FUNDAMENTOS-DE-QUÍMICA-ANALÍTICA-falta-diagramar

Prévia do material em texto

Complementação Pedagógica 
Coordenação Pedagógica – IBRA 
 
DISCIPLINA 
 
 
Fundamentos de Química Analítica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ANALÍTICA ............................................................... 4 
1.1 Química analítica qualitativa ................................................................................. 6 
1.2 Química analítica quantitativa ............................................................................... 8 
1.3 Montando uma farmácia de manipulação ........................................................... 11 
2 EQUILÍBRIO QUÍMICO ....................................................................................... 13 
2.1 Reações Químicas Reversíveis .......................................................................... 13 
2.2 Gráficos de Equilíbrio Químico ........................................................................... 14 
2.2.1 Velocidade x tempo ...................................................................................... 14 
2.2.2 Concentração x tempo ................................................................................. 15 
2.3 Tipos de Equilíbrio Químico ................................................................................ 15 
2.3.1 Sistemas homogêneos ................................................................................. 15 
2.3.2 Sistemas heterogêneos................................................................................ 16 
2.4 Constante de Equilíbrio (K) ................................................................................. 16 
2.4.1 Constante de equilíbrio em função da concentração (Kc) ......................... 16 
2.4.2 Constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp) .............. 18 
2.4.3 Relação entre Kc e Kp .................................................................................... 18 
2.5 Grau de Equilíbrio ............................................................................................... 19 
2.6 Leis do Equilíbrio Químico .................................................................................. 20 
2.6.1 Lei de ação das massas ............................................................................... 20 
2.6.2 Princípio de Le Chatelier .............................................................................. 21 
2.7 Deslocamento do Equilíbrio Químico .................................................................. 21 
2.7.1 Influência da concentração .......................................................................... 22 
 
2.7.2 Influência da temperatura ............................................................................ 22 
2.7.3 Influência da pressão ................................................................................... 22 
2.7.4 Influência do catalisador .............................................................................. 23 
3 ANÁLISE GRAVIMÉTRICA ................................................................................. 23 
3.1 Gravimetria por precipitação ............................................................................... 24 
3.2 Gravimetria por extração ..................................................................................... 24 
3.3 Gravimetria por volatilização ............................................................................... 24 
3.4 Gravimetria por eletrodeposição ......................................................................... 25 
3.5 Vantagens da Gravimetria .................................................................................. 25 
3.6 Desvantagens da Gravimetria ............................................................................. 26 
4 ANÁLISE VOLUMÉTRICA OU VOLUMETRIA ................................................... 26 
4.1 Técnicas de Análise Volumétrica ........................................................................ 30 
4.1.1 Titulação ácido-base .................................................................................... 30 
4.1.2 Complexometria ............................................................................................ 34 
4.1.3 Volumetria de Óxido-redução ...................................................................... 36 
4.1.4 Processos de Oxidação e Redução que Envolvem Iodo ........................... 36 
4.1.5 Permanganometria ....................................................................................... 38 
5 HIDRÓLISE ......................................................................................................... 40 
5.1 Hidrólise salina .................................................................................................... 41 
5.1.1 Base fraca ...................................................................................................... 41 
5.1.2 Ácidos fracos ................................................................................................ 41 
5.2 Hidrólise de proteínas ......................................................................................... 41 
5.3 Hidrólise e desidratação...................................................................................... 43 
5.4 Hidrólise na Biologia ........................................................................................... 44 
5.5 Resumo ............................................................................................................... 45 
6 ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS .................................................................. 45 
 
6.1 Principais pontos ................................................................................................. 46 
6.2 Introdução ........................................................................................................... 47 
6.3 Ácidos de Arrhenius ............................................................................................ 47 
6.4 Íons hidrogênio ou íons hidrônio? ....................................................................... 48 
6.5 Bases de Arrhenius ............................................................................................. 49 
6.6 Reações ácido-base: ácido de Arrhenius + base de Arrhenius = água + sal ...... 51 
6.7 Limitações da definição de Arrhenius ................................................................. 52 
7 IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES FORTES E FRACOS .... 52 
7.1 Solução-tampão .................................................................................................. 54 
7.2 O exercício físico e a dor .................................................................................... 57 
8 ERROS E TRATAMENTOS DE DADOS ANALÍTICOS ...................................... 58 
9 BIBLIOGRAFIA ............................................................................................................. 62 
4 
 
 
1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
A química analítica é o segmento da química que atua na separação, 
identificação e determinação quantitativas ou qualitativas dos componentes de uma 
amostra através do desenvolvimento de métodos e procedimentos para que essa 
determinação seja possível. Trata-se de uma ciência de medições que envolve um 
conjunto de ideias, métodos e procedimentos para que ocorra a caracterização e 
identificação da quantidade de componentes de compostos químicos conhecidos ou 
não em uma amostra. Estas técnicas e métodos são utilizados na indústria, medicina 
e em diversos outros segmentos, como, meio ambiente, agricultura, geologia, 
engenharias e biologia por exemplo. 
 
 
Fonte: visaociencia.com.br 
 
 
Se observarmos com atenção o ambiente que nos cerca, veremos que a 
química analítica está presente nas situações mais corriqueiras do nosso dia a dia. 
Quando acordamos e optamos por um café com ou sem açúcar ou adoçante, mais 
intenso ou mais suave, puro ou com leite estamos optandopor diferentes substâncias 
a serem adicionadas ao café, as quais presentes em maiores ou menores quantidades 
permitirão que o café seja considerado ideal segundo o nosso paladar. 
5 
 
 
 
A química analítica está presente sempre que precisamos obter informações a 
respeito da composição de um sistema e da sua quantidade. Por isso, conhecer os 
aspectos fundamentais da análise química e ter um senso analítico apurado a essas 
questões é extremamente importante para profissionais não somente da química, mas 
também de inúmeras profissões correlatas, como agrônomos, farmacêuticos, 
engenheiros, entre outros. 
A química analítica é, basicamente, uma ciência de medição. Ela consiste em 
um conjunto de técnicas empregadas para determinar a composição química de uma 
amostra, revelando a sua identidade e a quantidade de elementos e/ou substâncias 
que estão presentes nesta amostra. 
O etilômetro, popularmente conhecido como bafômetro, utilizado para 
averiguar o crime de embriaguez ao volante, é um equipamento que faz uso da 
química analítica? Existe mais de um tipo de equipamento, mas todos envolvem 
reações químicas com o álcool. Os mais comuns envolvem a reação do dicromato de 
potássio na presença do álcool, levando à mudança de cor. Esse aparelho segue uma 
tendência moderna que busca o desenvolvimento de equipamentos que tenham seu 
funcionamento baseado na química analítica. 
Quando observamos a história da humanidade, vemos que a química analítica 
é utilizada desde a antiguidade. Exemplos de sua utilização remontam do antigo Egito, 
visando à separação do ouro e da prata e verificação da pureza desses produtos. Já 
nos séculos XVI e XVII havia grande interesse no entendimento dos processos que 
ocorriam nos organismos vivos, o que possibilitou grandes avanços nas análises 
químicas. Hoje a química analítica tem um papel central no desenvolvimento de várias 
áreas de conhecimento e os resultados oriundos de análises químicas são 
responsáveis por decisões importantes tomadas diariamente ao redor do mundo. 
Em uma análise química, procura-se sempre responder às questões: “o que 
está presente? ” ou “quanto está presente? ”. No primeiro caso estamos falando da 
análise qualitativa e no segundo caso, da análise quantitativa. Nas duas situações, 
dá-se o nome de analito ao composto a ser identificado ou quantificado e de matriz ao 
conjunto de constituintes da amostra que está sendo analisada. Geralmente, os 
métodos quantitativos complementam os qualitativos, uma vez que, após identificar a 
presença de um analito em uma amostra, muitas vezes se deseja conhecer a sua 
quantidade presente na amostra. 
6 
 
 
 
 
Termos usuais: utilizamos termos específicos na química analítica, para que 
seja facilitado o entendimento, vejamos as definições desses termos: 
 
 Amostra: porção representativa da espécie ou composto a ser analisado. 
 Analito: produto químico de espécies já analisadas. 
 Técnica: conjunto de informações escolhidos para definir a análise de uma 
amostra 
 Método: conjunto de operações e técnicas para definir o composto de 
interesse. 
 Análise: estudo de uma amostra para determinar sua composição. 
 
A Química Analítica se subdivide em dois tipos: Química analítica quantitativa 
e Química analítica qualitativa. 
 
1.1 Química analítica qualitativa 
 
A análise química qualitativa ou química analítica qualitativa, subdivisão da 
química analítica, é responsável pelo desenvolvimento de procedimentos que visam à 
identificação dos constituintes de uma determinada amostra, podendo estes 
constituintes ser elementos químicos, íons ou moléculas. Trata-se de evidenciar a 
presença de determinado constituinte na amostra, demonstrando está presença 
através de transformações químicas que alteram algum tipo de qualidade do sistema. 
As mudanças no sistema reacional podem ser várias: da formação de material 
insolúvel (que pode precipitar-se ao fundo do recipiente, daí o termo “formação de 
precipitado”) à mudança de cor no sistema. A tabela a seguir traz alguns dos aspectos 
qualitativos que podem ser modificados e/ou observados em uma transformação 
química. 
7 
 
 
 
 
 
 
 
Embora pareçam parâmetros “óbvios”, para os químicos estas informações 
fornecem pistas da identidade da substância. Para comprovar este raciocínio, 
utilizemo-nos do exemplo a seguir, oriundo de observações feitas por personalidades 
da história da química, no século XIX. 
No início da química orgânica discutiam-se os procedimentos necessários à 
identificação dos compostos que continham carbono. Buscava-se identificar através 
da combustão os gases CO2 e H2O, que seriam indicadores qualitativos da presença 
dos elementos carbono e hidrogênio nos compostos estudados. Para evidenciar tal 
presença, diversos procedimentos foram pensados e na tabela a seguir encontram-se 
dois deles. 
 
