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NOVA - Volumetria de Complexação e Precipitação - Editada 2 - em PDF

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Aurenice M. Mota da Silva 
Graduando em Eng. de Alimentos UFC 
 
Orientação: 
 Maria. Mozarina Bezerra 
Almeida. 
 Profª de Quimica Analitica DQAFQ - UFC 
 
Volumetria de complexação e 
precipitação: Como aplicar na 
Agronomia? 
Fortaleza, 
2013 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 2 
 
 
 
 
Uma reação de complexometria é entendida como a transformação de um íon simples em um íon 
complexo. O íon complexo è obtido pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons de uma espécie ou 
mais (ânions ou moléculas) com uma espécie deficiente em elétrons (um cátion), capaz de aceitar pares de 
elétrons, através de ligações covalentes coordenadas(VOLUMETRIA, 2013). A espécie “doadora” de elétrons é 
denominada ligante e cátion “receptor” desses elétrons é denominado cátion metálico central, ou seja, é uma 
reação entre um íon metálico, M, e um ligante, L, resultando na formação de um complexo, ML. A reação que 
forma um complexo1/1: 
 
M + L → ML 
 
Assim o desenvolvimento da sua aplicação analítica, 
baseia-se na formação de um complexo colorido entre o analito e o 
titulante é usado para indicar o ponto final da titulação. 
 
O titulante adequado para essa determinação é aquele que 
forma complexos quelatos (complexos de estrutura heterocíclica 
de várias ligações covalentes) com o íon metálico (complexos 
polidentados), eliminando a formação sucessiva de complexos 
intermediários, acrescentando ainda o fato da constante de 
estabilidade dos complexos quelatos ser superior à dos complexos 
monodentados. Os agentes complexantes mais utilizados em 
análise é o cianeto de potássio e o EDTA. 
 
Uma reação de complexação com um íon metálico envolve a substituição de uma ou mais moléculas de 
solvente, coordenadas por outros grupos complexantes. Os grupos ligados ao íon central são os ligantes e em 
solução aquosa, todo composto de coordenação possui propriedade de conservar sua identidade. 
 
Por exemplo: Hg2+ + 4 Br - [HgBr4]2- 
 Ag+ + 2CN- [Ag(CN)2]- 
Os reagentes formadores de complexos mais úteis são os 
compostos orgânicos que possuem vários grupos doadores de elétrons 
que formam múltiplas ligações covalentes com íons metálicos. Os agentes 
complexantes inorgânicos são utilizados também para controlar a 
solubilidade e para formar espécies coloridas ou precipitados. A formação de complexos inorgânicos solúveis 
não é muito utilizada em titulações, porem a formação de precipitados, particularmente com o nitrato de prata 
como titulante, é a base para muitas determinações importantes. 
Os ligantes podem ser classificados como monodentados ou multidentados. Os monodentados fornecem 
um par de elétrons por molécula ou íon ligante (ex: NH3, H2O, CO, Cl-, CN- e OH-). Já os multidentados (“com 
muitos dentes”) fornecem dois ou mais pares de elétrons por molécula ou íon (ex: etilenodiamino (em): ligante 
bidentado (se liga ao metal por meio de dois átomos) e etilenodiaminotetracetico (EDTA) ligante hexadentado 
(possui dois átomos de N e quatro de C doadores)). Complexos formados por ligantes multidentados são 
freqüentemente denominados quelatos (VOLUMETRIA, 2013). 
 
É o principal agente complexante, representado por M4Y. Ele possui em sua estrutura quatro grupos 
carboxila e dois grupos amina que podem atuar como doadores de pares de elétrons, ou bases de Lewis, ou seja, 
apresenta seis posições ligantes possíveis quando prótons são removidos (HARRIS, 2001). Esse reagente forma 
V O L U M E T R I A DE C O M P L E X A Ç Ã O 
EDTA (ácido etilenodiaminotetracético) 
Aplicação de Micronutrientes às plantas 
 
Soluções fertilizantes quelatados são 
considerados os mais eficientes. Visto que 
sua estrutura complexada preserva o 
microelemento da formação de compostos 
insolúveis com outros compostos presentes 
no solo e sua carga elétrica permite que o 
metal complexado tenha uma maior 
liberdade de movimento na solução do solo 
e mantendo-o em solução, ou seja, aumenta 
a solubilidade dos íons metálicos e, 
consequentemente, sua assimilação. 
Substâncias húmicas contem grande 
número de sítios de complexação, 
portanto, se comportam como um 
sistema natural "multidentado" de 
complexação. 
 Fonte: RODELLA, 2003. 
Fonte: GOMES, 1976. 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 3 
 
complexos estáveis de estequiometria 1:1 com grande número de íons metálicos em solução aquosa. Ele se 
torna o complexante mais importante, pois poucos ligantes multidentados formam complexos 1:1 bastante 
estáveis em uma única etapa com os mais variados íons metálicos de tal modo a produzir uma mudança brusca 
nas suas concentrações, no ponto de equivalência. 
 
