FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALITÍCA

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IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
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Horário: Quinta-feira, 08:50 às 11:45 hrs. 
 Teoria: Sala 27 J; Prática: Laboratório 35 E. 
 
3. Avaliações 
A disciplina será avaliada por quatro notas. Cada nota terá contribuição igualitária de avaliações da teoria e 
da prática. 
 
3.1. Teoria 
As avaliações da teoria serão realizadas através de provas convencionais sobre os assuntos abordados na 
sala de aula. As avaliações constarão dos seguintes conteúdos: 
 
3.2. Prática 
A nota da parte prática será formada pela combinação das seguintes ações: 
1. Uma prova teórica sobre as práticas (Valendo 70 % da nota); 
2. Freqüência, pontualidade, conduta no laboratório, uso do avental, durante as aulas práticas, etc 
(valendo 30% da nota da prática); 
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 É obrigatório o uso de avental durante as aulas práticas, assim como sapatos fechados e cabelos 
longos presos. 
 Permite-se um atraso de no máximo 15 minutos. Após o início da prática não será permitida a 
entrada de alunos retardatários. 
 
3.3. Assuntos das provas 
 
Bimestre Teoria Prática 
Primeiro Estatística aplicada à Quim. Anal. Concentrações das soluções 
Segundo Análise Volumétrica e 
Volumetria de Neutralização 
Práticas sobre volumetria de 
Neutralização 
Terceiro Volumetria de Precipitação e 
Volumetria de Complexação 
Práticas sobre 
Volumetria de Precipitação e 
Volumetria de Complexação 
Quarto Volumetria de Oxidação-redução Práticas sobre 
Volumetria de Oxidação-redução 
 
4. Recomendação 
Cada aluno deve possuir uma calculadora científica, especialmente durante as avaliações. 
 
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PARTE 1. TEORIA
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
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Capítulo 1. INTRODUÇÃO À QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA
1.1. INTRODUÇÃO 
A Química Analítica envolve a identificação e 
determinação das quantidades relativas das 
espécies químicas presentes em uma amostra da 
matéria. 
Análise Qualitativa – revela a identidade química 
das espécies na amostra. Responde à pergunta 
(O que ?). 
Análise Quantitativa – estabelece a quantidade de 
uma ou mais destas espécies, ou analitos, em 
termos numéricos Responde à pergunta (Quanto?). 
 
1.2. O PAPEL DA QUÍMICA ANALÍTICA NAS 
CIÊNCIAS 
A química analítica é uma ciência antiga. Tem 
aplicações na indústria (controle de qualidade das 
matérias-primas e do produto final, estabelecer a 
composição de novos produtos); medicina 
(diagnóstico de doenças e controle da saúde das 
pessoas); ecologia (controle da poluição ambiental) 
e outras ciências. 
 
1.3. CLASSIFICAÇÃO DOS MÉTODOS DE 
ANÁLISE QUANTITATIVA 
Os resultados de uma análise quantitativa são 
calculados a partir de duas medidas: a primeira é a 
massa ou volume da amostra a ser analisada e a 
segunda é a medida de alguma quantidade que é 
proporcional à quantidade do analito na amostra. 
Vários parâmetros podem ser utilizados na 
classificação de um método analítico: 
 
1.3.1. quantidade da amostra tomada para análise: 
Macroanálise – amostras pesam 0,1 g ou mais. 
Microanálise – amostras pesam entre 1 mg e 10 mg 
(0,001 – 0,010 g) 
Mesoanálise (Semimicroanálise) – amostras 
pesam entre micro e macro (0,01 – 0,1 g). 
Submicroanálise – amostras entre 0,1 – 1 mg. 
Ultramicroanálise – amostras pesam menos que 
0,1 mg. 
 
1.3.2. Tipo de medida final. 
Método Gravimétrico – método em que a 
determinação final é a medida exata do peso do 
analito ou algum composto quimicamente 
relacionado a ele. 
Método Volumétrico – método em que a 
determinação final é a medida do volume de uma 
solução que contém um reagente que vai interagir 
completamente com o analito 
Métodos Físico-químicos – métodos baseados na 
medida de alguma propriedade física ou química. 
Esses métodos necessitam de instrumentos 
especiais para fazer a medida e são conhecidos 
como métodos instrumentais. 
 
 
1.3.3. Cronologia (Tempo): 
Métodos Clássicos – são os métodos de análise 
mais antigos. Compreende os métodos graviméticos 
e volumétricos. 
Métodos Modernos – são os métodos físico-
químicos. 
“O bom químico de análises deve sempre apreciar a 
importância de desenvolver suas habilidades 
através da prática dos métodos clássicos para 
melhorar a qualidade dos procedimentos 
instrumentais” (Vogel) 
 
1.4. ETAPAS DE UMA ANÁLISE QUANTITATIVA 
O processo total de análise consiste de 6 etapas. 
1. DEFINIÇÃO, 2. AMOSTRAGEM, 3. MÉTODO, 4. 
SEPARAÇÃO, 5.QUANTIFICAÇÃO, 6. 
AVALIAÇÃO. 
 
1.4.1. DEFINIÇÃO 
No curso de Técnicas de Química Analítica vocês 
trabalharão com amostras puras, mas as amostras 
reais são muito mais complexas. 
 
1.4.2. AMOSTRAGEM 
É a obtenção de uma pequena quantidade do 
material cuja composição represente exatamente o 
todo do material que está sendo amostrado 
(Escolha de amostra representativa). Outro aspecto 
importante é a forma de transporte da amostra do 
campo para o laboratório sem alterações. 
 
1.4.3. MÉTODO 
O químico deve conhecer todos os métodos 
disponíveis e só então decidir qual o mais adequado 
para o seu problema. É necessário pois fazer uma 
pesquisa bibliográfica. Na escolha do método 
analítico é necessário levar em conta os seguintes 
aspectos. 
 Exatidão 
 Limite de Detecção – é a quantidade mínima do 
analito que pode ser detectada. 
 Seletividade – leva em consideração as 
interferências de outras espécies químicas na 
sua análise. Esta interferência pode ser para 
mais (causando erro positivo), ou para menos 
(causando erro negativo). 
 
1.4.4. SEPARAÇÃO OU MASCARAMENTO 
Quando o método não é muito seletivo deve-se 
incluir uma etapa de separação de interferentes. 
 
1.4.5. MEDIDA 
Medida de uma quantidade ou sinal relacionado 
com o analito. 
 
1.4.6. TRATAMENTO DOS DADOS 
Cálculo e avaliação estatística do resultado. 
 
 
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Capítulo 2. ERROS E TRATAMENTO ESTATÍSTICO DOS RESULTADO 
2.1. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
 
São os dígitos necessários para exprimir uma 
medida ou um resultado calculado com a incerteza 
correta. Incluem todos os algarismos certos e o 
primeiro incerto. 
 
2.1.1. REGRAS PARA SE DETERMINAR O No DE 
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS DE UM VALOR 
MEDIDO 
a) O dígito zero não é significativo quando situado à 
esquerda do número. 
Exemplo 2.1. As medidas: 0,0005432; 0,005432; 
0,5432, todos têm _______ algarismos 
significativos. 
 
b) O dígito zero é significativo quando situado no 
meio do número ou à sua direita. 
Exemplo 2.2. Quantos algarismos significativos 
aparecem nos seguintes valores? 
0,0054032 __________ 0,000540320 _________ 
0,000543200_________ 54320__________
 
c) Não confundir número de algarismos 
significativos com número de casas decimais. 
Exemplo 2.3: 0,00054320 - tem ____ algarismos 
significativos e ____ casas decimais. 
 
d) Deve-se tomar cuidado com a utilização de zeros 
à direita. 
Exemplo 2.4: Ao se transformar 2,45 g quando em 
mg, resulta:_______ mg. 
 
1.2. REGRAS PARA ARREDONDAMENTO 
a) Se o dígito que segue o último algarismo 
significativo é menor que 5, o último algarismo 
significativo é mantido sem alteração 
Exemplo 2.5: Apresentar os valores seguintes com 
2 algarismos significativos: 
0,5432__________ 
0,00054320__________ 
54320__________ 
 
b) Se o dígito que segue o último algarismo 
significativo é igual ou maior que 5, o último 
algarismo significativo é aumentado em uma 
unidade. 
Exemplo 2.6: Apresentaros valores seguintes com 
2 algarismos significativos: 
0,5462________ 0,0005462_______ 
54520________ 
 
2.3. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS DE UM 
RESULTADO CALCULADO 
 
a) SOMA OU SUBTRAÇÃO - O resultado da soma 
ou subtração deve apresentar o mesmo número de 
casas decimais do número com menos casas 
decimais. 
Exemplo 2.7: Apresentar o resultado das seguintes 
operações com o número correto de algarismos 
significativos: 
0,44 + 0,592 + 0,810597 + 0,03822= 
2,55872 – 0,35 = 
 
b) MULTIPLICAÇÃO OU DIVISÃO - O resultado da 
multiplicação ou divisão deve apresentar o mesmo 
número de algarismos significativos do número com 
menos algarismos significativos. 
Exemplo 2.8: Apresentar o resultado das seguintes 
operações com o número correto de algarismos 
significativos: 
324,68 x 0,012= 
13,47 : 32,4726 = 
 
Exemplo 2.9: Calcular a massa molar do CaF2 com 
o maior número de algarismos significativos 
possíveis. 
 
ERRO E EXATIDÃO 
ERRO ABSOLUTO DE UMA MEDIDA - é a 
diferença entre o valor medido e o valor verdadeiro: 
 
Vi XXE  
 
onde: E = erro absoluto; Xi = valor medido; XV = valor 
verdadeiro. 
O erro absoluto apresenta a unidade da medida e 
possui sinal. 
 
ERRO RELATIVO, ER - é a relação entre o erro 
absoluto e o valor verdadeiro. 
O erro relativo é adimensional e comumente 
expresso em % ou ‰ (partes por mil). 
 
𝐸𝑅 =
𝐸
�̅�
∙ 100 𝑜𝑢 ∙ 1000 
 
O erro de uma medida informa sobre a exatidão 
daquela medida. Quanto maior o erro menor a 
exatidão. 
 
Exemplo 2.10: O valor verdadeiro para o teor de 
sulfato em uma amostra é 80,00%. Uma turma de 
Química Analítica Experimental encontrou o valor 
76,87 %. Calcular o erro absoluto e o erro relativo da 
determinação. 
 
2.5. DESVIO E PRECISÃO 
Geralmente o valor verdadeiro de uma medida não 
é conhecido, é costume então tomar a média 
aritmética de N determinações como uma boa 
estimativa do valor verdadeiro. 
Para N medidas da mesma grandeza, X1, X2, X3,..., 
XN 
N
X...XXX
=X N321 
 
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Onde: X = média aritmética 
 
DEVIO ABSOLUTO, d - é a diferença entre o valor 
medido e a média. 
XX=d i  
DESVIO RELATIVO, dR - é a relação entre o desvio 
absoluto e a média. 
100
X
d
=dR  (em percentagem) 
ou x 1000 (em partes por mil, ‰) 
 
O desvio de uma medida informa sobre a precisão 
da medida. Quanto maior o desvio menor a precisão 
e vice-versa. 
 
Exatidão e precisão são conceitos distintos. É 
possível ocorrer precisão sem exatidão mas o 
contrário não pode ocorrer. 
A Fig. 2.1 ilustra esses dois conceitos. 
 
 
Fig.2.1. Exatidão e precisão 
a) Medidas precisas e exatas 
b) Medidas precisas mas inexatas 
c) Medidas imprecisas e inexatas. 
 
2.6. CLASSIFICAÇÃO DOS ERROS 
Os erros podem ser de dois tipos: 
 erros determinados ou sistemáticos; 
 erros indeterminados. 
 
2.6.1. ERROS DETERMINADOS - São aqueles cuja 
origem pode ser determinada. O erro pode então ser 
evitado ou pode-se medir a grandeza do erro e 
corrigir o resultado. 
 
Os erros determinados podem ser: 
 
2.6.1.1. ERROS DE MÉTODO - São erros inerentes 
ao próprio método. Não importa que o analista 
trabalhe cuidadosamente, o erro continua a ocorrer. 
Ex: Solubilidade de um precipitado na solução em 
que é precipitado ou no líquido de lavagem. 
Decomposição de um precipitado durante a 
calcinação, etc. 
 
2.6.1.2. ERROS OPERACIONAIS - São erros 
provocados pela inexperiência ou por falta de 
cuidado do analista. Ex: Perda de material durante a 
análise. Contaminação do material durante a 
análise, etc. 
 
2.6.1.3. ERROS PESSOAIS - São erros causados 
pela incapacidade do analista fazer determinadas 
observações com segurança. Ex: Certas pessoas 
têm dificuldades em perceber a mudança de cor de 
alguns indicadores. Outro tipo é o erro de pré-
julgamento. 
 
2.6.1.4. ERROS DEVIDOS A REAGENTES E 
EQUIPAMENTOS - São erros causados pela 
utilização de instrumentos imperfeitos ou a 
reagentes impuros. Ex: Usar aparelhos, pipetas, 
balões ou pesos não calibrados. 
 
2.6.2. ERROS INDETERMINADOS - São erros cuja 
origem não pode ser detectada. Quando se faz uma 
medida, mesmo após se ter eliminado todas as 
fontes de erro determinado, verifica-se uma 
pequena variação em medidas sucessivas. Essa 
flutuação é causada pelos erros indeterminados. 
 
 
Fig. 2.2. Distribuição de Gauss 
 
A equação da curva normal de frequência é: 
 
2
-X
2
1
-
1/2
e
)(2
1
=Y









 
onde: Y = frequência de ocorrência de um desvio; 
X- = desvio (sendo X o valor medido e  a média 
verdadeira); 
 = desvio padrão. 
 
Na Fig. 2.2 observa-se que: 
 A média verdadeira da população, , divide a 
curva em duas partes simétricas; 
 Desvios positivos e negativos são igualmente 
prováveis; 
 Os menores desvios são mais prováveis que os 
desvios maiores; 
 A média aritmética é o valor mais provável. 
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2.7. MEDIDAS DE PRECISÃO 
 
2.7.1. PRECISÃO DE UMA MEDIDA 
 
2.7.1.1. DESVIO PADRÃO, s - é o desvio cujo 
quadrado é igual à média dos quadrados dos 
desvios. 
 
1-N
X
 =
2
i  X
s 
 
na qual : N-1 = graus de liberdade 
 
2.7.1.2. VARIÂNCIA, s2 
 
Em termos relativos: 
 
2.7.1.3. DESVIO PADRÃO RELATIVO, sR 
100
X
s
sR (em %) 
 
ou 1000 (em ‰, partes por mil) 
 
 
2.8. REJEIÇÃO DE DADOS - TESTE Q 
 
Teste estatístico para decidir se um valor suspeito 
deve ou não permanecer em uma série de dados. 
Como Usar: 
 
a) Colocar os dados em ordem crescente; 
b) Calcular a diferença entre o valor suspeito e seu 
vizinho mais próximo (em módulo); 
c) Calcular a faixa (diferença entre o maior e o menor 
valor da série de dados); 
d) Calcular o coeficiente Qcalc. dividindo o valor 
calculado na letra b pela faixa; 
e)Comparar esse valor de Q com o valor tabelado, 
Q90%. 
Q90% = Coeficiente de Rejeição Q, com limite de 
Confiança de 90 %. 
Conclusão: 
Se Qcalc.>Q90 % o valor suspeito deve ser rejeitado. 
Se, por outro lado, Qcalc.≤ Q90 % o valor suspeito deve 
ser mantido. 
 
