente Ferro (III). 
As reações serão as seguintes: 
𝐴𝑔(𝑎𝑞)
+ + 𝑆𝐶𝑁(𝑎𝑞)
−
→
← 𝐴𝑔𝑆𝐶𝑁(𝑠) (precipitado branco) 
𝑆𝐶𝑁(𝑎𝑞)
− + 𝐹𝑒(𝑎𝑞)
+3
→
← 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)+2
(𝑎𝑞)
 (solução vermelha-sangue) 
Os íons [Ag+], provenientes da alíquota, irão se combinar com os íons [SCN-] (bureta), como a quantidade 
de prata não pode aumentar, apenas a quantidade de SCN- aumentará. Não havendo mais íons prata para 
reagirem com o SCN-, os íons Fe(III) se combinarão com SCN-, formando um composto vermelho cor de 
sangue de Fe(SCN)+2, indicando o final da reação. 
O Método de Volhard, consiste na tomada de uma alíquota da solução problema que pode ser, cloreto, 
brometo, iodeto ou etc., adiciona-se uma quantidade em excesso de íons prata, AgNO3 padronizado. Se o 
íon a ser determinado for o íon [Cl-], o [Ag+] adicionado em excesso, formará AgCl (precipitado branco) 
e ainda haverá íons [Ag+] livres no meio reacional. 
Estes íons prata que estão em excesso serão titulados com titulante auxiliar, padronizado, KSCN, 
utilizando o indicador Alúmem Férrico (Ferro III), que apresentará coloração vermelha ao primeiro 
excesso de KSCN. 
56 
 
Um cuidado muito importante a ser tomado: 
Haverá formação de dois precipitados, AgCl e AgSCN. 
Observem-se os equilíbrios: Kps1 AgCl = 1,8*10
-10 Kps2 AgSCN = 1,3*10
-12 
O precipitado de AgSCN é mais insolúvel que o de AgCl, se os dois estiverem na mesma solução o 
Tiocianato de prata deslocará o equilíbrio do AgCl, para retirar a prata do precipitado de AgCl. 
Para evitar que isto ocorra, pode-se: 
a) Separar o AgCl formado, por centrifugação ou filtração. 
b) Faz-se uso de um coloide protetor, cuja função é impedir que o [SCN-], atinja o precipitado 
de AgCl, a função do coloíde é de revestir o precipitado com uma película orgânica, desta 
forma não se solubilizará ainda estando na solução. São utilizados como coloides protetores, 
nitrobenzeno ou óleo de soja. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
57 
 
PRÁTICA 10: DETERMINAÇÃO DE CLORETO EM SORO 
FISIOLÓGICO 
A argentimetria é uma técnica muito comum para análise de íons cloreto em diversas matrizes 
aquosas: águas naturais, efluentes industriais, esgoto sanitário e soro fisiológico são exemplos de sua 
aplicabilidade. 
Na rotina de um laboratório farmacêutico, a importância do controle deste analito está diretamente 
ligada à qualidade da água utilizada na fabricação dos medicamentos e na qualidade dos resultados 
analíticos emitidos por estelaboratório. 
O soro fisiológico é uma solução aquosa de cloreto de sódio com concentração de 0,9% M/v. 
Comercialmente, é vendido em frascos de capacidades de 100 mL à 500 mL e é utilizado para fins 
cosméticos e médicos. Uma das aplicações cosméticas é a hidratação dos cabelos e pele, porém suas 
aplicações médicas são: veículo para nebulizações, lavagem de ferimentos, assepsia das narinas e lavagem 
de lentes de contato. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1) Por uma questão de praticidade, as solução de nitrato de prata e tiocianato de potássio encontram-se 
prontas para serem tituladas ou padronizadas. Ambas soluções foram preparadas de forma a se obter 
concentração próxima de 0,01 mol.L-1. 
2) O cloreto de sódio é um padrão primário, por isso antes de dissolvê-lo, deve-se aquecer o sal à 
temperatura superior a 100 C, para eliminar a água de adsorção, esperar atingir a temperatura 
ambiente e pesar. Este procedimento também já foi executado previamente. 
1. Preparação da amostra de soro fisiológico 
A amostra a ser analisada é uma solução de cloreto de sódio 0,9%, disponibilizada no comércio varejista. 
a. Identificar minuciosamente a amostra, como por exemplo, marca, validade, condições do frasco, etc. 
b. Transformar a concentração do rótulo do soro fisiológico em mol L-1. 
c. De posse da concentração molar de cloreto de sódio no soro fisiológico, qual deverá ser a concentração 
mais adequada de NaCl para que sejam gastos volumes iguais durante a titulação? 
e. Qual o fator de diluição? 
f. Diluir a amostra em balão volumétrico de 100 mL, considerando o fator de diluição, obtido no item e. 
2. Padronização do AgNO3 pelo Método de Mohr: 
a. Como a solução de AgNO3 é foto sensível, preparar primeiramente o erlenmeyer, adicionando 10,00 
mL da solução padrão primário de cloreto de sódio; 
b. Adicionar 0,5 mL (10 gotas) de solução de K2CrO4 5% ( indicador específico). e uma pitada de 
NaHCO3. NÃO ADICIONAR ÁGUA DESTILADA! A solução apresentará cor amarela. 
 
c. Aferir a bureta com a solução de nitrato de prata a ser padronizada. . 
58 
 
e. Iniciar a titulação; o P.F. será atingido quando for observada a coloração avermelhada persistente. 
Lembrando que o que está ocorrendo é, em primeiro lugar a precipitação do AgCl branco, em meio 
a solução de CrO4=, que tem coloração amarela, no P.F. haverá formação de Ag2CrO4, com coloração 
vermelha. A solução como um todo se apresentará laranja. Não se deve permitir que a coloração se 
apresente vermelha indicando que o P.F. foi sobrepassado. 
f. Repetir o procedimento até que sejam obtidos dois valores coincidentes. 
3. Titulação da Amostra pelo Método de Mohr 
a. Como a solução de AgNO3 é foto sensível, preparar primeiramente o erlenmeyer, adicionando 10,00 
mL da solução da amostra; 
b. Adicionar 0,5 mL de solução de K2CrO4 5% ( indicador específico). A solução apresentará cor amarela. 
NÃO ADICIONAR ÁGUA DESTILADA! 
c. Aferir a bureta com a solução de nitrato de prata a ser padronizada. . 
d. Iniciar a titulação; o P.F. será atingido quando for observada a coloração avermelhada persistente. 
Lembrando que o que está ocorrendo é, em primeiro lugar a precipitação do AgCl branco, em meio 
a solução de CrO4=, que tem coloração amarela, no P.F. haverá formação de Ag2CrO4, com coloração 
vermelha. A solução como um todo se apresentará laranja. Não se deve permitir que a coloração se 
apresente vermelha indicando que o P.F. foi sobrepassado. 
e. Repetir o procedimento até que sejam obtidos dois valores coincidentes 
4. Padronização do KSCN pelo Método de Volhard: 
a. Aferir a bureta com a solução de tiocianato de potássio a ser padronizada. 
b. Transferir quantitativamente 10,00 mL da solução padronizada de nitrato de prata para erlenmeyer. 
c. Adicionar ao erlenmeyer, contendo a solução de AgNO3, 3 mL de HNO3 6 mol.L-1 
d. Ao mesmo erlenmeyer adicionar 0,5 mL de solução saturada de alúmem férrico; 
e. Titular a solução até o aparecimento de coloração vermelha persistente. Lembrando que haverá 
formação de um precipitado branco de AgSCN e no P.F. haverá formação de solução vermelha 
sangue, esta tonalidade intensa fica bem mais clara por estar misturada a um precipitado branco. O 
que se vê realmente é uma tonalidade rosada. Não se deve deixar atingir a tonalidade vermelha 
intensa, indicando que o P.F.foi sobrepassado. 
f. Repetir o procedimento até que sejam obtidos valores concordantes. 
5. Titulação da Amostra pelo Método de Volhard 
a. Afeir a bureta com solução de KSCN padronizada. 
b. Transferir quantitativamente 10,00 mL de solução amostra previamente diluída para um erlenmeyer. 
c. Ao erlenmeyer contendo a solução amostra diluída, adicionar 3 mL de HNO3. 
d. Ao mesmo erlenmeyer, adicionar 20,00 mL de AgNO3 padronizado, agitar bem, até ficar bem 
homogêneo. Deverá ocorrer a precipitação do AgCl, precipitado branco. 
59 
 
e. Adicionar 1 mL de nitrobenzeno ou óleo de soja, agitando por 1 minuto, até que todo o precipitado 
esteja envolvido pela fase orgânica. 
f. Adicionar 0,5 mL do indicador alúmem férrico; 
g. Titular o excesso de prata com KSCN, até o aparecimento da cor vermelha persistente . Lembrando 
que haverá um precipitado que se tornou ligeiramente acinzentado, reação da prata com a luz, envolvido 
com a camada orgânica e uma solução avermelhada, não permitir que a solução se torne vermelha sangue, 
demonstrando a sobrepassagem do P.F.. 
h. Repetir o procedimento até que sejam obtidos valores concidentes. 
 