 
 
Este fato demonstra como a análise química qualitativa foi e é importante no 
desenvolvimento das ciências, ofertando soluções e métodos novos frente a novos 
desafios. 
8 
 
 
 
1.2 Química analítica quantitativa 
 
A busca pela qualificação das moléculas levou cientistas à proposição de 
modelos lógicos de análise dos fenômenos da natureza. A análise química surge neste 
cenário, oferecendo aos cientistas uma possibilidade de análise, permitindo assim 
uma compreensão mais aprofundada de seus objetos de estudo. 
Enquanto a análise química qualitativa ocupa-se inicialmente em evidenciar a 
presença de determinado componente, a análise química quantitativa encarrega-se 
de determinar-lhe a composição exata de seus constituintes. Utilizando-se de 
procedimentos analíticos, como a gravimetria e a volumetria, químicos do passado 
elaboraram as fórmulas químicas de muitas substâncias e atualmente, a análise 
química quantitativa utiliza-se de processos mais refinados na determinação da 
estrutura de substâncias incógnitas. A figura a seguir exibe um pequeno panorama 
das ações utilizadas na determinação da identidade das substâncias. 
 
 
 
 
9 
 
 
 
 
A evolução da tecnologia permitiu que os métodos da análise química 
quantitativa também evoluíssem, deixando de ser puramente químicos (métodos 
gravimétricos e titulométricos). Antes do domínio e popularização da energia elétrica, 
os procedimentos químicos quantitativos eram feitos pelas vias gravimétricas ou 
titulométrica, sendo a gravimetria o procedimento em que se observa e se busca a 
formação de precipitados em meio reacional. 
A titulometria pode ser definida como o procedimento que visa detectar a 
concentração de determinada substância, utilizando para tal uma substância de 
concentração conhecida. Em alguns casos se faz necessária à aplicação de um 
indicador ácido – base (reações de neutralização), de modo a indicar a transformação 
e consumo da substância incógnita. 
Estes procedimentos ainda são utilizados por apresentarem vantagens na 
relação custo – benefício, sendo ideais para análises esporádicas. Setores onde o 
foco da ação é a verificação e comparação com normas padronizadas, como as 
agências sanitárias e órgãos governamentais de fiscalização, utilizam-se destes 
procedimentos (em parte pelos baixos custos) para detectar fraudes ou testes de 
rotina. 
Já o setor industrial realiza muitas análises, e isso faz dos métodos 
instrumentais físico-químicos, embora custosos, uma necessidade legal e competitiva. 
Indústrias, por força legal, devem produzir seus itens em lotes, justamente para 
permitir a identificação e retirada do produto em caso de problemas (por exemplo, a 
retirada de lotes de produtos alimentícios com suspeita de contaminação). 
A indústria química utiliza-se dos conhecimentos advindos da química analítica 
quantitativa em todos os momentos da produção. A figura a seguir foi retirada do 
sumário da edição digital do exemplar “Métodos físico-químicos para análise de 
alimentos”, do Instituto AdolfoLutz, demonstra para a análise de fibras, uma série de 
procedimentos analíticos. 
10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Recorte de parte do sumário da edição digital do livro “Métodos físico-químicos para análise 
de alimentos”, do Instituto Adolfo Lutz. 
 
 
 
A observação direta permite-nos verificar tamanho impacto das análises 
químicas qualitativas e quantitativas nos processos industriais. Para efeito 
comparativo, dois pequenos trechos foram retirados dos itens “047/IV Pectinas – 
Prova qualitativa e 048/IV Pectinas – Determinação por gravimetria”. 
 
Fragmento 1: “(...) Uma cor intensa com fluorescência esverdeada é indicação da 
presença de pectinas. (...)” 
 
Fragmento 2: “(...) Lave o béquer e o filtro com água quente. Transfira o precipitado 
(...). Aqueça por 30 minutos (...). Resfrie e pese. (...). A perda de peso dará a 
quantidade de ácido péctico. ” 
11 
 
 
 
Os procedimentos quantitativos podem apresentar diversas etapas, mas todos 
devem procurar abordar os conceitos de sensibilidade, especificidade e seletividade 
na análise de um determinado sistema1. 
 
1.3 Montando uma farmácia de manipulação 
 
 
Fonte: fmiligrama.com.br 
 
 
Descrição da situação-problema 
 
 
Imagine, agora, que você foi contratado para abrir uma nova unidade de uma 
farmácia de manipulação em sua cidade. Essa farmácia teria que montar um 
laboratório de preparo de medicamentos e também de análise para garantir a 
qualidade dos produtos manipulados. Assim, você teria que estudar as análises que 
seriam feitas, para que fosse possível montá-la utilizando os equipamentos mais 
simples possíveis com a precisão necessária. Dessa forma, sugerimos que você 
pense na montagem dessa farmácia e também faça uma análise, seguindo todo o 
caminho de um método analítico, que poderia ser feita em uma farmácia de 
manipulação. 
 
 
 
1 Texto extraído de: www.infoescola.com 
http://www.infoescola.com/
12 
 
 
 
Resolução da situação-problema 
 
 
Você poderia optar por um método clássico, e, para isso, equipar seu 
laboratório com vidrarias simples. Mas o tipo de análise proposto pode variar muito de 
acordo com os seus conhecimentos, pesquisas e a sua imaginação. De todo modo, 
caso não tenha conseguido imaginar nenhum tipo de análise, vamos descrever aqui 
um exemplo para você se pautar. Assim, a análise escolhida, por exemplo, poderia 
ser análise da quantidade de cloreto em soro fisiológico, vamos verificar as etapas do 
método analítico dessa análise? 
Etapa 1. Amostragem: Após o preparo do soro fisiológico, uma pequena 
alíquota representativa seria enviada para o laboratório de análises. Para isso, 
utilizaríamos pipeta para a transferência do volume desse soro e um frasco para sua 
correta armazenagem. 
Etapa 2. Preparo da amostra: Após o devido acondicionamento, no laboratório 
essa amostra seria homogeneizada e diluída em balão volumétrico. Na sequência, 
retiraríamos três alíquotas da amostra diluída e encaminhada para análise 
volumétrica. 
Etapa 3. Análise da amostra: Nesta etapa, cada réplica passará por uma 
titulação para determinação da quantidade de cloretos no soro, para isso, cada uma 
das alíquotas seria acondicionada em um erlenmeyer, e, em uma bureta, 
adicionaríamos uma solução padrão de prata, por exemplo. 
Etapa 4. Cálculos e interpretação dos resultados: Os três volumes de prata 
gastos na bureta seriam anotados e as relações entre volume do titulante e número 
de mols do titulado seriam consideradas, obtendo-se, assim, três resultados de 
concentrações de cloreto. Após essa etapa, ainda seria necessário efetuar os cálculos 
de média e desvio padrão para a correta apresentação do resultado. 
Etapa 5. Divulgação dos resultados: Verificam-se quais os valores esperados 
para a amostra. Se ela estiver com os teores adequados de cloreto, aprova-se o lote 
de soro produzido, podendo este ser comercializado na farmácia. 
Esse é um excelente exemplo da aplicabilidade da química analítica 
quantitativa no processo de controle de qualidade de um produto, além de mostrar que 
a ideia de montar um laboratório analítico deve levar em consideração a análise 
13 
 
 
 
proposta e o método escolhido2. 
 
 
2 EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
O equilíbrio químico é um fenômeno que acontece nas reações químicas 
reversíveis entre reagentes e produtos. Quando uma reação é direta, está 
transformando reagentes em produtos. Já quando ela ocorre de maneira inversa, os 
produtos estão transformando-se em reagentes. 
 
 
Para ocorrer um equilíbrio químico é necessário que: 
 
 A temperatura seja constante. 
 O sistema não tenha trocas com o ambiente. 
 
Quando um ponto de equilíbrio é atingido nas reações reversíveis tem-se: 
 
 A velocidade das reações direta e inversa iguais. 
 A concentração constante das substâncias presentes na reação. 
 
O equilíbrio químico é medido por duas grandezas: a constante de equilíbrio e 
o grau de equilíbrio. Ele pode ser alterado quando ocorre mudanças de: concentração, 
temperatura, pressão e uso de catalisadores. 
 
2.1 Reações Químicas Reversíveis 
 
 
Exemplo de equação química: 
 
No primeiro membro (antes da seta) aparecem os reagentes, ou seja, as 
substâncias que entram na reação. No segundo membro (depois da seta) estão os 
 
 
 
 
 
2 Texto extraído de: SCHRÖDER, Claudia Hoffmann Kowalski. Química analítica. Ed. Educacional 
S.A., 2018. 216 p. 
14 
 
 
 
produtos, isto é, as substâncias que foram formadas pela reação. Em uma reação 
reversível ela pode ocorrer nos dois sentidos (representado por ): 
 
 
Assim, nas reações diretas os reagentes formam produtos (reagentes → 
produtos). Já nas reações inversas, os produtos formam reagentes (produtos → 
reagentes). 
 
2.2 Gráficos de Equilíbrio Químico 
 
 
Podemos expressar o equilíbrio químico graficamente utilizando as variáveis 
velocidade e concentração (eixo y) em função do tempo (eixo x). O equilíbrio é 
observado graficamente quando as linhas do gráfico se tornam horizontais, tanto para 
velocidade quanto para a concentração. 
 
2.2.1 Velocidade x tempo 
 
Observamos que v1 vai diminuindo à medida que os reagentes se transformam 
em produtos. Já v2 aumenta quando os produtos estão sendo formados. 
 
 
15 
 
 
 
Ao atingir o equilíbrio químico, a velocidade das reações direta e inversa se 
tornam iguais. 
 
2.2.2 Concentração x tempo 
 
Observamos que a concentração dos reagentes é máxima e diminui porque 
eles estão sendo transformados em produtos. Já a concentração dos produtos parte 
do zero (porque no início da reação só haviam reagentes) e vai crescendo à medida 
que estão sendo criados. 
 
 
 
 
Quando o equilíbrio químico é atingido, a concentração das substâncias 
presentes na reação é constante, mas não necessariamente iguais. 
 
2.3 Tipos de Equilíbrio Químico 
 
 
2.3.1 Sistemas homogêneos 
 
São aqueles que os componentes do sistema, reagentes e produtos, 
encontram-se na mesma fase. 
 