 
Tabela 2.1. Valores de Q90% 
N Q90 % 
3 0,94 
4 0,76 
5 0,64 
6 0,56 
7 0,51 
8 0,47 
9 0,44 
10 0,41 
 
Exemplo 2.11: Os resultados obtidos por uma turma 
de alunos durante a determinação da acidez de um 
vinho foram (em g/100 mL): 
 
0,591; 0,562; 0,443; 0,582; 0,589; 0,558; 0,614 
 
a) Verificar com o teste Q se algum resultado deve 
ser rejeitado; 
 
Calcular: 
 
b) a média aritmética; 
c) o desvio padrão absoluto e relativo de uma 
determinação; 
d) o desvio padrão absoluto e relativo da média; 
e) a variância; 
f) o erro relativo, considerando-se que o valor 
verdadeiro é 0,580 %. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Capítulo 3: ANÁLISE VOLUMÉTRICA
3.1. INTRODUÇÃO 
Numa determinação volumétrica mede-se o volume 
de uma solução de concentração exatamente 
conhecida que reage quantitativamente com o 
constituinte da amostra que se deseja determinar. 
Essa solução de concentração exatamente 
conhecida é chamada SOLUÇÃO PADRÃO. 
O processo de adição da solução padrão à solução 
amostra é chamado TITULAÇÃO. 
Na titulação, um volume conhecido da amostra 
(alíquota) é colocado em um erlenmeyer e a solução 
padrão é adicionada gradativamente, através de 
uma bureta, até que se observe (por algum método 
apropriado) que a quantidade adicionada do 
reagente é equivalente ao constituinte contido no 
erlenmeyer. Esse ponto é chamado PONTO DE 
EQUIVALÊNCIA. 
Para uma titulação envolvendo a reação geral: 
aA + bB  cC + dD 
 
Sendo A a solução titulada e B a solução titulante, 
e, a, b, c e d os coeficientes estequiométricos da 
reação balanceada. 
 
No ponto de equivalência: 
b x quant. matéria titulado = a x quant.matéria 
titulante 
b x quant. matéria A = a x quant. matéria de B 
 
3.2. VANTAGENS DA ANÁLISE VOLUMÉTRICA 
 Grande exatidão (equivalente a da gravimetria); 
 Rapidez ( maior que na gravimetria); 
 Simplicidade (utiliza aparelhagem mais simples). 
 
3.3. REQUISITOS DA REAÇÃO VOLUMÉTRICA 
Uma reação química deve apresentar os seguintes 
requisitos para que possa ser utilizada num método 
volumétrico: 
 Possuir equação química bem definida; 
 Ser extremamente rápida; 
 Permitir a detecção do ponto de equivalência. 
 
3.4. SOLUÇÃO PADRÃO 
É uma solução cuja concentração é conhecida com 
exatidão. 
Existem duas maneiras para se preparar uma 
solução padrão. 
Algumas substâncias possuem certas propriedades 
que fazem com que suas soluções padrões sejam 
preparadas facilmente. Basta fazer o cálculo da 
quantidade requerida, pesar essa quantidade com 
exatidão na balança analítica, dissolvê-la 
adequadamente e diluir até a marca de aferição do 
balão volumétrico. Essas substâncias são 
chamadas de PADRÕES PRIMÁRIOS. 
 
3.4.1. Requisitos da Substância Padrão Primário 
 Ser quimicamente Pura; 
 Ser Estável no estado sólido ou em solução; 
 Ser de Fácil Obtenção; 
 Possuir Peso Equivalente-Grama Elevado. 
 
Para se preparar uma solução padrão de um 
reagente que não é padrão primário o procedimento 
é iniciado da mesma forma citada acima só que a 
concentração da solução preparada não é exata, é 
apenas aproximada. A concentração exata só 
poderá ser determinada através de uma titulação 
com outra solução padrão. Esse é o caso das 
soluções de NaOH e/ou HCl. 
 
3.5. CLASSIFICAÇÃO DOS MÉTODOS 
VOLUMÉTRICOS 
Os métodos volumétricos podem ser classificados 
em 4 grupos principais de acordo com o tipo de 
reação que ocorre: 
 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO - 
compreende as determinações volumétricas 
baseadas em reações ácido-base.Ex: 
Determinação do teor de ácido acético no vinagre. 
 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO - são 
determinações volumétricas baseadas em reações 
de precipitação. Ex: Determinação de Cloreto na 
água potável pelo método de Mohr. 
 
VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO - envolve as 
determinações volumétricas baseadas em reações 
de complexação. Ex: Determinação de íons 
metálicos por titulação com EDTA. 
 
VOLUMETRIA DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO - utiliza 
reações de oxidação-redução. 
Ex: Determinação de Fe2+ com Permanganato de 
Potássio. 
 
 
 
 
 
 
 
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PREPARAÇÃO PARA O CAPÍTULO 4 
EQUILÍBRIOS ÁCIDO–BASE EM SOLUÇÃO AQUOSA 
1. TEORIAS SOBRE OS EQUILÍBRIOS ÁCIDO-
BASE 
1.1. TEORIA DE ARRHENIUS 
ÁCIDOS – compostos que se ionizam em solução 
aquosa, produzindo o íon hidrogênio, H+, também 
chamado de próton . 
H + 
Responsável pelas propriedades ácidas; 
Radical funcional dos Ácidos 
 
Exemplos: 
 
BASES OU HIDRÓXIDOS – compostos que se 
ionizam em solução aquosa, produzindo o íon 
Hidróxido, OH-, também chamado de Oxidrila ou 
Hidroxila . 
OH- 
 Responsável pelas propriedades básica; 
Radical funcional das Bases. 
Exemplos de substâncias básicas: 
NaOH  Na+ + OH- 
Ca(OH)2  Ca2+ + 2 OH- 
Al(OH)3  Al3+ + 3 OH- 
A neutralização resulta da reação de um ácido 
com uma base produzindo uma molécula de água. 
H+ + OH- ⇄ H2O 
 
1.2. TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY 
Essa teoria foi apresentada em 1923 
independentemente por Johannes Brönsted (da 
Dinamarca) e Martin Lowry (da Inglaterra). 
ÁCIDO - espécie capaz de doar ou transferir um 
próton para outra espécie; 
BASE - espécie capaz de aceitar um próton de 
outra espécie. 
A dissociação do HCl pode ser representada por: 
HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl – 
ácido 1 base2 ácido 2 base 1 
As duas espécies HCl/Cl- e H3O+/H2O são pares 
conjugados ácido-base. 
A dissociação da amônia pode ser escrita como: 
NH3 + H2O ⇄ NH4
+ + OH- 
base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 
 
1.3. TEORIA DE LEWIS 
Com a finalidade de explicar o comportamento 
ácido-base de compostos que não contêm prótons, 
o químico norte-americano Gilbert N. Lewis lançou 
em 1923 sua teoria ácido-base. 
BASE - substância que pode doar um par de 
elétrons e formar uma ligação covalente; 
ÁCIDO - substância que pode aceitar um par de 
elétrons para formar uma ligação covalente. 
Um exemplo simples de uma reação ácido-base 
de Lewis é a reação de um próton com um íon 
hidróxido: 
 
A teoria de Arrhenius é a mais restrita, mas é 
ainda utilizada pela Química Analítica no estudo 
de soluções aquosas. 
A teoria de Brönsted-Lowry é a mais empregada 
pela Química Analítica. 
A teoria de Lewis é mais aplicada na Química 
Orgânica e Inorgânica. 
 
1.4. AUTOPROTÓLISE DA ÁGUA 
A água pura é um pouco ionizada porque uma 
molécula de água é capaz de aceitar um próton de 
uma segunda molécula de água: 
 H2O + H2O  H3O+ + OH- 
A expressão do equilíbrio, escrita em termos das 
concentrações em mol L-1 é: 
 
𝐾𝑤 = [𝐻3𝑂+][𝑂𝐻−] 
Onde: 
Kw = constante de autoionização ou constante de 
autoprotólise da água. A 25oC, Kw = 1,00x10-14. 
 
1.5. OS CONCEITOS DE pH E pOH 
pH = - log [H+] pOH = - log [OH-] 
 
pH = potência hidrogeniônica 
pOH = potência hidroxiliônica 
 
a 25 oC pH + pOH = 14 
 
Soluções aquosas 
Ácidas Neutras Básicas 
[H
+
] > [OH
-
] > 
10
-7 mol L-1
 
[H
+
] = [OH
-
] = 
10
-7 mol L-1
 
[H
+
] < [OH
-
] < 
10
-7 mol L-1
 
pH < 7 pH = 7 pH > 7 
 
1.6. EXERCÍCOS 
 
 
 
 
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1.7. CÁLCULOS DE pH 
 
1.7.1. SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTES 
Em soluções aquosas, os ácidos fortes encontram-
se completamente dissociados. 
Ex: HCl, HClO4, HNO3. 
Em uma solução de um ácido forte a [H+] = C 
Onde C é a concentração do ácido em mol L-1. 
 
Exemplo 1: Calcular o pH e as concentrações de 
todas as espécies em uma solução de HCl 0,1 mol 
L -1. 
 
1.7.2. SOLUÇÕES DE BASES FORTES 
As bases fortes também estão completamente 
dissociadas em solução aquosa. Ex: NaOH, KOH, 
Ca(OH)2. 
No caso de soluções de NaOH, a [OH-] = C. 
Onde C é a concentração da base em mol L-1. 
 
Exemplo 2: Calcular o pH em uma solução de 
NaOH 0,1 mol L-1. 
 
1.7.3. SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS 
Os ácidos fracos dissociam-se parcialmente em 
solução aquosa. Quanto mais forte o ácido maior a 
extensão da dissociação. 
 
Ex: HC2H3O2, HF, HCN, HCOOH, etc. 
Em soluções de ácidos fracos a [H+] é dada por: 
 
[𝐻+] = √𝐾𝑎 𝑥 𝐶 
 
Onde C é a concentração do ácido em mol L-1 
 
Exemplo 3: Calcular o pH de uma solução de ácido 
acético, HC2H3O2 0,1 mol L -1. 
 
1.7.4. SOLUÇÕES DE BASES FRACAS 
As bases fracas também estão dissociadas 
parcialmente em solução aquosa. 
Ex: NH3, N2H4, etc. 
 
A [OH-] é dada por: 
 
[𝑂𝐻−] = √𝐾𝑏 𝑥 𝐶 
 
Onde C é a concentração da base em mol L-1 
 
Exemplo 4. Exemplo: Calcular o pH de uma solução 
de NH3 0,1 mol L-1. 
 
1.7.5. SOLUÇÃO TAMPÃO 
1.7.5.1. Tampão ácido 
É uma solução que resiste a variações no pH. É 
constituída por um ácido fraco e sua base 
conjugada ou uma base fraca e seu ácido 
conjugado. Ex: HC2H3O2/ NaC2H3O2; NH4Cl/NH3. 
 
Para um tampão ácido, a [H+] é dada por: 
 
[𝐻+] = 𝐾𝑎 𝑥 
𝐶𝑎𝑐
𝐶𝑠𝑎𝑙
 
 
Exemplo 5: Calcular o pH de uma solução tampão 
formada por ácido acético 0,1 mol L-1 e acetato de 
sódio 0,1 mol L-1. 
 
1.7.5.2. Tampão básico 
Para um tampão básico, a [OH-] é dada por: 
 
[𝑂𝐻−] = 𝐾𝑏𝑥 
𝐶𝑏
𝐶𝑠𝑎𝑙
 
 
Exemplo 6: Calcular o pH de uma solução tampão 
formada por amônia, NH3, 0,1 mol L-1 e cloreto de 
amônio, NH4Cl, 0,1 mol L-1. 
 
1.7.6. SOLUÇÕES DE SAIS 
1.7.6.1. Sal de ácido forte e base forte. Ex: NaCl; 
KCl, KNO3. 
Nem o cátion e nem o ânion alteram o pH da água, 
logo, estas soluções têm pH = 7,0. 
 
Exemplo 7. Qual o pH de uma solução de NaCl 0,1 
mol L-1? 
 
1.7.6.2. Sal de ácido fraco e base forte. 
O cátion não participa de reações ácido-basemas 
o ânion age como uma base e participa de uma 
reação chamada Hidrólise: Por exemplo: para o 
acetato de sódio, o íon acetato se hidrolisa, de 
acordo com a reação abaixo: 
 
CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH- 
Íon Acetato Ácido Acético 
 
𝐾ℎ = 
𝐾𝑤
𝐾𝑎
= 
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻][𝑂𝐻−]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−]
 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
11 
 
E a [OH-] é dada por: 
 
[𝑂𝐻−] = √𝐾ℎ 𝑥 𝐶𝑠𝑎𝑙 
 
 
Exemplo 8. Qual o pH de uma solução de acetato 
de sódio, CH3COONa 0,1 mol L-1? 
 
1.7.6.2. Sal de base fraca e ácido forte. 
Ex: NH4Cl (cloreto de amônio) 
O ânion não participa de reações ácido-base mas 
o cation age como um ácido e participa de uma 
reação chamada Hidrólise: Por exemplo: para o 
NH4Cl , o íon amônio, NH4
+, se hidrolisa, de acordo 
com a reação abaixo: 
 
NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+ 
Íon Amônio Amônia 
 
𝐾ℎ = 
𝐾𝑤
𝐾𝑏
= 
[𝑁𝐻3][𝐻3𝑂 +]
[𝑁𝐻4
+]
 
 
A [H+] é dada por: 
 
[𝐻+] = √𝐾ℎ 𝑥 𝐶𝑠𝑎𝑙 
 
Exemplo 9. Qual o pH de uma solução de cloreto 
de amônio, NH4Cl,1 mol L-1? 
 
 
 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
12 
 
CAPÍTULO 4. VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
4.1. INTRODUÇÃO 
 
Já foi visto que a volumetria de neutralização 
baseia-se numa reação ácido-base ou reação de 
neutralização. 
A determinação quantitativa de uma substância 
ácida é feita através de titulação com uma solução 
padrão alcalina na presença de uma pequena 
quantidade de um indicador ácido-base apropriado 
enquanto que para a determinação de uma 
substância alcalina emprega-se uma solução 
padrão ácida como titulante. 
O ácido mais utilizado nesse tipo de volumetria é o 
HCl e pelo lado das bases emprega-se mais o 
NaOH. Como nenhum dos dois é padrão primário é 
preciso padronizar suas soluções com soluções de 
substâncias padrões primários apropriadas. As 
principais substâncias padrões primários utilizadas 
na volumetria de neutralização são: 
Padrões Primários para padronização de: 
 
ÁCIDOS: Na2CO3; Bórax (Na2B4O7.10H2O). 
 
BASES:Biftalato de potássio (KHC8H4O4); Ácido 
Oxálico Bihidratado (H2C2O4.2H2O). 
 
 
4.2. CÁLCULO DE RESULTADOS NA 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
O resultado de qualquer titulação pode ser calculado 
a partir da igualdade no número de equivalentes-
grama entre as substâncias titulada e titulante já 
apresentada anteriormente. 
Para uma titulação envolvendo a reação geral: 
aA + bB  cC + dD 
 
Sendo A a solução titulada e B a solução titulante, 
e, a, b, c e d os coeficientes estequiométricos da 
reação balanceada. 
 
No ponto de equivalência: 
b x quant. matéria titulado = a x quant. matéria 
titulante 
b x quant. matéria A = a x quant. matéria de B 
 
quantidade de matéria = M . V (L) = massa (g) 
 MM 
 
Para qualquer titulação: 
 
b x (Mtitulado. Vtitulado ) = a x (Mtitulante . Vtitulante) 
 
b x massatitulado(g) = a x (Mtitulante . Vtitulante (L)) 
 MM 
 Nas quais: 
M = concentração analítica em mol L-1; 
MM = massa molar; 
V = volume. 
 