6. Cálculos: 
Dados: 
MM(NaCl) = 58,44 g.mol-1 
MM(AgNO3) = 169,89 g.mol-1 
Densidade do soro: 1,19 g/mL 
a. Calcular a concentração exata da solução padronizada de AgNO3; 
b. Calcular a concentração exata da solução padronizada de KSCN; 
c. Considerando o fator de diluição, calcular a concentração da amostra. 
d. Apresentar o valor da amostra em porcentagem (% m/v). 
 
Além do teste de Grubbs, deverá constar no relatório se os dois métodos estudados nesta prática (Mohr e 
Volhard) diferem em precisão através do teste F. 
Para isso, reúna os resultados da amostra obtidos pelo Método de Mohr e pelo Método de Volhard e 
aplique o teste F 
Teste de F 
Aplicado para determinar se uma população apresenta maior variabilidade que outra. Usado também 
para comparar duas variâncias e determinar se dois métodos diferem em precisão. 
Através da distribuição de Snedecor (distribuição F) é possível verificar se as variâncias das populações 
a que pertencem as amostras podem ser consideradas iguais, com o nível de confiança desejado. 
O teste F é aplicado em 3 etapas: 
1º etapa: Realizar o cálculo estatístico através da equação: 
F =
S1
2
S2
2 sendo S1
2 > S2
2 
2º Etapa: Encontrar o valor F na tabela 05: 
Entra-se nas tabelas através do grau de liberdade (GL) das amostras correspondentes ao numerador e 
denominador de F calculado. (GL = n-1) 
60 
 
3º Etapa: Comparar o valor tabelado com o valor calculado. 
Se F calculado é menor que o F tabelado → aceita-se a igualdade das variâncias 
 
 Tabela 05 - Valores Críticos para o teste F 
 
MILLER, J.N; MILLER, J.C - Statistics and Chemometrics for Analytical Chemistry – 6° edição – Editora 
Pearson, 2010 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
61 
 
 PRÁTICAS REFERENTES À VOLUMETRIA POR OXI-REDUÇÃO 
As reações de oxirredução envolvem a alteração do número de oxidação das espécies químicas 
envolvidas, ou seja, está atrelada a um processo de transferência de elétrons entre as substâncias que 
reagem. Existem diversas técnicas de volumetria empregando este tipo de reação. Para estudar esse tipo 
de volumetria é necessário primeiramente entender como a reação de oxirredução ocorre e qual a variação 
gerada no sistema, uma vez que reações empregadas na volumetria devem apresentar um meio satisfatório 
de indicação do seu término. 
Por definição, diz-se que um átomo se oxida quando cede um ou mais de seus elétrons a um outro átomo 
ou, simplesmente,compartilha um ou mais de seus elétrons com este outro átomo. Já o elemento que 
recebeu o elétron é dito que se reduziu. Devido à relação estabelecida nesse processo têm-se os termos 
agente redutor, e agente oxidante. O agente redutor é aquele que promove a redução de uma espécie, ou 
seja, doa elétrons para uma espécie química, para isso ele precisa perder elétrons, logo, agente redutor é 
aquele que se oxida. Do mesmo modo agente oxidante é aquele que promove oxidação de uma espécie, 
ou seja, retira elétrons de uma espécie, ficando com estes elétrons para si, ou seja, se reduzindo. 
Para uma reação de oxirredução ser utilizada em determinações volumétricas, é necessário que seja 
espontânea. Pelos conceitos atuais, “oxidação” é o processo que ocorre com elevação do número de 
oxidação de um elemento e na “redução” ocorrerá diminuição do número de oxidação. Invariavelmente 
estes processos ocorrem juntos, portanto, não há oxidação sem que haja redução e vice-versa. As reações 
que se processam com modificações nos números de oxidação dos elementos das substâncias que delas 
participam são denominadas reações de oxi-redução. 
A tendência de uma substância ou de um íon para receber elétrons, isto é, para ser reduzida, pode ser 
expressa por um potencial característico da semi-reação. 
Como exemplo, algumas semi-reações: 
2 H+ + 2e- ⇄ H2 (g) 
Fe3+ + e- ⇄ Fe2+ 
MnO4- + 5e- + 8 H+ ⇄ Mn2+ + 4 H2O 
A impossibilidade de se determinar os valores absolutos destes potenciais fez com que fosse estabelecido 
um sistema comparativo. Por isso, há necessidade de se ter, pelo menos, dois sistemas para haver uma 
diferença de potencial entre eles. Essa diferença de potencial mostra a tendência da reação, ou seja, o seu 
grau de espontaneidade, e pode ser medida formando-se uma célula eletroquímica baseada nas semi-
reações desejadas em cada um dos eletrodos. 
Os potenciais das semi-reações dependem também das concentrações das espécies em solução e da 
temperatura. Numa determinação experimental deve-se levar em consideração o potencial do sistema e 
as concentrações relativas. Assim sendo, foram determinados os potenciais conhecidos como “potenciais 
padrão de eletrodo” ou potenciais normais (
oE ), por terem sido comparados com o potencial normal do 
hidrogênio que, por convenção, tem valor Zero (em qualquer temperatura). 
A semi-reação será: 
 2 H+ + 2 e- ⇄ H2 (g) E° = 0 V 
Para determinar o potencial normal de eletrodo do sistema Zn2+ / Zn, por exemplo, mergulha-se uma 
lâmina polida de zinco em uma solução de sulfato de zinco com atividade UM. A solução de zinco e a 
62 
 
solução de íons H+ do eletrodo padrão de hidrogênio são interligadas por meio de uma ponte salina (tubo 
em forma de “U” contendo, em seu interior, um gel feito com solução de KCl contendo 2 % de “agar-
agar” – espécie de gelatina obtida a partir de algas. Os terminais da pilha, ou seja, lâmina de zinco e lâmina 
de platina, são ligados por fios condutores a um potenciômetro, onde a diferença de potencial é medida. 
Medindo-se a força eletromotriz (FEM) da pilha resultante desta associação obtém-se o valor 0,762 volts 
(V), a 25 oC, sendo o eletrodo de Zn o polo negativo e o de H2 / Pt o polo positivo. Isto significa que o 
potencial normal do eletrodo de zinco (ENZn) é mais negativo, ou menor, do que o potencial normal do 
eletrodo de hidrogênio (ENH) e que os elétrons fluem do zinco para a platina. Como o potencial normal, 
ou padrão, do eletrodo de hidrogênio é Zero, por convenção, o potencial padrão do zinco é -0,762 V na 
escala do hidrogênio. 
As duas semi-reações de oxi-redução que ocorrem em cada eletrodo são: 
No Zn (polo negativo ou anodo) : Zn ⇄ Zn2+ + 2e- (oxidação) 
Na Pt (polo positivo ou catodo) : 2 H+ + 2e- ⇄ H2 (g) (redução) 
Reação final correspondente à soma das duas reações parciais: 
 Zn + 2 H+ ⇄ Zn2+ + H2 (g) 
 Assim foram determinados, experimentalmente, os potenciais normais de diversos metais em 
relação ao ENH e organizados em ordem crescente de potenciais gerando, assim, a tabela de potenciais 
padrão de redução (consultar bibliografia, p.ex., Vogel, A. I., Análise Inorgânica Quantitativa, Ed. 
Guanabara). Quanto menor, ou mais negativo, for o potencial do metal, tanto maior será sua tendência 
para se oxidar. Pode-se deduzir, também, desta ordenação que qualquer metal desloca, das soluções de 
seus sais, os metais situados abaixo deles. Elementos como Mg, Al, Zn e Fe deslocam os íons Cu2+. Já o 
Pb desloca os íons Cu2+, Hg22+ e Ag+ e, assim, por diante. Os valores numéricos dos potenciais normais, 
também, expressam, quantitativamente, a facilidade com que uma substância qualquer pode perder ou 
ganhar elétrons. Quanto mais negativo for seu potencial normal, tanto mais poderosa será sua ação como 
redutor. Quanto mais positivo for seu potencial normal, tanto maior será sua ação como oxidante. Os 
potenciais apresentados em uma tabela de potenciais padrão de redução são válidos para soluções com 
atividade 1M, a 25 oC. As semi-reações com maior potencial envolvem a redução de oxidantes mais 
fortes: MnO4-, por exemplo, é oxidante forte enquanto que Mn2+ é um redutor muito fraco. As semi-
reações com potencial menor correspondem à redução de um oxidante fraco, formando um redutor forte. 
Zinco metálico, Zn0, por exemplo, com potencial padrão -0,762 V, é um redutor forte enquanto que 
Zn2+ é um oxidante fraco. H+ é oxidante mais forte do que as espécies com potenciais negativos, desde 
que as atividades sejam todas 1M. 
Através da equação de Nernst pode-se estabelecer uma relação quantitativa entre a FEM gerada por uma 
célula galvânica e as atividades (ou concentrações) das espécies envolvidas. Segundo Nernst, a força 
eletromotriz da célula, em uma reação química, em equilíbrio reversível, depende da variação de energia 
livre: 
 lnG RT Q− = Equação 15 
onde Q é o coeficiente de equilíbrio, isto é, a expressão da constante de equilíbrio. Se o sistema estiver 
em equilíbrio, Q K= , a constante de equilíbrio “termodinâmica”, expressa em atividades das espécies. 
Quando o trabalho elétrico não envolve trabalho externo resultante de variação de volume, a FEM de uma 
célula reversível constitui uma medida direta da variação da energia livre da reação que ocorre na célula. 
O trabalho elétrico obtido, quando a célula opera reversivelmente, à pressão e temperatura constantes, é 
63 
 
igual a nFE por mol, sendo n, a variação do no de elétrons envolvidos na reação, F, (Faraday = 96500 
Coulombs) e E, a força eletromotriz da célula. Portanto: 
 G nFE− = Equação 16 
 
