Apostila Quanti UFRRJ

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UFRuralRJ - ICE – DEQUIM 
IC 609 – Química Analítica 
 
APOSTILA 
DE 
AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
ANA LÚCIA DA ROCHA NOBRE 
CRISTINA MARIA BARRA 
LEILA M. DA COSTA QUINTEIRO 
OTAVIO RAYMUNDO LÃ 
 
 
2005 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA – IC 609 
 
I - INTRODUÇÃO 
 
A disciplina de Química Analítica – IC 347, oferecida para os cursos de 
Agronomia, Engenharia Florestal, Engenharia Agrícola, Geologia, Zootecnia e 
Ciências Agrícolas é composta de aulas teóricas e práticas, visando onde os 
principais conceitos da análise quantitativa e suas aplicações são estudados. Neste 
curso as análises quantitativas envolvem o equilíbrio iônico e as reações do tipo: 
ácido-base, oxi-redução, precipitação e complexação, em meio aquoso. 
 
O objetivo principal da parte prática é complementar os conhecimentos 
adquiridos na parte teórica, através de trabalhos em bancada. No estudo dos 
fundamentos de análise quantitativa volumétrica, serão usadas as seguintes 
técnicas: Volumetria ácido - base, de oxi - redução, de precipitação e de 
complexação. 
 
O funcionamento das aulas práticas é constituído de procedimentos 
rotineiros que foram estabelecidos para um melhor aproveitamento do curso: na 
primeira hora de cada aula (e fração), o professor explicará os principais pontos 
referentes à prática (como: o objetivo, a técnica e os cálculos). Feito isso, os alunos, 
em grupo de dois, seguirão para as bancadas para a execução do trabalho prático. 
 
Durante as aulas, serão verificadas as atividades de cada aluno, tais como 
comportamento disciplinar, técnicas de análise, cuidado com o material de 
laboratório, etc. As atitudes de cada componente do grupo serão de 
responsabilidade individual. À medida que o trabalho prático vai se desenvolvendo, o 
grupo terá que seguir anotando os valores obtidos, para posterior confecção de um 
relatório. O relatório de cada grupo será entregue ao professor para ser avaliado e a 
nota será lançada individualmente. 
 
 
 
OBSERVAÇÃO: Para a execução dos trabalhos práticos, os alunos deverão estar, 
sempre, vestidos adequadamente: com jaleco, calça comprida e com 
calçado fechado. Nunca se apresentando sem jaleco, com short, 
bermuda, saia e/ou e/ou calçado aberto. 
 
Os cuidados com o material de trabalho compreendem: 
 
(a) Antes de iniciar o trabalho prático, através da lista fornecida, conferir o material 
guardado no armário da bancada. 
 
(b) Verificar se o material se encontra em boas condições. Observar, 
particularmente, se a vidraria em geral não apresenta quebras ou rachaduras – 
as pontas de pipetas e de buretas são as partes mais frágeis, verifique-as. A 
torneira da bureta pode não estar vedando o escoamento da água, apesar de 
fechada. Observe-a, muitas vezes a mesma pode não estar se adaptando bem 
ao seu orifício. 
 
(c) Após execução do trabalho prático, proceder à limpeza da vidraria e da bancada. 
 
(d) Guardar o material no armário da bancada, conferindo sempre com a lista. 
 
(e) Informar ao professor sempre que casos de quebras de material ocorram. 
 
II - SEGURANÇA NO LABORATÓRIO, MANUSEIO E DESCARTE DE 
RESÍDUOS QUÍMICOS 
 
Lei da Conservação de massa: 
 
“Nada se cria, nada se destrói, mas tudo se transforma”. 
 
 
Experimentos químicos, assim como dirigir um carro ou utilizar um aparelho 
eletrodoméstico, cria riscos para você e para os outros. 
A regra básica de segurança é familiarizar-se com os perigos do que você 
fará e então não fazer algo que você ou seu instrutor ou supervisor considere 
perigoso. Só se deve executar uma operação que se considera arriscada após 
discuti-la e estar confiante nos procedimentos corretos e precauções necessárias. 
 Produtos químicos assim como automóveis e eletrodomésticos, geram 
resíduos tóxicos. A preservação do meio ambiente requer que seja minimizada a 
geração de resíduos, e que se disponha de forma responsável do resíduo que se 
gerou. 
 
1 ELIMINAÇÃO DE RESÍDUO DE PRODUTOS QUÍMICOS 
 
Muitos produtos químicos utilizados no laboratório são prejudiciais às plantas, 
animais e pessoas e por isso devem ser descartados com cuidado. Para cada 
experimento deverá ser estabelecido um procedimento seguro para o descarte de 
resíduo. 
 As opções incluem: 
1. Despejar as soluções na pia e diluí-las em água corrente. 
Exemplo: Resíduos de ácidos são misturados com resíduos de bases até que se 
aproximem da neutralidade (determinada com papel indicador) e então descartada 
em água corrente. 
2. Guardar o resíduo para colocá-lo em um aterro apropriado; 
3. Tratar o resíduo para diminuir o perigo e então despejá-lo no esgoto ou 
guardá-lo para despejar em um aterro. 
 
Exemplo: Resíduos de solução de Pb2+ são tratadas com solução de metassilicato 
de sódio (Na2SiO3) para precipitar PbSiO3 que deverá será acondicionado em um 
aterro. 
4. Reciclar. 
Exemplo: Resíduos de prata ou ouro devem ser tratados quimicamente para para 
recuperar esses metais valiosos. 
 
Observação: Resíduos quimicamente incompatíveis nunca devem ser misturados, e 
cada frasco de resíduo deve ter uma etiqueta com a identificação e 
quantidade do seu conteúdo, destacando se o resíduo é inflamável, 
tóxico, corrosivo, etc. 
 
 
2 SEGURANÇA EM UM LABORATÓRIO QUÍMICO 
 
 O estudante deve lembrar que não está sozinho no laboratório. As aulas 
experimentais são realizadas em grupo. Assim, deve-se tomar todo o cuidado para a 
proteção de todos. Sempre que houver alguma dúvida de como proceder durante um 
experimento, o instrutor deve ser consultado, porém “dúvidas” não podem ser 
geradas por falta de conhecimento. O estudante dever tentar responder por si 
mesmo as suas dúvidas, pesando de forma lógica e com os subsídios obtidos em 
função de seus conhecimentos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Enganos por distração ou despreparo, podem custar um tempo valioso na 
repetição de tudo que está sendo feito, assim como aumentar o custo quanto ao 
consumo de reagentes. 
 Assim, antes de começar a trabalhar, você deverá estar familiarizado com as 
precauções de segurança apropriadas ao seu laboratório. 
Laboratório não é lugar para brincadeira de nenhum tipo!!! 
Toda a atenção deve estar dirigida ao experimento. 
Acidentes não acontecem, são causados!! 
 
3 ORDEM DE SEGURANÇA 
 
 Em um laboratório, é de responsabilidade individual e coletiva, se comportar 
de tal modo a evitar acidentes. Riscos, por menores que sejam, estão sempre 
presentes. 
A organização do local de trabalho é primordial para minimizar acidentes 
localizados. Se um reagente químico, especialmente líquido, for derramado, deve-se 
providenciar sua remoção e limpeza imediata e de forma correta. 
Exemplo: Se um ácido for derramado, deve-se ter sempre disponível 
carbonato de sódio sólido (Na2CO3) que deverá ser esparramado cuidadosamente 
sobre o ácido derramado. 
 
4 RESPONSABILIDADES 
 
 Em princípio, cada um é responsável pelo resíduo que gera. Evidentemente, 
em laboratórios de química acadêmicos, cabe à Instituição assumir esta 
responsabilidade. Nem por isso os estudantes estão livres de responsabilidades, e 
para tal existem normas que devem ser ensinadas, aprendidas e praticadas. Dentro 
do âmbito abrangente de cada experimento é dever do educador ensinar como 
segregar e tratar o lixo gerado. Também não é válido sempre deixar de realizar um 
experimento porque será gerado um resíduo (lixo) tóxico! É importante e relevante 
saber manipular substâncias de diferentes graus de toxicidade, como mercúrio, 
chumbo, cromato, etc, pois o correto tratamento do resíduo é uma extensão do 
experimento. É peloconhecimento que se cria a competência. 
 
5 MINIMIZANDO RESÍDUOS 
 
 Uma forma conveniente de ensinar química gerando menos lixo é trabalhar 
com quantidades menores, em massa e volume. Isso é útil especialmente quando se 
têm turmas grandes dentro de um laboratório. Os procedimentos experimentais 
podem ser realizados em um escala menor, demonstrando o mesmo princípio. 
 
 
 
 
 
6 O LABORATÓRIO 
 
Há alguns equipamentos de segurança no laboratório e cada estudante tem 
saber onde se localizam e como se operam esses equipamentos: lava-olhos, 
chuveiros de segurança, extintores de incêndio, pontos de alarme contra fogo, 
frascos contendo carbonato de sódio para neutralizar o derramamento de ácidos 
sobre as bancadas ou no chão, soluções de carbonato de sódio para neutralizar 
ácidos derramados sobre mão ou na roupa, etc. 
 
Observação: No caso de derramamento de grande quantidade de ácido sobre o 
avental atingindo a roupa, de imediato a peça deverá ser retirada, e no caso de 
ácido sulfúrico em contato com a pele não é recomendado que se esfregue 
com um pano, pois irá dilacerar mais ainda a superfície. Nesse caso usar jatos 
fortes de água em torneira ou diretamente no chuveiro de emergência, de onde 
sai muita água que evita queimaduras subseqüentes pelo calor liberado. 
 
 
7 CUIDADOS 
 
 
 
 
 Evitar lentes de contato, pois quase sempre existem vapores de NH3, HCl, 
NO2, SO2 e outros gases que formam soluções fortemente corrosivas quando em 
contato com o líquido aquoso que irriga a delicada pele ocular. 
 Para remover um béquer do aquecimento em uma chama basta desligar a 
chama ou afastar o bico do de debaixo do béquer. Muito cuidado com a chama do 
bico de Bunsen que em certas condições são transparentes, especialmente sob 
incidência de luz. 
 Evitar o uso de tela de amianto nos aquecimentos com bico de Bunsen. Fibra 
de amianto causa câncer pulmonar. 
 Na manipulação de tubos de vidro cortados, observar: 
1. As extremidades devem ter suas pontas “queimadas” no fogo de um bico de 
Bunsen para tirar os pontos de cortes. 
Sempre usar óculos de segurança com proteção lateral 
 
2. Usar lubrificante (glicerol ou água) quando se quiser inserir o tubo de vidro em 
uma rolha. 
3. Usar uma luva grossa ou um pano resistente para proteger as mãos durante a 
operação de inserção de tubos de vidro em rolhas. 
 