Sistemas gasosos 
16 
 
 
 
 
 
 
 
Soluções 
 
 
 
 
 
2.3.2 Sistemas heterogêneos 
 
Os componentes da reação, reagentes e produtos, estão em mais de uma fase. 
 
 
 
 
 
 
2.4 Constante de Equilíbrio (K) 
 
 
A constante de equilíbrio (Kc) é uma grandeza que caracteriza o equilíbrio 
químico levando em consideração os aspectos cinéticos das reações químicas e as 
soluções em equilíbrio dinâmico. No equilíbrio químico, as taxas de reação de um 
sentido de reação e seu inverso devem ser iguais. Sendo assim, foi estabelecido que 
a constante de equilíbrio é obtida por: 
 
 
 
O valor de K varia conforme a temperatura. 
 
2.4.1 Constante de equilíbrio em função da concentração (Kc) 
 
Dada a equação química: 
 
Expressamos a constante de equilíbrio da seguinte forma: 
17 
 
 
 
 
 
 
 
Sendo que: 
 
 [ ] é a concentração em mol/L 
 a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos 
 
Exemplo: 
 
 
 
 
Atribuindo, por exemplo, valores paraas concentrações temos: 
 
 
 
Outros exemplos: 
 
 
18 
 
 
 
 
Observe que quando na reação tivermos algum componente no estado sólido 
ou um líquido puro, como a água, as concentrações dessas substâncias não 
participam do cálculo da constante e são substituídas pelo número 1. 
2.4.2 Constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp) 
 
É utilizada quando pelo menos um dos participantes da reação está no estado 
gasoso e as quantidades são expressas em termos de pressões parciais. 
 
 
 
Exemplo: equilíbrio homogêneo (todos os componentes são gases) 
 
 
Outros exemplos: equilíbrio heterogêneo (componentes em mais de uma 
fase) 
 
 
 
Observe que para o cálculo de Kp apenas os gases participam. 
 
 
2.4.3 Relação entre Kc e Kp 
19 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sendo que: 
 
 Kp é a constante de equilíbrio em função das pressões parciais 
 Kc é a constante de equilíbrio em função das concentrações 
 R é a constante dos gases e utilizamos quando a pressão parcial é expressa 
em atm 
 T é a temperatura em Kelvin () 
 Δn é a variação do número de mols (mols dos produtos - mols dos reagentes) 
e apenas leva em consideração os coeficientes das substâncias no estado 
gasoso. 
 
Exemplo: 
 
 
 
 
2.5 Grau de Equilíbrio 
 
 
O grau de equilíbrio (α) corresponde ao rendimento de uma reação química por 
meio da relação entre o reagente e a quantidade de mols desse reagente. Dessa 
forma, o grau de equilíbrio indica a porcentagem em mols de uma substância até 
atingir o equilíbrio químico. 
 
20 
 
 
 
Note que quanto maior for o grau de equilíbrio, maior a chance da reação atingir 
o equilíbrio. 
 
Exemplo: 
 
Dada a equação química: 
 
Supondo que a reação inicia com 100 mols de A. Se, ao chegarmos ao 
equilíbrio, ainda houver 20 mols de A sem reagir, qual o grau de equilíbrio ele relação 
ao reagente A? 
 
Resolução: Como no equilíbrio ainda há 20 mols de A, significa que a 
quantidade que reagiu foi de 80 mols. Aplicando na fórmula de grau de equilíbrio, 
temos: 
 
 
Para o grau de equilíbrio, temos que: 
 
 
 
 
 
Quanto maior o valor de α, maior é o caminho percorrido pela reação até chegar 
o equilíbrio. 
 
2.6 Leis do Equilíbrio Químico 
 
 
2.6.1 Lei de ação das massas 
 
A previsão de como o equilíbrio químico é estabelecido foi determinada em 
1864 pelos cientistas noruegueses Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage. Após 
observar os aspectos cinéticos das reações reversíveis, eles concluíram que: 
21 
 
 
 
“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das 
concentrações molares dos reagentes, quando estes estão elevados a expoentes, que 
são os seus respectivos coeficientes estequiométricos”. 
 
A constante de equilíbrio (Kc) foi criada em termos de concentrações molares 
dos participantes da reação e essa expressão recebe o nome de lei da ação das 
massas ou lei Guldberg-Waage. 
 
2.6.2 Princípio de Le Chatelier 
 
O químico francês Henry Louis Le Chatelier, em 1884, observando as 
alterações das propriedades físicas e químicas de um equilíbrio químico fez a seguinte 
generalização: 
 
“Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, 
sempre no sentido de minimizar a ação do fator aplicado”. 
 
Segundo Le Chatelier, quando mudamos alguma propriedade de um sistema 
em equilíbrio, a alteração faz com que o sistema busque uma forma de minimizar essa 
modificação e um novo equilíbrio é formado quando a velocidade das reações direta 
e inversa se igualam e as concentrações das substâncias das reações tornam-se 
novamente constantes. Pelo seu empenho em desenvolver estudos nessa área, Le 
Chatelier sempre é lembrado quando se fala em equilíbrio químico. 
 
2.7 Deslocamento do Equilíbrio Químico 
 
O deslocamento de equilíbrio corresponde a uma alteração da velocidade de 
uma reação direta ou inversa. Como enuncia o princípio de Le Chatelier, sempre que 
uma alteração ocorrer no equilíbrio ele se desloca a fim de minimizar essa 
perturbação. 
O resultado desses deslocamentos gera um novo estado de equilíbrio no 
sistema químico. Além da concentração, a pressão e a temperatura influenciam nesse 
processo. Já o uso de catalisadores faz com que o equilíbrio seja atingido de maneira 
mais rápida. 
22 
 
 
 
2.7.1 Influência da concentração 
 
 
Quando aumentamos a quantidade de uma substância (reagente ou produto) 
em uma reação, o equilíbrio se desloca para ser restabelecido, transformando essa 
substância. 
Da mesma forma, se retirarmos uma substância da reação, diminuindo sua 
quantidade, o equilíbrio é restabelecido produzindo mais dessa substância. 
 
 
2.7.2 Influência da temperatura 
 
 
Quando se diminui a temperatura de um sistema, desloca-se o equilíbrio 
liberando mais energia, ou seja, a reação exotérmica é favorecida. 
Da mesma forma, ao aumentar a temperatura, o equilíbrio é restabelecido 
absorvendo energia, favorecendo a reação endotérmica. 
 
2.7.3 Influência da pressão 
 
O aumento da pressão total faz com que o equilíbrio se desloque para o sentido 
do menor volume. Mas, se diminuirmos a pressão total, o equilíbrio tende a se deslocar 
para o sentido do maior volume. 
23 
 
 
 
Exemplo: 
 
 
 
Dada a equação química: 
 
 
 
 Concentração: aumentando a quantidade de N2 na reação, o equilíbrio se 
desloca para direita, formando mais produto. 
 Temperatura: aumentando a temperatura, o equilíbrio se desloca para 
esquerda, favorecendo a reação endotérmica (absorvendo energia) e formando 
mais reagentes. 
 Pressão: aumentando a pressão, o equilíbrio se desloca para direita, que tem 
menor volume (número de mols). 
 
2.7.4 Influência do catalisador 
 
Quando adicionamos um catalisador ao sistema, essa substância aumentará a 
velocidade das reações direta e inversa, diminuindo então o tempo necessário para 
que o equilíbrio químico seja atingido, mas não altera a concentração das 
substâncias3. 
 
3 ANÁLISE GRAVIMÉTRICA 
 
 
A análise gravimétrica ou gravimetria é um método analítico quantitativo 
clássico que tem por objetivo isolar e realizar a pesagem de um elemento ou composto 
definido em sua forma mais pura que é separado de uma quantidade ou amostra 
previamente conhecida. Este método é feito em diversas etapas para garantir a correta 
quantificação da substância desejada. 
Apesar de ser um método bastante complexo e demorado de ser realizado, 
ainda é muito utilizado pois é um método quantitativo exato e preciso quando utilizadas 
balanças analíticas confiáveis, além de possibilitar o controle das possíveis fontes de 
 
 
3 Texto extraído de: www.todamateria.com.br 
http://www.todamateria.com.br/
24 
 
 
 
erros durante o processo e ser um processo relativamente de baixo custo, pois utiliza 
equipamentos que são consideravelmente baratos. 
Para realizar a análise gravimétrica é necessário fazer a separação do 
elemento ou composto até sua forma mais estável e pura, e este processo pode ser 
feito de diversas maneiras, como por exemplo: precipitação química, extração, 
volatilização e eletrodeposição. Veremos a seguir, como é feito cada tipo de análise 
gravimétrica, baseada no método utilizado para a separação do elemento ou 
composto desejado, que chamamos de analito. 
 
3.1 Gravimetria por precipitação 
 
 
Neste método, o analito é separado de uma amostra através de um agente 
precipitante, que reage com a amostra formando um precipitado pouco solúvel. Após 
a formação do precipitado de interesse, a amostra é filtrada, lavada a fim de remover 
as impurezas, aquecida (dessecação ou secagem por aquecimento) e por último 
realiza-se a pesagem do analito em balança analítica de alta precisão. Alguns 
exemplos da utilização deste método são a determinação de ferro em minérios, 
determinação de Ca2+ em água, determinação de Cl- em água do mar, etc. 
 
3.2 Gravimetria por extração 
 
 
Neste método, o analito é separado deuma amostra através do processo de 
extração em balão de destilação de acordo com o analito que se deseja separar. Em 
seguida o analito é pesado e são feitos os cálculos para a quantificação do composto 
de interesse. 
 