Combinando-se as equações A e B, tem-se: 
 ln
RT
E Q
nF
= Equação 17 
 
Numa reação do tipo : aA + bB ↔ cC + dD 
Q = coeficiente de equilíbrio será: 
c d
DC
a b
BA
a a
Q
a a
= 
 
Entretanto, Q envolve termos de ambos os sistemas que formam a pilha, podendo ser desdobrado em duas 
outras constantes E0, cada uma característica de uma semi-reação do sistema. Por exemplo, dispõe-se da 
seguinte célula voltaica: 
 Pt | H2 (1 atm) ; H+ (a = 1) | | Fe2+ (a = x) , Fe3+ (a = y) | Pt 
Segundo a convenção, uma barra vertical indica interface entre duas fases distintas, sólido-líquido ou gás, 
líquido-sólido, e duas barras verticais representam interface líquido-líquido de ponte salina. As semi-
reações são: 
 Fe3+ + e- ⇄ Fe2+ 
 (a = y) (a = x) 
 
 H+ + e- ⇄ ½ H2 
 (a = 1) (1 atm) 
 
Reação Global: ½ H2 + Fe3+ ⇄ Fe2+ + H+ 
Desdobrando a Equação 17 em função das constantes 
oE de cada semi-reação, tem-se: 
2
3 2
2 32
/ /
ln lno o FeH
H H Fe Fe
H Fe
aaRT RT
E E E
F p F a
++
+ + +
+
= − + − 
 
64 
 
A equação acima apresenta o primeiro termo característico do sistemaH+ / H2 e o segundo termo 
característico do sistema Fe3+ / Fe2+. Estes termos representam os potenciais dos correspondentes 
eletrodos. 
Como, por definição, o potencial do eletrodo normal de hidrogênio é igual a zero, o potencial da semi-
reação de redução do Fe(III) será: 
2
3 2 3 2
3
/ /
lno Fe
Fe Fe Fe Fe
Fe
aRT
E E
F a
+
+ + + +
+
= − 
Para um sistema de oxi-redução do tipo geral: 
. . . . . .pA qB ne rX sY−+ + + + + 
o potencial de redução é representado por: 
( ) ( ) . . .
ln
( ) ( ) . . .
r s
o X Y
p q
A B
a aRT
E E
nF a a
= − 
onde n é o número de elétrons envolvidos. Substituindo-se os valores das constantes R e F, e convertendo-
se o logaritmo neperiano em logaritmo decimal, à temperatura de 25 oC, tem-se que: 
( ) ( ) . . .0,0591
log
( ) ( ) . . .
r s
o X Y
p q
A B
a a
E E
n a a
= − 
e E será expresso em volts (V). 
Os processos que fazem uso de oxidações e reduções são aqueles nos quais a substância a ser determinada 
quantitativamente é oxidada ou reduzida, quando a solução padrão titulante é adicionada. A titulometria 
de oxi-redução não se aplica à determinação direta de elementos que apresentam um único estado de 
valência. 
Serão considerados apenas os processos envolvendo células galvânicas ou voltaicas, isto é, processos 
onde a transferência de elétrons ocorra espontâneamente em soluções aquosas. 
Nas células galvânicas, o eletrodo negativo fornece elétrons retirados da substância que se oxida, enquanto 
que o eletrodo positivo recebe os elétrons a serem usados na redução da outra substância. Em uma célula 
galvânica, chamada indevidamente de “pilha”, de Zn e Cu, o zinco metálico é redutor mais forte do que 
o cobre metálico, cedendo elétrons e sofrendo oxidação, e os íons cobre recebem os elétrons, sendo 
reduzidos a cobre metálico: 
 
 Zn ⇄ Zn2+ + 2e- 2+
o
Zn
E=-E =0,762V 
 Cu2+ + 2e- ⇄ Cu 2+
o
Cu
E=-E =0,345V 
-------------------------------------------------------------------------------------------------- 
 Zn + Cu2+ ⇄ Zn2+ + Cu E = 0,762 + 0,345 = 1,107 V 
65 
 
Se as atividades das soluções forem unitárias, a “força eletromotriz” da célula será, portanto, 1,107 V. 
Os sistemas de oxi-redução compreendem, sempre, as formas oxidada e reduzida em equilíbrio entre si e 
os elétrons. 
Dividem-se, comumente, em métodos oxidimétricos (soluções padrão de agentes oxidantes) e métodos 
redutimétricos (soluções padrão de agentes redutores). Os agentes oxidantes (substância que provoca a 
oxidação de outra) ou redutores (substância que provoca a redução de outra) podem ser classificados em 
fortes, moderados e fracos. O que caracteriza a força destes agentes é o potencial de eletrodo ou potencial 
redox. 
Todas as reações de oxi-redução são compostas por duas semi-reações 
(1) Aox + a e- ⇄ Ared (
o
AE ) 
(2) Box + b e- ⇄ Bred (
o
BE ) 
------------------------------------------------------------------------------------ 
 b Aox + a Bred ⇄ b Ared + a Box 
oE = oAE - 
o
BE 
 
A equação de Nernst pode ser aplicada 
 
[ ] [ ]0,0591 0,0591
log log
[ ] [ ]
b a
o o red ox
b a
ox red
A B
E E Q E
n n A B
= − = − 
 
Quando o sistema estiver em equilíbrio, E = 0 e Q = K. 
 
log
0,0591
onE
K = ou log
nF
K
RT
= 
 
Durante uma titulação, a adição do titulante é feita lentamente, de modo a consumir o mesmo até o sistema 
atingir o equilíbrio. Desta forma, ao longo de toda titulação redox, o sistema está em equilíbrio, logo o E 
será igual a zero e o potencial da semi-reação (1) será igual ao potencial da semi-reação (2). Pode-se 
determinar o potencial do sistema em qualquer ponto da chamada curva redox, usando-se a equação de 
Nernst aplicada a qualquer uma das semi-reações. 
 E = 0 E1 = E2 = Esist 
Algumas reações redox envolvem H+ sendo, portanto, dependentes de [H+], onde se enquadram a 
permanganometria e a dicromatometria. 
Indicação do ponto final: 
66 
 
1- Auto-indicadores: nem sempre há necessidade de se adicionar um indicador, às vezes, o próprio 
padrão pode funcionar como indicador, possuindo cores bem diferentes no estado oxidado e no 
estado reduzido, como por exemplo o permanganato. 
2- Indicadores específicos: indicadores que só reagem especificamente com uma determinada 
espécie da reação. Um exemplo é a goma de amido: formação de complexo da β-amilase com o 
íon complexo triiodeto (I3-). 
3- Indicadores irreversíveis: são corantes utilizados que mudam de cor de forma irreversível, não 
retornando a sua coloração original. Um problema da utilização deste tipo de indicador é que uma 
saturação local pode fazer com que o indicador mude de cor, dificultando a visualização do ponto 
final da titulação. 
4- Indicadores de oxirredução, ou indicadores verdadeiros são particularmente importantes, são 
fortes agentes oxidantes, mudam de cor e são reversíveis, assumindo a forma oxidada e reduzida 
de acordo com o potencial do meio. 
 
Indicadores redox: 
Indox + m H+ + ne- → Indred 
E = Eº – (0,0591 log [Indred] / [Indox][H+]m) / n 
 Como já discutido na parte de neutralização, a visualização da cor das espécies no meio reacional 
depende da relação aproximada entre as formas reduzida e oxidada do indicador, que é dada por: 
[Indred] / [Indox] = 10 prevalece a cor da forma reduzida 
[Indred] / [Indox] = 1/10 prevalece a cor da forma oxidada 
 
Assim: 
E = Eº – (0,0591 log [Indred] / [Indox][H+]m) / n ; para [Indred] / [Indox] = 10 
E = Eº – 0,0591( log1/[ H+]m) / n 
e 
E = Eº – (0,0591 log [Indred] / [Indox][H+]m) / n ; para [Indred] / [Indox] = 1/10 
E = Eº + 0,0591 ( log1/[H+]m) / n 
Ou 
Indox + ne- → Indred 
E = Eº – (0,0591 log [Indred] / [Indox]) / n 
E = Eº – 0,0591 / n ; para [Indred] / [Indox] = 10 
E = Eº + 0,0591/n; para [Indred] / [Indox] = 1/10 
 Portanto, a viragem de cor do indicador se dá numa faixa de 0,118 / n (onde este valor nada mais 
é que a distância entre o potencial para se ver uma cor ou outra cor, a faixa de viragem, sendo 0,118 a 
distância entre -0,0591 e +0,0591) centrado no potencial do indicador, sendo este um critério de escolha 
do indicador. 
67 
 
Observação: esta discussão só pode ser pensada para indicadores cujo processo de oxirredução 
independam da acidez do meio. 
 