Em valores de pH menores ou iguais a 12, o EDTA forma apenas 4 ligações coordenadas, visto que nessa 
faixa os grupos amina mantém-se protonados e então inábeis para doar elétrons para a ligação. O EDTA forma 
ligações mais estáveis quando se encontra no seu estado dissociado Y4- e, para isso, deve estar em um ambiente 
alcalino. 
 
A constante de formação, Kf, do complexo metal-EDTA é a constante de equilíbrio para a reação: 
Mn+ + Y4- MYn-4 
 
A constante de formação na equação 1.1 descreve a reação entre Y4- e um íon metálico. Porém a maioria 
do EDTA não está na forma Y4- em pH abaixo de 10,24. As espécies HY3-, H2Y2- e assim por diante predominam 
em pH baixo. 
 
TITULAÇÃO COM EDTA 
Para construirmos a curva de titulação com EDTA devemos calcular a concentração do íon metálico 
durante o curso de titulação e obtemos a seguinte reação : 
 
Mn+ + EDTA MYn-4 K’f = ay4 - Kf 
 
Se Kf é grande , podemos considerar a reação como estando completa em cada ponto da titulação. 
 
A curva de titulação é normalmente ilustrado por um gráfico de pM = - log [M] em função do volume do 
titulante adicionado. 
 
Existem três regiões distintas da curva de titulação (Figura 1), são elas: 
 
REGIÃO 1: Antes do ponto de equivalêcia 
Neste ponto, há um excesso de M+ em solução 
após o EDTA ter sido consumindo. A concentração de 
íon metálico livre é igual à concentração do excesso, M+, 
que não reagiu. A dissociação do MYn-4 é desprezível. 
 
REGIÃO 2: No ponto de equivalência 
Neste ponto, há a mesma quantidade de EDTA e 
de metal em solução. Pode-se tratar a solução como se 
tivesse feita pela dissociação de MYn-4 puro. Algum Mn+ 
livre gerado pela fraca dissociação do MYn-4: 
 
MYn-4 ⇆ Mn+ + EDTA 
 
Nessa reação, o EDTA refere-se à concentração 
total do EDTA livre em todas as suas formas. No ponto 
de equivalência, [Mn+] = [EDTA]. 
 
 
Fonte: VOLUMETRIA, 2013. 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 4 
 
 
 
REGIÃO 3: Após o ponto de equivalência 
Nesta etapa, há um excesso de EDTA, e praticamente todo o íon metálico está na forma MYn-4. A 
concentração de EDTA livre pode ser igualada à concentração do excesso de EDTA adicionado após o ponto de 
equivalência. 
 TÉCNICAS DE TITULAÇÃO COM EDTA 
A maioria dos metais da tabela periódica pode ser determinado com o EDTA, porém nem sempre é 
possível efetuar a titulação direta de determinados íons metálicos com EDTA usando um indicador visual 
(VOLUMETRIA, 2013). Para isso existem diversa técnicas alternativas que podem ser utilizadas nestes casos. 
Estas técnicas são mencionadas a seguir: 
 
Titulação direta 
O constituinte é titulado com uma solução padrão de EDTA, 
em uma solução tamponada em um pH apropriado. Pode-se utilizaruma agente complexante complementar como amônia, tartarato, 
citrato ou trietanolamina, para evitar que o íon metálico forme 
precipitado na ausência de EDTA. 
 
Titulação de retorno ou indireta 
Um excesso conhecido de EDTA é adicionado ao titulado. O excesso é então titulado com uma solução-
padrão de um segundo íon metálico. É necessária se o titulado precipita na ausência do EDTA, se ele reage 
muito lentamente com EDTA sob as condições da analise ou se ele bloqueia o indicador. O íon metálico usado na 
titulação de retorno não se deve deslocar o complexo formado pelo íon metálico em analise com EDTA. 
 
Titulação de deslocamento 
Esta técnica é utilizada para íons metálicos que não possuam um indicador satisfatório. O constituinte 
em analise normalmente é tratado com um excesso de Mg (EDTA)2- para deslocar o Mg2+, que é posteriormente 
titulado com solução de EDTA padrão. A constante de formação do Mg2+ deve ser maior que constante de 
formação do Mg (EDTA)2- ou o deslocamento do Mg2+ do Mg (EDTA)2- não ocorrerá. 
 