3.3 Gravimetria por volatilização 
 
 
Neste método, o analito é separado dos demais constituintes da amostra 
através da conversão de um gás que possua composição conhecida, e em seguida 
são realizadas as demais etapas gravimétricas para quantificação do analito de 
interesse. 
25 
 
 
 
3.4 Gravimetria por eletrodeposição 
 
 
Neste método o analito é separado da amostra através do processo de 
eletrodeposição, ou seja, ocorre a deposição do mesmo em um eletrodo através do 
uso de corrente elétrica para que esta ocorra. Em seguida o composto é quantificado 
através das técnicas gravimétricas. O cálculo utilizado na análise gravimétrica baseia- 
se na seguinte fórmula: 
 
Percentagem m/m (%) = ma / M x 100 
 
 
Onde: 
 ma = massa do composto ou elemento 
 M = massa da amostra 
 
 
Quando o analito está contido em uma amostra, é necessário utilizar o fator 
gravimétrico para encontrar a massa real da espécie química desejada, para isso 
utilizamos a seguinte formula: 
 
Fator de Conversão (F) = MM (analito) / MM (subst. pesada) 
 
 
Onde: 
 MM = Massa molecular do analito e da substância pesada 
Abaixo veremos alguns exemplos do uso do fator de conversão: 
Determinação de BaO em amostra de BaSO4, Fe em amostra de Fe2O3, P em 
amostra de Mg2P2O7, etc. 
 
3.5 Vantagens da Gravimetria 
 Exatidão e precisão; 
 Instrumentação de baixo custo; 
 Método absoluto e independente de padrões. 
26 
 
 
 
3.6 Desvantagens da Gravimetria 
 Procedimentos demorados e em várias etapas; 
 Passível de erros de precipitação; 
 Perdas de analito durante as etapas do método4. 
 
 
 
4 ANÁLISE VOLUMÉTRICA OU VOLUMETRIA 
 
 
Análise Volumétrica é aquela que permite determinar a concentração de uma 
solução, este processo se baseia na medida dos volumes das soluções reagentes. A 
Análise Volumétrica tem seu princípio na relação entre a Solução padrão e a 
problema, é possível dosar uma solução através de outra com concentração 
conhecida. Solução padrão é aquela de concentração conhecida e Solução problema 
é a que possui concentração desconhecida, e a qual precisamos descobrir. 
 
Os instrumentos mais utilizados para medir um determinado volume são: 
 
 Pipeta 
 
 
Exemplo de pipeta utilizada na medição do volume 
 
 
 
 
 
 
 
4 Texto extraído de: www.infoescola.com 
http://www.infoescola.com/
27 
 
 
 
 Bureta 
 
 
 
A bureta é um importante equipamento de medida volumétrica 
 
A medida do volume é feita pela avaliação da altura do chamado menisco, que 
nada mais é do que a região superficial do líquido que apresenta aspecto retangular 
ou abaulado (formato de gota), a depender da espessura do recipiente. Quanto mais 
largo for o recipiente, mais retangular será o menisco; quanto mais fino for o recipiente, 
mais abaulado ele será. Para avaliar o menisco, o olho deve estar exatamente na sua 
altura e devemos utilizar como referência a região de baixo, se o menisco for 
retangular, ou a ponta, se abaulado. Veja uma representação de uma avaliação: 
 
 
 
Para avaliar um menisco, é importante que os olhos estejam na direção dele 
28 
 
 
 
Na análise volumétrica, o equipamento mais utilizado é a bureta. Isso acontece 
porque, como o método envolve reações químicas e estas podem processar-se de 
forma rápida, a bureta permite que o líquido seja liberado em sua ponta em gotas, o 
que possibilita que interrompamos a saída do líquido de forma mais controlada. 
Um dos procedimentos mais utilizados dentro da volumetria é a titulação. Trata- 
se de uma análise volumétrica que envolve a ocorrência de uma reação entre um ácido 
e uma base ou vice-versa. Os equipamentos necessários para a sua realização estão 
representados na imagem a seguir: 
 
Representação da aparelhagem utilizada em uma titulação 
 
 
 
Os números em azul significam: 
 
1) Suporte universal; 
 
2) Garra (utilizada para segurar a bureta); 
 
3) Erlenmeyer (recebe a solução de concentração desconhecida); 
 
4) Agitador magnético (utilizado para agitar a solução presente no erlenmeyer); 
 
5) Bureta (recebe a solução de concentração conhecida). 
 
Ao erlenmeyer é adicionado um volume da solução de concentração 
desconhecida com o indicador fenolftaleína (imediatamente a solução ficará rosa). Na 
bureta, é colocado certo volume da solução de concentração conhecida. Em seguida, 
a solução ácida da bureta é diretamente gotejada na solução básica no erlenmeyer. 
29 
 
 
 
Esse gotejamento dura até que a solução básica se torne incolor, momento o qual 
chamamos de ponto de viragem, que indica que toda a base presente na solução 
reagiu completamente com o ácido. 
 
 
 
No ponto de viragem, a solução deixa de ser rosa e passa a ser incolor 
 
 
Observação: Se a solução de concentração desconhecida for a do ácido, 
quando ela receber o indicador fenolftaleína, ficará incolor. Assim, o ponto de viragem 
na titulação acontecerá quando a solução ácida ficar rosa ao receber a solução básica 
da bureta. 
 
Por fim, para determinar a concentração da solução básica, basta utilizar a 
seguinte equação: 
 
Ma.Va = Mb.Vb 
 
 
Ma = molaridade do ácido; 
Va = volume do ácido; 
Mb = molaridade da base; 
Vb = volume da base. 
 
Acompanhe agora um exemplo de como é realizado o cálculo de uma solução 
que apresenta molaridade desconhecida. 
30 
 
 
 
1º) 30 mL de uma solução de base desconhecida foi adicionada a um erlenmeyer com 
o objetivo de realizar uma titulação para determinar sua concentração (molaridade). 
Na bureta foram adicionados 50 mL de uma solução de ácido de concentração 0,2 
mol/L. 
 
Após o gotejamento da solução ácida e até que a solução básica fosse titulada, 
observou-se que foram utilizados 20 mL da solução ácida na titulação. Determine a 
molaridade da solução básica utilizada. 
 
Dados do exercício: 
 
Vb = 30 mL 
Mb = ? 
Ma = 0,2 mol/L 
Va = 20 mL 
 
 
Como a molaridade do ácido e seu volume são, respectivamente, 0,2 mol/L e 
20 mL, e o volume da base utilizada é de 30 mL, basta utilizar a fórmula da titulação5: 
 
Ma.Va = Mb.Vb 
0,2.20 = Mb.30 
4 = Mb.30 
 
 4=Mb 
30 
 
Mb = 0,133 mol/L 
 
4.1 Técnicas de Análise Volumétrica 
 
 
4.1.1 Titulação ácido-base 
 
 
 
 
 
5 Texto extraído de: www.brasilescola.uol.com.br 
http://www.brasilescola.uol.com.br/
31 
 
 
 
Quando os cientistas precisam determinar a concentração em mol/L (em 
quantidade de matéria) de alguma solução, costuma-se usar uma técnica de análise 
volumétrica denominada titulação, ou mais especificadamente, titulação ácido-base. 
 
 
Esse método é feito colocando-se para reagir uma solução a qual se sabe a 
concentração, que é denominada de titulante, com a solução a qual não se sabe a 
concentração, que é denominada de titulado. Uma dessas soluções é uma base, 
enquanto a outra é um ácido. 
A reação que ocorre entre um ácido e uma base é denominada neutralização, 
pois o pH costuma ficar neutro ou próximo disso, o que equivale a um pH igual a 7. 
Quando um ácido reage com uma base, água e um sal são formados. É preciso saber 
equacionar esse tipo de reação para os cálculos usados na titulação, conforme será 
mostrado mais adiante. 
Com a adição de um indicador ácido-base, observa-se quando a reação se 
completa, atingindo o ponto de equivalência ou ponto de viragem. É possível saber 
quando isso ocorre e parar a reação, porque a cor da solução sofre uma mudança 
brusca na presença de um indicador ácido-base, em virtude da variação do pH. 
No entanto, embora o ponto de equivalência indique o térmico da titulação, nem 
sempre os volumes das soluções que são utilizadas resultam em uma solução final 
neutra, com pH igual a 7. Veja o passo a passo de como costuma ser feitauma 
titulação ácido-base em laboratório: 
 
1. Com o auxílio de uma pipeta, transfere-se um volume conhecido do titulado 
para um erlenmeyer; 
2. Adicionam-se poucas gotas de algum indicador ácido-base, como a 
fenolftaleína, ao titulado; 
3. Completa-se o volume de uma bureta com a solução titulante; 
32 
 
 
 
4. Monta-se uma aparelhagem semelhante à mostrada abaixo: 
 
 
 
5. Inicia-se a reação abrindo vagarosamente a torneira da bureta para que, gota 
a gota, o titulante caia sobre o titulado. Enquanto uma das mãos permanece 
sobre a torneira (para que, se for preciso, ela seja fechada imediatamente), a 
outra mão fica agitando o erlenmeyer para que a reação ocorra em toda a 
extensão da solução que está sendo titulada; 
 
Na imagem abaixo, temos um balão de fundo chato no lugar do erlenmeyer: 
 
 
33 
 
 
 
6. Quando a cor do titulado muda bruscamente, fecha-se a torneira da bureta, pois 
a reação se completou; 
 
Por exemplo, se o indicador usado foi a fenolftaleína e o titulado era inicialmente 
uma solução de ácido clorídrico (HCl), a solução com o indicador estava incolor. 
Mas, no ponto de viragem, a solução passa para a cor rosa. 
 
7. Agora, basta ler o volume de titulante que foi necessário para neutralizar o 
titulado, equacionar a reação que ocorreu e, com os outros dados em mãos, 
fazer as contas para descobrir a concentração do titulado. 
 
 Cálculos para determinar a concentração do titulado: 
 
Por exemplo, digamos que colocamos 5 mL do titulado, sendo uma solução de 
HCl de concentração desconhecida no erlenmeyer, e usamos como titulante uma 
solução básica de NaOH, com concentração conhecida de 0,1 mol/L. Ao final da 
titulação, lemos na bureta que o volume gasto da solução de NaOH foi de 50 mL. 
 
Portanto, nossos dados são: 
MHCl = ? 
MNaOH = 0,1 mol/L 
VNaOH = 50 mL = 0,05 L 
VHCl = 5,0 mL = 0,005 L 
 
A reação de neutralização que ocorreu foi a seguinte: 
 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
Veja que a proporção estequiométrica é de 1 : 1, ou seja, uma molécula de ácido 
reage com exatamente uma de base: nHCl =nNaOH . 
 