Deve-se ter muito cuidado com manipulação e ácidos e bases concentrados e 
suas diluições. Uma atenção especial deve ser dada ao ácido perclórico (HClO4), 
que não será usado em nenhuma das experiências desta apostila. Este ácido 
quando aquecido na presença de substâncias orgânicas pode causar explosões 
violentas. Mesmo percloratos inorgânicos explodem quando aquecidos até quase 
à secura. 
 
 
 
 
 
 
 
 Observar sempre as precauções que devem ser tomadas quando manipular 
substâncias químicas. Evitar contato com a pele, ingestão pela boca e não inalar 
vapores. Por exemplo: 
1. Cianetos(CN-), sais de mercúrio, de bário, ácido oxálico e muitos outros 
reagentes são TÓXICOS e pode ser letais. 
2. Muitos líquidos orgânicos evaporam rapidamente e os vapores são perigosos 
quando inalados por um período de tempo prolongado. Cuidado com o uso de 
nitrobenzeno, como opção nos experimentos argentométricos. 
 
 
 
 
Dependendo da gravidade, os primeiros socorros são providenciados de imediato no 
próprio laboratório, e a seguir a vítima deve ser removida adequadamente ao 
atendimento médico mais próximo. 
 
 
Todo acidente deverá ser comunicado imediatamente ao 
instrutor 
Muitos produtos químicos são perigosos pela sua toxicidade 
ou por serem inflamáveis. 
 
Sempre que possível e necessário, certas operações devem 
ser executadas numa capela. 
 
8 REGRAS GERAIS DE SEGURANÇA 
 
1. Sempre usar óculos de segurança. 
2. Sempre usar avental de proteção no laboratório. 
3. Nunca correr dentro do laboratório, e muito cuidado quando estiver 
carregando frasco de reagente. Evitar encontrões com outras pessoas. 
4. Nunca comer, beber, ou fumar dentro do laboratório. 
5. Juntar ácido à água, nunca a operação inversa. 
6. Sempre manter os frascos tampados depois de usados, e tomar cuidado para 
não trocar as tampas. 
7. Nunca devolver reagente que foi tirado de um frasco, mesmo se não tiver sido 
usado. Isto minimiza contaminações. 
8. Descartar corretamente qualquer reagente não usado ou contaminado. Para 
isso nunca colocar frascos com grandes quantidades de reagentes à 
disposição no laboratório. É correto trabalhar com frascos menores, porque se 
houver alguma contaminação, menos material terá que ser descartado. 
9. Muito cuidado quando estiver testando gases pelo odor. Esta prática deve ser 
evitada. 
10. Usar sempre um bulbo de sucção para aspirar líquido que não seja água, com 
a pipeta. 
11. A capela deve ser usada quando se manipulam reagentes perigosos e 
voláteis. 
12. Não usar sapatos abertos, tipo sandália ou chinelos, no laboratório. 
13. Nunca usar lentes de contato, mesmo sob óculos de segurança. 
14. Cabelo comprido deve ser preso atrás da nuca para evitar acidentes com 
fogo. 
15. Sempre comunicar ao instrutor qualquer acidente, por menor que tenha sido. 
16. Durante todo o tempo pense sobre o que está sendo feito!!!!!! 
 
 
9 DESCARTE DE RESÍDUOS 
 
 Neste curso manipulam-se ácidos e bases, principalmente nas titulações 
ácido-base; sais de prata na volumetria de precipitação; KMnO4, K2Cr2O7 e Na2S2O3 
na volumetria de oxi-redução, EDTA na volumetria de complexação e outros 
 
reagentes auxiliares. Em todas as experiências há que se considerar as amostras, 
líquidas ou sólidas, pois várias delas são constituídas por metais com alguma 
toxicidade. 
 Solventes orgânicos devem ser coletados apropriadamente e enviados para 
queima em incineradores industriais, separando-se antecipadamente os solventes 
clorados dos não clorados. 
 Ácidos e bases usados nos experimentos devem ser devidamente 
neutralizados a pH 6-9 e depois descartados nas pias, seguido de muita água 
corrente para causar a diluição dos sais formados no processo de neutralização. 
De forma geral, e com reservas, aceita-se que se jogue numa pia apenas acetatos 
de sódio, potássio e amônio. Álcoois aquo-solúveis, diluídos a 10% (v/v) ou nmenos. 
Aminoácidos e seus sais. Ácido cítrico e seus sais de sódio, potássio, magnésio, 
cálcio e amônio. Etileno glicol diluído a 10%(v/v) ou menos. Açúcares, como 
dextrose, frutose, glicose e sacarose. 
 Também se pode descartar numa pia, em quantidade controlada, ácidos e 
bases neutralizados, bicarbonato de sódio e de potássio. Brometos de sódio e de 
potássio. Carbonato de sódio, potássio, cálcio, e magnésio. Iodetos de sódio de 
potássio. Fosfatos de sódio, potássio, magnésio, cálcio e amônio. Sulfatos de sódio, 
potássio, magnésio, cálcio e amônio. Tudo acompanhado de muita água, sempre. 
 Não é objetivo desse curso descrever os processos de tratamento e descarte 
químico, porém este assunto pode ser encontrado em livros especializados e 
dedicados a esse fim. 
 
 
10 NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO - Resumo 
Abaixo estão as principais maneiras de se evitar acidentes no laboratório. 
 
 Nunca fume no laboratório. 
 Use jaleco, roupas e calçados adequados. 
 Nunca deixe frascos contendo substâncias inflamáveis próximos à chama. 
 Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente 
cuidadoso quando manusear ácidos e bases concentrados. 
 Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores 
tóxicos devem ser realizadas na capela. 
 Sempre que realizar a diluiçãode um ácido concentrado, adicionar o ácido 
lentamente, com agitação sobre a água, e nunca o contrário. 
 Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a 
extremidade aberta do mesmo para si ou para uma pessoa próxima. 
 Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
 Não use lentes de contato. 
 Quando for testar algum produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob 
o nariz. Desloque com a mão, para sua direção, os vapores que se 
desprendem do frasco. 
 Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento 
prolongado ou que desenvolva grande quantidade de energia. 
 Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras de água ou de gás 
abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave 
bem as mãos. 
 
III – ERROS E TRATAMENTO DE DADOS ESTATÍSTICOS 
 
 Toda medida física possui um certo grau de incerteza, onde o limite é imposto 
pelo equipamento usado. Assim, uma medida experimental terá uma incerteza 
associada a ela, ou seja, um intervalo de confiabilidade chamado erro experimental. 
Não como evitar incertezas de medidas, embora seja possível melhorar tanto o 
equipamento qauanto a técnica a fim de minimizar estes erros. Quando se faz uma 
medida procura-se manter estes erros, procurando manter a incerteza dos 
resultados em níveis baixos e toleráveis, de modo que o resultado tenha uma 
coinfiabilidade aceitável, sem a qual a informação obtida não terá valor. A aceitação 
ou não dos resultados de uma medida dependerá do tratamento estatístico. 
 
III.1 – Algarismos significativos 
 
 A importância dos algarismos significativos aparece quando é necessário 
expressar o valor de uma grandeza determinada experimentalmente. Esse valor 
pode ser obtido diretamente (por exemplo, a determinação da massa de uma 
substância por pesagem ou a determinação do volume de uma solução com uma 
pipeta ou uma bureta) ou indiretamente, a partir dos valores de outras grandezas 
medidas (por exemplo, o cálculo da concentração de uma solução a partir da massa 
do soluto e do volume da solução). 
 
 Quando se fala em algarismos significativos de um número está se referindo 
aos dígitos que representam um resultado experimental, de modo que apenas o 
último algarismo seja duvidoso. O número de algarismos significativos expressa a 
precisão de uma medida. 
 
 Exemplo: um mesmo objeto, de 15,2468 g, pesado em uma balança cuja 
incerteza é  0,1 g e em outra com incerteza  0,0001 g (balança analítica). No 
primeiro caso a massa deve ser expressa com três alagarismos significativos, 
15,2 g, pois a primeira decimal é o algarismo duvidoso da primeira balança; já no 
segundo caso, massa dever expressa com 6 algarismos significativos, pois o 
algarismoo duvidoso da balança analítica é na quarta decimal. 
 
 
 O número de algarismos significativos não depende do número de casas 
decimais. Assim, quando se quer expressar a massa 15,2468 g em unidades de 
milgramas, deve-se representá-la por 15246,8 mg. Em ambos os casos têm-se 6 
algarismos significativos, embora se tenha 4 decimais no primeiro e uma decimal no 
segundo. 
 
 O zero é significativo quando faz parte do número enão é significativo quando 
é usado para indicar a ordem de grandeza. Assim, zero à esquerda do número não é 
significativo, pois neste caso está sendo usado só para indicar a casa decimal. 
 
 Exemplo 1: Quando se quer expressar 56 mg em gramas, escreve-se 0,056 g, 
que continua a ter apenas dois algarismos significativos. 
 
Exemplo 2: Os números 0,3456; 0,03456; 0,003456; 0,0003458, têm, todos, 
quatro algarismos significativos, independente do númedor de zeros que existem à 
esquerda. Neste caso é conveniente usar a notação expenencial, com os quais tais 
números seriam representados por 3,456 x 10-1; 3,456 x 10-2; 3,456 x 10-3; 3,456 x 
10-4, respectivamente. 
 
O zero colocado à direita de outro dígito só é significativo se for resultado de 
uma medida. Não é siginificativo se apenas indica a ordem de grandeza de um 
número. 
Exemplo: Se a massa de um corpo é igual a 5 gramas, numa balança de 
precisão de  0,1 g, deve-se representá-lo como 5,0 g, e nesse caso é significativo 
pois é o resultados de uma medida. Se for necessário representar esta massa em 
milgramas, escreve-se 5.000 mg. Neste caso só o primeiro zero após o 5 é 
significativo e é conveniente também o uso de notação exponencial, 5,0 x 103 mg. 
 
III.2 – Algarismos significativos do resultado de um cálculo 
 
 Quando se calcula o resultado de uma análise, vários números que 
representam os valores das grandezas determinadas experimentalmente, tais como, 
massa de substância, volume de solução, etc, são envolvidos. A manipulação destes 
dados experimentais, que geralmente possuem diferentes números de algarismo 
significativos, gera o problema de se determinar o número de algarismos 
 
significativos a ser expresso no resultado final do cálculo. Por isso algumas regras 
envolvendo adição subtração, multiplicação e divisão serão discutidas. O 
arredondamento deverá ser fetio na resposta final (não em resultados 
intermediários) a fim de se evitar erros de arredondamento. 
 