 
68 
 
PRÁTICA 11: PERMANGANOMETRIA: DEERMINAÇÃO DO TEOR DE 
H2O2 EM ÁGUA OXIGENADA 
 
O íon permanganato, MnO4-, tem grande aplicação na volumetria redox, por ser um oxidante 
muito forte e dispensar o uso de indicadores (autoindicador), exceto em caso de soluções muito diluídas. 
Isto porque além de possuir alto potencial redox padrão, pode ser usado tanto em meio ácido quanto em 
meio alcalino, formando diferentes produtos nessas reações, Mn+2 e MnO2, respectivamente. O meio 
neutro é menos usado por formar MnO2 (precipitado) lentamente. Já em meio efetivamente ácido, a reação 
é mais rápida e o produto será o Mn+2 (solução incolor). Lembrando que o ácido nítrico (HNO3) deve ser 
evitado por possuir caráter oxidante. 
O principal inconveniente da utilização do MnO4- em volumetria de oxirredução é não ser um 
padrão primário, o que acarreta a necessidade de ser padronizado com grande frequência por vários 
motivos : 
1) por se decompor muito facilmente por ação da luz, por isso, deve ser guardado em frasco escuro; 
2) por ação do calor, temperaturas muito altas favorecem a decomposição desse íon; 
3) por ação de substâncias redutoras, muitas delas provenientes da água, o que inclui microorganismos, 
que ocorrem mesmo em águas destiladas; 
4) por ação do oxigênio do ar. 
O preparo de uma solução de permanganato requer muitos cuidados, porque normalmente o 
reagente já contem MnO2 como impureza. Depois de dissolvido,deve-se submeter a solução ao 
aquecimento, mantendo-a em ebulição por aproximadamente meia hora, para que as substâncias redutoras 
eventualmente encontradas na água possam reduzir completamente o permanganato. Será formado MnO2 
como principal produto, precipitado com cor marrom. Esta solução deve ser mantida em repouso e livre 
de contato com o ar. Filtra-se a solução com auxílio de lã de vidro, visto que tanto o papel quanto o 
algodão tem características redutoras, por isso não podem ser usados. A solução deve ser transferida para 
frasco limpo e escuro. A partir daí a solução estará pronta para ser padronizada. 
Um dos métodos mais usados para padronização do permanganato é a reação com oxalato de 
sódio ou ácido oxálico, por este último ser um padrão primário puro e barato. Outra razão é que o oxalato 
forma compostos insolúveis com vários metais. Sendo a permanganometria o método utilizado para a 
determinação destes metais, se o permanganato tiver sido padronizado com oxalato o erro será mínimo. 
 
Reações parciais : 
MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn+2 + 4 H2O EMnO4-/Mn+2 = 1510 mV 
2 CO2 + 2 H+ + 2 e- H2C2O4 ECO2/H2C2O4 = - 490 mV 
 
Reação Total: 
2 MnO4- +5 C2O4= + 6 H+ 2 Mn+2 + 10 CO2 + 8 H2O E = 2000 mV 
69 
 
No entanto, o mecanismo entre os íons permanganato e oxalato é um pouco complexo. Ao se 
adicionar poucas gotas de permanganato à solução de oxalato, a reação se processará de forma lenta, mas 
depois de haver em solução uma quantidade maior de Mn+2 formado após a reação de redução do 
permanganato, a reação se acelera e se estiver aquecida será ainda mais rápida. Considera-se que o Mn+2 
atue como um acelerador no processo de redução, seria uma espécie de “catalisador”, no sentido de induzir 
a redução do permanganato à Mn+2. 
Sabe-se ainda que esta redução ocorre em etapas, nas quais as espécies Mn(VI) e Mn(III) são 
formadas ao longo da titulação, além de CO2 proveniente da oxidação do oxalato. É importante salientar 
que estes íons do manganês têm comportamento diverso do Mn(VII). 
Considera-se ser conveniente ter o auxílio da temperatura. No entanto é importante controlar este 
parâmetro com cautela, pois altas temperaturas favorecem a decomposição do ácido oxálico, como pode 
ser observado na reação a seguir: 
 
H2C2O4 CO2 + CO + H2O 
 
É muito comum durante a titulação haver a formação de um composto marrom escuro, MnO2, 
isto se deve a falta de íons H+ à solução. Esta titulação exige o MEIO MUITO ÁCIDO, 
O ácido mais aconselhável para esta titulação é o ácido sulfúrico (H2SO4), porque o íon sulfato é 
um íon indiferente. Porém muitas soluções estão em meio clorídrico, nestes casos deve-se observar sua 
concentração. Se a solução a ser titulada com permanganato apresentar concentração de cloreto superior 
a 1 M, deve-se ter muito cuidado porque poderá haver consumo de titulante, isto é, de MnO4-, oxidando 
o cloreto a cloro. Em concentrações de cloreto inferiores a 1 M a velocidade de reação será tão baixa que 
não afetará o resultado. 
Em qualquer circunstância é aconselhável fazer “ensaio em branco”. 
Uma das aplicações muito comum da permanganometria é a análise de água oxigenada. Para tanto, é 
necessário que se conheça mais detalhadamente a amostra. Trata-se do peróxido de hidrogênio, H2O2, 
vulgarmente conhecida como água oxigenada. Uma das características dos peróxidos, tratada aqui de 
uma maneira muito simplista, é o seu número de oxidação. Nos óxidos em geral o oxigênio, apresenta 
número de oxidação -2,(O=). Já nos peróxidos, o oxigênio se apresenta com número de oxidação -1, (O-
). Esta é a principal diferença entre os óxidos e os peróxidos. 
O peróxido de hidrogênio, quando puro é um líquido viscoso que não tem cheiro. As soluções 
diluídas têm sabor metálico característico. É solúvel em água em quaisquer proporções. Decompõe-se 
rapidamente, quando aquecido à pressão atmosférica ordinária, podendo ser facilmente destilado ao ser 
submetido à pressão reduzida. Entra em ebulição a 68C com pressão de 760 mm Hg. É razoavelmente 
estável e soluções aquosas diluídas também se conservam bem, particularmente se acidificadas. Uma 
solução 3% se conserva durante um ano sem modificações apreciáveis, já as soluções alcalinas não se 
conservam tão bem. Impurezas como sílica (SiO2), ferro, manganês e alumina (Al2O3), aceleram sua 
decomposição. As soluções aquosas na presença de éter ou álcool são mais estáveis. 
Comercialmente, a concentração das soluções aquosas é expressa pelo número de volumes de 
oxigênio que 1 cm3 da solução fornece ao se decompor. Assim 1 cm3 (1 mL) de uma solução comercial 
conhecida como 10 volumes gerará ao se decompor 10 cm3 de oxigênio. Uma solução de peróxido de 
hidrogênio a 3 % corresponde aproximadamente a uma solução de 10 volumes. A solução mais 
( > 70°C) 
70 
 
concentrada existente no mercado tem nome comercial de peridrol e contém cerca de 30 % de peróxido 
de hidrogênio e corresponde à uma concentração de aproximadamente 100 volumes. 
A água oxigenada é muito utilizada para limpar pinturas a óleo, que via de regra escurecem devido 
a ação do ácido sulfúrico sobre compostos de chumbo das tintas, convertendo sulfeto de chumbo (preto) 
em sulfato de chumbo (branco). Também é muito usada como alvejante de sedas, plumas, palhas, cabelos, 
marfim, dentes, etc., onde um alvejamento mais violento seria prejudicial. É usada em medicina como 
antisséptico, por ter como produto de reação apenas água e oxigênio. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1) Por uma questão de praticidade, a solução de permanganato de potássio, já foi dissolvida fervida e 
filtrada, portanto encontra-se pronta para ser titulada ou padronizada. A solução de KMnO4 foi 
preparada de forma a se obter concentração próxima de 0,02 M. 
2) O oxalato de sódio é um padrão primário, por isso antes de dissolvê-lo, deve-se aquecer o sal à 
temperatura superior a 100 C, para eliminar a água de adsorção, esperar atingir a temperatura 
ambiente e pesar. Este procedimento também já foi executado previamente. 
1. Padronização do KMnO4: 
a. Com as informações obtidas no rótulo da solução de oxalato de sódio, calcular a concentração exata da 
solução. 
b. Como a solução de permanganato é fotossensível, preparar primeiramente o erlenmeyer, transferindo 
quantitativamente, 5,00 mL da solução padrão de oxalato de sódio para o mesmo . 
c. Adicionar 2,5 mL de H2SO4 10 %. 
d. Adicionar 50 mL de água destilada. 
e. Juntar uma pequena porção de MnSO4 (sólido) e aquecer a solução à temperatura branda, inferior a 
70C. Lembrando que a partir de 60C começa a ficar difícil tocar no fundo do erlenmeyer. 
f. Aferir a bureta com solução padronizada de KMnO4. 
g. Repetir o procedimento até que sejam obtidos dois valores coincidentes Titular a princípio lentamente, 
depois um pouco mais rapidamente, sempre sem grandes agitações para evitar, ao máximo, a absorção 
de O2 do ar. A titulação será concluída quando a coloração rósea persistente ocorrer. 
h. Fazer o ensaio em branco. 
2. Preparo de 100 mL da amostra diluída (0,05 mol L-1)de água oxigenada 
A amostra a ser analisada é uma solução de água oxigenada 10 volumes, disponibilizada no 
comércio varejista. 
1) Identificar minuciosamente a amostra, como por exemplo, concentração, marca, validade e condições 
do frasco. 
Reações parciais : 
71 
 
MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn+2 + 4 H2O EMnO4-/Mn+2 = 1510 mV 
O2 + 2H++ 2e- H2O2 EO2/H2O2= 682 mV 
 
Reação Total: 
2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H+ 2 Mn+2 + 5 O2 + 8 H2O E = 828 mV 
 
Sabe-se ainda que, a decomposição da água oxigenada segue a reação: 
H2O2 H2O + ½ O2 
 
Um mol de qualquer gás ocupa, nas CNTP, 22,4 litros. Levando-se em consideração a equação 
acima, observa-se que cada mol de H2O2 irá gerar ½ mol de O2, ou seja, serão gerados 11,2 litros de O2. 
Dados: (MM. H2O2 = 34,02) 
Correlacionandoos dados: 
A amostra é de uma solução de água oxigenada 10 volumes, portanto, cada 1 mL de H2O2 gerará 
10 mL de O2. Se for tomado por base 1000 mL = 1 L de H2O2, será 10 L de O2. 
34,02 g H2O2 11,2 L O2 1 M 
 x g H2O2 10 L O2 y M 
 
(onde x e y são as incógnitas) 
Valor de x = 30,3750g , y = 0,8929 M 
Apresentando a concentração da H2O2 em porcentagem tem-se 3,0375 g por 100 mL de solução 
(aprox. 3 %). Estes são os valores teóricos do produto a ser analisado. 
2) Sabendo-se que a amostra de H2O2 apresenta concentração molar de 0,8929 M, qual deverá ser a 
concentração mais adequada à H2O2 para que sejam gastos volumes iguais durante a titulação? 
3) Qual o fator de diluição? 
4) Diluir a amostra em balão volumétrico de 100 mL, considerando o fator de diluição, obtido no item 3. 
5) O volume de amostra a ser diluída deverá ser tomado ou com pipeta volumétrica ou com bureta. 
6) Não esquecer de aferir o balão volumétrico e homogeneizar a solução, após a diluição. 
 
3. Titulação da Amostra DILUÍDA 
a. Transferir quantitativamente, 10,00 mL de solução amostra previamente diluída para um erlenmeyer; 
b. Adicionar 1,00 mL de H2SO4 20 %. 
72 
 
c. Adicionar 20 mL de água destilada 
d. Aferir a bureta com solução padronizada de KMnO4 
e. Titular com o mínimo de agitação, até o aparecimento da cor rósea persistente. 
4. Cálculos: 
Dados: 
MM(Na2C2O4) = 134,01 g.mol-1 
MM(KMnO4) = 158,00 g.mol-1 
MM(H2O2) = 34,02 g.mol-1 
a. Calcular a concentração exata da solução padrão primário de oxalato de sódio 
b. Calcular a concentração exata de KMnO4. 
c. Considerando o fator de diluição, calcular a concentração da solução original. 
d. Apresentar o valor da amostra em mol L-1, porcentagem (% m/v) e “volumes”. 
e. Fazer o tratamento estatístico para verificar a exatidão da concentração do produto analisado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
73 
 
MÉTODOS COM IODO 
O iodo se apresenta no estado sólido à temperatura ambiente, tendo coloração negro azulada. O 
significado da palavra iodo é violeta em grego. É muito pouco solúvel em água, mas razoavelmente 
solúvel em sulfeto de carbono, clorofórmio e outros hidrocarbonetos, formando soluções com coloração 
violeta. Também se solubiliza em álcool, acetona, éter, etc., mas nestes casos sua coloração é amarela. 
Para que se possa obter uma solução aquosa de iodo, precisa-se de uma solução de iodeto, 
normalmente usa-se o KI (iodeto de potássio). O iodo sólido é adicionado ao iodeto formando o complexo 
I3-, este sim solúvel em água. 
O sistema I2/I- é independente da concentração de H+, representado pela semi-reação a seguir: 
 
 I2 + 2 e- 2 I- EI2/I- = 536 mV 
 
Este potencial redox padrão de 536 mV permite que o iodo possa atuar como agente oxidante 
moderado, capaz de oxidar quantitativamente apenas substâncias fortemente redutoras ou como íon 
iodeto, podendo atuar como agente redutor fraco, sendo oxidado quantitativamente a iodo, por substâncias 
oxidantes. 
Por esta razão, vários autores classificam os Métodos com Iodo em dois tipos: 
 
1o) Métodos diretos ou IODImetria 
Este método direto, utiliza uma solução de iodo padronizada para titular redutores fortes, 
normalmente em soluções neutras ou fracamente ácidas. 
2o) Métodos Indiretos ou IODOmetria 
Neste caso, é um método indireto, as substâncias oxidantes são determinadas por reagirem com 
um excesso de IODETO (I-). O iodo formado (a partir da oxidação do iodeto) é titulado em solução 
levemente ácida com uma solução redutora também padronizada, que pode ser, por exemplo, tiossulfato 
(mais comum) ou arsenito. 
Os métodos que se utilizam de iodo normalmente não são aplicados a soluções fortemente 
alcalinas, devido ao desproporcionamento, redução interna. Observe a reação: 
I2 + 2 OH- I- + IO- + H2O 
 
O íon hipoiodito, IO-, apresenta as mesmas características do íon hipoclorito, com propriedades 
alvejantes, como este íon é muito instável, rapidamente se converterá em iodeto e iodato (IO3-): 
3 IO- 2 I- + IO3- 
 
 
74 
 
Erros nas Titulações com IODO: 
Há duas fontes principais de erro nas titulações com iodo: 
a) O iodo é muito volátil e possui elevada pressão de vapor. Para minimizar esta fonte de erro usa-se um 
excesso de KI, formando o complexo I3-, que aumenta a solubilidade do iodo em água e diminui a pressão 
de vapor. Deve-se evitar aquecer as soluções tanto nas titulações diretas quanto indiretas, para não 
aumentar sua volatilidade. 
Soluções de iodo atacam a borracha, portanto é necessário ter cuidado com as buretas, que devem 
ser totalmente de vidro. 
Na Figura 12 é apresentado um erlenmeyer adequado às titulações iodométricas. Pode-se observar 
que junto à tampa de vidro esmerilhado há uma espécie de prato fundo, onde se adiciona a solução de KI, 
para impedir sua volatilização. 
 
 
Figura 12: Erlenmeyer adequado às titulações iodométricas (fonte: propaganda NetLab – vidrarias) 
 
b) O iodo se oxida com o oxigênio do ar. Em soluções alcalinas isto não acarreta maiores problemas, mas 
quanto maior for a concentração de H+, maior será a alteração. A oxidação do iodo é acelerada pela luz 
intensa e substâncias contendo Cu(I), nitratos, etc. No preparo das soluções deve-se usar água fervida, 
para eliminar o excesso de O2. 
 
Reações parciais : 
O2 + 4 H+ +4 e- 2 H2O EO2/H2O = 1230 mV 
I2 + 2 e- 2 I- EI2/I- = 554mV 
 
Reação Total: 
4 I- + O2 + 4 H+ 2 I2+ 2 H2O  E = 676 mV 
 
Uma das vantagens dos métodos com iodo é a facilidade e sensibilidade com que se detecta o 
ponto final da titulação nos casos em que o iodo age como autoindicador; nas titulações diretas ao primeiro 
excesso há o aparecimento da cor amarela (do iodo) e nas indiretas observa-se o desaparecimento da 
http://labcenter.com.br/produto/frasco-de-indice-de-iodo-com-rolha/
75 
 
coloração amarela (do iodo). Muitas vezes nas titulações indiretas usa-se o amido como indicador, porque 
nem sempre se consegue observar o desaparecimento da cor amarela com facilidade. O amido contém -
amilase em sua estrutura, que juntamente ao iodo produz um composto de adsorção de cor azul, mesmo 
na presença de iodeto, mas com o tempo sofre decomposição tornando-se insensível ao iodo. Soluções 
contendo amido não podem ser usadas em meio fortemente ácido ou alcoólico. Deve-se evitar 
aquecimento. 
Ao se utilizar o amido como indicador deve-se tomar certos cuidados. Se a titulação for direta, 
pode-se usar o amido no início da titulação. Mas se a titulação é indireta isto não deve ser feito. Deve-se 
adicionar a goma de amido quando a concentração de iodo for baixa, isto é, quando a coloração marrom-
amarela estiver amarela claro, mais próximo do final da titulação. 
Outra razão para o amido (indicador) ser adicionado próximo ao ponto final da titulação é a 
competição entre o amido e o redutor (titulante), como por exemplo, se a titulação for feita com tiossulfato 
(S2O3=). No início da reação haverá grande quantidade de iodo livre e o amido formará um complexo 
muito estável com o iodo, sendo muito difícil de ser superado por outro competidor, no caso, pelo agente 
redutor. No entanto, se for adicionado próximo ao ponto final, a quantidade de iodo livre será bem menor 
e consequentemente haverá maior quantidade de redutor na solução, impedindo assim que grande parte 
do iodo se combine facilmente com o amido. 
 