Sendo M = n/V → n = M . V, temos a seguinte relação: 
MHCl . VHCl = MNaOH . VNaOH 
MHCl . 0,005 L = 0,1 mol/L . 0,05 L 
MHCl = 0,005 mol 
0,005 L 
34 
 
 
 
MHCl = 1,0 mol/L 
 
Portanto, a concentração inicial da solução de HCl, nosso titulado, era de 1,0 mol/L. 
 
 
 
Na titulação, usa-se uma solução com concentração conhecida, que fica na bureta (ilustração), para 
descobrir a concentração de outra solução6 
 
 
 
4.1.2 Complexometria 
 
Uma complexação, titulação complexométrica ou complexometria, representa 
uma técnica de análise volumétrica que visa a formação de um complexo de 
coloração, na reação entre o analito e o titulante, sendo usado para indicar o ponto 
final da titulação um indicador. Titulações complexométricas são extrememente úteis 
para a determinação de diversos íons metálicos em solução. Um indicador capaz de 
produzir uma pronunciada mudança de coloração é usualmente usado para detectar 
o ponto final da titulação complexiométrica. 
A análise complexométrica ou complexometria compreende a titulação de íons 
metálicos com agentes complexantes ou quelantes, sendo um agente quelante 
qualquer estrutura, da qual façam parte dois ou mais átomos possuidores de pares de 
elétrons não utilizados em ligações químicas primárias, mas sim, usados como "imãs" 
eletrostáticos para se prenderem a íons metálicos. 
 
 
 
6 Texto extraído de: www.mundoeducacao.bol.uol.com.br 
http://www.mundoeducacao.bol.uol.com.br/
35 
 
 
 
Dentre os complexantes mais comuns podemos citar a água, responsável 
(ligada ao íons cobre) pela cor azul das soluções de sais de cobre, a amônia (quando 
substitui a água ao redor do cobre, produz cor azul mais intensa) e o EDTA (ácido 
etilenodiaminotetracético (que com o cobre, rivaliza a amônia)) ”. 
O agente complexante de maior importância é o EDTA (ácido 
etilenodiaminotetracético), que forma complexos muito estáveis com vários íons 
metálicos. Ainda nestas titulações é muito importante o ajuste do pH do meio em 
análise, uma vez que em meio ácido, os íons H+ competirá com os íons metálicos na 
quelação e em meio alcalino os íons metálicos tendem à formação de hidróxidos 
alcalinos pouco solúveis. Como a ação máxima complexante do EDTA é em meio 
fortemente alcalino, muitas vezes há necessidade de adição de um agente 
complexante auxiliar nas titulações. 
Este texto traz um procedimento laboratorial que visa a determinação de íon 
cálcio por complexometria, a partir de uma amostra aquosa, relacionando-se a 
concentração deste íon em referência à potabilidade da água. Neste experimento será 
então determinada a concentração de um importante mineral presente na água 
potável, o íon cálcio, cujo limite brasileiro de potabilidade é de até 100 ppm, tanto para 
o íon Ca2+ como para o íon Mg2+. A equação de complexação envolvida é: 
Ca2+ + EDTANa2 → [Ca-EDTA] + 2Na+ 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1. Separar uma alíquota de 10 mL da amostra a ser analisada (água potável) e 
transferi-la a um erlenmeyer. 
2. Adicionar 80 mL de água destilada. 
3. Adicionar 10 mL de solução NaOH 4%. 
4. Adicionar 50 mg de murexina. 
5. Titular com solução padrão EDTANa2 0,01M. 
6. Encerrar o processo na mudança de coloração do vermelho para o violeta. 
7. Lavar a bureta com bastante água7. 
 
 
 
 
 
7 Texto extraído de: www.infoescola.com 
http://www.infoescola.com/
36 
 
 
 
4.1.3 Volumetria de Óxido-redução 
 
Processo no qual há transporte de elétrons, sendo que uma substância é 
oxidada e outra é reduzida. Uma titulação envolvendo reações de óxido-redução é 
caracterizada por uma mudança pronunciada do potencial de redução do sistema ao 
redor do seu ponto de equivalência. A indicação do ponto final pode ser determinada 
de três formas: 
 
a. Visualmente, sem adição de indicador. 
 
b. Visualmente, com adição de indicador. 
 
c. Usando métodos eletroanalíticos (ex. potenciometria). 
 
A titulometria de óxido-redução envolve reações em que ocorre transferência 
de elétrons. 
 
4.1.4 Processos de Oxidação e Redução que Envolvem Iodo. 
 
Os processos de oxidação e redução que envolvem o iodo, dividem-se em dois 
métodos: a iodimetria (redução do iodo) e a iodometria (titulação do iodo liberado 
numa reação química). Ambos os métodos são baseados na semi-reação: 
 
 
 
 
E no fato de que o iodo na presença de iodeto produz o íon triiodeto. 
 
 
 
Escreve-se mais apropriadamente a reação como: 
 
 
37 
 
 
 
O método indireto de titulação envolvendo iodo é chamado de iodometria. Este 
é um método analítico oxidimétrico que tem por objetivo dosear substâncias redutíveis 
pelo ânion iodeto, empregando usualmente uma solução padrão de tiossulfato de 
sódio como titulante. O mecanismo da reação é o seguinte: 
 
 
 
 
 
É mais correto escrever a reação da seguinte forma: 
 
 
 
 
 
Os agentes redutores fortes (substâncias com potencial de redução muito mais 
baixo), como o cloreto de estanho (II), o ácido sulfuroso, o sulfeto de hidrogênio e o 
tiossulfato de sódio, reagem completa e rapidamente com o iodo mesmo em solução 
ácida. Com agentes redutores um tanto mais fraco, como por exemplo, o arsênio (III) 
ou o antimônio (III), a reação completa só ocorre quando a solução estiver neutra, ou 
fracamente ácida; nestas condições, o potencial de redução de um agente redutor é 
um mínimo e o seu poder redutor é um máximo. 
Se um agente oxidante forte for tratado em solução neutra, ou (como é mais 
usual) em solução ácida, por um grande excesso de íon iodeto, este íon atua como 
agente redutor e o oxidante será reduzido quantitativamente. Nestes casos, liberta-se 
uma quantidade equivalente de iodo, que é então titulada por uma solução padrão de 
agente redutor, usualmente pelo tiossulfato de sódio. 
O potencial padrão de redução do sistema iodo-iodeto é independente do pH 
da solução,desde que este pH seja menor que 8; em valores mais elevados, o iodo 
reage com os íons hidróxido para formar o iodeto e o hipoiodito, muito instável, que se 
transforma rapidamente em iodato e iodeto, por uma reação auto redox: 
38 
 
 
 
 
 
 
 
Para detecção do ponto final da titulação em iodimetria o próprio iodo serve 
com indicador, se bem que o uso de um indicador (ex. amido) proporciona uma 
detecção mais sensível do ponto final. Em iodometria é comum o uso de indicadores 
porque sua viragem é menos perceptível devido ao cansaço visual a que o analista é 
submetido. O indicador geralmente usado é uma solução aquosa de amido, com o 
qual se pode determinar concentrações de iodo em solução de até . 
Duas importantes fontes de erro nas titulações que envolvem iodo são as 
perdas de iodo em virtude da sua apreciável volatilidade e a oxidação do iodeto em 
soluções ácidas pelo oxigênio do ar8. 
 
4.1.5 Permanganometria 
 
 
A permanganometria é o método titulométrico mais importante de óxido- 
redução que usa como reagente titulante o permanganato de potássio, agente 
oxidante poderoso. As soluções com essa substância possuem coloração violeta 
intensas; na maioria das titulações o ponto final é detectado pela coloração do íon 
permanganato dispensando, portanto, o uso de indicadores. Geralmente as titulações 
com permanganato de potássio são feitas em soluções ácidas, mas algumas 
substâncias são mais facilmente oxidadas em meio neutro ou alcalino. Uma das 
desvantagens da permanganometria é o fato do permanganato de potássio não 
apresentar as características de padrão primário. Em solução sofre auto 
decomposição com desprendimento de oxigênio, como mostra a equação química 
abaixo: 
 
4 MnO4– + 2 H2O => 4 MnO2 + 4 OH– + 3 O2 
 
 
 
 
 
 
8 Texto extraído de: www.repositorio.ufsc.br 
http://www.repositorio.ufsc.br/
39 
 
 
4 2 2 
 
A auto decomposição das soluções neutras, e na ausência de dióxido de 
manganês, é pequena. Uma solução de permanganato de potássio 0,1 M, livre de 
impurezas e conservada em frasco âmbar, perde cerca de 0,2 % da sua capacidade 
em seis meses. 
 
Preparação de Solução de KMnO4 0,02 mol/L 
 
Como o permanganato de potássio é um poderoso oxidante, suas soluções são de 
grande valor para as determinações titulométricas. Em soluções ácidas, a redução 
pode ser representada pela equação: 
 
MnO – + 8 H+ + 5 e- => Mn + + 4 H O 
 
Onde a massa molar do KMnO4 é 158,03 g/mol. 
 
O meio ácido deverá ser sempre formado com ácido sulfúrico, que é o mais 
apropriado, porque não reage com o permanganato em solução diluída. 
Para preparar uma solução 0,02 mol/L deve-se dissolver 3,16 gramas de 
KMnO4 em litro de água destilada. Entretanto, uma solução exata não pode ser feita 
diretamente devido à redução que a solução sofre em presença de matéria orgânica 
em suspensão, sendo, portanto, aconselhável obter-se uma solução ligeiramente mais 
forte que 0,02 mol/L. 
Pesar em um vidro de relógio cerca de 3,4 g de KMnO4. Transferir o reagente 
para um béquer de 1500 ml de capacidade e juntar 1 litro de água destilada. Agitar e 
levar ao aquecimento deixando ferver suavemente por 15 minutos. Deixar resfriar a 
temperatura ambiente e filtrar através de lã de vidro ou através de um cadinho de 
Gooch contendo polpa de amianto, pois não decompõem o KMnO4.Recolher o filtrado 
em um balão volumétrico de 1000 ml lavado previamente com solução sulfocrômica. 
Padronizar e guardar em vidro escuro. 
 
Preparação da Solução do Padrão Primário 0,05 mol/L 
 
O padrão primário a ser utilizado é o oxalato de sódio (Na2C2O4) cuja massa 
molar é 134,02 g/mol. 
 