4.2.1. Exemplos 
 
1. Para titular 0,5000 g de bórax (Na2B4O7.10H2O) 
foram gastos exatamente 34,10 mL de uma solução 
de HCl. Qual a concentração do ácido em mol L-1 e 
em g L-1? MMBórax = 381,37 
 
2. Dez mililitros de uma solução de HCl foram 
diluídos a 250 mL. 20,8 ml da solução resultante 
foram titulados com 22,8 ml de uma solução de 
NaOH 0,0933 mol L-1. Calcular a concentração do 
ácido original em mol L-1 e em g L-1. MMHCl = 35,5. 
 
3. Uma amostra de soda (carbonato de sódio, 
Na2CO3) pesando 0,4800 g consome 30,00 de 
solução de HCl 0,1081 mol L-1 para sua 
neutralização completa. Calcule a porcentagem de 
Na2CO3 na amostra. MMNa2CO3 = 106,0. 
 
4. Uma amostra contendo BaCO3 é titulada com 
25,00 mL de HCl 0,120 mol L-1. Qual a massa de 
BaCO3 na amostra? MMBaCO3 = 197,3. 
 
5. Calcule a porcentagem de CaCO3 em uma 
amostra de 0,5000 g, se após ter sido tratada com 
50,00 mL de HCl 0,2000 mol L-1, a titulação do HCl 
residual consumiu 10,00 mL de uma solução de 
NaOH. 
 
4.3. INDICADORES ÁCIDO-BASE 
 
São ácidos ou bases orgânicos fracos que 
apresentam a propriedade de possuir uma certa cor 
quando estão na forma ionizada e outra cor quando 
não estão ionizados. 
Considere um indicador ácido, HIn, em solução 
aquosa: 
HIn + H2O  H3O+ + In- 
Forma Ácida Forma Básica 
Cor Ácida Cor Básica 
 
  
 HIn
InOH
Ka

 3
 
 
   
 
 
In
HIn
KOH a3 
 
Que também pode ser escrita na forma logarítmica. 
 
 HIn
In
pKpH a

 log 
 
 
A faixa é chamada de 
 
Zona de Transição do indicador. 
Zona de Transição do indicador – é a faixa de pH 
na qual o indicador muda de cor. 
1 apKpH 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
13 
 
 
A tabela 1 apresenta as zonas de transição dos 
indicadores mais utilizados na química analítica. 
 
Indicador ZT Cor ácida Cor básica 
Alaranjado de 
metila 
3,1-4,4 vermelho amarelo 
Vermelho de 
metila 
4,4-6,2 vermelho amarelo 
Fenolftaleína 8,0-10,0 incolor vermelho 
 
Exemplo: Para o indicador vermelho de fenol pKa = 
7,2. Calcule a zona de transição do vermelho de 
fenol. 
 
4.4. TITULAÇÃO DE ÁCIDO FORTE COM BASE 
FORTE 
 
4.4.1. Curva de Titulação 
A curva de titulação ácido-base é uma 
representação gráfica da variação que ocorre no pH 
da solução titulada durante a titulação. O 
conhecimento desta curva é importante na escolha 
do indicador mais adequado para uma certa 
titulação. 
Considere a titulação de V0 mL de solução de um 
ácido forte com concentração analítica C0 mol L-1 
com V mL de solução de uma base forte com 
concentração analítica C mol L-1. 
Para a construção da curva de titulação é 
necessário que se calcule o pH da solução em 
vários momentos da titulação: 
 
Reação: 
HCl + NaOH  NaCl + H2O 
 
a) V = 0,0 mL. Antes de começar a titulação. Trata-
se de uma solução de um ácido forte com 
concentração analítica C0 mol L-1. 
0][ CH 
 
b) V < V’’
. Antes do ponto de equivalência. A solução 
contém o sal e o ácido que ainda não reagiu e cuja 
concentração é dada por: 
VV
CVVC
H



0
00][ 
 
c) V = V’. No Ponto de equivalência. Trata-se de 
uma solução de NaCl cujo pH = 7,00 
V’ é o volume de equivalência. 
 
d) V > V’. Após o ponto de equivalência. Prevalece 
o excesso de base forte cuja concentração é dada 
por: 
 
VV
VCCV
OH



0
00][ 
Exemplo: Para a titulação de 50,00 mL de solução 
de HCl 0,1000 mol L-1 com solução de NaOH com a 
mesma concentração analítica, calcule o pH da 
solução nas seguintes situações: 
a) VNaOH = 0,00; b) VNaOH = 20,00; 
c) VNaOH = 50,00; d) VNaOH = 52,00mL. 
 
 
Fig. 4.1. Curvas da titulação de 50,00 mL de 
soluções de HCl com soluções de NaOH. 
Curva a: 0,1000 ; Cuva b: 0,0100 mol L-1. 
 
A Fig 4.1 apresenta a curva da titulação acima. 
Observa-se que no início da titulação o pH varia 
lentamente mas à medida em que o ponto de 
equivalência vai se aproximando a variação torna-
se cada vez maior, até que muito próximo do PEq o 
pH varia bruscamente. Pela forma da curva de 
titulação pode ser visto que qualquer indicador com 
zona de transição na região vertical da curva de 
titulação não causará erro de titulação. 
 
4.5. TITULAÇÃO DE BASE FORTE COM ÁCIDO 
FORTE 
 
O cálculo é semelhante ao caso anterior. A curva 
obtida é também semelhante só que invertida. O pH 
começa alto e vai diminuindo durante a titulação. 
 
 
4.6. TITULAÇÃO DE ÁCIDO FRACO COM BASE 
FORTE 
 
4.6.1. CURVA DE TITULAÇÃO 
Considere a titulação de V0 mL de solução de um 
ácido fraco, Ácido Acético, CH3COOH, com 
concentração analítica C0 mol L-1; com V mL desolução de base forte com concentração analítica C 
mol L-1. 
Reação: 
CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O 
Ác. Acético Acetato de Na 
 
Aqui também são consideradas as várias situações 
que prevalecem na solução durante a titulação: 
 
a) V = 0,0 mL. Antes de começar a titulação. 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
14 
 
Trata-se de uma solução de um ácido fraco com 
concentração analítica C0 mol L-1. A [H+] é dada por: 
 
0][ CKH a
 
 
b) V < V’’
. Antes do ponto de equivalência. 
A solução contém o sal formado e o ácido que ainda 
não reagiu. Como se trata de um ácido fraco e seu 
sal, configura-se uma solução tampão, cuja [H+] é 
dada por : 
CV
CVVC
KH a

 00][ 
 
c) V = V’. No Ponto de equivalência. 
Trata-se de uma solução de NaA, um sal de base 
fraca e ácido forte. O cátion não participa de reações 
ácido-base mas o ânion age como uma base e 
participa de uma reação chamada Hidrólise: 
 
CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH- 
Íon Acetato Ácido Acético 
 
][
]][[



A
OHHA
K
K
KK
a
w
hb 
 
Por este motivo no ponto de equivalência o pH é 
alcalino. A [OH-] é dada por: 
 
[𝑂𝐻−] = √𝐾ℎ 
𝐶0𝑉0
𝑉0 + 𝑉′
 
 
d) V > V’. Após o ponto de equivalência. 
Prevalece o excesso de base forte cuja 
concentração é dada por: 
 
VV
VCCV
OH



0
00][ 
 
Exemplo: Para a titulação de 50,00 mL de solução 
de ácido acético 0,1000 mol L-1 com solução de 
NaOH com a mesma concentração analítica, calcule 
o pH da solução nas seguintes situações: 
a) VNaOH = 0,00; b) VNaOH = 20,00; 
c) VNaOH = 50,00; d) VNaOH = 52,00mL. 
 
 
A Fig. 4.2 apresenta a curva de titulação do ácido 
acético juntamente com a curva do ácido clorídrico. 
 
Observa-se que a curva do ácido fraco 
 começa a pH mais alto 
 o salto do pH nas proximidades do PE é menor. 
 O pH do ponto de equivalência é > 7,0. 
 
 
 
Fig. 4.2. Curvas de titulação: ____ ácido fraco; 
- - - - ácido forte com base forte. 
 
 
4.7. FATORES QUE AFETAM A CURVA DE 
TITULAÇÃO 
 
4.7.1. CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES 
Quanto maior a concentração dos reagentes, maior 
o salto do pH nas proximidades do ponto de 
equivalência. 
 
4.7.2. FORÇA DO ÁCIDO 
Conforme pode ser visto na Fig. 4.3, quanto maior a 
força do ácido maior o salto do pH nas imediações 
do ponto de equivalência. 
 
 
Fig. 4.3. Dependência da curva de titulação com a 
força do ácido. 
 
4.8. TITULAÇÃO DE BASE FRACA COM ÁCIDO 
FORTE 
Os cálculos são semelhantes ao caso anterior e a 
curva de titulação também é semelhante, só que 
invertida. 
 
4.8.1. CURVA DE TITULAÇÃO 
Considere a titulação de V0 mL de solução da base 
fraca amônia, NH3, com concentração analítica C0 
mol L-1; com V mL de solução do ácido forte, HCl, 
com concentração analítica C mol L-1. 
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15 
 
Aqui também são consideradas as várias situações 
que prevalecem na solução durante a titulação: 
 
a) V = 0,0 mL. Antes de começar a titulação. 
Trata-se de uma solução de uma base fraca com 
concentração analítica C0 mol L-1. A [OH-] é dada 
por: 
0][ KbCOH 
 
b) V < V’’
. Antes do ponto de equivalência. 
A solução contém o sal formado e a base que ainda 
não reagiu. Como se trata de uma base fraca e seu 
sal, configura-se uma solução tampão, cuja [OH-] é 
dada por: 
 
[𝑂𝐻−] = 𝐾𝑏 
𝐶0𝑉0 − 𝐶𝑉 
𝐶𝑉
 
 
 
c) V = V’. No Ponto de equivalência. 
Trata-se de uma solução de NH4Cl, um sal de base 
fraca e ácido forte. O ânion não participa de reações 
ácido-base mas o cáion age como um ácido e 
participa de uma reação chamada Hidrólise: 
 
NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+ (hidrólise do cátion) 
 
𝐾𝑎 = 𝐾ℎ = 
𝐾𝑤
𝐾𝑏
= 
[𝑁𝐻3][𝐻3𝑂+]
[𝑁𝐻4
+]
 
 
Por este motivo no ponto de equivalência o pH é 
ácido. A [H+] é dada por: 
[𝐻3𝑂+] = √𝐾ℎ𝐶𝑠𝑎𝑙 = √𝐾ℎ 
𝐶0𝑉0 
𝑉0 + 𝑉′
 
d) V > V’. Após o ponto de equivalência. 
Prevalece o excesso de ácido forte cuja 
concentração é dada por: 
VV
VCCV
H



0
00][ 
 
Exemplo: Para a titulação de 50,00 mL de solução 
de amônia, NH3, 0,1000 mol L-1 com solução de HCL 
com a mesma concentração analítica, calcule o pH 
da solução após adição dos seguintes volumes do 
titulante: 
a) V = 0,00; b) V = 20,00; 
c) V = 50,00; d) V = 52,00mL. 
 
 
 
Figura 4.4. Curvas de titulação de NaOH e NH3 com 
HCl. 
 
4.9. TITULAÇÃO DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS 
FRACOS 
 
Os ácidos polipróticos apresentam mais de um íon 
hidrogênio ionizável. 
O H3PO4 pode ser tomado como exemplo de um 
ácido poliprótico fraco. 
 
A Fig. 4.5 apresenta a curva de titulação deste ácido 
com NaOH. 
 
Pode-se observar que apenas os dois primeiros 
pontos de equivalência podem ser deterninados. O 
íon HPO4
2- é um ácido extremamente fraco e sua 
titulação não fornece um ponto de equivalência 
distinguível. 
 
 
 
Figura 4.5. Curva de titulação de solução de H3PO4 
com solução de NaOH. 
 
 
 
 
 
 
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16 
 
PREPARAÇÃO PARA O CAPÍTULO 5 
EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE E PRECIPITAÇÃO 
 
1. INTRODUÇÃO 
Este capítulo trata do equilíbrio que existe em uma solução aquosa saturada de um sal pouco solúvel. 
Ex: AgCl (s)  Ag+ + Cl- 
Kps = [Ag+][Cl-] 
Kps = Constante do produto de solubilidade 
Exemplos: Escrever a expressão do equilíbrio e o Kps para as seguintes substâncias: Mg(OH)2; Ag2CrO4; 
Ca3(PO4)2 
Quanto menor o Kps menor a solubilidade da substância. 
 
Tabela com valores de Kps 
Composto Kps Composto Kps 
Al(OH)3 2x10-33 PbS 7x10-27 
BaCO3
 8,1x10-9 Mg(OH)2 1,2x10-11 
BaCrO4 2,4x10-10 MgC2O4 8,6x10-5 
BaF2 1,7x10-6 Mn(OH)2 4,5x10-14 
BaSO4 1,5x10-9 MnS 7x10-16 
CdS 3,6x10-29 Hg2Cl2 2x10-18 
CaCO3 9x10-9 HgS 1,6x10-54 
CaF2 1,7x10-7 NiS 2x10-21 
 
2. CÁLCULOS DE SOLUBILIDADE 
2.1. Calculo do Produto de Solubilidade a partir dos dados de Solubilidade. 
Exemplo 2. A 25oC a solubilidade do BaSO4 em água é 3,9x10-5 mol/L. Calcule Kps do BaSO4. 
Exemplo 3. A 25oC solubilidade do Pb(IO3)2 é 4,0x10-5 mol/L. Calcule Kps deste sal. 
 
2.3.2. Cálculo da Solubilidade a partir do Kps 
Exemplo 5. Calcular a solubilidade molar do AgCl em água a 25oC. Kps = 1,7x10-10. 
Exemplo 6. Quais as concentrações de Ag+ e CrO4
2- em uma solução saturada de Ag2CrO4 a 25oC. 
Kps = 1,9x10-12. 
 
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17 
 
CAPÍTULO 5. VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO
5.1. INTRODUÇÃO 
 
É a análise volumétrica que utiliza uma reação de 
precipitação. 
Aplicação: determinação de haletos, tiocianato e 
alguns sais de mercúrio, chumbo e zinco. 
 
5.2. TITULAÇÃO DE CLORETO COM ÍON PRATA 
 
5.2.1. Construção da Curva de Titulação 
 
Considerar a titulação de Vo mL de solução de NaCl 
Co mol L-1 com V mL de solução de AgNO3 C mol L-
1. 
Exemplo. Para a titulação de 50,00 mL de solução 
NaCl 0,1000 mol.L-1 com solução de AgNO3 0,100 
mol L-1 , Calcular pAg e pCl após a adição dos 
seguintes volumes do titulante: 
a) 0,00; b) 10,00; c) 50,00; d) 55,00 mL. 
Kps(AgCl) = 1,56x10-10 
 
 
Fig. 5.1. Curva de titulação de solução de AgNO3 
0,100 mol L-1 com NaCl 0,100 mol L-1 
 
5.2.2. Fatores que Afetam a Curva de Titulação 
 
 
 
Fig. 5.2. a) Titulação de NaCl 0,100 mol L-1 com 
AgNO3 0,100 mol L-1; b) Titulação de NaCl 1,00x10-
3 mol L-1 com AgNO3 1,00x10-3 mol L-1. 
 
 
b) Solubilidade do Precipitado Formado 
 
Quanto menor a solubilidade do precipitado mais 
favorável é a titulação. 
 