Adição e subtração: 
 
Quando duas ou mais quantidades são adicionadas e/ou subtraídas, a soma 
ou diferença deverá conter tantos decimais quanto existirem no componente com o 
menor número deles (exemplos 1,2 e 3). O número de algarsismos significativos na 
resposta pode ser amior ou menor do que existe na referência original (exmplos 4 e 
5). 
 
Exemplo 1: 2,2 + 0,1145 = 2,3145 O resultado será 2,3. 
 Exemplo 2: 6,8 – 2,6367 = 4,1633 O resultado será 4,2. 
 Exemplo 3: 1000,0 + 10,05 + 1,066 = 10011,116 O resultado será 1011,1. 
 Exemplo 4: 37,596 – 36,802 = 0,794 
Exemplo 5: 0,0325 + 0,0812 + 0,0631 = 0,1768 
 
Multiplicação e divisão: 
 
 Neste caso, o resultado deverá conter tantos algarismos significativos quantos 
estiverem expressos no componente com menor número de significativos. A regra 
apresentada para o caso de multiplicação e divisão é apenas uma regra prática, que 
resulta do fato que, nestas operações algébricas, a incerteza relativa do resultado 
não pode ser menor que a incereteza do número que possui a menor incerteza 
realtiva. Por isto, nem sempre ela é válida. 
 
Exemplo 1: Na titulação de 24,95 mL de HCl 0,1000 mmol/mL foram gasto 25,05 mL 
de NaOH. Calcular a molaridade exata da solução de NaOH. 
 
MNaOH = 24,95 x 0,1000/25,05 = 0,0996007.... 
 
Pela regra prática o resultado deverá ser 0,09960 mmol/mL. 
 
 
IV - ANÁLISE QUANTITATIVA 
 
A análise quantitativa tem a finalidade de determinar o teor de um ou mais 
analitos (composto, componente) em uma matriz específica (amostra). Para isto é 
indispensável o conhecimento prévio sobre a composição qualitativa da matriz que 
se estuda. No geral, esse compromisso, no entanto, é dispensado, uma vez que a 
composição qualitativa da maioria das amostras que se estuda – como, minerais, 
ligas, adubos e alimentos, já é conhecida. 
 
As principais técnicas utilizadas na análise quantitativa são as seguintes: 
1) Gravimétrica 
2) Volumétricas ou Titulométricas 
3) Espectrofotométricas (de Emissão, Absorção Atômica, Visível, Ultra-
Violeta) 
4) Eletroanalíticas (Voltametria, Polarografia, Potenciometria, Amperometria, 
Coulometria) 
 
Alguns métodos modernos de análise envolvem a separação, a identificação 
e a quantificação dos analitos em um mesmo equipamento (técnicas acopladas), 
como é o caso da cromatografia, que separa os vários compostos presentes em uma 
amostra, identificando-os e quantificando-os.A escolha de uma ou outra técnica depende, principalmente, da natureza do 
analito a ser analisado e de sua concentração na amostra. Assim, concentrações da 
ordem de g/L (ppb) requerem técnicas sofisticadas, enquanto que concentrações 
maiores, da ordem de g/L (título) ou mg/L (ppm), são detectadas por técnicas mais 
simples, como a clássica volumetria ou titulometria. A escolha da técnica adequada 
implica, acima de tudo, na obtenção de resultados precisos dentro de um intervalo 
de confiança, na maioria das vezes, de 95%. Este é o principal alicerce da análise 
quantitativa. 
 
 
 
 
 
IV – INTRODUÇÃO À ANÁLISE VOLUMÉTRICA 
 
Nem todas as reações químicas podem ser usadas nas determinações 
volumétricas. Para esse fim, o ideal é que a reação química preencha os seguintes 
requisitos: 
 
a) Ser uma reação extremamente rápida, para que o equilíbrio seja rapidamente 
atingido, pois assim o ponto final torna-se facilmente detectável. 
b) Ser uma reação completa no ponto estequiométrico. 
c) Ser uma reação bem definida quimicamente, pois reações paralelas entre 
titulante e titulado são indesejáveis e constituem uma fonte séria de erros. 
 
 
IV.1 – VIDRARIAS 
 
Os principais materiais de trabalho, na análise volumétrica, são os 
instrumentos de vidro. Servem basicamente para medir, conter, preparar e 
transportar soluções. A seguir as características das vidrarias mais comuns, suas 
finalidades, técnicas de uso e o procedimento de limpeza, são apresentadas. 
 
IV.1.1 - DESCRIÇÃO E USO 
 
a) Bureta Volumétrica – Instrumento de medida de precisão 
 
É um instrumento que serve para medir o volume de soluções. É 
constituído por um tubo cilíndrico de seção uniforme, graduado em 
mililitros e submililitros, com uma torneira que controla o fluxo do 
fluido. A característica de escoar a solução gota a gota e, ao mesmo 
tempo, indicar o volume por ela escoado, fazendo da bureta um 
instrumento importante na titulação (ver conceito mais adiante). 
 
As buretas volumétricas usadas mais comuns são as que possuem 
capacidade de: 5,00; 10,00; 25,00 e 50,00 mL. Existem também microburetas de 
pistão. 
 
 
Técnica de uso: Verificar se o instrumento está limpo, rinsar (duas vezes), 
zerar e por fim, usar. 
 
Observações: A solução que vai estar contida na bureta é introduzida através de um 
bécher previamente rinsado. 
 
Rinsar: É uma ação que visa deslocar das paredes internas de um recipiente, 
alguma matéria facilmente removível, com auxílio de um pequeno volume da solução 
de interesse e com movimentos de rotação. É um processo especial de limpeza. 
Alguns recipientes não podem ser rinsados por ocasionar erros nas análises, como 
será visto mais adiante. 
 
Zerar: Encher a bureta com a solução até uma altura bem acima do traço 
que indica zero mL de volume. Abrir a sua torneira até que a solução escoe e ocupe 
todo o bico sem deixar bolha de ar presa e fechar. Abrir de novo a torneira para que 
o líquido escoe vagarosamente e permaneça com a sua superfície curva, em 
formato de lua (denominada de menisco). Mantenha seus olhos alinhados ao traço 
zero e pare de escoar o líquido somente quando observar que o menisco atingiu 
uma posição tangente ao traço zero. A leitura do volume gasto após a titulação é 
indicada pelo novo traço tangente ao menisco alinhado com os olhos. Em soluções 
coloridas não se pode observar o menisco, então, no lugar de tangente observa-se 
mais um alinhamento (feito entre o traço e a superfície superior do líquido colorido). 
 
b) Pipeta Volumétrica – Instrumento de medida de precisão 
É um instrumento utilizado para a transferência quantitativa de determinado 
volume. É um tubo de vidro com as extremidades afiladas, em que se 
recolhe, por aspiração, um líquido, a fim de medir-lhe, com precisão, o 
volume. São construídas com capacidades que variam de 1,00 a 100,00 mL. 
Existem também as micropipetas, as quais possuem capacidade na faixa de 
1 a 1000 µL, com volumes fixos ou variáveis. 
 
Técnica de uso: Antes de introduzir a pipeta, pela primeira vez, na solução a 
ser medida, secar a sua extremidade inferior externa com um pedaço de toalha de 
papel para evitar diluições, e rinsar. 
 
 
Rinsar: Introduzir a pipeta na solução aspirando, previamente, o ar e depois o 
liquido. Pipetar até preencher metade do corpo central da pipeta e, com movimentos 
lentos e rotativos espalhar a solução por toda a superfície interna. Por medida de 
segurança, jogar fora a solução de lavagem. Usar a pipeta rinsada aspirando 
normalmente a solução de interesse. Pare de aspirar e retenha a solução com o 
dedo indicador, somente quando a solução aspirada ultrapassar o traço da aferição. 
Deixe-a escoar até o menisco tangenciar esse traço. Escoar no recipiente desejado. 
 
Observação: Sempre que desejar reter a solução na pipeta, utilizar o dedo indicador 
que deverá estar previamente seco. A gota residual no bico da pipeta 
deverá ou NÃO ser soprada, dependendo do tipo de calibração do 
instrumento. 
 
 
c) Balão Volumétrico – Instrumento de medida de precisão 
 
É um frasco esférico, de fundo chato, de colo mais ou menos longo, usado 
para conter um volume exato de solução. Possuem capacidade que variam de 5,00 
a 2000,00 mL. 
 
 
Técnica de uso: O balão volumétrico é comumente utilizado para se 
fazer diluições ou preparar soluções. Após a perfeita limpeza com água 
destilada introduzir um determinado volume (medido por uma pipeta 
volumétrica) ou massa (com precisão de g  0,01), da solução a ser 
diluída ou preparada. A capacidade total do balão é completada com 
água destilada até que o traço da graduação do balão fique tangente ao 
menisco da solução. Fechar e agitar (Homogeneizar). 
 
Observação: O balão volumétrico nunca deve ser rinsado com a solução a ser 
diluída ou preparada. 
 
PERGUNTA: Explique porque nunca se rinsa o balão volumétrico quando se quer 
preparar ou diluir uma solução? 
 
 
d) Proveta Graduada – Instrumento de medidas grosseiras (imprecisas) 
 
É um recipiente cilíndrico, ou cônico, graduado, para medição de líquidos 
ou recolhimento de gases, que deve estar bem limpo sem a necessidade 
de rinsagem. 
 
PERGUNTA: Por que não se rinsa esta vidraria? 
 
 
 
 
e) Erlenmeyer – Instrumento próprio para se fazer uma titulação. 
 
 
 
É um frasco de forma cônica com uma base plana e extremidade 
superior possui uma só boca. Sua forma dificulta projeções de 
líquido para o meio externo. Se, é pirex ou borossilicato pode ser 
levado ao fogo sobre tela de amianto. Não é um instrumento de 
medida. 
 
 
 
Observação: O erlenmeyer nunca deverá ser rinsado com a solução a ser titulada. 
 
PERGUNTA: Por que não se rinsa esta vidraria? 
 
f) Bécher – Instrumento próprio para encerrar líquidos e/ou sólidos 
 
É um copo cilíndrico de vidro ou de plástico, também 
denominado de copo químico e de copo de transferência. É 
muito utilizado para pesagem, para dissoluções prévias, para 
transferência de soluções para uma bureta, por exemplo, ou 
para conter líquidos que serão pipetados. Não é um 
instrumento de medida. 
 
 
g) Pipeta graduada – Instrumento próprio para transferir quantidades variáveis 
de volume 
 
É um instrumento utilizado para a transferência de diferentes 
volumes, com certa precisão. É um tubo de vidro com as 
extremidades afiladas, em que se recolhe, por aspiração, um 
líquido, a fim de medir-lhe, o volume. São construídas com 
capacidades que variam de 1,00 a 50,00 mL. Existem também as 
micropipetas, as quais possuem capacidade na faixa de 1 a 1000 
µL, com volumes fixosou variáveis. 
 