C2O42- => 2 CO2 + 2 e- 
40 
 
 
4 4 2 2 2 
 
Para preparar uma solução 0,05 mol/L pesar em vidro de relógio exatamente 
6,701g de oxalato de sódio, previamente dessecado em estufa a 110ºC. Transferir o 
reagente para um béquer de 200 ml de capacidade e adicionar 150 ml de água 
destilada. Agitar e transferir esse volume para um balão volumétrico de 250 ml com 
auxílio de um funil e de um lavador. Completar o volume do balão com água destilada. 
Agitar para homogeneizar. 
 
Padronização da Solução de KMnO4 
 
A reação é representada pela seguinte equação: 
 
5C2O 2- + 2MnO – + 16H+ => 10CO + 2Mn + + 8 H O 
 
Pipetar 25 ml da solução de oxalato de sódio e transferir para um Erlenmeyer 
de 250 ml de capacidade. Juntar 20 ml de água destilada e 5 ml de H2SO4 concentrado 
(CUIDADO) e aquecer até 80ºC. Titular com a solução de KMnO4, com agitação 
constante, até que a solução titulada se torne levemente rósea, persistente por mais 
de 30 segundos. A temperatura da solução deve estar acima de 60ºC até o final da 
titulação9. 
 
 
5 HIDRÓLISE 
 
 
Hidrólise é o nome dado ao processo químico no qual moléculas de substâncias 
são quebradas em unidades menores a partir da ação de íons (cátions e ânions) 
provenientes da ionização da água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 Texto extraído de: www.quimicandovzp.com.br 
Calcular a concentração de KMnO4 em mol/L. Os resultados de duas titulações, 
expressos em mol/L, não devem diferir em mais de 3:1000. Caso o erro seja maior, 
repetir a padronização. 
http://www.quimicandovzp.com.br/
41 
 
 
 
5.1 Hidrólise salina 
 
 
Hidrólise salina é um fenômeno químico em que os íons provenientes da 
dissociação de um sal dissolvido na água interagem com os íons da água, formando 
um ácido e/ou uma base fraca. 
 
 
 
Equação que demonstra os íons provenientes de um sal qualquer. 
 
A hidrólise salina ocorre quando o cátion hidrônio (H+) interage com o ânion do 
sal (X-), formando um ácido fraco. Esse processo também ocorre quando o cátion (Y+) 
do sal interage com o ânion hidróxido (OH-), formando uma base fraca. 
 
5.1.1 Base fraca 
 
Uma base é fraca quando formada por elementos que não pertencem às 
famílias dos metais alcalinos e metais alcalinoterroros. 
 
5.1.2 Ácidos fracos 
 
São considerados fracos os ácidos que não são hidrácidos (ácidos sem O, HCl, 
HBr, HI e HF). Oxiácidos cuja subtração da quantidade de oxigênios pela quantidade 
de hidrogênios resulte em zero também são ácidos fracos. 
 
5.2 Hidrólise de proteínas 
 
 
A hidrólise de uma proteína ocorre quando suas unidades de aminoácidos são 
separadas umas das outras pela quebra da ligação peptídica existente entre elas. Isso 
ocorre em decorrência da ação da água e de algum outro agente. 
42 
 
 
 
 
 
 
Representação da ligação peptídica entre dois aminoácidos. 
 
Por ser muito forte, a ligação peptídica não pode ser quebrada somente pela 
água. Assim, é necessário o auxílio de um agente com teor ácido capaz de auxiliar a 
quebra. No organismo humano, as enzimas desempenham esse papel. Em 
laboratório, além das enzimas, podem ser usados ácidos fortes, como o ácido 
clorídrico. 
 
Exemplo: 
 
 
 
Representação da hidrólise de uma ligação peptídica. 
43 
 
 
 
Na hidrólise da proteína acima, o ácido e o aquecimento, juntamente com os 
íons da água, promovem a quebra da ligação peptídica. Em seguida, o hidróxido liga- 
se ao carbono, formando uma carboxila, e o hidrogênio liga-se ao nitrogênio. 
Como resultado da hidrólise da proteína acima, ocorre a liberação de duas 
moléculas do aminoácido glicina. Vale ressaltar que os aminoácidos apresentam 
grande importância para o organismo humano, como controle do sistema imunológico 
e produção do hormônio do crescimento. 
 
5.3 Hidrólise e desidratação 
 
 
Tanto a hidrólise quanto a desidratação são fenômenos químicos que envolvem 
a presença de moléculas de água. Existe, porém, uma grande diferença entre essas 
reações: na hidrólise, ocorre a quebra de moléculas pela ação da água, já na 
desidratação, ocorre a formação de moléculas de água. Como vimos anteriormente, 
a hidrólise pode ser enzimática ou ácida, já a desidratação pode ser intermolecular ou 
intramolecular. 
 
 Desidratação intramolecular: ocorre quando a molécula de água é formadaa partir da retirada de uma hidroxila e de um hidrogênio de uma única molécula: 
 
 
44 
 
 
 
 Desidratação intermolecular: ocorre quando a molécula de água é formada 
a partir da retirada de uma hidroxila de uma molécula e do hidrogênio de outra 
molécula: 
 
 
 
 
5.4 Hidrólise na Biologia 
 
 
A hidrólise está relacionada com o metabolismo dos seres vivos, principalmente 
com as reações químicas que envolvem a presença de enzimas. Veja abaixo algumas 
enzimas que participam de processos digestivos: 
 Digestão de carboidratos: sacarase (quebra a sacarose em glicose e frutose), 
maltase (quebra a maltose em duas moléculas de glicose); 
 Digestão de proteínas: protease (quebra a molécula da proteína em 
aminoácidos); 
 Digestão de lipídios: lipase (quebra as moléculas dos lipídios em moléculas 
de colesterol, ácidos graxos e glicerol). 
 
 
A hidrólise enzimática dos nutrientes leva à formação de moléculas menores, 
as quais são utilizadas pelo organismo para diversas ações biológicas, como produção 
de energia e de anticorpos. Outro exemplo de hidrólise na Biologia é a hidrólise do 
ATP (Adenosina Trifosfato), que é fundamental para a produção de energia livre para 
o organismo, favorecendo o funcionamento de todos os sistemas fisiológicos. 
45 
 
 
 
5.5 Resumo 
 
 
 Hidrólise é a quebra de uma molécula maior em moléculas menores na 
presença de água. 
 Hidrólise salina ocorre quando um sal apresenta cátion de base fraco ou ânion 
de ácido fraco. 
 A hidrólise das proteínas degrada essas macromoléculas em unidades 
menores, os aminoácidos. 
 A hidrólise das proteínas pode ocorrer na presença de um ácido ou de uma 
enzima. 
 Desidratação é uma reação em que uma molécula de água é retirada de uma 
única molécula (intramolecular) ou de um par delas (intermolecular). 
 A hidrólise está presente no metabolismo e na digestão dos nutrientes10. 
 
 
6 ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS 
 
 
No ano de 1887, o físico-químico Svante August Arrhenius apresentou a Teoria 
de Dissolução Iônica que explica a condutividade elétrica de determinadas soluções. 
Por meio dessa teoria, foi possível Arrhenius chegar a uma definição para os ácidos e 
bases. Para ele, os ácidos são os compostos que, quando em água, ionizam-se e 
liberam como único cátion o íon H+. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 Texto extraído de: www.mundoeducacao.bol.uol.com.br 
http://www.mundoeducacao.bol.uol.com.br/
46 
 
 
 
 
 
Arrhenius realizou experimentos sobre ionização e dissociação iônica 
 
 
6.1 Principais pontos 
 
 Um ácido de Arrhenius é qualquer composto que aumenta a concentração do 
H+ em solução aquosa.
 Uma base de Arrhenius é qualquer composto que aumenta a concentração do 
OH- em solução aquosa.
 Em solução aquosa, os íons H+ reagem instantaneamente com a água para 
formar íons hidrônio, H3O+.
 Em uma reação ácido-base, ou neutralização, um ácido e uma base de 
Arrhenius geralmente reagem para formar água e um sal.
47 
 
 
 
6.2 Introdução 
 
Do vinagre em seu armário de cozinha ao sabonete em seu banheiro, ácidos e 
bases estão em todo lugar! Mas o que significa dizer que alguma coisa é ácida ou 
básica? Para responder a esta pergunta, precisamos estudar algumas das teorias que 
descrevem ácidos e bases. 
 
6.3 Ácidos de Arrhenius 
 
A teoria de Arrhenius para ácidos e bases foi proposta originalmente pelo 
químico sueco Svante Arrhenius em 1884. Ele sugeriu a classificação de certos 
compostos como ácidos ou bases com base nos íons formados por eles quando 
adicionados à agua. 
 
 
 
 
Frutas cítricas—como a toranja—contêm alto teor de ácido cítrico, um ácido orgânico comum. Figura: 
Wikimedia Commons, CC BY-SA 2,5 
 
 
Um ácido de Arrhenius é qualquer espécie que aumenta a concentração dos 
íons - ou prótons - H+ em solução aquosa. Por exemplo, consideremos a dissociação 
do ácido clorídrico, HCl, em água: 
 
48 
 
 
 
Quando preparamos uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCl se dissocia 
em íons H+ e Cl-. Uma vez que isto resulta em um aumento da concentração dos íons 
H+ em solução, o ácido clorídrico é um ácido de Arrhenius. 
 
6.4 Íons hidrogênio ou íons hidrônio? 
 