 
 
Fig. 5.3. Dependência da curva de titulação com a 
solubilidade do precipitado. a) AgI; b) AgCl; c) 
AgBrO3. 
 AgI AgCl AgBrO3 
Kps 1,56x10-10 1,56x10-10 1,56x10-10 
 
 
5.3. DETECÇÃODO PONTO FINAL 
 
5.3.1. Método de Mohr – Formação de um 
Precipitado Colorido. 
 
Aplicações: Determinação de Cl- e/ou Br-. 
Princípio: A solução neutra do haleto é titulada com 
solução de AgNO3 na presença do indicador 
K2CrO4. 
Reações: 
Cl- + Ag+ - AgCl(s) (precipitado branco) 
Br- + Ag+ - AgBr(s) (precipitado branco 
amarelado). 
 
No ponto final: 2 Ag+ + CrO4
2- - Ag2CrO4(s) 
(precipitado vermelho-tijolo) 
 
5.3.1.1. Quantidade do Indicador 
 
Para a titulação considerada no exemplo do item 
5.2.1. utiliza-se 1 mL do indicador K2CrO4 0,10 mol 
L-1. 
 
Restrições ao Método: 
1) Deve-se evitar pH ácido pois a pH < 6,5 o 
equilíbrio abaixo desloca-se para a direita: 
2 CrO4
2- + 2 H+  Cr2O7
2- + H2O 
2) Deve-se evitar pH alcalino pois a pH > 10,5 ocorre 
a seguinte reação: 
2 Ag+ + OH-  2 AgOH  Ag2O + H2O 
 
 
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18 
 
 
Fig. 5.4. Erro da titulação no Método de Mohr 
 
 
5.3.2. Método de Volhard – Formação de um 
Complexo Colorido 
5.3.2.1. Método Direto 
Aplicação: Determinação de Ag+ 
Princípio: Titulação de Ag+ com solução padrão de 
SCN- em meio ácido. 
Reação: Ag+ + SCN- -- AgSCN(s) 
 (pptado branco) 
Indicador: Sulfato Férrico Amoniacal 
No Ponto Final: Fe3+ + SCN-  FeSCN2+ 
 
 
 
 
5.3.2.2. Método Indireto 
Aplicações: Determinação de Cl-, Br e I--. 
Princípio: Adiciona-se à amostra excesso conhecido 
de uma solução padrão de AgNO3 e o excesso deste 
é determinado por titulação por retorno com solução 
padrão de AgNO3. O indicador é o mesmo de cima. 
 
Problema: no ponto final o precipitado de AgCl está 
em uma solução que contém excesso de SCN-. O 
AgSCN é menos solúvel que o AgCl, logo, algum 
AgCl transforma-se em AgSCN: 
AgCl + SCN- - AgSCN + Cl- 
 
Em consequência, gasta-se mais solução de 
tiocianato e a % de Cl- calculada é muito mais baixa. 
Para evitar este erro: Separa-se o precipitado, 
através de filtração, antes da titulação com 
tiocianato ou então adiciona-se nitrobenzeno à 
solução. O nitrobenzeno envolve o precipitado 
isolando-o da solução. Com o Br- e I- este problema 
não ocorre. 
 
5.3.3. Indicadores de Adsorção 
São corantes orgânicos com caráter de ácidos ou 
bases fracos (aniônico ou catiônico 
respectivamente) que acusam o ponto final da 
titulação através da mudança de cor sobre o 
precipitado. A mudança de cor deve-se à adsorção 
ou dessorção do corante devido a mudança na 
dupla camada elétrica em torno das partículas do 
precipitado após o ponto de equivalência. 
Exemplo de indicador de adsorção: fluoresceína. 
 
 
Fig. 5.5. Partícula coloidal de AgCl na presença de 
excesso de: a) Cl-. 
Na titulação de Cl- com AgNO3 na presença de 
flluoresceína o íon fluoresceinato não é adsorvido 
até o ponto de equivalência e a solução apresenta 
cor verde amarelada. Após o ponto de equivalência 
as partículas de AgCl adquirem carga positiva 
(devido a adsorção de Ag+) e os ânions do corante 
são adsorvidos secundariamente. No ponto final o 
precipitado passa de branco a vermelho devido a 
adsorção de fluoresceinato na superfície do 
precipitado. 
5.3.3.1. Outros Indicadores de Adsorção 
Aniônicos = Vermelho de alizarina (SCN- com Ag+); 
Azul de bromofenol (Cl- com Ag+). 
Catiônicos = Azul de difenilamina (Cl- ou Br- com 
Ag+); Rodamina (Ag+ com Br-). 
 
 
 
 
 
 
(complexo solúvel 
vermelho-tijolo) 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
19 
 
CAPÍTULO 6. VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO 
6.1. INTRODUÇÃO 
Uma reação de complexação é uma reação entre 
um íon metálico, M, e um ligante, L, resultando na 
formação de um complexo, ML. A reação que forma 
um complexo 1:1 é: 
M + L  ML 
Obsv: As cargas das espécies foram omitidas a fim 
de simplificar a representação. 
A constante de equilíbrio dessa reação é chamada 
constante de estabilidade (ou constante de 
formação), Kf. 
Kf = __[ML]__ 
 [M] [L] 
 
Os métodos complexométricos mais antigos são 
conhecidos desde a metade do século passado, 
são: 
Método de Liebig - titula CN- com solução de AgNO3, 
formando Ag(CN)2
-. 
Mercurimetria - titula Cl- e Br- com solução de nitrato 
de mercúrio (II) com formação de precipitados de 
haletos de Hg(II). 
Atualmente o EDTA é o reagente complexante mais 
utilizado como titulante. 
 
6.2. TITULAÇÕES COM EDTA 
EDTA é a designação abreviada e mais polular do 
ácido etileno-diaminotetracético cuja fórmula é: 
 (CH2COOH)2NCH2CH2N(CH2COOH)2. 
A estrutura do EDTA é apresentada na folha das 
figuras em anexo. 
O EDTA é um ácido tetraprótico fraco que também 
pode ser representado por H4Y. A ionização em 
etapas do EDTA suas respectivas constantes são 
apresentadas abaixo: 
H4Y + H2O  H3O+ + H3Y- K1 = 1,02x10-2 
H3Y- + H2O  H3O+ + H2Y2- K2 = 2,14x10-3 
H2Y2- + H2O  H3O+ + HY3- K3 = 6,92x10-7 
HY3- + H2O  H3O+ + Y4- K4 = 5,50x10-11 
Como o ácido pai é pouco solúvel em água, as 
soluções de EDTA são normalmente preparadas a 
partir do sal dissódico, Na2H2Y.2H2O, que é solúvel. 
O EDTA é um ligante hexadentado capaz de 
coordenar-se com um íon metálico através dos dois 
átomos de nitrogênio e os quatro grupos 
carboxílicos, formando o complexo com a estrutura 
apresentada na Figura 6.1. 
 
6.2.1. REAÇÕES DO EDTA COM ÍONS 
METÁLICOS 
Todos os cátions metálicos, exceto os metais 
alcalinos, reagem com o EDTA formando complexos 
com estabilidade suficiente para servir de base à 
análise volumétrica. A reação de um íon metálico 
com o EDTA pode ser representada por: 
Mn+ + H2Y2-  MY(4-n)- + 2H+ 
 
 
 
 
 
Fig. 6.1. Estrutura do Complexo Metal-EDTA 
 
 
6.2.1.1. Efeito do pH 
A composição de uma solução de EDTA depende 
do pH pois quando dissolvido em água o EDTA pode 
formar 4 espécies iônicas. A Figura 3 mostra a 
distribuição dessas espécies em função do pH. 
 
Fig. 6.2. Diagrama de distribuição do EDTA 
 
pH 3 - 6  em meio moderadamente ácido 
predomina a espécie H2Y2-. 
pH 6 - 10  predomina a espécie HY3-; 
pH > 10  predomina a espécie Y4-. 
 
Na complexação com o EDTA a espécie ativa é o 
íon Y4-, cuja concentração depende do pH. Somente 
em solução bastante alcalina o EDTA encontra-se 
nessa forma. Diminuindo-se o pH a concentração de 
Y4- diminui. 
A tabela 6.1 apresenta valores de Kf para vários 
complexos metal-EDTA. 
Observa-se que a estabilidade dos complexos com 
os metais alcalinos é muito baixa. Já os metais 
divalentes formam complexos mais estáveis e 
podem ser titulados em solução alcalina, neutra ou 
levemente ácida. No caso dos metais tri e 
tetravalentes a estabilidade é tão grande que eles 
podem ser titulados até mesmo em meio ácido. 
 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
20 
 
Tabela 6.1. Constantes de estabilidade de 
complexos Metal-EDTA 
 
6.2.2. Curva de Titulação 
A curva de titulação complexométrica pode ser 
construída representando-se pM em função do 
volume do titulante, onde pM = - log [M]. 
 
Para a titulação de 50,00 mL de solução de Ca2+ 
0,0100 mol.L-1 com solução de EDTA 0,100 a pH 8, 
10 e 12 é apresentada na Fig. 3. 
 
 
Fig. 3. Curva de titulação do Ca2+ com EDTA 
Influência do pH - Após o ponto de equivalência a 
curva de titulação, é deslocada para maiores valores 
de pCa 
 
 
6.2.3. Indicadores Metalocrômicos 
São compostos orgânicos que se caracterizam por 
apresentarem uma cor quando estão livres e uma 
cor diferente quando estão complexados com o 
EDTA. O ponto final envolve a reação: 
 
M-In + EDTA  M-EDTA + In 
 Cor A Cor B 
 
No ponto final da titulação o íon metálico é 
deslocado do complexo M-In e convertido em M-
EDTA, liberando o indicador que apresenta outra 
cor. 
O complexo M-In deve ser suficientementeestável 
mas menos estável que o complexod M-EDTA. 
Os indicadores metalocrômicos mais importantes 
são: 
 
a) NEGRO DE ERIOCROMO T 
i) Estrutura 
 
 
ii) Constantes de dissociação e cores das espécies 
livres do Indica-dor 
H2In- (vermelho) pKa3 = 6,3 
Hin2- (azul) ; pKa3 = 11,6 
In3- (alaranjado). 
 
iii) Cor do Complexo Metal-Indicador  Vinho 
 
iv) Desvantagem  As soluções são instáveis. 
 
v) Aplicações 
Titulação Direta de: Ba; Ca; Cd; In; Pb; Mg; Mn; Sc; 
Tl; Zn e Lantanídeos. 
Titulação Indireta de: Al; Ba; Bi; Ca; Co; Cr; Fe; Ga; 
Pb; Mn; Hg; Ni; Pd; Sc; Tl e V. 
 
b) MUREXIDA 
i) Estrutura  
 
 
ii)Constantes de dissociação e Cores das 
espécies livres do Indicador 
H4In- (vermelho-violeta); pKa2 = 9,2 
H3In2- (violeta); pKa3 = 10,9 
H2In3- (azul) 
 
iii) Cores dos Complexos Metal-Indicador  
vermelho com Ca2+; 
amarelo com Co2+; Ni2+ e Cu2+. 
iv) Aplicações  
Titulação Direta de: Ca; Co; Cu e Ni 
Titulação por Retorno de: Ca; Cr e Ga 
Titulação por Deslocamento de: Au; Pd e Ag. 
 
6.2.3. Métodos de Titulação com EDTA 
 
a) TITULAÇÃO DIRETA  A solução que contém 
o íon metálico que se deseja determinar é 
Cátion log Kf Cátion log Kf 
Na+ 1,7 Cd2+ 16,46 
Li+ 2,8 Zn2+ 16,50 
Ag+ 7,3 Pb2+ 18,04 
Ba2+ 7,76 Cu2+ 18,80 
Sr2+ 8,63 Lu3+ 19,83 
Mg2+ 8,69 Hg2+ 21,80 
Fe2+ 14,33 Th4+ 23,2 
Al3+ 16,13 Cr3+ 24,0 
Co2+ 16,31 Fe3+ 25,0 
 V3+ 25,9 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
21 
 
tamponada no pH necessário e titulada 
diretamente com solução padrão de EDTA na 
presença de um indicador metalocrômico. Ex: 
Determinação de Zinco. 
 
b) TITULAÇÃO POR RETORNO  Adiciona-se 
um excesso conhecido de solução padrão de 
EDTA à amostra, tampona-se no pH requerido e 
titula-se o EDTA residual com uma solução padrão 
de sulfato de Zn ou Mg, na presença de um 
indicador metalocrômico. Ex: Determinação de Ni. 
 
c) TITULAÇÃO DE SUBSTITUIÇÃO  A solução 
que contém o íon metálico é tratada com excesso 
de Mg-EDTA a fim de liberar uma quantidade 
equi- valente do íon Mg2+. 
Mn+ + MgY2-  MY(4-n)- + Mg2+ 
O complexo M-EDTA deve ser mais estável que o 
complexo Mg-EDTA. A quantidade equivalente de 
íon Mg2+ liberada é titulada com uma solução 
padrão de EDTA na presença de um indicador 
apropriado. 
 
d) TITULAÇÃO ALCALIMÉTRICA  A solução 
com o íon metálico é tratada com Na2H2Y. Forma-
se o complexo metal-EDTA com a liberação de 
H+. A solução é titulada com solução padrão de 
NaOH. 
Mn+ + H2Y2-  MY(4-n)- + 2H+ 
 
6.3. REFERÊNCIAS 
 
1. OHLWEILLER, O. A., “QUÍMICA ANALÍTICA 
QUANTITATIVA”, Vol. 2, 4a Ed., Livros Técnicos 
e Científicos, Rio de Janeiro (1981). 
 
2. BACCAN, N.; ANDRADE, J. C.; GODINHO, O. 
E. S.; BARONE, J. S., “QUÍMICA ANALÍTICA 
QUANTITATIVA ELEMENTAR”, 3a Ed., Edgard 
Blücher, Campinas (2002). 
 
3. SKOOG, D. A.; WEST, D. N., “FUNDAMENTOS 
DE QUÍMICA ANALÍTICA”, Reverté, Barcelona 
(1979). 
 
 
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22 
 
Preparação para o Capítulo 7 
Equilíbrios de Oxidação-redução 
1. NATUREZA DAS REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-
REDUÇÃO 
Reação de Oxidação-Redução (ou reação Redox) 
- é aquela que se caracteriza pela transferência de 
elétrons entre as espécies reagentes. Ocorre a 
oxidação devido a perda de elétrons por uma 
substância e a redução devido ao ganho de 
elétrons. 
Quando se mergulha uma lâmina de zinco metálico 
em uma solução de sulfato de cobre, ocorre a 
seguinte reação redox: 
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu 
que pode ser desmembrada em duas semi-
reações: uma que descreve a oxidação do zinco 
metálico: 
Zn  Zn2+ + 2e; 
e a outra que mostra a redução dos íons cúpricos: 
Cu2+ + 2e  Cu. 
A espécie que se reduz é chamada de agente 
oxidante e a espécie que se oxida é chamada 
agente redutor. 
 