IV.1.2.1 - Soluções de Limpeza 
 
Os equipamentos volumétricos, se construídos de vidro ou porcelana, não são 
atacados por ácidos (exceto o HF, ácido fluorídrico) ou soluções diluídas de 
detergente. 
 
Utilizam-se, geralmente, diferentes soluções de limpeza: 
 
a) Solução de detergente 1 – 2 %; ou 
b) Solução sulfonítrica (ácido sulfúrico concentrado + ácido nítrico concentrado), 
na proporção 1+1 (v/v); ou 
c) Solução 5% (m/v) de etanolato de sódio ou potássio: hidróxido de sódio ou 
potássio dissolvido em etanol ou álcool etílico. 
 
Em muitos casos, dependendo do estado em que se encontra o material 
volumétrico, é suficiente usar a solução de detergente 1–2% (às vezes, ligeiramente 
aquecida) para desengordurar o material. O procedimento a se adotar está descrito 
abaixo: 
 
1) Lavar o material volumétrico, primeiramente com água. 
2) Fazer a limpeza utilizando a solução de detergente aquecida ou não. Se 
necessário, usar uma escova para a limpeza. 
3) Em seguida, lavar repetidas vezes em água corrente. 
 
4) Lavar com água destilada. 
5) Se ao final, ainda permanecer resquícios de gordura, limpar, cuidadosamente, 
com a mistura de sulfonítrica. 
6) O etanolato de sódio ou potássio deve ser usado SOMENTE em casos 
extremos, porque ataca rapidamente o equipamento volumétrico. O tempo de 
contato do etanolato com o material de vidro não deve ser maior que 1 
minuto. A seguir enxaguar com água, adicionar uma solução diluída de HCl 
2% (m/v) para neutralizar qualquer traço de substância alcalina, e em seguida 
lavar novamente com água da torneira e água destilada. Deve-se evitar ao 
máximo o uso repetitivo de etanolato na limpeza de material de vidro. 
 
CUIDADO: A solução sulfo – nítrica, em contato com a pele ou tecido, destrói os 
mesmos. Respingos na roupa ou na pele deve ser imediatamente lavado com água 
em abundância e, em seguida, tratadas com uma pasta de carbonato de sódio ou 
bórax. Se esta solução cair sobre a bancada ou chão deve ser imediatamente 
neutralizadas com carbonato de sódio e depois lavadas com água. 
 
 
IV.1.2.2 - Técnicas de Limpeza 
 
Os frascos volumétricos, tais como erlenmeyer, bécher, proveta, etc podem 
ser limpos agitando-se uma pequena quantidade da solução de detergente nele 
introduzido ou podem ser imersos num recipiente grande contendo a solução 
detergente ou sulfonítrica. De um modo geral, o tempo de contato dessa solução 
com o material de vidro não precisa ser longo (15 – 30 minutos) antes de ser 
novamente lavado e testado. 
 
Há técnicas específicas para a limpeza de pipetas e buretas (material não 
precisa ser imerso na mistura sulfonítrica). Para a limpeza de uma pipeta, coloca-se 
um tubo de borracha na extremidade e aspira-se a solução de limpeza (que sendo 
corrosiva não deve ser apirada com a boca, mas sim com um bulbo ou trompa de 
vácuo) até um nível acima do traço de aferição da pipeta. Fecha-se o tubo de 
borracha com uma pinça e deixa-se a pipeta em repouso por 15 – 30 minutos. No 
caso da bureta segue-se um procedimento análogo. Por sucção, através da ponta 
da torneira aspira-se com trompa de vácuo, enche-se a bureta com a solução de 
 
limpeza, deixa-se em repouso por 15 – 30 minutos. Deve-se tomar cuidado para que 
o líquido não entre em contato com a torneira, a qual contém graxa (quando de 
vidro) e pode contaminar as paredes internas da bureta. É necessário que somente 
a parte graduada esteja livre de gordura para que o líquido escorra uniformemente. 
Após o uso da solução de limpeza lavar muito bem com água da torneira e depois 
com água destilada. 
 
Em casos extremos, usar para a limpeza etanolato de sódio ou potássio. Esta 
solução ataca rapidamente o vidro. Então, o tempo de contato do etanolato com o 
material de vidro não deve ultrapassar a 60 segundos. Se esta solução for usada, 
após lavar o material diversas vezes com água, usar também uma solução diluída de 
HCl para neutralizar qualquer traço de substância alcalina, e, em seguida, lavar 
novamente o material com água destilada. Deve-se evitar ao máximo o uso de 
etanolato na limpeza do material volumétrico. Qualquer substância abrasiva deve ser 
evitada na limpeza destes materiais. 
 
Procedimento geral: 
 
a) Lavar toda vidraria (balões, bécheres, as pipetas, a buretas, etc,) primeiro com 
água, sabão ou outro detergente e, se necessário, com auxilio de escova. 
b) Em seguida, enxaguar repetidas vezes com água corrente. 
c) Enxaguar com água destilada. 
d) Se necessário, lavar novamente com uma mistura própria para remover os 
últimos traços de gordura (solução sulfonítrica, por exemplo). 
e) Jamais guardar vidraria suja. 
 
Observação: 
 
1) Nunca aquecer um aparelho volumétrico, o qual pode se deformar com esse 
procedimento. 
2) Não deixar o material imerso na solução de limpeza por muito tempo. 
 
 
IV.2 - CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
IV.2.1 – TITULAÇÃO 
 
 
É um procedimento experimental usado para determinar a 
concentração de soluções através de uma reação. Esta 
operação é realizada, sempre, com o auxílio de vidraria 
apropriada. Uma bureta, um erlenmeyer (para realizar a reação 
química) e pipeta volumétrica (montagem ao lado). O reagente 
que é colocado na bureta é chamado de TITULANTE e o que é 
colocado no erlenmeyer, de TITULADO. O analito de interesse 
(presente na solução problema ou na amostra) cuja 
concentração é desconhecida reagirá, em quantidade 
estequiométrica, com o soluto da solução de concentração 
conhecida chamada de solução padrão. 
 
 
IV.2.2 – INDICADOR 
 
A etapa crítica da titulação é a sinalização de seu término denominado de 
ponto final (PF) da titulação. Geralmente se usa uma substância, que adicionada ao 
titulado, sinaliza esse momento, sendo por isto, denominada de indicador. O 
indicador, numa certa etapa da titulação e em circunstâncias próprias, reage no meio 
em que se encontra formando um produto que colore o meio, com cor diferente da 
inicial – isto é uma sinalização do ponto final da titulação. O ideal é usar um 
indicador, cujas circunstâncias para mudar de cor sejam atingidas num instante 
muito próximo do ponto estequiométrico (PEQ) da reação entre titulante e titulado. 
Frente a essa possibilidade, a determinação do ponto final da titulação (o volume 
gasto de titulante é, nesse momento, anotado) não será a causa de erros 
consistentes na análise. 
 
Dependendo da natureza da reação envolvida na titulação, se usa um 
determinado tipo de indicador, como se segue: 
 
a) Reação de neutralização: indicador ácido-base (ex: alaranjado de metila, 
fenolftaleína, azul de bromotimol, etc.). 
b) Reação de oxi-redução: indicadores de oxi-redução (ex: difenilamina, ferroína). 
c) Reação de precipitação: 
 
c.1) indicadores de precipitação (ex: cromato de potássio). 
c.2) indicadores de complexação (ex: Fe3+ ). 
c.3) indicadores de adsorção (ex: fluoresceína). 
d) Reação de complexação: indicadores de complexação (ex: murexida, calcon, 
negro de eriocrômio, etc). 
 
Existem casos especiais: 
 
 Quando o permanganato, que tem coloração violeta, é o titulante, ele próprio atua 
como indicador em titulações em meio ácido, de soluções redutoras incolores. 
 Quando, nas determinações envolvendo iodo (oxi-redução) utiliza-se amido como 
indicador, que é um indicador de adsorção. 
 
 
IV.2.3 – PADRONIZAÇÃO 
 
 É o processo pelo qual se determina a concentração exata de uma solução. 
Isto é realmente necessário, pois sempre que uma solução é preparada, introduzem-
se certos erros experimentais que fazem com que a concentração real não seja 
exatamente igual àqueladesejada. Esses erros podem ser instrumentais, 
operacionais ou devido aos reagentes empregados. 
 A padronização é feita, geralmente, usando-se uma solução preparada com 
padrões primários. As concentrações dessas soluções devem ser determinadas com 
alto grau de exatidão, logo, um padrão primário deverá ter os seguintes requisitos: 
 
 deve ter alta pureza: 100  0,05%. 
 ser de fácil obtenção, purificação, dessecação e conservação. 
 não deve ser higroscópio e nem eflorescente (estabilidade frente à umidade). 
 deve ser estável por longos períodos (não reagir facilmente com os componentes 
do ar, por exemplo). 
 deve ser bastante solúvel (ionizável). 
 deve ter sua massa molecular elevada, evitando erros de pesagem. 
 
Exemplo de padrões primário: 
 
 
1. Reação ácido-base: ácido benzóico, hidrogenoftalato de potássio, 
tetraborato de sódio decahidratado. 
2. Reação de oxi-redução: oxalato de sódio, óxido arsenioso, dicromato de 
potássio, iodato de potássio. 
3. Reação de Precipitação: cloreto de sódio. 
4. Reação de complexação: carbonato de cálcio. 
 
Um padrão secundário é uma solução, previamente padronizada com um 
padrão primário. Às vezes não se dispõe de um padrão primário adequado, então, 
como recurso utiliza-se um secundário. 
 
 
 
IV.3 - CURVAS DE TITULAÇÃO 
 
A construção e a interpretação de curvas de titulação formam objeto de 
estudo freqüente na volumetria. Através delas pode-se verificar, por exemplo, se 
determinada reação pode ser utilizada na volumetria e quais indicadores são os mais 
apropriados. 
Para a construção da curva usa-se na abscissa (eixo X) do gráfico o volume 
adicionado de titulante e na ordenada (eixo Y) usa-se uma determinada propriedade 
do sistema reacional, cuja grandeza varia com a quantidade adicionada de titulante. 
Essa propriedade depende da natureza da reação envolvida na titulação, como se 
segue: 
 
a) Reação de neutralização (ácido-base): a curva que representa a titulação que 
envolve a reação entre um ácido e uma base é expressa em pH do sistema 
reacional versus volume de titulante (um ácido ou uma base). 
 
b) Reação de oxi-redução: neste caso a titulação envolve a reação entre um 
redutor e um oxidante e a curva é expressa em potencial de redução do 
sistema reacional versus volume de titulante (um oxidante ou um redutor). 
 
 
c) Reação de precipitação: a curva é construída tomando-se - log [X] versus 
volume do titulante (o agente precipitante) e representa uma reação que 
envolve a formação de um composto pouco solúvel (precipitado). 
[X] = concentração molar do ânion ou do cátion solúvel (o analito de interesse 
não precipitado), presente no sistema reacional. 
 
d) Reação de complexação: a curva que representa a titulação que envolve a 
reação entre um íon metálico (Me) e um complexante (ligante) e é expresso 
em -log [Me] versus volume do titulante. 
[Me] = concentração molar do íon metálico livre (o analito de interesse não 
complexado), presente no sistema reacional. 
 