Aplicação: Análise de Água Sanitária 
 
Uma aplicação que exemplifica muito bem o uso da iodometria é a determinação do teor de cloro 
livre (Cl2) e/ou teor de hipoclorito de sódio (NaClO) em águas sanitárias disponíveis no mercado. 
Sabe-se que o íon hipoclorito é um agente oxidante forte. Uma das formas de se obter o hipoclorito 
de sódio é pela passagem de cloro através de uma solução diluída e friade hidróxido de sódio ou carbonato 
de sódio, como representado nas reações a seguir: 
2 NaOH + Cl2 NaCl + NaOCl + H2O 
Na2CO3 + Cl2 NaCl + NaOCl + CO2 
 
Outra forma seria por hidrólise de uma solução de cloreto de sódio, em condições tais que o cloro 
e a soda cáustica formados se misturem. Não se obtém hipoclorito isento de água, por se decompor por 
aquecimento, formando cloreto e clorato. 
A água sanitária também apresenta forte ação descorante e germicida. As águas sanitárias 
disponíveis no mercado apresentam concentração nominal de 2 % a 2,5 % em teor de cloro livre ou cloro 
ativo. 
 
 
 
 
76 
 
PRÁTICA 12: IODOMETRIA: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE 
HIPOCLORITO EM ÁGUA SANITÁRIA 
As soluções de KI e de tiossulfato encontram-se preparadas e disponíveis. 
Cabe lembrar que diferentemente da titulação indireta tradicional, como foi visto anteriormente 
na Argentimentria, que exigia o preparo e padronização de duas soluções (nitrato de prata (AgNO3) e 
tiocianato de potássio (KSCN)), aqui apenas uma solução precisa ser padronizada, que é a solução 
titulante de tiossulfato de sódio penta-hidratado (Na2S2O3 . 5H2O). Soluções de tiossulfato não são padrão 
primário, por se decomporem facilmente, principalmente se o meio estiver ácido, precipitando enxofre 
coloidal. Portanto, exigem padronização. 
A solução de iodeto de potássio (KI), só precisa ser adicionada em excesso, dispensando 
padronização. 
Reações Parciais: 
IO3- + 6 H+ + 6 e- I- + 3 H2O EIO3-/I- = 1087 mV 
I2 + 2 e- 2 I- EI2/I- = 545 mV 
S4O6= +2 e- 2 S2O3= ES4O6=/S2O3= = 90 mV 
 
 
Reação Intermediária: Formação de iodo 
IO3- + 5 I- + 6 H+ 3I2 + 3 H2 E = 542 mV 
 
Reação total: 
I2 + 2 S2O32- 2 I- + S4O62- 
 
No equilíbrio: 
1 IO3- formará 3 I2 que consumirão 6 S2O3= 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Padronização do Tiossulfato: 
Será utilizada uma solução, previamente preparada e disponibilizada, de iodato de potássio 
(KIO3), que é um padrão primário. 
A solução de tiossulfato, também disponibilizada, tem concentração aproximada de 0,1 mol L-1. 
77 
 
a. Adicionar ao erlenmeyer, 5,00 mL da solução de iodato de potássio, com pipeta volumétrica. 
b. Adicionar 25 mL de água destilada. 
c. Adicionar 5 mL de KI em solução 10 %. 
d. Adicionar 5 mL de H2SO4 5 %. 
e. Tampar o erlenmeyer com vidro de relógio colocá-lo dentro do armário, ao abrigo da luz, para que a 
reação se complete. 
f. Aferir a bureta com o tiossulfato. 
g. Iniciar a titulação: a solução inicialmente estará com coloração marrom amarelada. Adicione o 
tiossulfato gotejando gradualmente até que a solução apresente-se amarela, não muito claro. Evite 
agitações muito bruscas para não absorver muito O2 do ar. Neste momento a titulação deve ser 
interrompida e adiciona-se 2 mL (40 gotas) de goma de amido. A solução apresentará coloração azul-
marinho. ATENÇÃO: Com poucas gotas do titulante a solução se tornará incolor, isto é, será atingido 
o ponto final da titulação. 
h. Repetir o procedimento até que sejam obtidos dois volumes concordantes 
 
2. Preparo de 100 mL da amostra diluída (0,05 mol L-1)de água sanitária 
Para que se possa iniciar a análise devem-se conhecer as semi-reações envolvidas no processo de 
iodometria. 
Reações parciais: 
Cl2 + 2 e- 2 Cl- E⁰Cl2/Cl- = 1360 mV 
HClO + 2 e- + H+ Cl- + H2O E⁰ClO-/Cl- = 1500 mV 
I2 + 2 e- 2 I- E⁰I2/I- = 536 mV 
S4O6= + 2 e- 2 S2O3= ES4O6=/S2O3= = 90 mV 
 
Reação Intermediária: Formação de iodo 
ClO- + 2 I- + 2 H+ Cl- + I2 + H2O 
Reação total: 
I2 + 2 S2O32- 2 I- + S4O62- 
No equilíbrio: 
1ClO- formará 1I2 que consumirão 2 S2O3= 
 
Como mencionado anteriormente, as soluções de água sanitária apresentam concentração entre 
2,0 e 2,5 % em teor de cloro livre. 
78 
 
1) Identificar minuciosamente a amostra, como por exemplo, marca, validade, concentração nominal, 
condições do frasco e etc. 
2) Qual é a estequiometria da reação? 
3) Qual é a concentração (mol L-1) da água sanitária (amostra)? 
4) Qual deve ser a concentração da água sanitária, para que sejam titulados volumes iguais de amostra e 
tiossulfato? 
5) Qual será o fator de diluição? 
6) Diluir a amostra considerando o fator de diluição, obtido no item 5. 
7) O volume de amostra a ser diluída deverá ser tomado ou com pipeta volumétrica ou com bureta. 
 
3. Titulação da Amostra DILUÍDA 
a. Pipetar, com pipeta volumétrica ou com bureta, 10,00 mL da solução diluída para um erlenmeyer. 
b. Adicionar 25 mL de água destilada. 
c.Adicionar 2 mL de KI 20 %. 
d. Adicionar 5 mL de ácido acético glacial e homogeneizar a solução evitando ao máximo o contato com 
o ar, cobri-lo com um vidro de relógio, ao abrigo da luz para que a reação se complete. 
e. Aferir a bureta com tiossulfato. 
f. Executar a titulação: a solução apresenta-se inicialmente marrom, mas à medida que o tiossulfato é 
adicionado a coloração vai se tornando menos intensa. Quando a coloração se tornar amarela, não muito 
claro, deve-se interromper a adição de tiossulfato e adicionar 2 mL (40 gotas) de goma de amido. 
h. Prossiga com a titulação, que apresentará coloração azul-marinho, lembrando que normalmente são 
necessários poucos mililitros até que ponto final seja atingido. O ponto final será atingido quando a 
solução se tornar incolor. 
i. Comparar e discutir com base nos resultados e tratamento estatístico, se a amostra estava dentro dos 
padrões aceitáveis para o consumo do produto. 
4. Cálculos: 
Dados: 
 MM(KIO3) = 214,02 g.mol-1 
 MM(Na2S2O3) = 158,11 g.mol-1 
MM(NaClO) = 74,45 g.mol-1 
MM(Cl2) = 70,90 g.mol-1 
 
a. Calcule a concentração exata (mol L-1) da solução de KIO3; 
b. Calcule a concentração exata (mol L-1) da solução de Na2S2O3 
c. Calcule a concentração original de hipoclorito de sódio e cloro ativo na água sanitária comercial (em 
mol L-1 e % m/v). 
 
 
79 
 
VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO 
Um composto de coordenação ou complexo consiste num átomo ou íon central, geralmente 
metálico, que faz ligações covalentes coordenadas com um número definido de grupos (átomos, moléculas 
ou íons) arranjados em volta dele com uma estereoquímica bem definida. A base de Lewis, que atua 
como doadora de pares de elétrons é chamada de LIGANTE e é representada como L; a espécie central é 
um receptor de par de elétrons, ácido de Lewis, quase todos os íons metálicos podem atuar como ácidos 
de Lewis, aceitando pares de elétrons das bases para formar íons complexos. 
Na formação dos complexos, o ligante (L) pode ser uma molécula neutra, por exemplo, água 
(H2O), amônia (NH3) e compostos orgânicos que contêm grupos doadores como nitrogênio, carboxila, 
hidroxila, ou um ânion como, por exemplo, cloreto, cianeto, sulfato, etc.. 
O número de ligações que são feitas com o átomo central (METAL), chama-se número de 
coordenação. O número de coordenação máximo está correlacionado com a posição do elemento na tabela 
periódica, mas aparecem com frequência números de coordenação inferiores ao máximo. 
Em solução aquosa quase todos os íons metálicos estão hidratados, na forma de aquo-complexos, 
onde a água é o ligante, tendo lugar a coordenação pela doação de um par de elétrons do oxigênio. A 
formação de outros complexos se verifica por deslocamento da água como ligante por outro ligante 
normalmente mais estável e a reação sempre ocorre em etapas. Por exemplo, M é um cátion com número 
de coordenação n e L representa um ligante diferente da água. 
 