2. CÉLULAS GALVÂNICAS E ELETROLÍTICAS 
As reações redox podem ocorrer mesmo quando os 
reagentes estão separados. A Fig. 1 apresenta a 
montagem de uma célula eletroquímica. Um 
béquer contém uma solução de um sal de zinco 
com uma lâmina de zinco imersa (eletrodo de 
zinco). O outro béquer contém uma solução de um 
sal cúprico com uma lâmina de cobre imersa 
(eletrodo de cobre). Uma ponte salina faz a ligação 
entre os dois béqueres. A ponte salina é um tubo 
de vidro em forma de U invertido preenchido com 
uma mistura de solução de KCl e agar. A finalidade 
da ponte salina é proporcionar um caminho para a 
migração dos íons sem que haja mistura das 
soluções. 
 Quando os dois eletrodos são conectados por um 
fio externo, observa-se a transferência de elétrons 
através do condutor externo. Isso ocorre porque no 
béquer da esquerda o zinco metálico se dissolve de 
acordo com a reação: Zn  Zn2+ + 2e. 
No béquer da direita o Cu2+ se reduz a Cu 
metálico que se deposita sobre o eletrodo de 
cobre de acordo com a reação: Cu2+2e  Cu. 
Os elétrons liberados no eletrodo de zinco fluem 
através do fio externo para o eletrodo de cobre 
onde se combinam com os íons cúpricos formando 
mais metal. 
Ao mesmo tempo, íons com carga negativa da 
ponte salina migram para a semi-célula do zinco e 
íons de carga positiva da ponte salina migram para 
a semi-célula do cobre. Dessa forma a neutralidade 
elétrica das soluções é mantida. 
Célula Galvânica - é uma célula eletroquímica em 
que a ocorrência espontânea das reações nos 
eletrodos produz energia elétrica que pode ser 
convertida em trabalho útil. 
Célula Eletrolítica - é uma célula eletroquímica em 
que energia elétrica ou trabalho é gasto para 
provocar a ocorrência de reações não espontâneas 
nos eletrodos. 
Em uma célula eletroquímica o eletrodo onde 
ocorre oxidação é chamado sempre de ÂNODO. O 
outro eletrodo é chamado CÁTODO. 
 
3. REPRESENTAÇÃO SIMPLIFICADA DAS 
CÉLULAS ELETROQUÍMICAS 
1) As concentrações dos íons ou pressões parciais 
dos gases são colocadas entre parêntesis; 
2) Uma linha vertical indica uma fronteira entre 
duas fases diferentes (ex: entre um eletrodo e uma 
solução). 
3) Uma linha dupla vertical indica uma ponte salina. 
Exemplos: 
1) Zn|Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu 
2) Pt| Fe3+ (0,2 M), Fe2+(0,05 M), HCl(1M) || HCl (2 
M), Cl2 (0,1 atm),Pt. 
 
4. POTENCIAL DE ELETRODO 
 Cada semi-reação é caracterizada por um certo 
potencial de eletrodo que representa a tendência 
do metal em oxidar-se ou dos seus íons em reduzir-
se. O potencial de um eletrodo só pode ser medido 
em comparação com outras semi-células. Foi 
necessário então adotar um eletrodo como eletrodo 
padrão e medir o potencial de todos os eletrodos 
com relação a ele. A semi-célula de hidrogênio foi 
adotada como semi-célula padrão. Consiste em 
uma lâmina de Pt platinizada submersa em uma 
solução de íons hidrogênio com atividade igual a l. 
Hidrogênio gasoso, a uma pressão parcial igual a 1 
atm, é borbulhado contra a superfície de platina. A 
semi-reação do eletrodo de hidrogênio é: 2 H+ + 2e 
 H2. 
Dependendo do tipo de semi-célula com a qual é 
acoplado, o eletrodo de hidrogênio pode 
comportar-se como ânodo ou como cátodo. 
Potencial Padrão de Eletrodo, E0 - é o potencial da 
semi reação da semi-célula frente ao eletrodo 
normal de hidrogênio quando os reagentes e 
produtos estão a uma atividade igual a 1. Os 
potenciais padrões são determinados a 25oC. Os 
valores são geralmente apresentados em tabelas e 
as reações são escritas como redução de acordo 
com recomendações da IUPAC. O potencial 
padrão do eletrodo padrão de hidrogênio é igual a 
zero Volt. 
 
5. EQUAÇÃO DE NERNST 
A equação de Nernst relaciona o potencial de uma 
semi-reação com as concentrações de todas as 
espécies iônicas. Para o caso geral: 
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23 
 
aA + bB + ...+ ne  cC + dD + ... 
A equação de Nernst é: 
 
   
   
E E
RT
nF
C D
A B
c d
a b0 log 
onde: 
 E = potencial da semi-célula; 
 E0 = potencial padrão da semi-célula; 
 R = constante dos gases; 
 T = temperatura absoluta; 
 n = número de elétrons que participam da semi-
reação ajustada; 
F = Faraday = 96493 C; 
 ln = 2,303 log; 
[ ] = concentração molar das espécies iônicas ou 
pressão em atm para gases; 
Quando os valores das constantes são substituídos 
e a 298K(25 oC): 
   
   
E E
n
C D
A B
c d
a b 0
0 05915,
log 
Exemplo: Escrever a equação de Nernst para a 
semi-reação: 
UO2
2+ + 4H+ + 2e  U4+ + 2 H2O 
 
6. CÁLCULO DO POTENCIAL (OU FORÇA 
ELETROMOTRIZ,f.e.m.) TOTAL DE UMA CÉLULA 
ELETROQUÍMICA 
1. Escrever a semi-reação da semi-célula da direita 
como redução junto com seu potencial padrão, E0
1. 
2. Escrever abaixo a semi-reação da semi-célula à 
esquerda como reduçao junto com seu potencial 
padrão, E0
2. 
3. Calcular o potencial de cada semi-reação 
utilizando a equação de Nernst para achar E1 e E2. 
Se todas as substâncias têm atividade unitária E1 = 
E1
0 e E2 = E0
2. 
4. Para escrever a reação total da célula, subtrair a 
segunda semi-reação da primeira, transpondo as 
substâncias da segunda semi-reação para os 
membros opostos da reação total, a fim de evitar 
sinais negativos na reação total. Essa equação 
deve estar ajustada com relação aos elétrons 
trocados. 
5. A voltagem da célula é dada por: Ecélula= E1 - E2. 
Observação: Mesmo que uma das semi-reações 
tenha que ser multiplicada por um número inteiro 
para se conseguir a igualdade do número de 
elétrons, os valores de E não são multiplicados por 
esse número. 
6. O sinal (+ ou -) de Ecélula é a polaridade do 
eletrodo da direita no diagrama da célula. 
7. Se Ecélula é (+) conclui-se que a reação total da 
célula é espontânea na direção da esquerda para a 
direita. Se Ecélula é (-) a reação é espontânea da 
direita para a esquerda. 
Exemplo: Calcule a força eletromotriz da célula: 
3) Pb| Pb2+ (1M) || Cr2+ (1 M), Cr3+ (1 M) | Pt 
4) Cu| Cu 2+ (0,01 M) ||Fe2+ (0,1 M), Fe3+ (0,02 M)| 
Pt 
5) Pt| VO2
+ (0,0200 M), VO2+ (0,100 M), H+ (0,500 
M)|| Tl+(0,0400 M)| Tl 
 
7 CÁLCULO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
A variação da energia livre padrão, G0, de uma 
reação está relacionada com a constante de 
equilíbrio por: G0 = - RT ln K. 
A variação da energia livre padrão e a f.e.m. de 
uma reação sob condições padrão são também 
relacionadas pela expressão: G0 = -nFE0. 
A combinação das duas equações resulta em: RT 
ln K = nFE0. 
A substituição dos valores das constantes e 
convertendo-se para logaritmo decimal, a 298 K 
obtém-se: 
log
,
K
nE

0
0 059
 K
nE







10
0
0 050,
 
 
Exemplo 6: Calcule a constante de equilíbrio das 
reações das células acima. 
 
 
 
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24 
 
CAPÍTULO 7: VOLUMETRIA DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 
7.1. INTRODUÇÃO 
Compreende os métodos volumétricos que utilizam 
reações de oxidação-redução. 
 
7.2. CURVA DE TITULAÇÃO 
Considerar a titulação de V0 mL de solução de Fe2+ C0 
mol.L-1 com V mL de solução de Ce4+ C mol.L-1 em ácido 
sulfúrico. Eo
Ce = 1,44 V; Eo
Fe = 0,771 V 
 
Exemplo: Para a titulação de 25,00 mL de solução de 
Fe2+ 0,1000 mol.L-1 com solução de Ce4+ 0,1000 mol.L-
1, em ácido sulfúrico. Calcular o potencial após adição 
dos seguintes volumes do titulante: V = 0; 12,00; 25,00 
e 26,00 mL. 
 
Fig. Curva de titulação de 25,00 mL de solução de Fe2+ 
0,1000 mol.L-1 com solução de Ce4+ 0,1000 mol.L-1. 
 
7.3. INDICADORES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 
A indicação do ponto final de uma titulação redox pode 
ser feita de três maneiras diferentes: 
 
a) Sem adição de indicador - Alguns titulantes têm cor 
tão intensa que eles mesmos servem de indicador de 
ponto final. Ex: KMnO4. 
 
b) Indicadores específicos - Em algumas titulações 
pode-se adicionar uma espécie à solução da amostra 
que reage com a substância a ser titulada ou com o 
titulante, produzindo uma mudança de cor no ponto final. 
Ex: amido é sempre utilizado nas titulações que 
envolvem iôdo. O amido forma um complexo azul escuro 
com o iôdo que serve como indicador. 
 
c) Indicadores Redox - São substâncias que podem 
sofrer reações de oxidação-redução e cujas formas 
oxidada e reduzida têm cores diferentes. O 
comportamento de um indicador redox pode ser 
representado pela seguinte semi-reação: 
IndOx + ne  IndRed 
Onde: IndOx = forma oxidada e IndRed = forma 
reduzida do indicador. 
 
Alguns Indicadores Redox Típicos 
 
i) Ferroína - Trata-se do complexo entre o Fe2+ e a 
ortofenantrolina (1,10-fenantrolina). É um complexo 
estável e de cor vermelha intensa. 
Estrutura: 
 
Fórmula Abreviada: Fe(fen)3
2+; 
Semi-reação de redução: 
Fe(fen)3
3+ + e  Fe(fen)3
2+ Eo = + 1,06 V 
azul-pálido vermelho 
Vantagens: As soluções são preparadas facilmente e 
são estáveis; A reação do indicador é rápida e 
reversível. 
 
ii) Difenilamina. 
Estrutura: 
 
 
 
 
 
 
 
Aplicação: Titulação de Fe2+ com dicromato de 
potássio; 
Atuação: Na presença de agentes oxidantes fortes, Ex: 
K2Cr2O7, a difenilamina passa por uma série de reações 
de oxidação, resultando em um produto violeta, 
reversível. 
Desvantagem: devido a baixa solubilidade em água, o 
reagente deve ser preparado em soluções concentradas 
de ácido sulfúrico. 
 
 
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25 
 
7.4. SOLUÇÕES PADRÃO E PADRÕES PRIMÁRIOS 
 
 
7.4.1. AGENTES OXIDANTES 
Reagente Semi-reação E (V) Estabilidade 
KMnO4 MnO4
- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O 1,51 Precisa padronizar regurlarmente 
Ce4+ Ce4+ + e  Ce3+ 1,44 estável em H2SO4 
 1,70 requer padronização em HNO3. 
K2Cr2O7 Cr2O7
2- + 14 H+ + 6e  2Cr3+ + 7H2O 1,33 estável indefinidamente 
Ca(ClO)2 OCl- + H2O + 2e  Cl- + 2OH- 1,0 estável 
I3- I3- + 2e  3I- 0,54 estável 
 
 
7.4.2. AGENTES REDUTORES 
 
Fe2+ Fe2+  Fe3+ + e -0,77 Instável ao O2 
Ti3+ Ti3+ + H2O  TiO2+ + 2H+ + e -0,1 “ “ “ 
Na2S2O3 2 S2O3
2-  S4O6
2- + 2e -0,08 É preciso padronizar sempre 
Cr2+ Cr2+  Cr3+ + e +0,41 Instável 
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26 
 
 
 
 
 
 
 
PARTE 2. PRÁTICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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27 
 
 
 
 
PROGRAMA DAS AULAS PRÁTICAS 
 
UNIDADE I - INTRODUÇÃO 
 I.1.Técnicas gerais de laboratório em Química Analítica Quantitativa 
UNIDADE II – CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
 II.1. Preparação de Soluções 
UNIDADE III – DETERMINAÇÕES GRAVIMÉTRICAS 
 III.1. Determinação gravimétrica de sulfato 
 III.2. Determinação gravimétrica de ferro 
UNIDADE IV - DETERMINAÇÕES VOLUMÉTRICAS 
 IV.1. Preparação e padronização da solução de HCl 
 IV.2. Preparação e padronização da solução de NaOH 
 IV.3. Determinação do teor de ácido acético no vinagre 
 IV.4. Deteminação do teor de Mg(OH)2 no leite de magnésia 
 IV.5. Determinação do teor de H3PO4 no reagente comercial. 
 IV.6. Prep. e padronização da sol. de AgNO3 pelo método de Mohr 
 IV.7. Prep. e padronização da sol. de KSCN pelo método de Volhard 
 IV.8. Determinação de cloretos pelos métodos de Mohr e Volhard 
 IV.9. Determinação de Ca e Mg em água com EDTA (dureza) 
 IV.10. Preparação e padronização da solução de KMnO4 
 IV.11. Determinação de ferro com KMnO4 
 IV.12. Determinação de ferro com K2Cr2O7 
 IV.13. Preparação e padronização da solução de Na2S2O3.5H2O 
 IV.14. Determinação de cloro ativo na água sanitária 
4. REFERÊNCIAS 
1. MENDHAM, J.; DENNEY, R. C.; BARNES, J. D.; THOMAS, M., “VOGEL - Análise química quantitativa”, 6a ed., Livros 
Técnicose Científicos, Rio de Janeiro, 2002. 
2. SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., “Fundamentos de química analítica”, Pioneira Thomson 
Learning, São Paulo, 2006. 
3. HARRIS, D. C., “Análise química quantitativa”, 6a Ed., Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 2005. 
4. BACCAN, N.; ANDRADE J. C.; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S., “Química analítica quantitativa elementar”, 3a ed., 
Editora Edgard Blücher, São Paulo, 2001. 
 
 
 
 
 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
28 
 
CAPÍTULO 1P. CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES 
A concentração de uma solução é a relação que 
existe entre uma quantidade definida de soluto 
dissolvida em uma determinada quantidade de 
solvente. Existem várias formas para se exprimir a 
concentração de uma solução e cada uma tem suas 
vantagens para aplicações específicas. 
 
1P.1. CONCENTRAÇÃO EM PORCENTAGEM 
A composição de uma solução em percentagem 
pode ser expressa de várias formas: 
 
1P.1.1. Porcentagem massa/volume - indica a massa 
do soluto (g) presente em 100 ml da solução. 
 
 
100
)(
)(
)/(%)/%( x
mLsoluçãodaVolume
gsolutodoMassa
Vmvolumemassa  
1P.1.2. Porcentagem em massa - indica a massa do 
soluto em (g) presente em 100 g da solução. 
 
 
100
)(
)(
)/(%% x
gsoluçãodaMassa
gsolutodoMassa
mmmassaem  
1P.1.3. Porcentagem em volume - indica o volume 
do soluto (ml) presente em 100 ml da solução. 
 
 
100
)(
)(
)/(%)/%( x
mLsoluçãodaVolume
mLsolutodoVolume
VVvolumevolume  
A porcentagem em massa tem a vantagem de ser 
independente da temperatura. É essa informação 
que aparece nos rótulos dos ácidos minerais e 
amoníaco comerciais. Ex: O HNO3 concentrado é 70 
%(m/m). 
A porcentagem massa/volume é geralmente utilizada 
para apresentar a concentração de soluções diluídas 
de reagentes sólidos. Ex: Uma solução de AgNO3 5 
%. 
 
Exemplo 1: Uma solução de HCl, 34,41 % em massa, 
possui densidade igual a 1,175g.ml-1. Qual a massa 
do soluto presente em 750 mL da solução? 
 
Exemplo 2: Qual a massa de K2CrO4 necessária para 
preparar 250 mL de uma solução 5 %(m/V)? 
 
Exemplo 3: Que volume de etanol é necessário para 
preparar 500 mL de uma solução aquosa 15% (V/V)? 
 