IV.4 – CÁLCULOS 
 
Qualquer reação se completa quando o número de mol (n1) de um reagente é 
igual ao número de mol (n2) ao do outro reagente, respeitando a razão 
estequiométrica, conforme exemplos a seguir. É importante conhecer a equação 
química balanceada da reação para se conhecer a razão estequiométrica. 
 
Exemplo 1: #2 HCl + *1 Ca(OH)2  1 CaCl2 + 2 H2O 
 #nHCl *nCa(OH)2 
 *nCa(OH)2 = *1 _ 
 #nHCl 
#2 
 
Que também pode ser escrito: nHCl = 2 nCa(OH)2 ou 
 nCa(OH)2= ½ nHCl 
 
Exemplo 2: #1 HCl + *1 NaOH  1NaCl + 1 H2O 
 #nHCl *nNaOH 
 *nNaOH = *1_ 
 #nHCl 
#1 Que também pode ser escrito: nHCl = nNaOH 
IV.5 – EXPRESSÃO DA CONCENTRAÇÃO 
 
 
 Concentração = quantidade de soluto / quantidade de 
solução ou solvente 
 
 
 
 
A concentração pode ser expressa em diferentes unidades de massa, volume, 
número de mol, etc. As unidades mais utilizadas estão destacadas na Tabela 1. 
 
Tabela 1 – Unidades de concentração mais utilizadas em estequiometria de 
soluções. 
NOME SÍMBOLO DEFINIÇÃO UNIDADE 
 
Título 
 
T 
 
Massa de soluto (g ou mg) por 
Volume (L ou mL) de solução 
g/L 
ou 
mg/mL 
Concentração 
molar ou 
molaridade 
M Número de mol (mol ou mmol) de 
soluto por volume (L ou mL) de 
solução 
mol/L 
ou 
mmol/mL 
molalidade m Número de mol (mol) de soluto 
por kg de solvente 
mol/kg 
Porcentagem 
massa por volume 
% (m/v) Massa (g) de soluto por 100 mL 
de solução 
g/100 mL 
Porcentagem 
massa por massa 
% (m/m) Massa (g) de soluto por 100 
gramas de solução 
g/100 g 
Porcentagem 
volume por volume 
% (v/v) Volume (mL)de soluto por 100 mL 
de solução 
mL/100 mL 
 
Partes por milhão 
 
ppm 
Massa (mg) de soluto por kg de 
amostra 
Ou, para solução aquosa: 
Massa (mg) de soluto por Litro de 
solução 
mg/kg 
ou 
mg/L 
 
 
Observações: 
 
 
1. Para soluções aquosas, como 1L de água  1,0 kg (1L de água pesa 
1,008 kg, a 25 oC), utiliza-se também a notação ppm, que significa miligrama 
de soluto/Litro de solução (mg/L). 
 
2. Em análises de ultra-traços costuma-se usar as notações ppb (parte por 
bilhão) e ppt (parte por trilhão). 
ppb = micrograma de soluto/quilo (ou Litro) de amostra (g/kg) ou (g/L) 
 ppt = nanograma de soluto/quilo (ou Litro) de amostra (ng/kg) ou (ng/L) 
 
3. Nos livros textos atuais, tanto o conceito de equivalente-grama quanto de 
normalidade estão indicados em apêndices, sendo o conceito de 
concentração molar e de massa molar (em substituição ao peso molecular) os 
utilizados atualmente para expressar a concentração em uma reação química. 
Portanto, deve-se conhecer a estequiometria da reação química estudada. 
 
 SIGLAS MATEMÁTICAS: 
 
(a) Kilo (k) = 103 
(b) mili (m) = 10 –3 
(c) micro () – 10 -6 
(d) nano (n) – 10 -9 
 
Exemplos: 
 
1mg = 10-3 g 1 g = 10-6 g 1 ng = 10-9 g 
1 mL = 10-3 L 1 L = 10-3 mL 1 mL = 10-6 L 
1 mol = 1000 mmol 1 mmol = 10 -3 mol 
 
 
Observação: 
É útil saber que: 
1 dm3 = 1L 1 cm3 = 1 mL 
 
 
IV.6 – TRANSFORMAÇÃO DE UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 
 
 
(a) Molaridade ou concentração molar (mol/L) ou (mmol/mL) 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: Calcular a molaridade de uma solução de NaCl contendo 58,5 mg de sal 
por 1000 mL de solução. 
Primeiramente deve-se calcular o número de moles, a partir da massa dada. Então 
n= m (g)/M.M. (g/mol) ou n= m (mg)/M.M. (mg/mmol) 
Como a M.M. do NaCl = 58,5 g/mol = 58.5 mg/mmol. 
Tem-se: n = 58,5 (mg)/ 58,5 (mg/mmol) = 58,5 mmoles 
Assim: 
M = n/V = 58,5 mmoles/1000 mL = 0,0585 mmoles/mL ou 0,0585 moles/L 
 
(b) Título (g/L) ou (mg/mL) 
 
 
 
 
 
 
 Conhecendo-se a concentração molar (mol/L ou mmol/mL) pode-se 
através da massa molar (g/mol) transformar o número de moles em gramas, 
obtendo-se assim o título (T – g/L ou mg/mL) do soluto na solução. 
 
Exemplo: Calcular a molaridade e o título de uma solução de NaOH prepara da pela 
mistura de 8,0 g de NaOH sólido em 2,0 Litros de solução final. 
 Título – T (g/L) 
 T= massa (g)/Volume (L) 
 T= 8,0 g/2,0 L = 4,0 g/L 
 
 Molaridade – M (mol/L) 
 M = T (g/L)/M.M. (g/mol) 
T (g/L) = M (mol/L) x M.M. (g/mol) 
ou 
T (mg/mL) = M (mmol/mL) x M.M. (mg/mmol) 
 
M (mol/L) = n (mol) / Volume (L) 
ou 
M (mmol/mL) = n (mmol) / Volume (mL)M = 4,0 (g/L)/ 40 (g/mol) = 0,1 mol/L ou 0,1 mmol/mL 
 
c) %(m/v) 
 
Dividindo-se o título por 10 pode-se calcular a % (m/v), já que a %(m/v) é a 
massa de soluto em 100 mL de solução, enquanto que o título é a massa do soluto 
em 1000 mL (1L) de solução. 
 
 
 
 
 
 
(d) ppm = mg/L 
 
Multiplicando-se o Título por 1000, obtém-se ppm, que é mg soluto em 1 L de 
solução. Esta multiplicação por 1000 nada mais é que 1g = 1000 mg. 
 
 
 
 
 
(e) %(m/v) a partir de %(m/m) 
 
A %(m/m) é a massa de soluto em gramas por 100 gramas de solução. Esta 
unidade não é útil quando se quer medir um volume, pois não se sabe que massa de 
soluto está contida em um volume específico. Porém, medindo-se um certo volume, 
como por exemplo, 1,0 mL, dessa solução e pesando-a, tem-se a densidade (d) da 
solução, ou seja, tem-se a massa em grama por cada mL de solução. 
 
 
 
 
 
%(m/v) (g/100 mL) = _T(g/L) 
 10 
ppm (mg/L) = T (g/L) x 1000 (mg/g) 
%(m/v) (g soluto/100mL solução) = % (m/m) (g soluto/100g solução) x d(g solução/mL 
solução) 
 
 
Observação: No desenvolvimento de todos os cálculos estequiométricos deve-se 
escrever, sempre, as respectivas unidades para evitar erros na expressão 
final do resultado. 
 
(f) molalidade (m) 
 
É a concentração expressa em números de moles de soluto por kg de 
solvente (não é de solução). 
 
Exemplo: Calcular a molaridade e a molalidade de uma solução de HCl 37%(m/m) e 
densidade 1,19 g/mL. 
% (m/m) HCl = 37g HCl/100 g solução = 0,37 g HCl/ g solução 
d = 1,19 g solução /mL solução = 1190 g solução/ litro solução 
Multiplicando 0,37 g HCl/ g solução x 1190 g solução/ litro solução = TítuloHCl (g/L) 
 THCl =440 g HCl/L solução 
M = T/M.M. = 440 (g/L) / 36,5 (g/mol) = 12,1 mol/L 
 
Para a molalidade, tem-se que saber a massa de água na solução de HCl 37% 
(m/m). Assim, se a solução de HCl tem 37 g de HCl, 100g de solução – 37g HCl = 63 
g de água = 0,063 kg água. 
Como: m = n (moles)/Kg água 
Tem-se que calcular o número de moles (n) 
n = massa(g)/ M.M. (g/mol) = 37 g HCl/ 36,5 (g/mol) = 1,015 moles 
Então: m = 1,015 moles HCl /0,063 kg água = 16,1 m 
 
 
IV.7– CÁLCULO DA RAZÃO ESTEQUIOMÉTRICA 
 
Deve-se fazer uma importante distinção entre: número de mol (n) e massa 
molar (g/mol). O número de mol (n) é uma medida química de quantidade e que 
varia de amostra para amostra durante uma quantificação. A massa molar (g/mol) é 
uma unidade característica de cada substância química que independe da 
quantidade medida. Ela é calculada a partir do somatório das massas atômicas de 
cada elemento no composto químico e seus valores encontram-se discriminados na 
tabela periódica. 
 
 
Exemplo: 1 MnO4
- + 5 Fe2+ + 8 H+  Mn2+ + Fe3+ + 4 H2O 
 nMnO4-/nFe2+= 1/5 
Assim: nMnO4- = 1/5 nFe2+
 ou nFe2+ = 5 
 nMnO4- 
 
Como n = MV 
 
Logo: 
 
Observações: 
1. A concentração molar do permanganato será 1/5 da concentração molar do 
Fe(II) porque o número de mol (n) de permanganto é 1/5 do número de mol 
(n) do Fe(II). 
2. A concentração molar do Fe(II) será 5 vezes a concentração molar do 
permanganato porque o número de mol (n) de Fe(II) é 5 vezes o número de 
mol (n) do permanganto. 
 