M(H2O)n + L H2O + M(H2O)n-1L 
M(H2O)n-1L + L H2O + M(H2O)n-2L2 
 
Por uma questão de simplificação omite-se a formação dos aquo-complexos, apresentando-se 
apenas a formação dos outros ligantes diferentes da água. Cada etapa da coordenaçãotem uma constante 
de formação ou de estabilidade característica, sendo o inverso a constante de dissociação ou de 
instabilidade do complexo. Serão formados tantos complexos até que o número de coordenação mais alto 
seja MLn. 
M + L ML 1
[ ]
[ ][ ]
ML
K
M L
= 
MLn-1 + L MLn 
1
[ ]
[ ][ ]
n
n
n
ML
K
ML L−
= 
 
Um importante ligante, muito utilizado em inúmeras reações é o EDTA (ácido 
etilenodiaminotetracético). 
 
 
 
80 
 
EDTA – Ácido etilenodiaminotetracético: 
O EDTA é um complexante de grande importância por apresentar utilidades nas mais diferentes 
áreas, tais como, indústria química, alimentos, farmacêutica, cosmética, bebidas, etc.. Foi desenvolvido 
nos anos 40 por Schwartzenbach Gerold, através dos seus estudos sobre ligantes. 
Trata-se de um quelante, palavra oriunda do grego, que significa garras semelhantes aos 
crustáceos, isto porque forma ligações com os íons metálicos, num formato semelhante as garras de um 
crustáceo. Os complexos formados chamam-se quelatos. 
Sua maior desvantagem é a BAIXA solubilidade em água, o que o exige padronização. E sua 
maior vantagem é sempre apresentar estequiometria de 1:1 com os metais. Não importa qual seja o número 
de oxidação do metal, sua relação molar será sempre de 1:1. Um dos quelantes mais usados é o EDTA 
(etilenodiaminotretraacetico), que é um quelante hexadentado que pode fazer 6 ligações coordenadas, 
pelos oxigênios das carbonilas e pelos nitrogênios (Figura 13). 
 
 
EDTA Complexo com metal 
 Figura 13 – EDTA e sua forma complexada com o metal 
 
Para que a solubilidade em água aumente, ao invés do ácido utiliza-se o sal dissódico. Por isso, 
na maior parte das vezes parte-se do sal e não do ácido. Por uma questão de praticidade, representa-se o 
EDTA como H4Y e o sal dissódico por Na2H2Y. As reações com EDTA ocorrem em etapas, bem como 
em quaisquer outras reações de complexação. 
As constantes de dissociação do EDTA são as seguintes: 
 
H4Y H+ + H3Y- Ka1 = 1,0 x 10-2 
 
H3Y- H+ + H2Y= Ka2 = 2,1 x 10-3 
 
H2Y= H+ + HY-3 Ka3 = 5,4 x 10-7 
 
HY-3 H+ + Y-4 Ka4 = 1,1 x 10-11 
 
81 
 
Deve-se observar que, para que haja a formação do complexo, Metal - EDTA, o íon EDTA deverá 
liberar seus íons H+ para a solução, de maneira a se ionizar, permitindo que seus íons possam se ligar ao 
metal. Esta liberação de íons H+ para o meio reacional, irá aumentar a concentração de H+ e, 
consequentemente, o pH ficará mais baixo, deslocando a equação no sentido inverso da dissociação. Por 
isso, o controle do pH do meio é fundamental, podendo impedir que a reação ocorra. 
Partindo-se do sal de EDTA dissódico, as reações com os metais (M+; M+2; M+3; M+4) seguem as 
seguintes etapas: 
 
M+ + H2Y= MY-3 + 2H+ 
M+2 + H2Y= MY= + 2H+ 
M+3 + H2Y= MY- + 2H+ 
M+4 + H2Y= MY + 2H+ 
 
Mais uma vez percebe-se claramente que haverá liberação de íons H+. Portanto, haverá sensível 
alteração do pH, que deve ser controlado por meio de uma solução tampão adequada à solução em questão. 
Existe uma disputa entre o íon metálico e o íon hidrogênio, onde íons metálicos que formam complexos 
muito estáveis, ou seja, tem Kform alto, podem ser titulados em meio ácido, já íons metálicos que formam 
complexos com EDTA de baixa estabilidade só conseguem ser titulados em solução básica, pois 
precisarão que o meio retire os hidrogênios do EDTA, formando Y4- para que estes consigam se ligar. Ou 
seja, o pH mínimo para que o íon metálico seja titulado pelo EDTA depende da constante de formação de 
seu complexo, quanto maior, menor é o pH necessário. Para que os quatro hidrogênios do EDTA sejam 
arrancados, que prevaleça a forma Y4-, é preciso que o pH do meio seja no mínimo 10. 
Os indicadores a serem utilizados são do tipo metalocrômico. Os indicadores metalocrômicos 
mais comuns são compostos orgânicos que ao se combinarem com um metal apresentam uma determinada 
coloração e ao se desligarem do metal, ou seja, ao se apresentarem “livres”, possuem outra coloração. 
Alguns exemplos desse tipo de indicador, comumente utilizados em titulações complexométricas, são 
Negro de Eriocromo T (NET), calcon e murexida. Os indicadores metalocrômicos possuem além da 
facilidade de formar quelantes coloridos com alguns metais características ácido-base, ou seja, também 
são indicadores de pH, por isso a coloração do indicador depende do pH da solução. 
A titulação com EDTA ocorre por complexação sucessiva dos íons metálicos livres na solução, 
onde o último a ser complexado deverá ser o íon complexado ao indicador (Ind). Por isso, a constante de 
formação (Kform) da ligação Metal - Ind deverá ser menos estável que as constantes de formação dos metais 
com EDTA, como representado abaixo, de maneira simplificada: 
 
. M - Ind + EDTA M - EDTA + Ind- 
 (cor A) (cor B) 
 
 
Kform M-EDTA > Kform M-Ind 
82 
 
PRÁTICA 13: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE HIDRÓXIDO DE 
MAGNÉSIO EM LEITE DE MAGNÉSIA 
 
O Leite de Magnésia, uma mistura de hidróxido de magnésio e água, é um produto comercial muito antigo 
usado principalmente como antiácido e laxante. Foi criado em 1873 pelo farmacêutico inglês radicado 
nos Estados Unidos, Charles Henry Phillips. No Brasil, o Leite de Magnésia Phillips começou a ser 
fabricado em 1930. 
No rótulo do frasco, a concentração de hidróxido de magnésio é descrita como 1200 mg / 15 mL . Nosso 
objetivo é verificar se a concentração explicitada no rótulo está correta. 
O Leite de Magnésia é uma suspensão aquosa. Dá-se o nome de suspensão a um sistema constituído por 
partículas suficientemente pequenas, que ao sofrerem colisões de moléculas do fluído ambiente não 
permaneçam no fundo, mas fiquem “vagando” na região ocupada pelo fluído, sustentada pelos impactos 
que recebem das moléculas do fluído. Grosseiramente falando, trata-se de um sólido disperso num líquido. 
Ao se pesar uma determinada massa de amostra de Leite de Magnésia, na verdade, pesa-se uma pequena 
fração de hidróxido de magnésio de uma enorme fração de água. Precisa-se distinguir exatamente a 
quantidade de hidróxido de magnésio contida na massa pesada. 
Assim, são dois os objetivos principais: 
a) Determinar a massa de Mg(OH)2 contida numa suspensão aquosa. 
b) Determinar o teor de Mg+2 nesta suspensão por volumetria de complexação, usando EDTA. 
Considerando que no rótulo do produto a ser analisado há 1282,5 mg de Mg(OH)2 em 15 mL. E 
assumindo a densidade do Mg(OH)2 como sendo 2,38 g mL-1 temos: 
 
2,38 g de Mg(OH)2 1 mL 
1,2825 g de Mg(OH)2 X mL 
X = 0,54 mL 
 
Portanto podemos observar que em 15 mL da suspensão de Leite de Magnésia apenas 0,54 mL é 
o volume ocupado pelo hidróxido de magnésio, os outros 14,46 mL são de água. 
Com estes dados pode-se calcular a massa de 15 mL do Leite de Magnésia. 
14,46 mL x 1,0 g mL-1 (densidade da água) + 1,2825 g = 15,7425 g 
15 mL de Hidróxido de Magnésio pesam 15,7425 g. 
 