1P.2. PARTES POR MILHÃO, ppm 
Quando se trabalha com soluções muito diluídas (< 
10-4 mol.L-1) é comum exprimir a concentração do 
soluto em ppm. 
ppm - indica a massa do soluto em mg presente em l 
litro de solução( ou µg.mL-1 ). 
 
 
)(
)(
LsoluçãodaVolume
mgsolutodoMassa
ppm  
 
Exemplo 4. Que quantidade de CaCl2 deve ser 
utilizada a fim de se preparar 100 mL de uma solução 
com 50 ppm em Ca2+? 
 
1P.3. RAZÃO DE DILUIÇÃO 
A concentração dos ácidos ou bases diluídos pode 
ser apresentada como razão de diluição do ácido ou 
base concentrado com relação à água. A razão é 
expressa como dois números separados por dois 
pontos. O primeiro número representa o volume do 
ácido ou base concentrado e o segundo número 
representa o número de volumes de água que são 
adicionados ao ácido ou à base. 
Ex: HCl (1:1); H2SO4 (1:4). 
 
Exemplo 5: Que volumes de etanol e de água devem 
ser usados para preparar 500 ml de solução (2:3)? 
 
1P.4. FRAÇÃO MOLAR, χ (fração em mol ou fração 
em quantidade de matéria). 
É a razão entre a quantidade de matéria (número de 
mols) de um componente da solução e a quantidade 
de matéria (número de mols) total de todos os 
componentes da solução. Para uma solução geral 
que contém os componentes A, B e C, a fração molar 
do componente A, χ A, é dada por: 
soluçãodatotalmatériadequantidade
Adematériadequantidade
xA  
 
...

CBA
A
A
nnn
n
molsdetotalnúmero
Ademolsdenúmero
x 
A
A
A
MM
gm
n
)(
 
MMA = massa molar do componente A 
 
1P.5. MOLALIDADE, m 
É o número de mols do soluto dissolvido por kg de 
solvente. 
 
)(kgm
n
kgemsolventedomassa
solutodemolsdenúmero
m
solvente
soluto 
 
soluto
soluto
soluto
MM
gm
n
)(
 
 
Exemplo 6: Uma solução é preparada por dissolução 
de 1,00 g de uréia, (NH2)2CO, em 48,0 g de água. 
Calcular para o soluto: 
a) % em massa; 
b) a fração molar; 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
29 
 
c) a molalidade da solução. 
 
A molalidade tem a vantagem de ser independente 
da temperatura e por isso é geralmente usada em 
trabalhos em que a temperatura varia. 
 
1P.6. CONCENTRAÇÃO EM Mol.L-1 (Molaridade ou 
Concentração Molar, M) 
É a quantidade de matéria (número de mols) do 
soluto dissolvidos em 1 litro (1 dm3) de solução. 

litroemsoluçãodaVolume
solutodomatériadequantidade
LMol / 
 
)(
/
LV
n
litroemsoluçãodaVolume
solutodomolsdenúmero
LMol
solução
soluto 
 
substituindo a expressão de nsoluto : 
 
)(
)(
. 1
LVMM
gm
LMol
soluçãosoluto
soluto

 
 
 
Exemplo 7. Como preparar as seguintes soluções? 
a) 500 mL de solução de NaOH 0,25 mol.L-1; 
b) 250 mL de solução de H2SO4 2 mol.L-1, a partir do 
reagente comercial (96 % em massa; d = 1,84 g.mL-
1); 
c) 750 mL de solução de Na2CO3 0,050 mol.L-1. 
 
 
1P.7. CONVERSÃO ENTRE UNIDADES DE 
CONCENTRAÇÃO 
 
1.7.1. Para passar de % em massa para mol.L-1. 
MM
d
M
%10 
 
 
onde: d = densidade 
 
)(
)(
mLV
gm
d
solução
solução
 
 
Exemplo 8: O HNO3 concentrado é 69% em HNO3 e 
tem uma densidade de 1,41 g.mL-1. Qual a 
concentração da solução em mol.L-1? 
 
1P.8. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
Diluir é aumentar o volume da solução por adição de 
mais solvente. A concentração da solução diminui, 
mas a massa do soluto (em termos de g, no de mols, 
no de equivalentes, etc.) permanece a mesma. 
Partindo-se de uma solução mais concentrada 
(solução 1) para se preparar uma solução mais 
diluída (solução 2), as seguintes relações são 
observadas 
C1.V1 = C2.V2 
M1.V1 = M2.V2 
Onde C = concentração em g.L-1 
 
Exemplo 9. Preciso preparar 500 mL de solução de 
KMnO4 0,0141 mol.L-1 a partir de uma solução do 
mesmo soluto já padronizada, cuja concentração é 
0,100 mol.L-1. Como devo proceder? 
 
Exemplo 10. O ácido clorídrico comercial é 34,41 % 
(m/m) em HCl e a densidade da solução é 1,175. 
a) Calcular a concentração em mol.L-1 do reagente 
comercial; 
b) Como preparar 1 litro de solução 2 mol.L-1 a partir 
do reagente comercial? 
 
1P.9. MISTURA DE SOLUÇÕES 
Se as concentrações de duas soluções misturadas 
não forem muito diferentes, pode-se considerar que 
o volume da mistura é a soma dos volumes 
individuais misturados. O mesmo ocorre com o peso 
do soluto na mistura. A concentração da solução 
obtida é dada por: 
 
2 1
2211
 = f
V +V
VC + VC
C 
 
Cf = Concentração final da mistura; 
C1 , V1 = Concentração e volume de uma solução; 
C2 , V2 = Concentração e volume da outra solução. 
As concentrações e os volumes devem estar nas 
mesmas unidades. As concentrações podem ser 
dadas em mol/L, m, % ou g.L-1. Os volumes em mL 
ou L. 
 
Exemplo 11: 500 ml de solução de HCl 0,2 mol.L-1 
são misturados a 100 ml de solução 0,8 mol.L-1 do 
mesmo ácido. Qual a concentração em mol.L-1 da 
solução resultante? 
 
1P.10. OUTRAS FORMAS DE EXPRIMIR 
CONCENTRAÇÃO 
Solução Saturada - é aquela que não pode mais 
dissolver o soluto a uma determinada temperatura. 
 
Solução Concentrada - é aquela em que a 
quantidade de soluto dissolvido é muito próxima à de 
uma solução saturada. 
 
Solução Diluída - é aquela que contém quantidades 
relativamente pequenas do soluto por unidade de 
volume. 
 
Solução Supersaturada - é aquela que contém mais 
soluto dissolvido do que uma solução saturada à 
mesma temperatura. 
 
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30 
 
 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA EXPERIMENTAL 
Este curso tem como principal objetivo permitir o aprendizado das técnicas analíticas quantitativas 
fundamentais. Apresenta características que exigirão do aluno, dedicação, interesse, cuidado, atenção e 
especialmente uma atividadecuidadosamente programada dentro do laboratório. 
1. O laboratório é um lugar de trabalho sério. EVITE QUALQUER TIPO DE BRINCADEIRAS, pois, a presença 
de substâncias inflamáveis e explosivas e material de vidro delicado e, muitas vezes, de preço bastante 
elevado, exigem uma perfeita disciplina no laboratório. 
2. É INDISPENSÁVEL O USO DE AVENTAL. 
3. O trabalho no laboratório é feito em grupo. Antes de iniciar e após o término dos experimentos MANTENHA 
SEMPRE LIMPA A APARELHAGEM E A BANCADA DE TRABALHO, e deixe os materiais e reagentes 
de uso comum em seus devidos lugares. 
4. Imediatamente após a execução de cada análise o aluno deverá registrar no caderno de relatórios tudo o 
que observou durante a mesma. 
5. A lavagem dos materiais de vidro é feita inicialmente com água corrente, a seguir lava-se com detergente 
e enxágua-se primeiramente com água corrente e posteriormente com pequenos volumes de água destilada 
(rinsagem). Se o material estiver muito engordurado, utiliza-se um tratamento com ácido muriático (ácido 
clorídrico comercial), solução sulfocrômica ou potassa alcoólica antes do enxágue com água corrente. 
6. Deve-se evitar o desperdício de soluções, reagentes sólidos, gás e água destilada. 
7. Deve-se tomar o máximo cuidado para não contaminar os reagentes sólidos e as soluções. 
- As substâncias que não chegaram a ser usadas nunca devem voltar ao frasco de origem. 
- Nunca se deve introduzir qualquer objeto em frascos de reagentes, exceção feita para o conta-gotas com 
o qual estes possam estar equipados ou espátulas limpas. 
- Não usar um mesmo material (por exemplo: pipetas, espátulas) para duas ou mais substâncias. 
8. Todas as operações nas quais ocorre desprendimento de gases tóxicos devem ser executadas na capela 
(como por exemplo: preparações ou evaporações de soluções ácidas, amoniacais, etc.). 
9. Ao observar o cheiro de uma substância não se deve colocar o rosto diretamente sobre o frasco que a 
contém, pois alguns reagentes são altamente tóxicos e venenosos. Abanando com a mão por cima do frasco 
aberto, desloque na sua direção uma pequena quantidade do vapor para cheirar. 
10. Verificar cuidadosamente o rótulo do frasco que contém um dado reagente, antes de tirar dele qualquer 
porção de seu conteúdo. Leia o rótulo duas vezes para se certificar de que tem o frasco certo. 
11. Ao destampar um frasco ou outro recipiente qualquer manter a sua rolha, sempre que possível, entre os 
dedos da mão que segura o próprio frasco. Caso não seja possível esta operação, coloque a rolha sobre o 
balcão sem, contudo, deixar tocar no mesmo a parte que penetra no gargalo do frasco. 
12. Ao transferir o líquido de um frasco para outro procurar segurar o mesmo com a mão direita deixando o 
rótulo voltado para a palma da mão. Evita-se, assim, que o líquido que por acaso escorra estrague o rótulo. 
13. Ao retornar o frasco para o seu devido lugar, se o fundo do mesmo estiver molhado com o líquido que o 
mesmo contém, enxugá-lo com um pano próprio, evitando assim as manchas que comumente aparecem 
nos balcões. 
14. Não misturar substâncias desnecessariamente. É comum o aluno curioso misturar vários reagentes para 
“ver o que acontece”. Isto deve ser evitado, pois, poderão ocorrer reações violentas, com desprendimento 
de calor e projeção de substâncias no rosto etc. 
 
 
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31 
 
 
AULA PRÁTICA No 01 
TÍTULO: PREPARAÇÃO E ARMAZENAMENTO DE SOLUÇÕES 
1. Preparação de Soluções 
1. No caso de soluções aquosas, deve-se sempre utilizar água destilada ou deionizada. 
2. Quando o soluto é sólido o ajuste final do volume da solução só poderá ser feito após a dissolução total do 
soluto. 
3. Se houver aquecimento ou resfriamento da solução, em consequência da dissolução do soluto, o volume final 
só deverá ser ajustado quando a solução estiver à temperatura ambiente. O motivo é que o volume depende 
da temperatura e geralmente o volume da solução é maior a uma temperatura maior. 
5. As soluções de ácidos, amônia, ou de solventes orgânicos devem ser preparadas na capela. No caso da 
preparação de soluções de ácidos inorgânicos, deve-se levar para a capela o balão volumétrico já contendo 
uma certa quantidade de água destilada. Lembrar que o ácido deve sempre ser acrescentado a água e nunca 
fazer o inverso. A razão é que a dissolução dos ácidos inorgânicos na água é um processo exotérmico, de 
modo que sempre deve haver uma maior quantidade de água em relação à quantidade de ácido. 
6. Jamais introduzir a pipeta para medir o ácido no recipiente que contém o ácido concentrado, pois se a pipeta 
não estiver bem limpa vai contaminar todo ácido contido no recipiente. O procedimento correto é transferir 
uma quantidade adequada do reagente concentrado para um béquer pequeno ou uma proveta e medir a 
solução concentrada a partir daí com uma pipeta graduada. Para aspirar o líquido, usar um pipetador de 
borracha. Jamais usar a boca para pipetar ácidos concentrados, amônia ou solventes orgânicos. 
7. Depois que a quantidade medida do ácido é misturada à água no balão volumétrico, a preparação da solução 
pode ser feita fora da capela e ser concluída na bancada do laboratório. 
2. Como armazenar as soluções do laboratório 
Após preparadas, as soluções não devem permanecer em balões volumétricos. O balão volumétrico deve ser 
utilizado apenas durante a preparação da solução. O armazenamento da solução deve ser feito em um recipiente 
fechado adequado, de acordo com as características da solução. O recipiente pode ser de vidro ou de plástico. 
Sendo de vidro, pode ser vidro claro ou escuro. Sendo de plástico, pode ser plástico flexível ou rígido. 
O recipiente que contém a solução deve portar etiqueta, indicando a fórmula ou o nome do soluto, a concentração 
da solução, o nome do técnico que a preparou e a data da preparação, conforme exemplo abaixo (Figura 1): 
 
 
 
 
Figura 1. Etiqueta de identificação de solução 
Soluções alcalinas devem ser armazenadas em recipiente de plástico duro, pois o CO2 presente no ar reage com 
o íon OH-, formando o íon carbonato, CO3
2-, de acordo com a reação: 
2 OH- + CO2  CO3
2- + H2O 
Se o recipiente for de plástico flexível, o CO2 pode penetrar através do plástico e contaminar a solução. 
Soluções de ácidos inorgânicos podem ser armazenadas em recipientes de vidro ou de plástico, pois são 
bastante estáveis. 
I - CADA GRUPO PREPARAR: 
1. 500 mL de HCl 0,5 mol.L-1 a partir do reagente comercial (d = 1,19 g.mL-1; 37 % (m/m)). 
2. 500 mL de NaOH 0,25 mol.L-1. 
3. 250 mL de solução de HCl 0,1 mol.L-1 por diluição exata da solução 1. 
4. 250 mL de solução de NaOH 0,1 mol.L-1 por diluição exata da solução 2. 
5. 500 mL de AgNO3 0,05 mol.L-1. 
6. 250 mL de KSCN 0,05 mol.L-1. 
7. 250 mL de KMnO4 0,02 mol.L-1, agente oxidante em meio ácido. 
8. 250 mL de Na2S2O3  5 H2O 0,1 mol.L-1, agente redutor. 
 
 
HCl 0,09872 mol.L-1 
 
 
Maria 22/05/16 
 
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32 
 
AULA PRÁTICA No 02 
TÍTULO: PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE HCl ~ 0,1 mol.L-1 
ASSUNTO: Volumetria de neutralização 
O HCl não é padrão primário pois a concentração exata do reagente concentrado comercial não é conhecida. No 
caso do HCl comercial a faixa geralmente indicada no rótulo é 36 – 37 % (m/m). Em outros aspectos, entretanto, 
a solução de HCl possui muitas características de um padrão primário, tais como: 
- suas soluções são bastante estáveis quando armazenadas em recipiente devidamente fechado, por isso, pode 
ser armazenado em recipiente de plástico ou de vidro, ou seja, não necessita de armazenamento especial; 
- é barato. 
Carbonato de sódio (Na2CO3) e bórax (Tetraborato de sódio decahidratado (Na2B4O7.10H2O), são padrões 
primários que podem ser utilizados para padronizar soluções de HCl.Nesta prática a solução de HCl será 
padronizada por titulação com solução padrão de bórax. Por ser padrão primário a solução de bórax deve ser 
preparada com muita exatidão. O sal deve ser pesado em balança analítica. Como a solução é alcalina, devido 
à hidrólise do ânion tetraborato, deve ser armazenada em recipiente de plástico. Em reações ácido-base a 
solução de bórax comporta-se como uma solução de uma base forte. 
 