 
IV.8 – DILUIÇÃO DE UMA SOLUÇÃO – FATOR DE DILUIÇÃO 
 
Muitas vezes a amostra desconhecida a ser analisada possui uma 
concentração muito mais elevada que a concentração do titulante usado. Isto implica 
em erro na determinação, ou seja, o volume de titulante gasto será tão maior quanto 
mais concentrada for a amostra (quando se aplica MVtitulante = xMVtitulado). Logo, 
tecnicamente, encher várias vezes a bureta poderá acarretar em erro na medida do 
volume de titulante e, conseqüentemente na concentração exata da amostra em 
questão. 
Quando isto ocorrer o ideal é realizar-se a diluição na amostra desconhecida. 
Esta diluição será feita levando em conta as concentrações do titulante e da amostra 
em questão, e dela sairá um fator, denominado fator de diluição (F) que será 
calculado com a finalidade da concentração da amostra, após a diluição, se tornar 
aproximadamente igual à concentração do titulante. Este fator será utilizado nos 
cálculos para o acerto da concentração real da amostra. 
 
(MV)MnO4- = 1/5(MV)Fe2+
 ou 5(MV)MnO4
- = (MV)Fe2+ 
 
EXEMPLO 1: Calcular a nova concentração ao se pipetar 10,00 mL de uma solução 
0,2 mol/L de HCl para um balão volumétrico de 100,00 mL e completar o volume do 
balão com água destilada. Se esta solução foi diluída, Qual será o fator de diluição? 
 
R: (MV)inicial = (MV)final ou (MV)concentrado = (MV)diluído 
 
 0,2milimo/mL*10,00mL = M*100,00 mL M = 0,02 milimol/mL 
 
Se a concentração inicial era 0,2 M e a final é 0,02 M, basta dividir a concentração 
inicial pela final para se ter o fator de diluição, F = 10. 
 
 
 
 
Observação 1: Se o fator é dado para se obter a concentração inicial, basta dividir a 
concentração final pelo F. 
Observação 2: Se o fator é dado para se obter a concentração final, basta 
multiplicar a concentração inicial pelo F. 
 
 
EXEMPLO 2: Ao se pipetar 5,00 mL de uma solução 0,2 mol/L de HCl para um balão 
volumétrico de 100,00 mL e completar o volume do balão com água destilada, tem-
se uma solução 20 vezes mais diluída, isto é, com um fator de diluição igual a 20 (F 
= 20). Por quê? Qual a nova concentração da solução diluída de HCl? 
 
R: Para calcular a concentração da solução pode-se dividir a concentração inicial 
pelo fator de diluição (lembrar que, quando há diluição, ou seja, adição de água, 
a concentração diminui). 
Pode também aplicar MVconcentrado = MVdiluído. 
 
Assim: M = 0,2 M/20 ; M = 0,01 M ou 
 0,2 milimol/mL*5,00 mL = M*100,00 mL 
 M = 0,01 milimol/mL 
 
 
CFinal/CInicial = F 
 
EXEMPLO 3: 
a) Como preparar 500,00 mL de uma solução 1:20 partindo de uma solução 
2 mol/L de NaOH? 
b) Qual será a concentração da nova solução? 
 
Observação: Diluição 1:20 é uma outra forma de expressar o fator de diluição. 
Significa que para cada 1 parte de concentrado tem-se 20 partes de 
solução diluída, ou seja, F = 20. 
 
 
R: (a) Então: 1 mL concentrada ---------- 20 mL diluída 
 X ------------- 500,00 mL diluída 
 X = 25,00 mL concentrada 
 
Pipeta-se 25,00 mL da solução 2 mol/L para balão volumétrico de 500,00mL e 
completa-se o volume com água destilada. Homogeneizar. 
 
b) (MVconcentrado) = (MVdiluído) 2 milimol/mL*25,00mL = Mdiluído*500,00mL 
 Mdiluído = 0,1 milimol/mL 
 
 
 
V – AULAS EXPERIMENTAIS 
 
V.1 - APRESENTAÇÃO E MANIPULAÇÃO DO MATERIAL DE 
LABORATÓRIO. 
 
1 OBJETIVO 
 Aprender a utilizar, manipular e limpar as vidrarias mais comuns utilizadas em um 
laboratório deQuímica Analítica. 
 
2 APRESENTAÇÃO E MANIPULAÇÃO DO MATERIAL DE LABORATÓRIO E 
SUA MANIPULAÇÃO 
O conteúdo inicial deste capítulo deve ser lido com interesse, pois contém 
informações importantes de como funciona o laboratório de Química Analítica assim 
como um breve resumo de estequiometria e transformação de unidades. Todo o 
material de laboratório que será utilizado no curso, sua manipulação e limpeza, está 
resumido na introdução (item IV). 
 
2.1 Material Principal 
 
Nas aulas experimentais haverá 16 grupos de dois alunos. Uma bancada é 
dividida e ocupada por dois alunos e é composta dos seguintes materiais: 
 
- Bureta volumétrica de 50,00 mL (1 unidade). 
- Pipeta volumétrica de 10,00 mL (1 unidade) e 25,00 mL (1 unidade).- Erlenmeyer de 250 mL (2 unidades). 
- Bécher de 50 ou 100 mL (1 unidade) e de 400,0 ml (1 unidade). 
- Proveta graduada de 50,0 ou 100,0 mL (1 unidade). 
- Pipeta graduada de 10,0 mL (1 unidade). 
- Bastão de vidro (1 unidade). 
- Bico de Bunsen, tripé e tela de amianto. 
- Suporte para bureta. 
 
 
 
2.2 Recepção do Material 
 
(a) Ao lhe ser designada uma bancada no laboratório, conferir o material recebido 
com o constante da relação fornecida. 
(b) Verificar se o material se encontra em boas condições. Observar, 
particularmente, se a vidraria não apresenta fraturas ou rachaduras, se as pontas 
das pipetas e da bureta se encontram perfeitas e se a torneira da bureta se 
adapta bem ao seu orifício, vedando o escoamento da água. 
(c) Fazer uma lista do material constante na bancada e das condições desse 
material. 
 
2.3 Limpeza do Material 
 
(a) Verificar a limpeza da vidraria. 
(b) Lavar com detergente e água fria da torneira. 
(c) Verificar de novo a limpeza da vidraria. Se for necessário, lavar com solução 
detergente aquecida. 
 
Observações: 
1) O aparelho volumétrico é dado como limpo ao se verificar que a água destilada 
escorre uniformemente pelas paredes internas do respectivo aparelho 
volumétrico. 
2) Jamais guardar vidraria suja. 
 
Todos os equipamentos volumétricos utilizados em uma análise quantitativa 
devem estar perfeitamente limpos antes de sua utilização, a fim de possibilitar a 
realização de análises dentro dos limites de confiança permitidos, pois a presença 
de substâncias gordurosas nas paredes internas dessas vidrarias pode induzir a 
erros no resultado final da análise. Logo, todo material de vidro ou porcelana 
também deve ser lavado imediatamente após seu uso. Os resíduos de soluções ou 
precipitados, com o tempo atacam o vidro e a porcelana, tornando-se difícil a sua 
remoção alterando a capacidade dos recipientes. Os aparelhos volumétricos devem 
ser totalmente desengordurados. A presença de traços de gordura provoca a 
retenção do líquido sob a forma de gotículas nas paredes dos recipientes, impedindo 
escoamento total do líquido. 
 
Verifica-se o estado de limpeza de um aparelho volumétrico enchendo-o com 
água e observando-se seu escoamento. Se gotículas ou uma película não uniforme 
de água, aderentes às paredes internas do equipamento forem detectadas, então, é 
necessário limpá-lo. 
 
 
3 PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Vidraria (Ver ítem IV.1) 
 
 3.1.1 - Apresentação da vidraria 
 3.1.2 - Finalidade da cada vidraria 
 3.1.3 - Limpeza da vidraria 
 3.1.4 - Manipulação da vidraria 
 3.1.5 - Manuseio da vidraria 
 
3.2 - Titulação – conceitos (ver ítem IV.2) 
 
 3.2.1 - Titulante/Titulado 
 3.2.2 - Ponto estequiométrico/Ponto final da titulação 
 3.2.3 - Indicador 
 3.2.4 - Padronização 
 3.2.5 - Padrão primário/Padrão secundário. 
 
4 – Relatório 
 
(a) Fazer um resumo da Parte Experimental – vidraria – finalidade e limpeza, 
destacando que vidraria são de precisão e os cuidados que se deve ter com 
essas vidrarias. 
(b) Fazer um resumo sobre titulação, tomando como exemplo uma reação ácido-
base, destacando todos os subitens do item 3.2. 
 
 
VI - VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
Em soluções aquosas, as titulações de neutralização são aquelas nas quais 
os íons H3O
+ são titulados com íons OH- (ou vice-versa). Isto é válido para: ácido 
forte, base forte, ácido fraco, base fraca e sais de ácido fraco e base fraca. Então, a 
reação envolvida será: 
 
H3O
+ + OH-  2 H2O 
 
 
EXPERIMENTO N1. ACIDIMETRIA 
 
PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES - TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE. 
 
1 OBJETIVO 
 
 Preparar soluções diluídas de HCl a partir de HCl concentrado 37%(m/m), 
 d = 1,19 g solução/mL de solução. 
 Determinar a concentração exata (padronização) da solução preparada por 
titulação com substância padrão (Padrão Primário). 
 
2 - RESUMO 
 
As análises quantitativas das soluções que contenham componentes ácidos e 
básicos por meio de titulação, requerem a disponibilidade de soluções titulantes 
padrões. 
A solução de ácido mais empregada como titulante é a de HCl. As soluções 
de ácidos fortes são preparadas por diluição dos ácidos concentrados 
comercialmente existentes. O HCl concentrado que se encontra na maioria dos 
laboratórios, é de concentração cerca de 37% (m/m) que corresponde à 12 M (12 
mol/L). 
Porém, há necessidade de preparar-se uma solução diluída, a partir do HCl 
concentrado, para proceder a uma titulação. Como a solução preparada parte de um 
ácido de concentração aproximada, esta deve ser padronizada com um dos padrões 
 
primários, básicos, conhecidos como, por exemplo, o bórax. Entretanto, após a 
padronização, a solução de HCl diluída se mantém estável por longos períodos, 
tornando-se, então, um padrão secundário para padronização de bases. 
 Os indicadores de pH (bases ou ácidos orgânicos fracos), nestas titulações, 
têm papel primordial, pois apresentam cores diferentes, dependendo da forma com 
que se encontram em solução (forma ácida ou forma básica). 
 