 
 
83 
 
Cálculo da quantidade de amostra a ser utilizada: 
Considerando os seguintes dados: 
M.M. Mg(OH)2 = 58,30 g mol-1 
Alíquota da amostra: 0,01 L 
Concentração de EDTA padronizado: 0,0100 mol L-1 
Volume de EDTA a ser gasto: 0,02 L 
Número de moles de EDTA: 0,02 x 0,0100 = 2,0 x 10-4 ou 0,0002 
Nestas condições a concentração da solução deverá ser: 0,0200 mol L-1 
Volume adequado para execução da prática: 0,25 L 
Massa adequadaserá: 0,0200 x 0,25 x 58,30 = 0,2915 g 
 
Trata-se de uma suspensão, portanto deve-se correlacionar com a massa e volumes previamente 
estabelecidos: 
 
1,2825 g 15,7425 g 
 0,2915 g X g 
 X = 3,5781 g 
 
Desta forma, deve-se pesar 3,5781 g da amostra (Leite de Magnésia) para que após diluição em 
balão de 250,00 mL sejam gastos aproximadamente 20,00 mL de EDTA 0,0100 mol L-1. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Padronização do EDTA: 
1) A solução de EDTA foi preparada de forma a se ter uma concentração da ordem de 0,01 mol L-1.
 Dado: M.M. C10H14N2O8Na2 . 2 H2O = 372,24 g mol-1. 
2) O padrão primário a ser usado na padronização do EDTA será o CaCO3, que foi previamente seco e 
depois pesado. A concentração é apresentada no rótulo da solução também disponibilizada na bancada. 
Dado: M.M. CaCO3 = 100,10 g mol-1. 
a. Aferir a bureta com a solução de EDTA a ser padronizada. 
b. Pipetar 10,00 mL da solução padrão de Ca+2, transferindo para erlenmeyer. 
84 
 
c. Ao erlenmeyer, adicionar 10 mL de água destilada e 5 mL de solução tampão pH 10 (tampão 
amoniacal, NH4Cl/ NH4OH). 
d. Adicione pequena quantidade do indicador Negro de Eriocromo T (NET). A quantidade deve ser 
mínima, adicionada com uma espátula bem pequena. A coloração do indicador varia de rosa claro 
(METAL-IND) até azul claro (IND-, indicador em sua forma livre). 
e. Titular a solução padrão com EDTA até o ponto final, ou seja, até viragem da cor rosa para azul . 
f. O procedimento deve ser repetido até que se obtenham dois valores iguais ou concordantes, 
 
2. Preparo da amostra diluída de Leite de Magnésia: 
Anteriormente, calculou-se a massa de amostra a ser pesada, levando-se em consideração que o 
teor de hidróxido de magnésio era o que estava explicitado no rótulo. Não se pode esquecer que o mais 
difícil numa suspensão é manter a homogeneidade. Por isso, a suspensão deve ser bem agitada antes de 
ser pesada. A pesagem deve ser tão rápida quanto possível, evitando que a suspensão venha a apresentar 
alguma heterogeneidade. 
a. Em pesa-filtro ou bécher limpo, seco e levado a peso constante, pesar 3,5 g de amostra ao décimo de 
miligrama. Anotar cuidadosamente a massa. 
b. Dissolver a amostra em 30 mL de HCl 6,0 M. 
c. Transferir QUANTITATIVAMENTE, a amostra pesada para um balão de 250 mL. Aferir e 
homogeneizar a solução. 
 
3. Titulação da Amostra DILUÍDA 
a. Aferir a bureta com solução de EDTA padronizada. 
b. Em erlenmeyer, pipetar uma alíquota de 10,00 mL da solução amostra diluída. 
c. Ao erlenmeyer adicionar 10 mL de água destilada e 5 mL de solução tampão pH 10 (tampão amoniacal, 
NH4Cl/ NH4OH). 
d. Adicionar pequena quantidade do indicador Negro de Eriocromo T (NET). A solução se apresentará 
rosa-violeta, coloração do complexo formado (Mg-IND). 
e. Titular a solução padrão com EDTA, até o ponto final, apresentado pela cor azul. 
f. O procedimento deve ser repetido até que se obtenham dois valores iguais ou concordantes, 
 
4. Cálculos: 
Dados: 
M.M. Mg(OH)2: 58,30 g mol-1 
MODELO DE CÁLCULO: 
85 
 
Massa de amostra: 3,4626 g 
Volume: 25,00 mL ou 0,25 L 
Volume médio na titulação: 19,30 mL ou 0,0193 L 
[EDTA] = 1,00 x 10-2 mol L-1 ou 0,0100 mol L-1 
Calcular a massa de Mg(OH)2 em 15 mL de suspensão de Leite de Magnésia 
 
nMg(OH)2 = MEDTA x VEDTA 
mMg(OH)2 / M.M.Mg(OH)2 = MEDTA x VEDTA 
mMg(OH)2 = MEDTA x VEDTA x 58,30 
mMg(OH)2 = 0,0100 x 0,0193 x 58,30 
mMg(OH)2 = 0,0113 g 
 
 
Logo, em 15,00 mL haverá 1,2238 mg. 
Observação: O valor não é igual ao esperado por se tratar de um exemplo hipotético, apresentado apenas 
para servir de exemplo aos cálculos a serem efetuados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
86 
 
 
PRÁTICA 14: DETERMINAÇÃO DA DUREZA TOTAL E DAS 
DUREZAS PARCIAIS DE ÁGUA DURA 
 
1. Padronização da solução de EDTA 
a. Pipetar 10,00 mL da solução padrão de cálcio para um erlenmeyer; 
b. Adicionar 40 mL de água destilada. 
c. Adicionar 2,0 mL de solução tampão amoniacal pH = 10 e uma pequena porção do indicador Negro de 
Eriocromo-T. 
d. Titular a solução padrão de cálcio, com agitação constante, com a solução de EDTA até viragem da cor 
rosa para azul. 
e. Repetir até obter, pelo menos, dois volumes concordantes. 
 
2. Determinação da Dureza Total da Água 
a. Transferir, com uma pipeta volumétrica, 10,00 mL da amostra de água a ser analisada para um 
erlenmeyer. 
b. Adicionar 40 mL de água destilada. 
c. Juntar 2 mL de solução tampão amoniacal pH 10. 
d. Adicionar uma pequena porção do indicador Negro de Eriocromo-T. 
e. Titular a amostra de água, agitando bem, com a solução padronizada de EDTA até a viragem de cor 
rosa para azul. 
f. Repetir até obter, pelo menos, dois volumes concordantes. 
 
3. Determinação da Dureza Parcial da Água 
a. Transferir, com uma pipeta volumétrica, 10,00 mL da amostra de água a ser analisada para um 
erlenmeyer. 
b. Adicionar 40 mL de água destilada. 
c. Juntar 2 mL de solução tampão (pH 12) NaOH 5%. 
d. Adicionar uma pequena porção do indicador Murexida. 
e. Titular a amostra de água, agitando bem, com a solução padronizada de EDTA até a viragem de cor 
rosa para um roxo. 
f. Repetir até obter, pelo menos, dois volumes concordantes. 
87 
 
 
4. Cálculos: 
Dados: 
MM (Na2H2Y.2H2O) = 372,24 g.mol-1 
MM (CaCO3) = 100,08 g.mol-1 
MM (MgCO3) = 84,30 g.mol-1 
a. Calcular o grau de dureza total e parcial da água em ppm de CaCO3, e a dureza parcial em ppm 
de MgCO3, ou seja, em mg de carbonato de cálcio (ou carbonato de magnésio) por litro de água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
88 
 
 
Anexo 1 Anexo 2 
 
 
Graus de 
Liberdade Valor t 
N-1 
1 12,706 
2 4,303 
3 3,182 
4 2,776 
5 2,571 
6 2,447 
7 2,365 
8 2,306 
9 2,262 
10 2,228 
11 2,201 
12 2,179 
13 2,160 
14 2,145 
15 2,131 
16 2,120 
17 2,110 
18 2,101 
19 2,093 
20 2,086 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Número de 
Amostras 
Valor 
Crítico 
N 
3 1,155 
4 1,481 
5 1,715 
6 1,887 
7 2,020 
8 2,126 
9 2,215 
10 2,290 
11 2,355 
12 2,412 
13 2,462 
14 2,507 
15 2,549 
16 2,585 
17 2,620 
18 2,651 
19 2,681 
20 2,709 
Valores t de Student para nível de 
confiança de 95 % e sistema bicaudal 
Valores críticos de G (teste de Grubbs) 
para nível de confiança de 95 % 
89 
 
 
Referências Bibliográficas: 
Cunha, R. B. Apostila de Química Analítica Quantitativa II. Universidade Federal de Brasília, 2002. 
Skoog, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J.; Crouch, S. R. Fundamentos de Química Analítica. 8a edição. Ed. 
Cengage Learning. Pg. 1-15. 2011. 
Harris, D. C. Análise Química Quantitativa. 6a edição. Ed. LTC Editora. Pg. 668-680. 2005. 
Lima, L. S.; Filho, D. M. E. S. A Importância da utilização de pipetas normalizadas. Instituto Nacional 
de Metrologia, Normalização e Qualidade Industrial. Nota técnica. 2010. 
ISO 835 – Laboratory glassware – Graduated pipettes. 
ABNT NBR ISO 1769:2007 – Vidraria de laboratório — Pipetas — Código de cores. 
ASTM Designation: E 969-02 (Reapproved 2007) – Standard Specification for Glass Volumetric 
(Transfer) Pipets. 
Hage, D. S.; Carr, J. D. Química Analítica e análise quantitativa. 1a edição. Ed. Pearson. Pg. 708. 2012.