Vamos dizer que preparamos uma solução aquosa 2 M de ácido bromídrico, 
HBr, que é um ácido de Arrhenius. Isso significa que temos 2 M de íons H+ na nossa 
solução? 
Na verdade, não. Na prática, os prótons carregados positivamente reagem com 
as moléculas de água ao redor para formar íons hidrônio, H3O+. Essa reação pode ser 
escrita da seguinte forma: 
 
 
 
 
Apesar de geralmente escrevermos as reações de dissociação de ácidos 
mostrando a formação de H+ (aq), não há íons H+ livres na solução. Em vez disso, há 
principalmente íons H3O+, que se formam instantaneamente quando um ácido se 
dissocia em água. A figura a seguir mostra a formação de íons hidrônio a partir da 
água e íons hidrogênio utilizando modelos moleculares: 
 
 
Quando um ácido se dissocia em água formando íons H+, prótons, os íons H+ imediatamente reagem 
com água para formar H3O+. Por isso, os químicos falam nas concentrações de íons hidrogênio e íons 
hidrônio como sendo a mesma coisa. Crédito da imagem: UC Davis Chemwiki, CC BY-NC-AS 3,0 US 
49 
 
 
 
Na prática, a maioria dos químicos falam nas concentrações de H+ e H3O+ como 
sendo a mesma coisa. Quando queremos ser mais exatos, podemos escrever a 
dissociação do ácido bromídrico de forma a mostrar de maneira explícita a formação 
de íons hidrônio em vez de prótons: 
 
 
 
 
Em geral, qualquer uma das formas descritas é aceitável para mostrar a 
dissociação de um ácido de Arrhenius. 
 
6.5 Bases de Arrhenius 
 
Uma base de Arrhenius é definida como qualquer espécie que aumenta a 
concentração de íons hidroxila, OH-, em solução aquosa. Um exemplo de uma base 
de Arrhenius é o altamente solúvel hidróxido de sódio, NaOH. O hidróxido de sódio 
dissocia-se em água da seguinte maneira: 
 
 
 
Em água, o hidróxido de sódio se dissocia completamente formando os íons 
 
, o que resulta em um aumento da concentração de íons hidroxila. Logo, 
NaOH é uma base de Arrhenius. Bases de Arrhenius comuns incluem outros 
hidróxidos das Famílias 1 e 2 como LiOH e Ba (OH)2. 
50 
 
 
 
 
 
Uma solução aquosa de hidróxido de sódio, uma base de Arrhenius, contém íons sódio e hidroxila 
dissociados. 
 
 
Alguns livros definem uma base de Arrhenius de modo mais restrito: uma 
substância que aumenta a concentração de OH- em solução aquosa e também contém 
pelo menos uma unidade de OH- na fórmula química. Apesar de que isso não muda a 
classificação dos hidróxidos das Familias 1 e 2, as coisas podem ficar um pouco 
confusas ao tratarmos de compostos como a metilamina, CN3 NH2. 
Quando a metilamina é adicionada à água, ocorre a seguinte reação: 
 
 
 
 
 
Com base na nossa primeira definição, a metilamina seria uma base de 
Arrhenius uma vez que a concentração de íons OH- aumenta na solução. Pela 
segunda definição, no entanto, ela não contraria como uma base de Arrnenius. Já que 
sua fórmula química não inclui hidroxila. 
51 
 
 
 
6.6 Reações ácido-base: ácido de Arrhenius + base de Arrhenius = água + sal 
 
Quando um ácido de Arrhenius reage com uma base de Arrhenius, os produtos 
são geralmente água mais um sal. Estas reações são também às vezes chamadas de 
reações de neutralização. Por exemplo, o que acontece quando combinamos 
soluções aquosas de ácido fluorídrico, HF, e hidróxido de lítio, LiOH? 
Se pensarmos nas soluções de ácido e base separadamente, sabemos o 
seguinte: 
 
 Um ácido de Arrhenius aumenta a concentração de H+ (aq):
 
 
 
 Uma base de Arrhenius aumenta a concentração de OH- (aq):
 
 
 
Quando o ácido e a base se combinam em solução, H2O é produzida a partir 
da reação entre os íons hidrogênio e hidroxila, enquanto os outros íons formam o sal 
LiF (aq): 
 
 
 
 
Se somarmos a reação da formação de águacom a da formação do sal, nós 
chegamos a reação geral de neutralização entre o ácido fluorídrico e o hidróxido de 
lítio: 
 
 
52 
 
 
 
6.7 Limitações da definição de Arrhenius 
 
A teoria de Arrhenius é limitada no sentido de que só trata a química ácido- 
base em soluções aquosas. Porém, reações semelhantes também podem ocorrer em 
solventes não aquosos, assim como entre moléculas no estado gasoso. 
Resumo 
 
 Um ácido de Arrhenius é qualquer composto que aumenta a concentração do 
OH- em solução aquosa.
 Uma base de Arrhenius é qualquer composto que aumenta a concentração do 
OH- em solução aquosa.
 Em solução aquosa, os íons H+ reagem instantaneamente com a água 
formando íons hidrônio, H3O+.
 Em uma reação ácido-base, ou neutralização, um ácido e uma base de
Arrhenius geralmente reagem para formar água e um sal11. 
 
 
7 IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES FORTES E FRACOS 
 
 
A reação entre um ácido com uma base é denominada reação de neutralização, 
porque se as duas substâncias reagirem em massas equivalentes à sua liberação ou 
produção de íons, desaparecerá o caráter ácido ou básico de cada uma, formando 
produtos neutros. Por exemplo: a reação entre 1 mol de ácido clorídrico (HCl) e 1 mol 
de hidróxido de sódio (NaOH) produz 1 mol de cloreto de sódio (NaCl), que é um sal 
neutro, e também, 1 mol de H2O, que, obviamente, é neutra. A equação da reação 
mencionada é mostrada abaixo. 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O 
 
Há ácidos fortes e ácidos fracos, conceitos esses que estão associados à sua 
tendência de produção de íons em solução. Ácidos fortes são aqueles que, quando 
dissolvidos em água, liberam íon hidroxônio (H+) com facilidade, ou seja, um ácido 
como HCl, quando dissolvido, têm a molécula separada em íons, liberando H+ e íons 
cloretos (Cl-). Sobra muito pouco da espécie HCl em solução, porque a maior parte é 
 
11 Texto extraído de: www.pt.khanacademy.org 
http://www.pt.khanacademy.org/
53 
 
 
 
utilizada na geração dos íons. A equação desta reação mencionada está representada 
abaixo. 
 
 
 
Já o ácido acético, de fórmula molecular CH3COOH, (o vinagre é uma solução 
de ácido acético em água) é um ácido de natureza orgânica, portanto, fraco. Dessa 
forma, quando dissolvido em água, a maior parte do ácido permanece em sua forma 
molecular, e só uma pequena parte se ioniza para gerar os íons H+ e acetatos 
(CH3COO-). A equação de ionização do ácido acético é mostrada abaixo. 
 
 
 
Em relação às bases, o conceito empregado em relação à sua força é o de 
dissociação, uma vez que seus íons já existem em sua forma molecular. Uma base 
forte, portanto, se dissocia quase que completamente, liberando íons hidroxilas (OH-) 
em solução e não restando praticamente nada na espécie molecular. Por exemplo: o 
NaOH é uma base forte e em solução gera os íons sódio (Na+) e OH-. A equação 
dessa dissociação é mostrada abaixo. 
 
 
Uma base fraca, por sua vez, também libera íons OH- quando dissolvida em 
água, mas nesse caso ainda restam em solução muitas moléculas não dissociadas 
desta base. Por exemplo: o hidróxido de amônio (NH4OH), que é uma base fraca, se 
dissocia pouco, restando muito da espécie NH4OH em solução. Sua dissociação está 
equacionada abaixo. 
 
 
 
 
Salienta-se que os conceitos de ionização e dissociação não podem ser 
empregados como sinônimos, devendo o primeiro ser utilizado para ácidos (a partir 
54 
 
 
 
de ligações químicas covalentes) e o segundo para bases (a partir de ligações 
químicas iônicas)12. 
 
7.1 Solução-tampão 
 
 
Uma solução-tampão é uma mistura usada para evitar que o pH ou o pOH do 
meio sofra variações quando for adicionado ácidos fortes ou bases fortes. 
 
Existem dois tipos de solução-tampão: 
 
1. Mistura de ácido fraco com sua base conjugada; 
 
2. Mistura de base fraca com seu ácido conjugado. 
 
Vejamos exemplos de cada uma e como elas atuam quando é adicionada ao 
meio uma pequena quantidade de ácido ou base fortes: 
 
1. Mistura de ácido fraco com sua base conjugada: 
 
Para a formação de uma solução assim, mistura-se o ácido fraco com um sal 
do mesmo ânion desse ácido. 
 
Por exemplo, considere uma solução-tampão constituída de ácido acético 
(H3CCOOH (aq)) e acetato de sódio (H3CCOONa (s)). Veja que ambos possuem o ânion 
acetato: (H3CCOO-(aq)). A concentração desses íons se deve praticamente à 
dissociação do sal, que é grande. Já a ionização do ácido é pequena. 
 
 
Agora observe o que ocorre nas seguintes possibilidades de adição: 
 
 
 
 
 
12 Texto extraído de: www.infoescola.com 
http://www.infoescola.com/
55 
 
 
(aq) 
(aq) 
 
 Adição de uma pequena quantidade de ácido forte: 
 
A adição de um ácido forte aumenta a concentração do íon hidrônio, H3O+1, e 
visto que o ácido acético é um ácido fraco, o ânion acetato possui grande afinidade 
pelo próton (H+) hidrônio. Dessa forma, eles reagem e mais ácido acético é formado: 
 
 
 
Com isso, o pH do meio praticamente não sofre alteração. No entanto, se for 
adicionado cada vez mais ácido forte chegará o momento em que todo o ânion acetato 
será consumido e o efeito tampão cessará. 
 
 Adição de uma pequena quantidade de base forte: 
 
A adição de uma base forte aumenta a concentração dos íons OH-. Mas esses 
íons são neutralizados pelos íons H3O+1 liberados na ionização do ácido acético: 
 
 
 
Com essa reação, a concentração dos íons H3O+1 irá diminuir e haverá um 
deslocamento do equilíbrio no sentido de aumentar a ionização do ácido e, com isso, 
a variação de pH da solução será muito pequena. A concentração dos íons H3O+1 
será praticamente constante. 
Nesse caso também existe uma capacidade limite do tampão. Portanto, se 
adicionarmos cada vez mais base, o equilíbrio da ionização do ácido será mais e mais 
deslocado no sentido da sua ionização, até que todo o ácido seja consumido. 
 