 
I - Preparação das soluções: 
a. Solução de HCl  0,1 mol L-1: 
Preparar 500 mL de HCl  0,1 mol L-1 a partir do reagente comercial, d = 1,19 g mL-1; 37 % (m/m). 
b. Solução de bórax 0,05000 mol L-1: 
Preparar 1 litro de solução de bórax (tetraborato de sódio decahidratado, Na2B4O7.10H2O) exatamente 
0,05000 mol L-1. 
c. Solução indicadora de vermelho de metila: 
Dissolver 0,20 g de vermelho de metila - HOOC.C6H4H:N.C6H4N (CH3)2 - em 60 mL de álcool e diluir 
com água destilada até 100 mL. 
 
II - Padronização da solução de HCl com solução padrão de bórax. 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25 mL de solução padrão de bórax 0,05000 mol L-1 para um 
erlenmeyer de 500 mL. 
2. Adicionar, com proveta, 50 mL de água destilada. 
3. Adicionar 2 gotas de vermelho de metila. 
4. Titular com solução de HCl  0,1 mol L-1 até que a coloração da solução se desvie da coloração inicial. 
5. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado e a titulação repetida. 
6. Calcular a concentração da solução de HCl em termos de mol L-1 e g L-1. 
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33 
 
AULA PRÁTICA No 03 
TÍTULO: PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE NaOH ~ 0,1 mol L-1 
ASSUNTO: Volumetria de neutralização 
O hidróxido de sódio não é padrão primário por vários motivos; 
1o - é extremamente higroscópico, de modo que, é impossível pesar uma quantidade exata. Devido a este fato 
não se pesa NaOH em balança analítica. Utiliza-se balança técnica. 
2o - O NaOH reage com o CO2 do ar formando carbonato de sódio, de acordo com a reação abaixo, assim, o 
reagente sólido e a solução sempre são contaminados com Na2CO3. 
 2 NaOH + CO2  Na2CO3 + H2O 
Isto é um problema pois durante a padronização do NaOH contaminado com Na2CO3, o volume de titulante gasto 
vai depender do indicador utilizado. 
Quando se utiliza vermelho de metila, o volume gasto é maior do que quando se usa fenolftaleína. É importante 
pois sempre utilizar o mesmo indicador nas padronizações de soluções de NaOH. Para evitar contaminação da 
solução preparada com CO2, a mesma deve ser armazenada em recipiente de polietileno rígido e utiliza-se água 
destilada livre de CO2 (recém fervida). 
Para padronizar a solução de NaOH pode-se utilizar o padrão primário biftalato de potássio (KHC8H4O4), ou ácido 
oxálico bihidratado (H2C2O4.2H2O). 
Nesta prática, a solução de NaOH será padronizada com a solução padrão de HCl. 
 
I - Preparação das soluções: 
a. Solução de NaOH  0,1 mol L-1: 
Ferver cerca de 700 mL de água destilada durante 5 minutos a fim de eliminar o CO2 nela existente e resfriar. 
Pesar cerca de 1,0 g de NaOH puro, em balança técnica e dissolver em 100 mL de água previamente 
fervida, já fria. Após dissolução, completar o volume a cerca de 250 mL e guardar a solução em recipiente 
de plástico rígido, previamente lavado com água destilada e água isenta de CO2. 
b. Solução indicadora de fenolftaleína: 
 
Dissolver 1,00 g de fenolftaleína - C6H4COO.C(C6H4OH)2 - em 60 mL de álcool e diluir com água destilada 
até 100 mL. 
II - Padronização da solução de NaOH 0,1 mol L-1 com solução padrão de HCl. 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25 mL de solução padrão de HCl para um erlenmeyer de 
500 mL. 
2. Adicionar 50 mL de água destilada e 3 gotas de fenolftaleína. 
3. Titular a alíquota de HCl com solução de NaOH até aparecimento de uma coloração rosa persistente. 
4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado e a titulação repetida. 
5. Calcular a concentração da solução de NaOH em termos de mol L-1 e g L-1. 
 
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34 
 
AULA PRÁTICA No 04 
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁCIDO CÍTRICO NO SUCO DE LARANJA INDUSTRIALIZADO 
ASSUNTO: Volumetria de neutralização 
 
I - Reação que ocorre o processo: 
C6H8O7 + 3NaOH  C6H5O7Na3 + 3H2O 
II – Procedimento: 
1) Obtenha o suco da fruta num volume total de 80mL. 
2) Retire uma alíquota de 2,0 mL e transferir para um erlenmeyer de 125mL. 
3) Adicione 5,0 mL de água destilada. 
4) Adicione 2(duas) gotas de fenolftaleína. 
5) Titular com NaOH 0,1mol/L até aparecer uma leve coloração rosa persistente. 
6) Repetir a operação para obter dois resultados em concordância em ± 0,10 mL. 
7) Calcular a concentração do ácido cítrico no suco em g/100 mL. 
 
 
 
 
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35 
 
AULA PRÁTICA No 05 
TÍTULO: ANÁLISE DO LEITE DE MAGNÉSIA 
ASSUNTO: Volumetria de neutralização 
O Leite de Magnésia é um medicamento com ação laxante e antiácido. O componente ativo é o Hidróxido de 
Magnésio, Mg(OH)2. A bula indica a existência de 1200 mg de Mg(OH)2 em 15 mL da suspenção. A determinação 
do teor do componente ativo pode ser ralizada por volumetria de neutralização, através da titulação com solução 
padrão de HCl. 
Mg(OH)2 + HCl  MgCl2 + H2O 
A titulação direta da suspensão está sujeita a várias incertezas, tais como: 
- As partículas da suspensão podem permanecer aderidas sobre as paredes do béquer, escapando da reação 
com o ácido. 
- Outro problema é causado pela opacidade da amostra que pode dificultar a visualização da mudança de cor 
do indicador. 
Estes problemas são evitados utilizando-se a técnica da titulação por retorno. 
I - Preparação das soluções: 
a. Solução de HCl  0,5 mol L-1: 
Preparar 500 mL de HCl ≈ 0,5 mol L-1 a partir do reagente comercial, d = 1,19 g mL-1 e 37 % (m/m). 
b. Solução de NaOH  0,25 mol L-1: 
Pesar 5,00 g de NaOH, diluir com água destilada, transferir para um balão volumétrico de 500 mL e completar o 
volume. 
II - Padronização das soluções: 
a. Padronização da solução de HCl  0,5 mol L-1: 
1. Pesar exatamente 2,3836 g de Na2B4O7.10H2O em papel vegetal e transferir para um erlenmeyer. 
2. Adicionar 50 mL de água destilada e 2 gotas de vermelho de metila. 
3. Titular com solução de HCl ≈ 0,50 mol L-1 agitando vigorosamente após cada adição. Quando ocorrer 
mudança de coloração da solução e todo sólido estiver dissolvido anotar o volume gasto. 
4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Caso contrário, realizar uma terceira titulação e rejeitar um dos resultados. 
5. Calcular a concentração da solução de HCl em normalidade e g mL-1. 
 
b. Padronização da solução de NaOH ≈ 0,25 mol L-1: 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 20 mL de solução de HCl 0,5 mol L-1 previamente 
padronizada, para um erlenmeyer de 500 mL. 
2. Adicionar 50 mL de água destilada e 2 gotas do indicador fenolftaleína. 
3. Titular com solução de NaOH ≈ 0,25 mol L-1 até que a cor da solução se desvie da coloração inicial. 
4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,1 mL. Caso contrário realizar uma terceira titulação e rejeitar um dos resultados. 
5. Calcular a concentração da solução de NaOH em mol L-1 e g L-1. 
 
III – Titulação da amostra de leite de magnésia: 
1. Agitar bem aamostra de leite de magnésia e pesar 3,0000 g da amostra numa balança analítica. 
2. Transferir a amostra com 50 mL de água destilada, cuidadosamente, para um erlenmeyer. 
3. Adicionar com uma bureta, exatamente, 20,00 mL da solução padrão de HCl 0,5 mol.L-1 para cada um dos 
erlenmeyers e 6 gotas do indicador vermelho de metila. 
4. Titular o excesso da solução de HCl com a solução padrão de NaOH 0,25 mol.L-1 até o aparecimento da 
coloração amarela. 
5. Calcular a porcentagem de Mg(OH)2 na amostra analisada. 
 
III. Referência: 
BACCAN, N.; ANDRADE J. C.; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S., “Química analítica quantitativa elementar”, 
3a ed., Editora Edgard Blücher, São Paulo, 2001. 
 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
36 
 
AULA PRÁTICA No 06 
TÍTULO: TITULAÇÃO DE H3PO4 COM NaOH 
ASSUNTO: Volumetria de neutralização: TITULAÇÃO DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS FRACOS 
 
I - Preparação das soluções: 
a. Solução de H3PO4 : 
Com o auxílio de uma pipeta volumétrica retirar 6 mL de H3PO4, transferir para um balão volumétrico de 1000 
mL e completar o volume com água destilada. 
b. Solução padrão de NaOH 0,25 mol.L-1: 
Pesar 2,50 g de NaOH, diluir com água destilada, transferir para um balão volumétrico de 250 mL e completar 
o volume. 
c. Solução indicadora de timolftaleína 0,1% (C6H4CO.OC(C10H14O)2 
Dissolver 0,1 g de timolftaleína em álcool, transferir para um balão volumétrico de 100 mL e completar o 
volume com álcool. 
d. Solução indicadora de verde de bromocresol 0,1 % 
Dissolver 0,1 g de verde de bromocresol em álcool, transferir para um balão volumétrico de 100 mL e 
completar o volume com água destilada. 
 
II. Primeiro Ponto Final da Titulação da solução de H3PO4 
 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25 mL da solução de H3PO4 para um erlenmeyer de 500 mL. 
2. Adicionar 50 mL de água destilada e 3 gotas do indicador verde de bromocresol. 
3. Titular com a solução padrão de NaOH até que a coloração comece a se desviar de amarelo para azul. 
Anotar o volume consumido. 
4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos na titulação não sejam 
diferentes em mais que 0,1 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 
5. Reação: H3PO4 + NaOH  NaH2PO4 + H2O 
6. Calcular a concentração da solução de H3PO4
 , em %. 
 
III. Segundo Ponto Final da Titulação da solução de H3PO4 
 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução de H3PO4 para um erlenmeyer de 500 
mL. 
2. Adicionar 50 mL de água destilada e 5 gotas do indicador timolftaleína. 
3. Titular com a solução padrão de NaOH até que a coloração comece a se desviar de incolor à azul. Anotar o 
valor consumido. 
4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos na titulação não sejam 
diferentes em mais que 0,1 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado e a titulação repetida. 
5. Reação: H3PO4 + 2 NaOH  Na2HPO4 + 2 H2O 
6. Calcular a concentração do H3PO4, em %. 
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37 
 
AULA PRÁTICA No 07 
TÍTULO: PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE AgNO3 ≈ 0,05 mol L-1 
ASSUNTO: Volumetria de precipitação - Argentimetria 
I - Preparação das soluções: 
a. Solução de NaCl 0,0500 mol L-1: 
Colocar determinada quantidade de NaCl em estufa a 110o C durante 3 horas e pesar a quantidade requerida 
para preparar 1000 mL da solução 0,0500 mol L-1. 
b. Solução de AgNO3  0,05 mol L-1: 
Pesar a quantidade requerida para preparar 500 mL da solução  0,05 mol L-1. 
c. Solução indicadora de K2CrO4 a 5 %: 
Pesar 5,00 g de K2CrO4 e transferir para um balão volumétrico de 100 mL. 
II - Padronização da solução de AgNO3 com solução de NaCl. 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25 mL da solução de NaCl 0,0500 mol L-1 para um 
erlenmeyer de 500 mL. 
2. Adicionar 50 mL de água destilada e 1,0 mL de solução de K2CrO4 a 5 %. 
3. Titular com a solução de AgNO3, sob agitação constante até que a coloração se desvie da que o indicador 
emprestou à solução (a coloração deve permanecer após agitação enérgica). 
4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 
III - Prova em branco. 
Uma prova em branco deve ser feita a fim de determinar o volume de AgNO3 requerido para formar o 
precipitado de Ag2CrO4. 
1. Transferir para um erlenmeyer de 500 mL um volume de água destilada igual ao volume final da solução no 
ponto final da titulação anterior. 
2. Adicionar 1,0 mL do indicador e aproximadamente 0,50 g de carbonato de cálcio. 
3. Titular com solução de AgNO3 até que a coloração do ensaio em branco seja igual à da solução titulada. 
4. Com os dados obtidos, calcular a concentração da solução de AgNO3 em mol L-1 e em g L-1. 
 
AULA PRÁTICA No 8 
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DE CLORETO EM ÁGUA – MÉTODO DE MOHR 
ASSUNTO: Volumetria de precipitação – Argentimetria 
I - Determinação de cloreto: 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 100 mL da amostra (água da torneira) para um erlenmeyer 
de 500 mL. 
2. Adicionar 1 mL do indicador (K2CrO4 5 %). 
3. Titular com solução padrão de AgNO3 até que a coloração da solução se desvie da inicial. 
4. Agitar vigorosamente durante 2 minutos e caso a coloração desapareça continuar a titulação. 
5. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 
II - Prova em branco. 
Uma prova em branco deve ser feita a fim de determinar o volume de AgNO3 requerido para formar o 
precipitado de Ag2CrO4. 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
38 
 
Aula Prática n° 9: 
Título: Determinação de cloreto em soro fisiológico – Método de Mohr 
Assunto: Volumetria de precipitação 
 
 
1. Introdução. 
Soro fisiológico é uma solução isotônica em relação aos líquidos corporais que contem 0,9%, em massa, 
de cloreto de sódio, NaCl em água destilada. Cada 100 mL da solução aquosa contém 0,9 g do sal. Nesta aula 
prática, o teor de NaCl (% m/V) no soro fisiológico será determinado com o método de Mohr. 
Concentração da solução de AgNO3 = 
 
2. Procedimento 
2.1. Preparação da solução da amostra 
Medir 100 mL do soro fisiológico com pipeta volumétrica e transferir para um balão volumétrico de 500,0 mL. 
Completar o volume com água destilada e homogeneizar a solução. 
 
2.2. Determinação do teor de NaCl 
Medir 25 mL da solução do soro, com pipeta volumétrica e transferir para um erlenmeyer de 500 mL. Adicionar 
1,00 mL do indicador K2CrO4 5 % e titular com a solução padrão de AgNO3 até observação da cor vermelho tijolo 
do indicador. Repetir a titulação a fim de obter dois resultados que não difiram em mais que 0,10 mL. 
 
2.3. Prova em Branco 
Medir 100 mL de água destilada, com proveta, e transferir para um erlenmeyer de 500 mL. Adicionar 1,00 mL do 
indicador K2CrO4 5 % e uma pequena quantidade de CaCO3. Titular com a solução padrão de Nitrato de Prata 
até observação da cor vermelho tijolo do indicador. O volume de AgNO3 gasto na prova em branco deve ser 
descontado do volume de AgNO3 gasto na titulação da amostra. 
 