 
3 EQUAÇÕES ENVOLVIDAS 
 
3.1 Padronização de solução de HCl com bórax (Na2B4O7.10 H2O) 
 
Na2B4O7.10 H2O  2 NaH2BO3 + 2 H3BO3 + 5 H2O 
2 NaH2BO3 + 2 HCl  2 H3BO3 + 2 NaCl 
Na2B4O7.10H2O + 2 HCl  4 H3BO3 + 2 NaCl + 5 H2O 
 
 
3.2 Razão estequiométrica 
nbórax/nHCl =1/2 nHCl = 2 nbórax 
 
4 PARTE EXPERIMENTAL 
4.1 Preparação de 250,00 mL de HCl 0,1 M (0,1 mol/L) a partir de HCl 
concentrado 
 
a) Verificar a densidade do HCl concentrado e a %m/m no rótulo. 
b) Calcular o volume de HCl concentrado necessário para preparar 250,00 mL de 
solução 0,1 M (0,1 mol/L) (ver cálculos no item 5.1 a seguir). 
c) Fazer, no relatório, o cálculo da concentração molar do HCl concentrado e da 
proporção da diluição. 
d) Medir, em pipeta graduada de 10 mL (Cuidado!!! Não usar a boca para 
pipetar o HCl concentrado – os vapores de HCl provocam queimaduras na 
mucosa bucal. Deixe subir por capilaridade), o volume de HCl concentrado, 
calculado no item (b). 
 
e) Colocar cerca de 100 mL de água destilada em balão volumétrico de 250,00 
mL e adicionar o volume medido de ácido concentrado (o ácido deverá 
sempre ser adicionado sobre a água destilada em pequenas quantidades). 
f) Completar o volume a 250,00 mL com água destilada. Homogeneizar a 
solução. 
 
 
4.2 Padronização da solução de HCl 0,1 mol/L 
a) Pipetar 25,00 mL de solução padrão bórax (Na2B4O7.10 H2O) 0,0500 mol/L e 
transferir para um erlenmeyer de 250 mL. 
b) Adicionar 4-5 gotas de indicador vermelho de metila 0,1 % (m/v) Faixa de pH de 
mudança de cor do indicador vermelho de metila: [pH > 6,2 (amarelo) – pH < 4,4 
(vermelho alaranjado)]. A solução fica amarela. 
c) Lavar a bureta com mais ou menos 5 mL do ácido preparado. Enchê-la até 1 a 
2 mL acima do zero, abrir a torneira para completar toda a bureta com o ácido 
diluído preparado no item 4.1, e ajustar o volume em zero.(Sempre que usar a 
bureta deverá proceder como foi indicado). 
d) Colocar o erlenmeyer contendo a solução padrão (bórax) e o indicador sobre um 
fundo branco (folha de papel) e adicionar o ácido diluído, da bureta. Durante a 
adição do ácido, o frasco deve ser agitado constantemente, enquanto a outra 
mão controla a torneira da bureta. Próximo do ponto estequiométrico 
(próximo da viragem do indicador), lavar as paredes do erlenmeyer com água 
destilada (com auxílio de pissete) e continuar a titulação, cuidadosamente, 
adicionando o ácido, gota a gota, até obter a cor vermelha- alaranjada do 
indicador. 
e) Anotar o volume gasto de solução de HCl ( V1 ) 
f) Determinar a concentração molar (mol/L ou mmol/mL) da solução de HCl. 
 
 
 
5 CÁLCULOS 
5.1 Cálculo do volume de HCl concentrado para preparar 250,00 mL de solução 
de HCl 0,1 mol/L 
 
 
 
 
Onde: d = densidade da solução concentrada (g/mL ou g/cm3) 
 M.M. = massa molecular do composto 
 
Observações: 
1. %(m/m) = g HCl /100g de solução. 
2. d = densidade, expressa quando pesa em g cada mL de solução de HCl. 
3. Calculada a concentração molar do ácido concentrado, calcular o volume de 
ácido necessário usando a fórmula: 
 
 
 
 
5.2 Padronização da solução de HCl 0,1 mol/L 
 
 
 
 
 
Observação 1: Verifique a razão estequiométrica no item 3.2. 
Observação 2: A concentração molar deverá, sempre, ser expressa, no mínimo, 
com quatro algarismos significativos. 
 
5.3 Massa molar das substâncias envolvidas nos cálculos 
HCl = 36,5 g/mol 
Na2B4O7.10H2O = 382 g/mol 
(M.V)concentrado = (M.V)diluído 
M (mol/L) = [%(m/m) * d * 10]/M.M. 
n HCl = 2 n bórax 
 
(M.V)HCl = 2 (M.V) bórax 
 
EXPERIMENTO N2. ACIDIMETRIA. 
 
PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES - TITULAÇÃO ÁCIDO - BASE 
 
 
1 - OBJETIVO 
 Preparar solução diluída de NaOH a partir de hidróxido de sódio sólido. 
 Determinar a concentração exata da solução de NaOH utilizando o HCl como 
padrão secundário. 
 
 
2 - RESUMO 
 
As análises quantitativas das soluções que contenham componentes ácidos e 
básicos por meio de titulação, requerem a disponibilidade de soluções titulantes 
padrões, como falado anteriormente. 
Com relação às bases, a solução mais empregada como titulante é de NaOH. 
O NaOH é obtido sempre na forma sólida e este não é encontrado na forma pura, 
pois sempre está contaminado por umidade e por pequenas quantidades de Na2CO3 
(em torno de 2%). Sendo assim, prepara-se primeiro uma solução de NaOH de 
concentração necessária e em seguida faz-se sua padronização com um padrão 
primário ácido (por exemplo biftalato de potássio) ou com um padrão secundário 
(solução de HCl previamente padronizada). Entretanto, o NaOH por ser uma base 
forte, é susceptível à carbonatação segundo a reação: 
 
2 NaOH + CO2  Na2CO3 + H2O 
 
Logo, uma solução de NaOH deverá, sempre, ser padronizada imediatamente 
antes do seu uso. 
Os indicadores de pH nessas titulações têm papel fundamental. A 
padronização da solução de NaOH será realizada com HCl padronizado. Serão 
feitas duas titulações, com dois indicadores de faixas de pH distintas: a fenolftaleína: 
pH < 8,2 (incolor) – pH > 9,8 (rosa) e alaranjado de metila: pH < 3,1 (laranja) – pH > 
4,4 (amarelo). 
 
Na titulação da base forte NaOH com ácido forte HCl, o pH do ponto 
estequiométrico é 7,0 e o salto de pH nas imediações do ponto estequiométrico é 
grande (para concentrações em torno de 0,1 mol/L NaOH versus 0,1 mol/L HCl, o 
salto de pH varia de pH ~4 a ~10), abrangendo a zona de transição de cor dos 
indicadores fenolftaleína e alaranjado de metila, e, portanto, o volume do ponto final 
dessas duas titulações, teoricamente, teria que ser o mesmo, o que não ocorre. Isto 
é devido ao carbonato de sódio presente na solução de hidróxido de sódio, que 
mesmo em concentração mínima, por ser também uma base diprótica será titulada 
também pelo HCl sendo que na titulação com o indicador fenolftaleína, este mudará 
de rosa para incolor após todo o NaOH ter sido consumido e o Na2CO3 ter sido 
neutralizado a NaHCO3 (pH~ 8,3) pelo HCl. Já na titulação com o indicador 
alaranjado de metila, este mudará de amarelo para laranja após todo o NaOH ter 
sido consumido e o Na2CO3 ter sido neutralizado a H2CO3 (pH~ 4,0). 
 
NaOH + HCl  NaCl + H2O 
 
Na2CO3 + HCl  NaHCO3 + NaCl (pH~ 8,3) 
 
NaHCO3 + HCl  H2CO3 + NaCl (pH~ 4,0) 
 
 
3 – EQUAÇÃO ENVOLVIDA 
 
3.1 Padronização da solução de NaOH 
 NaOH + HCl  NaCl +H2O 
 
3.2 Razão estequiométrica 
 n NaOH = nHCl 
 
 
4 - PARTE EXPERIMENTAL 
4.1 - Preparação de 250,00 mL solução de NaOH 0,1 mol/L 
a) Fazer o cálculo da massa de NaOH necessário para preparar 250,00 mL de 
solução de NaOH 0,1 mol/L (ver cálculos no ítem 5.1). 
b) Pesar, em becher de 100 mL, a massa necessária de NaOH para preparar 
250,00 mL de solução de 0,1 mol/L . 
c) Adicionar água destilada para dissolver o NaOH e com a ajuda de um bastão de 
vidro, transferir, quantitativamente, a solução para um balão volumétrico de 
250,00 mL. 
d) Repetir a operação lavando o bécher com várias porções de água destilada, até 
que não haja mais resíduo de NaOH no bécher. 
e) Completar o volume com água destilada a 250,00 mL. A parte inferior do 
menisco da solução deve tangenciar com o traço da graduação. 
f) Tampar e homogeneizar a solução. 
 
 
4.2 - Titulação da solução de NaOH 0,1 mol/L com solução HCl padronizado 
(padrão secundário) usando fenolftaleína como indicador 
 
a) Pipetar 25,00 mL da solução de NaOH 0,1 mol/L, preparada no item 4.1 (f), e 
transferir para erlenmeyer de 250 mL. 
b) Adicionar 3-4 gotas de indicador fenolftaleína 0,1% (m/v) [pH > 9,8 (rosa) – pH 
< 8,2 (incolor)]. A solução fica rosa. 
c) Encher a bureta com solução de HCl de concentração exata e conhecida 
(padrão secundário). 
d) Titular a solução preparada de NaOH com o HCl padronizado, gota a gota, até 
a solução se torne incolor. 
e) Anotar o volume gasto de HCl (V1 ). 
f) Determinar a concentração molar exata da solução de NaOH. 
 
 
 
 
 
 
4.3 - Titulação da solução de NaOH 0,1 mol/L com solução de HCl padronizado 
(padrão secundário), usando alaranjado de metila como indicador 
 
Repetir a titulação como no ítem 4.2 usando alaranjado de metila 0,1 %(m/v) como 
indicador [pH > 4,4 (amarelo) – pH < 3,1 (laranja)] no lugar da fenolftaleína. A 
mudança de cor será de amarelo para laranja. Anotar o volume de HCl gasto como 
V2. Calcular também a concentração molar exata da solução de NaOH. 
 
 
 
5 - CÁLCULOS 
5.1 - Cálculo da massa de NaOH para preparar 250,00 mL de solução de NaOH 
0,1 mol/L. 
 
 
 
 
 
5.2 – Titulação da solução de NaOH para calcular a concentração molar exata. 
 