 
 
 
Para conduzir titulações de cátion metálico usando EDTA é quase sempre necessário usar um indicador 
complexométrico ou indicadores de ions metálicos (Tabela 1) que são substancias que formam complexos 
com o metal que é titulado, adquirindo coloração diferente daquela própria do indicador e de estabilidade 
menor que a dos complexos do metal com EDTA. Usualmente um corante orgânico tal como, Preto de eriocromo 
T, Vermelho de eriocromo B ou Murexida, sao usados para determinar quando o ponto final tenha sido 
alcançado. O ponto final envolve a reação: 
 
M-Ln + EDTA → M- EDTA + Ln 
Cor A Cor B 
 
 
No ponto final da titulação o íon metálico é descolocado do complexo M-Ln e convertido em M-EDTA, 
liberando o indicador que apresenta outra cor. Como já mencionado, o complexo M-Ln deve ser suficientemente 
estável, porém menos estável que o complexo M-EDTA. 
 
Estes tais indicadores possuem um comportamento um tanto complicado pelo fato de sua que cor 
depende do pH da solução. Eles podem reagir com íons H+, assim como um cátion, apresentando um 
comportamento análogo ao de um indicador ácido-base. 
 
As substancias húmicas (matéria orgânica) 
são consideradas agentes complexantes e 
fertilizantes especiais pela Legislação 
Espanhola. 
Fonte: RODELLA, 2013. 
Indicadores Complexométricos 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 5 
 
Quadro 1 – Alguns indicadores complexométricos e suas características. 
Preto de Eriocromo T ou 
Negro de Eriocromo T 
É usado exclusivamente na faixa de pH entre 7 e 11 onde a forma azul do indicador predomina na ausência 
de íons metálicos; 
Forma complexos vermelhos com aproximadamente 30 metais, entretanto, somente pouco destes 
complexos tem a estabilidade necessária para permitir uma mudança de cor apropriada no ponto final de 
uma titulação direta com EDTA. 
Calmagita 
Sua estrutura é similar a do indicador Ério T, de modo que suas propriedades como indicador também são 
semelhantes; 
Entretanto, é mais estável que o Ério T em solução aquosa, o que justifica a sua crescente popularidade 
como um substituto para o Ério T. 
Arsenazo I 
É um excelente indicador para a titulação de terras raras com EDTA; 
Também encontra alguma utilidade para cálcio e magnésio, porque ao contrário do Ério T e da Calmagita; 
Não é bloqueado por pequenas quantidades de íons cobre de ferro (III). 
Alaranjado de Xilenol 
É um dos poucos indicadores que pode ser usado em soluções ácidas; 
O indicador livre é amarelo em pH < 6, enquanto os complexos metálicos são vermelho ou violeta; 
 É mais utilizado normalmente nas titulações diretas de Bi(III) e Th(IV) e nas contra-titulações onde o 
excesso de EDTA é titulado com Bi(III). 
Muxerita 
Em solução alcalina forma complexos estáveis para a complexometria com EDTA dos íons cálcio, cobalto, 
níquel e cobre (III), os complexos formados com os três últimos são amarelados; 
A solução aquosa do indicador é instável e deve ser preparada logo antes do uso. 
Calcon (solocromo Azul 
escuro) 
Uma aplicação importante desse indicador é na titulação de cálcio na presença de magnésio em pH acima 
de 12, para a interferência do magnésio; 
 Sob essas condições o magnésio fica quantitativamente precipitado como hidróxido; 
A sua solução é preparada em metanol. 
Fonte: VOLUMETRIA, 2013. 
 
 
Uma reação de titulação para que tenha uma importância analítica, deve existir uma mudança rápida na 
concentração do íon metálico no ponto de equivalência (VOLUMETRIA, 
2013). 
 
Os ligantes monodentados, em condições adequadas, podem formar 
um complexo binuclear, isto é, um complexo que contenha dois íons 
metálicos ou um complexo polinuclear contendo mais de dois íons. Por 
exemplo, a interação dos íons Zn2+ com Cl- pode resultar na formação do 
complexo binuclear [Zn2Cl6]2- adicionalmente a espécie simples como 
[ZnCl3]- e [ZnCl4]2- (GUENTER, 1972). 
 