2.4. Resultado 
Calcular a porcentagem de NaCl (% m/V) na amostra. 
 
 
AULA PRÁTICA No. 10 
Título: Determinação de cloreto em soro fisiológico – Método do Indicador de Adsorção 
Assunto: Volumetria de precipitação 
 
I. Introdução 
Nesta aula prática, o teor de NaCl (% m/V) no soro fisiológico será determinado com o método do indicador de 
adsorção. A solução deve ser neutra ou levemente ácida. 
Indicador = Fluoresceína – Dissolva 0,2 g defluoresceína em 100 mL de etanol 70 %. 
Concentração da solução de AgNO3 = 
II. Procedimento 
II.1. Preparação da solução da amostra 
Medir 100 mL do soro fisiológico com pipeta volumétrica e transferir para um balão volumétrico de 500,0 mL. 
Completar o volume com água destilada e homogeneizar a solução. 
II.2. Determinação do teor de NaCl 
Medir 25 mL da solução do soro, com pipeta volumétrica e transferir para um erlenmeyer de 500 mL. Adicionar 
10 gotas do indicador fluoresceína e titular com a solução padrão de AgNO3, com agitação constante, até que o 
precipitado adquira de repente uma cor rosa intensa ou vermelha. Repetir a titulação a fim de obter dois 
resultados que não difiram em mais que 0,10 mL. 
II.3. Resultado 
Calcular a porcentagem de NaCl (% m/V) na amostra. 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
39 
 
AULA PRÁTICA No 11 
TÍTULO: PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE KSCN ≈ 0,05 mol L-1 
ASSUNTO: Volumetria de precipitação - Argentimetria 
I - Preparação das soluções: 
a. Solução de KSCN  0,05 mol L-1: 
Pesar a quantidade requerida para preparar 250 mL da solução ≈ 0,05 mol L-1. 
b. Solução indicadora de sulfato férrico amoniacal 40 %: 
Deixar saturar 25 mL de água com 9,00 g de sulfato férrico amoniacal - NH4Fe(SO4).10H2O - e gotejar 
HNO3 6 mol L-1 até desaparecer a cor marrom da solução. 
II - Padronização da solução de KSCN com solução padrão de AgNO3. 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25 mL da solução padrão de AgNO3 para um erlenmeyer 
de 500 mL. 
2. Acidificar com 3 mL de HNO3 6 mol L-1. 
3. Adicionar 1 mL do indicador (solução de sulfato férrico amoniacal a 40 % - saturado). 
4. Titular com solução de KSCN  0,05 mol L-1 até que a coloração da solução se desvie da inicial. 
5. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado e a titulação repetida. 
6. Calcular a concentração da solução de KSCN em termos de mol L-1 e g L-1. 
 
AULA PRÁTICA No 12 
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DE IODETO DE POTÁSSIO EM XAROPE – MÉTODO DE VOLHARD 
(TITULAÇÃO POR RETORNO) 
ASSUNTO: Volumetria de precipitação – Argentimetria 
I - Preparação da solução problema: 
Com pipeta volumétrica medir 5 mL da amostra de xarope, transferir para um balão volumétrico de 50 mL e diluir 
até o traço de aferição. 
II – Titulação da solução problema 
1. Com pipeta volumétrica, retirar uma alíquota de 10 mL da solução problema e transferir para um erlenmeyer 
(se o xarope for muito colorido, adicionar cerca de 25,00mL de água destilada). Acrescentar 2mL de HNO3 6 
mol L-1 e 10,00 mL (medidos com pipeta volumétrica) da solução padrão de AgNO3 0,05 mol L-1). Agitar para 
coagular o precipitado amarelo que se forma. 
 
2. Adicionar 1,0 mL de sulfato férrico amoniacal (indicador). 
 
3. Titular com solução de KSCN e agitar até aparecer uma coloração alaranjada, bem perceptível quando o 
precipitado sedimenta. 
 
4. Anotar o volume de KSCN consumido nesta titulação e calcular a concentração de KI na amostra analisada, 
expressando o resultado em mg mL-1. 
III. Reações 
Ag+ + I-  AgI + Ag+
(exc) (reação da precipitação do haleto) 
Ag+
(exc) + SCN-  AgSCN (reação da titulação de retorno) 
 SCN- + Fe3+  [FeSCN]2+ (reação do indicador). 
 
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40 
 
AULA PRÁTICA No 13 
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DE CÁLCIO E MAGNÉSIO NA ÁGUA 
ASSUNTO: Volumetria de Complexação 
 
I - Preparação das soluções: 
a. Solução de EDTA 0,01 mol L-1 
Dissolver 3,723 g de EDTA ( Na2H2C10H12O8N2.2H2O ) em um pouco de água e aquecer se necessário. 
Transferir quantitativamente para um balão de 1 litro, completar o volume com água destilada, homogeneizar 
e guardar em recipiente de polietileno. 
b. Solução Tampão Amoniacal 
Dissolver 64,0 g de cloreto de amônio em aproximadamente 100 mL de água, adicionar 570 mL de hidróxido 
de amônio concentrado. Transferir a solução para um balão volumétrico de 1000 mL e completar o volume 
com água destilada. Conservar em frasco de polietileno. 
c. Solução de NaOH 2 mol L-1 
Dissolver 80 g de NaOH em água e transferir para um balão volumétrico de 1 litro e completar volume com 
água destilada. 
d. Solução indicadora de Negro de Eriocromo T 
Pesar 0,50 g de Negro de Eriocromo T, juntamente com 50,0 g de cloreto de sódio. Misturar bem em 
almofariz e conservar em frasco bem fechado. 
e. Solução indicadora de Calcon 
Dissolver 0,5 g, juntamente com 50,0 g de sulfato de sódio anidro. Misturar bem em almofariz e conservar 
em frasco bem fechado. 
 
II - Determinação de Cálcio 
 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 100 mL da solução problema para um erlenmeyer de 500 
mL. 
2. Adicionar 5,0 mL da solução de NaOH a 2 mol L-1, ou um volume suficiente para levar o pH entre 12 e 13 e 
homogeneizar. 
3. Adicionar uma pitada do indicador calcon. 
4. Titular com solução padrão de EDTA, até que a coloração se desvie da cor rósea para azul. 
5. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos na titulação não sejam 
diferentes em mais que 0,1 mL. Em caso contrário um dos resultados será rejeitado. 
6. Calcular o teor de cálcio na amostra analisada, em termos de ppm de CaCO3. 
 
III – Determinação de Magnésio 
 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 100 mL da solução problema para um erlenmeyer de 500 
mL. 
2. Adicionar 10 mL da solução tampão amoniacal (pH 10). 
3. Adicionar uma pitada do indicador Negro de Eriocromo T e agitar. 
4. Titular com a solução padrão de EDTA até que a coloração se desvie a cor vermelho vinho para azul. Anotar 
o valor gasto. 
5. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos na titulação não sejam 
diferentes em mais que 0,1 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 
6. Calcular o teor de magnésio na amostra analisada, em termos de ppm de CaCO3. 
 
 
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41 
 
AULA PRÁTICA No 14 
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DE CÁLCIO NO LEITE EM PÓ 
ASSUNTO: Volumetria de Complexação 
 
I. Preparação das soluções 
I.1. Tampão de pH = 10 (NH4OH/NH4Cℓ) 
Dissolver 6,4 g de NH4Cℓ em água, adicionar 57,0 mL de NH4OH concentrado, e diluir para 100,0 mL. Este 
tampão deve ser armazenado em frasco de polietileno. 
I.2. Solução de Mg-EDTA 
Pesa-se 37,22 g de EDTA e dissolve-se em 500 mL de água destilada. Adiciona-se 24,65 g de MgSO4 . 7 H2O e 
agita-se até dissolver. Adiciona-se 3-4 gotas de fenolftaleina e goteja-se lentamente hidróxido de sódio 3 mol L-1 
até a solução torna-se levemente rosada. Dilui-se para um litro. 
II. Determinação de cálcio no leite 
Procedimento: Pesar 2,00 g (± 0,01 g) de leite em pó e transferir quantitativamente para um erlenmeyer de 
250,0 mL. Dissolver a amostra em aproximadamente 50 mL de água destilada. Evitar deixar qualquer quantidade 
(menor que seja) do leite em pó aderido nas paredes do frasco, sem se dissolver, pois isto levará a resultados 
mais baixos no teor de cálcio. Se necessário, aquecer levemente a mistura e depois resfriar antes de prosseguir 
com a análise. Adicionar 15 mL de um tampão de pH = 10 (NH4OH/NH4Cℓ) e alguns cristais de KCN (CUIDADO) 
para mascarar íons interferentes que bloqueiam o indicador. A seguir, adicionar 20 gotas de uma solução de Mg-
EDTA e titula-se com o EDTA 0,02 M usando o negro de eriocromio T como indicador, até o aparecimento da 
cor azul. Calcular o teor de cálcio na amostra de leite em pó, expressando o resultado de Ca2+ em mg kg-1 (ppm). 
OBS: Antes de jogar fora a solução titulada, coloque aproximadamente 1 g de FeSO4.7H2O para converter CN-
 
em [Fe(CN)6]4-.IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
42 
 
AULA PRÁTICA No 15 
TÍTULO: PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO DE KMnO4  0,02 mol L-1 
ASSUNTO: Volumetria de Oxidação - redução - Permanganimetria 
 
I - Preparação das soluções: 
1. Solução de KMnO4  0,02 mol L-1. 
 
Pesar 1,58 g de KMnO4 e transferir quantitativamente para um balão volumétrico de 500 mL, com água 
destilada. Aquecer a solução até a ebulição, sob agitação, até o KMnO4 se dissolver completamente. Cobrir 
o bequer com um vidro de relógio e deixar a solução sob aquecimento por ½ hora. Deixar a solução esfriar 
até a temperatura ambiente e filtrá-la através de algodão de vidro. Logo após transferi-la para vidro escuro. 
 
2. Solução de Na2C2O4 0,0500 mol L-1. 
Colocar na estufa a 110o C, durante 1 hora, uma quantidade de oxalato de sódio suficiente para preparar 1 
litro de solução 0,05 mol L-1. Após resfriamento do sal em dessecador, pesar a quantidade necessária para 
preparar 1 litro de solução exatamente 0,05 mol L-1. 
II - Padronização da solução de KMnO4 com solução padrão de Na2C2O4. 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25 mL da solução padrão de Na2C2O4 para um erlenmeyer 
de 500 mL. 
2. Adicionar 15 mL de H2SO4 1:8 e 100 mL de água destilada. 
3. Aquecer a solução a 80 - 85o C. 
4. Titular a solução de KMnO4, sob agitação constante, tendo a precaução de esperar que a solução se torne 
incolor antes de adicionar novas quantidades de KMnO4. 
5. A temperatura deve estar acima de 60o C no ponto final da titulação. 
6. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado. 
7. Calcular a concentração da solução de KMnO4 em termos de concentração em mol L-1 e g L-1. 
IFS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA Profa. Conceição Barreto 
43 
 
AULA PRÁTICA No 16 
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE Fe2+ NUMA AMOSTRA 
ASSUNTO: Volumetria de Oxidação - redução - Permanganimetria 
 
I. Determinação de Fe(II): 
 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução problema para um erlenmeyer de 500 
mL. 
2. Adicionar 25 mL de H2SO4 0,5 mol L-1 e 5 mL de H3PO4 a 85 %. 
3. Titular com solução de KMnO4 previamente padronizada, até coloração rosa clara. 
4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado e a titulação repetida.. 
5. Calcular o teor de Fe (II) na amostra. 
 
 
 
AULA PRÁTICA No 17 
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE Fe2+ NUMA AMOSTRA 
ASSUNTO: Volumetria de Oxidação - redução - Dicromatometria 
I - Preparação das soluções: 
a. Solução de K2Cr2O7 0,01667 mol L-1: 
Colocar na estufa a 110o C uma quantidade de dicromato de potássio suficiente para preparar 1 litro de 
solução 0,01667 mol L-1. Retirar da estufa e deixar esfriar no dessecador. Pesar a quantidade necessária 
para preparar 1 litro de solução exatamente 0,01667 mol L-1. 
b. Solução indicadora de difenilamina: 
Dissolver 1,00 g de difenilamina em 100 mL de H2SO4 concentrado. 
 
II - Determinação de Fe(II): 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução problema para um erlenmeyer de 500 
mL. 
2. Adicionar 3 gotas de difenilamina e 5 mL de H3PO4 85 %. 
3. Titular com solução de K2Cr2O7 0,01667 mol L-1. 
4. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado e a titulação repetida. 
5. Calcular o teor de Fe (II) na amostra. 
 
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44 
 
AULA PRÁTICA No 18 
TÍTULO: PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE Na2S2O3.5H2O 0,1 mol L-1 
ASSUNTO: Volumetria de Oxidação - redução - Iodometria 
I - Preparação da solução de Na2S2O3.5H2O: 
O tiossulfato de sódio, Na2S2O3.5H2O, é obtido facilmente muito puro, porém há uma certa incerteza com 
respeito ao seu teor em água. Em virtude disto, não podemos empregá-lo como padrão primário. Atua como 
redutor conforme a equação:2 S2O3
=  S4O6
= + 2 e- 
Por isso, o equivalente grama do tiossulfato de sódio pentahidratado é um mol, ou seja 248,20 g. Ao mesmo 
resultado se chega mediante as equações: 
 I2 + 2e-  2I- e 2Na2S2O3 + I2  Na2S4O6 + 2NaI 
Uma solução aproximadamente 0,1 mol. L-1 é preparada pesando-se 6,21 g de Na2S2O3.5H2O, transferindo-
se para um balão volumétrico de 250 mL homogeneizando-se a solução e completando-se o volume até o 
traço de aferição. 
Esta solução está sujeita a alterações em sua estabilidade, daí tomarmos algumas precauções: 
a. Preparar a solução usando água destilada recém fervida. 
b. Adicionar 1 mL de clorofórmio e 10 mg de iodeto de mercúrio por litro de solução. 
c. Evitar a exposição à luz, pois aumenta a velocidade das reações que alteram o tiossulfato. 
 
II - Padronização da solução de Na2S2O3 . 5H2O com solução padrão de K2Cr2O7. 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução padrão de K2Cr2O7 0,01667 mol L-1 
para um erlenmeyer de 500 mL. 
2. Adicionar 25 mL de solução de iodeto de potássio a 12 % e 5,0 mL de HCl concentrado. 
3. Agitar, fechar o frasco e deixar em repouso, por 10 minutos ao abrigo da luz. 
4. Titular rapidamente com solução de Na2S2O3.5H2O aproximadamente 0,1 mol L-1 até descoramento do iodo. 
5. Juntar 2,0 - 3,0 mL de solução indicadora de amido e prosseguir a titulação, lentamente, até mudança de 
coloração da solução. 
6. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado e a titulação repetida. 
7. Calcular a concentração da solução de Na2S2O3 em termos mol L-1 e g L-1. 
 
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45 
 
AULA PRÁTICA No 19 
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE CLORO ATIVO EM ÁGUA SANITÁRIA 
ASSUNTO: Volumetria de Oxidação - redução - Iodometria 
 
I - Preparação das soluções: 
a. Solução problema: 
Com o auxílio de uma pipeta volumétrica retire 100,00 mL de água sanitária e transfira para um balão 
volumétrico de 1000 mL. Com a técnica necessária, completar o volume até o traço de aferição tendo o 
cuidado de homogeneizar a solução formada. 
b. Solução indicadora de amido: 
Fazer uma pasta com 1,0 g de amido solúvel e um pouco de água e despejar com agitação constante, a 
pasta sobre 100 mL de água quente e ferver durante 1 minuto. Deixar a solução esfriar e adicionar 2 a 3 
gotas de iodeto de potássio. 
II - Titulação da solução problema: 
1. Com uma pipeta volumétrica medir exatamente 25,00 mL da solução problema para um erlenmeyer de 500 
mL. 
2. Adicionar 50 mL de água destilada. 
3. Juntar 17 mL de iodeto de potássio a 12 % e 10 mL de ácido acético concentrado. 
4. Titular o iodo liberado, com solução de Na2S2O3.5H2O previamente padronizada, empregando 2,0 - 3,0 mL 
de uma solução de amido a 1 % como indicador. 
5. Repetir a operação para encontrar o valor médio, de modo que os volumes gastos nas titulações não sejam 
diferentes em mais que 0,10 mL. Em caso contrário, um dos resultados será rejeitado e a titulação repetida. 
6. Determinar a porcentagem de cloro livre na água sanitária (g de Cl2 em 100 mL de água sanitária).