 
 
 
 
 
Observação: A razão estequiométrica das substâncias envolvidas na reação 
química respectiva é igual a 1. 
 
5.3 - Massa molar das substâncias envolvidas nos cálculos. 
 NaOH = 40 g/mol 
 HCl = 36,5 g/mol 
(M.V )NaOH = nNaOH (mmol) 
 
m (g) NaOH = n (mmol) * M.M.NaOH (g/mmol) 
ntitulante = 1 n titulado 
ou 
(M.V)titulante = 1 (M.V)titulado 
 
EXPERIMENTO N 3. ALCALIMETRIA. 
 
TITULAÇÃO ÁCIDO - BASE. Determinação de acidez (ácidos fracos) 
em amostras comerciais (vinagre e leite). 
 
1 – OBJETIVO 
 
 Padronizar a solução de NaOH 0,1mol/L. 
 Determinar a acidez em vinagre comercial. 
 Determinar a acidez em leite. 
 
2 - RESUMO 
 
O controle da acidez de determinados produtos é de grande importância do 
ponto de vista de sua fabricação, conservação e melhoramento. Para a 
determinação dessa acidez, expressa em diferentes unidades de concentração, 
utiliza-se solução de NaOH previamente padronizada com biftalato de potássio. 
 
O vinagre, produto obtido por fermentação acética do álcool etílico, é 
comercializado com teores de ácido acético (CH3COOH) variando de 3% m/v (0,5 
mol/L) a 6% m/v (1mol/L) e regulamentados por lei. 
 
A acidez do leite é proveniente da fermentação do açúcar lactose, devida à 
ação de microorganismos. O principal ácido existente no leite é o ácido lático(CH3CHOHCOOH) e a sua determinação mostra o estado de conservação do leite. 
A determinação da acidez também indica a possível presença de substâncias 
neutralizantes utilizadas para baixar a concentração de ácido lático ou a adição de 
água, prática utilizada na adulteração do leite e proibida por lei. A legislação exige 
que a acidez do leite deva estar entre 0,15 - 0,20 %m/v ou 15 - 20 D(*). Valores 
inferiores indicam a possível fraude pela adição geralmente de água ou NaHCO3 e 
valores superiores, atestam a má conservação do produto. 
(*) É conveniente expressar a concentração de ácido lático no leite em grau 
Dornic (D) que é o volume (mL) de solução de NaOH 1/9 mol/L gasto para 
neutralizar 100 mL de leite. 
 
1 D = _1 mL de NaOH 1/9 mmol/mL 
 100 mL de leite 
 
1 D = _1/9mmol de NaOH______ 
 100 mL de leite 
 
Como : n NaOH (mmol)= n ácido lático (mmol) 
 
Então: 1D = 1/9 mmol de ácido lático 
 100 mL de leite 
 
Como : n ácido lático (mmol) * M.M.(g/mmol)= m (g) 
 
Logo : 1D = 1/9 mmol ácido lático * 0,09 g ácido lático/mmol 
100 mL de leite 
 
1D = _0,01g de ácido lático_ ou 
 100 mL de leite 
 
 
 
 
3 - EQUAÇÕES ENVOLVIDAS 
3.1 - Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L 
H2O+
C
O
O
C
OK
ONa
NaOH+
C
O
O
C
OK
OH
 
Biftalato de potássio (BK) Ftalato de sódio e potássio 
 
3.2 - Determinação da acidez em vinagre 
O
C ONa
H3C
H2O++ NaOH
O
C OH
H3C 
Ácido acético Acetato de sódio 
 
 
1D = 0,01 % (m/v) 
 
3.3 - Determinação da acidez em leite + H2ONaOH+
C
C
O
OH
OH
H3C
H
C
C
O
ONa
OH
H3C
H
 
Ácido láctico Lactato de sódio 
 
 
3.4 – Razão estequiométrica 
 
3.4.1 - Padronização da solução de NaOH: n NaOH = 1 n BK 
3.4.2 – Determinação de acidez em vinagre: n NaOH = 1 n ácido acético 
3.4.3 – Determinação de acidez em leite: n NaOH = 1 nácido lático 
 
 
4 - PARTE EXPERIMENTAL 
 
4.1 - Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L 
a) Pipetar 25,00 mL da solução padrão de biftalato de potássio 0,1000 mol/L para 
erlenmeyer de 250 mL. 
b) Adicionar 3-4 gotas de fenolftaleína 0,1 %m/v. A solução permanece incolor. 
c) Titular com solução de NaOH 0,1 mol/L, gota a gota, até que a solução se torne 
levemente rosada. 
d) Anotar o volume gasto de solução de NaOH (VL). 
e) Determinar a concentração molar exata da solução de NaOH. 
 
 
4.2 - Determinação da acidez em vinagre comercial 
4.2.1- Diluição da amostra de vinagre 
a) Pipetar 10,00 mL de solução comercial de vinagre para balão volumétrico de 
100,00 mL. 
b) Completar o volume com água destilada. Homogeneizar a solução. 
c) Calcular o fator de diluição (F). 
 
 
 
4.2.2 - Determinação de ácido acético na solução diluída de vinagre 
a) Pipetar 25,00 mL da solução diluída de vinagre comercial para o erlenmeyer 
de 250 mL preparada no item 4.2.1. 
b) Adicionar 3-4 gotas de solução indicadora de fenolftaleína 0,1 %(m/v). A 
solução diluída de vinagre permanece incolor. 
c) Titular com solução de NaOH de concentração molar exata e conhecida (ítem 
4.1), gota a gota, até que a solução se torne levemente rosada. 
d) Anotar o volume gasto de solução de NaOH (V1). 
e) Determinar a % (m/v) de ácido acético no vinagre comercial. 
 
4.3 - Determinação de acidez em leite 
 
a) Pipetar 25,00 mL de leite para o erlenmeyer de 250 mL. 
b) Adicionar 40 mL de água destilada, com auxílio de proveta. 
c) Juntar 10 gotas de fenolftaleína 0,1 %(m/v). A cor do leite permanece a mesma 
(branca). 
d) Titular com solução de NaOH de concentração molar exata e conhecida (item 
4.1.), gota a gota, até que a solução se torne levemente rosada. (Comparar com 
a amostra de leite original para facilitar a visualização da mudança de cor). 
e) Anotar o volume gasto de solução de NaOH (V2). 
f) Determinar a %(m/v) de ácido lático no leite. 
g) Expressar também o resultado em grau Dornic (oD) 
 
 
5.1 - Padronização da solução titulante 
 (MVL)titulante = 1 (MV)titulado 
 
5.2 - Determinação de acidez 
5.2.1 – Cálculo do número de moles envolvido na reação 
 ntitulado = nNaOH = X (M.V)NaOH 
 
(a) V = V1 (determinação de acidez em vinagre); X = 1. 
(b) V = V2 (determinação de acidez em leite); X = 1. 
 
 
 
5.2.2 – Cálculo da Concentração molar 
 M = n/Valíquota pipetada 
Onde: n – número de moles do ácido fraco respectivo a cada determinação 
 
5.2.3 – Cálculo do Título (g/L) 
 T(g/L) = M (mol/L) x M.M. (g/mol) 
 
5.2.4 – Cálculo da %(m/v) 
 %(m/v) = T (g/L)/10 
 
 
Observação 1: No caso do vinagre, onde foi feita uma diluição, tem-se que calcular 
o fator de diluição e multiplicar todos os resultados encontrados por este fator, para 
que se tenha a acidez na amostra de vinagre original. 
- Cálculo do fator de diluição (F): F = Vdiluído/Vconcentrado = 100/10 F = 10 
 
Observação 2: Para calcular Grau Dornic (oD), calcula-se, primeiro, %m/v e , então, 
basta multiplicar: 
%(m/v)ácido lático/leite x 100. 
 
 
5.3 - Massa molar das substâncias envolvidas nos cálculos 
Biftalato de potássio = 204,24 g/mol 
Ácido acético = 60 g/mol 
Ácido lático = 90 g/mol. 
 
EXPERIMENTO N4 - ALCALIMETRIA. 
 
TITULAÇÕES ÁCIDO – BASE. DETERMINAÇÃO DA PUREZA DE 
ÁCIDOS E SAIS. 
 
 
1 – OBJETIVO 
 
 Determinar a concentração exata (padronização) da solução de NaOH 0,1 mol/L 
com HCl padronizado (Padrão Secundário). 
 Determinar a pureza em ácido cítrico. 
 Determinar o valor neutralizante de um calcário. 
 
 
2 - RESUMO 
 
As soluções de NaOH (base forte) são susceptíveis à absorção de CO2 (gás 
carbônico) presente no ar atmosférico (carbonatação), devendo, sempre, ser 
padronizadas imediatamente antes do sua utilização. 
 
A determinação do grau de pureza (% de pureza) de um reagente (amostra) 
sólido ou líquido é importante para avaliar a quantidade (massa, em g) de reagente 
puro que está contidoa em 100 g de amostra, avaliando indiretamente o grau de 
contaminação do reagente. 
 
O primeiro exemplo, utilizando a titulação ácido – base, é a determinação da 
quantidade de ácido cítrico presente em uma amostra de ácido cítrico comercial. O 
ácido cítrico é sólido e a pureza, expressa em porcentagem, deverá relacionar a 
massa (g) de ácido cítrico puro por 100 g de amostra comercial.O ácido cítrico é um 
ácido triprótico (H3C6H5O7) com constantes de ionização Ka1= 8,3 x 10
-4 ; Ka2= 2,2 x 
10-5 ; Ka3= 4,0 x 10
-7. Porém, mesmo sendo um ácido triprótico, é titulado como se 
fosse um ácido monoprótico, pois sendo suas constantes de ionização tão próximas, 
os 3 prótons são neutralizados simultaneamente. O indicador utilizado nesta 
titulação só muda de cor após a neutralização do terceiro próton. O ácido cítrico 
também está presente normalmente em frutas cítricas, tais como laranja, acerola e 
 
limão, daí se poder calcular a acidez dessas frutas cítricas através da titulação com 
NaOH. 
 
Na correção da acidez dos solos utilizam-se materiais que contêm em sua 
composição química óxidos, hidróxidos, carbonatos e silicatos de cálcio e/ou 
magnésio. Dentre esses materiais o mais utilizado como corretivo é o calcário, 
rocha calcária moída - por ser um material de ocorrência muito freqüente e 
abundante na natureza. Em sua composição predomina o carbonato de cálcio, 
geralmente associado a carbonato de magnésio. As características que influenciam 
a qualidade de um corretivo são o tamanho da partícula (granulometria), e o poder 
de neutralização do calcário, pois um fator que prejudica a qualidade