2. Mistura de base fraca com seu ácido conjugado: 
 
 
Esse tipo de solução-tampão é constituído de uma base fraca e um sal solução 
que contenham o mesmo cátion da base. 
Por exemplo, considere uma solução-tampão formada por hidróxido de 
magnésio, MgOH2(aq) (base fraca) e cloreto de magnésio, MgCl2(s) (sal). Ambos contêm 
56 
 
 
 
o cátion magnésio (Mg2+(aq)). Os íons magnésio presentes no meio são praticamente 
todos provenientes da dissociação do sal, pois a dissociação da base é fraca: 
 
 
 Adição de uma pequena quantidade de ácido forte: 
 
Nesse caso, os íons H3O+1 vindos da adição do ácido forte serão neutralizados 
pelos íons OH-, vindos da dissociação da base fraca. Isso deslocará o equilíbrio de 
dissociação da base para a direita. Assim, a variação de pH (se houver) será muito 
pequena, porque a concentração dos íons OH- permanece constante. O efeito tampão 
irá cessar quando toda a base for dissociada. 
 
 Adição de uma pequena quantidade de base forte: 
 
A base forte adicionada sofre dissociação liberando íons OH-. Visto que o 
hidróxido de magnésio é uma base fraca, o magnésio liberado na dissociação do sal 
terá maior tendência de reagir com o OH-: 
 
 
Portanto, o aumento dos íons OH- é compensada pelo aumento proporcional de 
Mg(OH)2(aq). Com isso o pH não sofre grandes alterações. Esse efeito acaba quando 
todo cátion magnésio tiver sido consumido13. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 Texto extraído de: www.brasilescola.uol.com.br 
http://www.brasilescola.uol.com.br/
57 
 
 
 
 
 
Ao se adicionar um pouco de ácido ou base fortes em uma solução-tampão, o pH praticamente não 
sofre alteração 
 
 
 
7.2 O exercício físico e a dor 
Descrição da situação-problema 
Você faz parte de uma equipe multidisciplinar de pesquisadores que estudam 
o efeito do exercício físico no organismo humano. 
Logo após um dos treinos de exercício físico intenso, alguns dos atletas 
estudados reclamaram de dor e desconforto. Esse efeito é devido à acidose 
metabólica, ou seja, o suprimento de oxigênio nem sempre ésuficiente nesses casos, 
tendo início o metabolismo anaeróbico, com produção de vários ácidos, entre eles o 
ácido lático. O acúmulo desse ácido provoca sensação de desconforto e queimação, 
que é o prenúncio da fadiga muscular. 
Neste estudo, sua equipe ficou responsável por buscar respostas para a 
seguinte questão: qual é a ação do pulmão para compensar a acidose metabólica no 
organismo? 
58 
 
 
 
Resolução da situação-problema 
 
 
O sangue funciona como uma solução tampão, evitando que o seu pH sofra 
grandes alterações. Isso porque o dióxido de carbono (CO2) é o produto final do 
metabolismo de várias reações químicas que ocorrem e parte desse CO2 se dissolve 
no sangue, estabelecendo o seguinte equilíbrio: 
 
 
Dessa forma, o pH do sangue e dos fluidos extracelulares se mantém na faixa 
entre 7,35 a 7,45. 
No caso da acidose metabólica, o sangue periférico pode ir a valores de pH 
menores do que 7. Isso ocorre porque o ácido lático produzido no metabolismo 
anaeróbico aumenta a concentração de H+ no sangue, aumentando sua acidez. 
O aumento do H+ perturba o equilíbrio da equação anterior e desloca o equilíbrio 
para a esquerda, aumentando o H2CO3 e, consequentemente, o CO2 presente no 
organismo. 
Para que o organismo retorne a uma condição de equilíbrio ácido-base, o 
pulmão precisa eliminar o excesso de CO2. Para isso, ocorre o aumento na taxa de 
respiração, fazendo com que o CO2 seja expelido e o pH do sangue volte ao normal. 
Com casos extremos, é necessário aumentar a ventilação pulmonar, usando 
ventilação mecânica. O uso de bases, como o bicarbonato de sódio, é recomendado 
somente em casos de acidoses extremamente severas. 
 
 
 
8 ERROS E TRATAMENTOS DE DADOS ANALÍTICOS 
 
 
Algarismos significativos: número mínimo de algarismos necessários para 
expressar o valor em notação científica sem perda de exatidão. 
Ex.: o número 142,7 tem quatro algarismos significativos, pois pode ser escrito 
como 1,427.102, já 1,4270.102 tem cinco algarismos significativos. 
59 
 
 
 
Os zeros são significativos quando fazem parte do número e não são 
significativos quando são usados somente para indicar a ordem de grandeza, então 
os zeros situados à esquerda não são significativos, por exemplo, 0,1516 (1,516.10-1) 
e 0,0001516 (1,516.10-4) ambos têm quatro algarismos significativos, os zeros 
situados à direita de outros dígitos somente são significativos se forem resultados de 
uma medida. Exemplo: Se a massa de um corpo (por exemplo, de dois gramas) é 
medida com uma balança de que fornece uma precisão de 0,1 g, deve-se representá- 
la por 2,0 g, que também pode ser escrita como 2.000 mg (2,0.103 mg) ou 2.000.000 
µg (2,0.106 µg) em todos os casos temos dois algarismos significativos. Os zeros 
significativos são representados à seguir em negrito: 106; 0,0106; 0,106; 0,1060. 
O último algarismo significativo (o mais afastado à direita) em um número que 
foi determinado experimentalmente terá sempre uma incerteza associada, a incerteza 
mínima deve ser de 1 no último algarismo significativo. 
Algarismos significativos na aritmética: O arredondamento deve ser feito 
somente na resposta final (não nos resultados parciais), a fim de se evitar erros de 
arredondamento. 
Regra para arredondamento de números: Se o dígito que segue o último 
algarismo significativo é igual ou maior que 5, então o último dígito significativo é 
aumentado em uma unidade. Caso este dígito seja menor que 5, o último algarismo 
significativo é mantido. Existem outras regras, mas não serão consideradas aqui. 
Adição e subtração: Expressamos todos os números com o mesmo expoente 
e os alinhamos em relação à vírgula. A resposta deve ser arredondada de acordo com 
o número que tenha o menor número de casas decimais. 
 
 
Multiplicação e divisão: Estamos normalmente limitados ao número de 
algarismos contidos no número com menos algarismos significativos. 
 
60 
 
 
 
Números exatos versus números experimentais: Numa classe de aula tem- 
se 35 alunos, este número inteiro 35, é conhecido exatamente, e não existe uma 
incerteza nesse valor, um número exato possui infinitos algarismos significativos. 
Fatores de conversão usados dentro de um mesmo sistema de unidades são exatos. 
Por exemplo, 1 Km é exatamente 1.000 m; 1 kg é exatamente 1000g e, uma polegada 
é por definição, exatamente 2,54 cm. 
Tipos de erro: Toda medida possui uma certa incerteza, que é chamada de 
erro experimental. As conclusões podem ser expressas com um alto ou baixo grau de 
confiança, mas nunca completa certeza. O erro experimental é classificado como 
sistemático ou como aleatório. 
Erros sistemáticos ou determinados: Possuem um valor definido e, pelo 
menos em princípio, podem ser medidos e computados no resultado final. São 
inúmeros e foram agregados em quatro grupos mais importantes, a saber: 
 
a) Erros de método: São provavelmente os mais sérios dos erros 
determinados, pois são os mais difíceis de serem detectados. 
Para realizarmos uma análise geralmente, adaptamos um 
procedimento ou método retirado da literatura e, não importando 
quão cuidadosamente se trabalhe, o método pode induzir a erros, 
inerentes ao próprio método. Exemplos: Em gravimetria os erros 
de método mais comum são aqueles devidos à solubilidade dos 
precipitados, à co-precipitação e pós-precipitação e à 
decomposição ou higroscopicidade da forma de pesagem. Em 
volumetria, citam-se o uso impróprio de indicadores e a aplicação 
do método a concentrações inadequadas. 
 
b) Erros operacionais: São erros relacionados com as 
manipulações feitas durante a realização das análises. Eles não 
dependem das propriedades químicas e físicas dos sistemas, 
nem dos instrumentos utilizados, mas somente da capacidade 
técnica do analista. Exemplos: quando da filtração em uma 
análise gravimétrica, não remover o precipitado completamente; 
usar pipetas e buretas sujas; ... etc. 
61 
 
 
 
c) Erros pessoais: Estes erros provêm da inaptidão de algumas 
pessoas em fazerem certas observações, corretamente. Por 
exemplo, dificuldade em observar a mudança de cor dos 
indicadores. Forçar os resultados a concordarem entre si após 
uma análise, também é classificado como erro pessoal. 
 
d) Erros devidos a instrumentos e reagentes: São erros 
relacionados com as imperfeições dos instrumentos, aparelhos 
volumétricos e reagentes. Por exemplo, pesos e aparelhos 
volumétricos mal calibrados são fontes de erro. Impurezas de 
reagentes também são fontes gravíssimas de erros. 
 
Erros indeterminados ou aleatórios: Mesmo na ausência de erros 
determinados, se uma pessoa faz uma mesma análise, haverá pequenas variações 
nos resultados. Isto é consequência dos chamados erros indeterminados, os quais 
não podem ser localizados e corrigidos. 
No entanto, estes erros podem ser submetidos a um tratamento estatístico que 
permite saber qual o valor mais provável e também a precisão de uma série de 
medidas. Admite-se que os erros indeterminados seguem a lei da distribuição normal 
(distribuição de Gauss). A probabilidade de erro aleatório ser positivo ou negativo é a 
mesma. Exemplos: ruído elétrico de um instrumento; um analista lendo o instrumento 
diversas vezes provavelmente obterá diversas leituras diferentes; erro aleatório 
associado à leitura de escala14. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 Texto extraído de: www.seduc.ce.gov.br 
http://www.seduc.ce.gov.br/
62 
 
 
 
9 BIBLIOGRAFIA 
 
 
 
LENZI, E.; FAVERP, L.O.B.; LUCHESE, E.B. Introdução à química da água. Rio de 
Janeiro: LTC, 2009. 
 
 
MENDAHAM, J et. al. Vogel: Análise química quantitativa. 6.ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2002. 
 
 
VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa. São Paulo: Editora Mestre Jou, 1988.