A estabilidade termodinâmica de uma espécie química é uma 
medida da extensão em que esta espécie será formada a partir de outras, sob determinadas condições, desde 
que se estabeleça equilíbrio no sistema. 
Utilizando MLn como uma formula geral do complexo (não utilizou-se as cargas do íon metálico e nem 
do íon complexo para simplificar a exemplificação), o sistema poderá ser descrito pelas seguintes etapas de 
equilíbrio: 
 M + L ML K1 
 ML + L ML2 K2 
 ML(n-1) + L MLn Kn K3 
 As constantes de equilíbrio K1, K2 e Kn são chamadas se constantes de estabilidade parciais e são 
importantes no estudo da complexometria (VOLUMETRIA, 2013). 
A estabilidade dos complexos está relacionada com a capacidade de complexação do íon metálico 
envolvido e com as características do reagente. A formação de um complexo metálico mononuclear pode ser 
genericamente representada pela equação: 
 
 M + nL MLn 
 íon metálico agente ligante complexo 
E Q U I L Í B R IOS SIMULTANEOS DE C O M P L E X A Ç Ã O E SOLUBILIDADE 
A sorção do pesticida é influenciada 
pelo pH do solo, que pode aumentar 
ou diminuir as forças de atração 
entre as moléculas do pesticida e os 
constituintes coloidais do solo 
(argila e substâncias húmicas). 
 
 Fonte: PEREZ, 2013. 
 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 6 
 
 
Então, a constante de formação da reação ou constante de estabilidade é dada por: 
 
Quando vários ligantes se ligam ao átomo metálico central, a formação do complexo envolve sucessivas 
etapas e então, o equilíbrio é determinado por tantas constantes de formação quantas sejam as espécies 
complexadas em questão (VOLUMETRIA, 2013). 
Considerando que o íon metálico M numa solução com um ligante monodentado. O sistema pode ser 
descrito através das do equilíbrio parcial ou do equilíbrio global. O equilíbrio parcial consiste na adição de um 
ligante por uma vez inicialmente ao átomo central e posteriormente ao complexo formado (GUENTER, 1972). 
As equações e reações químicas que demonstram esse comportamento são escritas logo abaixo: 
 M + L ML= β1 
 ML + L ML2 = β2 
 
 ML(n-1) + L MLn =βn 
 
As constantes de equilíbrio Kf1, Kf2,..., Kfn são as constantes de estabilidade parcial da reação de 
complexação, e expressam o grau de formação parcial de um complexo. 
 
As constantes β1, β2 ,..., βn são constantes de estabilidade globais, que estão relacionadas com as 
constantes de estabilidades parciais. 
Dedução: 
 (1)M + L ML (2)ML + L ML2 
K1 = => [ML] = K1[M][L] K2 = => <=> K1 K2 = Kf 
Então: Kf= K1K2…Kn 
OBS: Kestabilidade = = 
Quanto mais estável for o complexo, o maior será a complexo, maior será a constante de estabilidade, 
isto é, menor será a tendência do íon complexo dissociar-se nos seus constituintes. 
 
 
 
 
 
 A uma dada temperatura, existe uma quantidade limite de 
uma dada substância que se consegue dissolver num determinado 
volume de solvente, e que se denomina solubilidade dessa 
substância nesse solvente (VOGUEL, 1981). A solubilidade é 
representada por S. 
 
Por exemplo: à temperatura de 25 °C, é possível dissolver cerca 
de 36 gramas de cloreto de sódio) em 100 mL de água, sendo, 
portanto é 36 g/100 mL a solubilidade do cloreto de sódio em água. 
 
O grau de solubilização depende de um balanço entre duas 
forças elétricas: 
S O L U B I L I D A D E 
 
A fertilidade do solo está diretamente 
ligada à solubilidade dos minerais que o 
solo contém além da existência de matéria 
orgânica e inorgânica. Para um solo ser 
fértil, não basta conter as características 
químicas mas garantir que os elementos 
essenciais ao desenvolvimento da planta 
sejam absorvidos por suas raízes. 
 
 Fonte: VIEIRA, 1988. 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 7 
 
1. A força de atração entre moléculas H2O e os íons do sólido; 
2. A força de atração entre íons de carga oposta. 
 
 
Exemplo da dissociação do sulfato de cálcio em meio aquoso: 
 CaSO4(s) ⟶ Ca2+(aq) + SO42-(aq) 
 
 
 
 
Considerando uma solução saturada de cloreto de sódio, NaCl. 
Se continuarmos a adicionar AgCl a uma solução saturada, 
verificamos que há formação de precipitado, e passamos a ter uma 
solução heterogênea com uma fase líquida e uma fase sólida (HARRIS, 
2001). Nestas condições, ocorre um equilíbrio entre estas duas fases, 
designado por equilíbrio em soluções saturadas de sais, e que, neste 
caso, pode ser representado por: 
NaCl (s) «NaCl (aq) 
 
O momento em que a velocidade de dissolução iguala-se à 
velocidade de precipitação, 
corresponde ao instante em que se 
estabelece o equilíbrio de solubilidade do sal em estudo. 
A dissolução do NaCl traduz-se pela sua dissociação em íons Na+ e Cl−; 
ou seja, o NaCl é um eletrólito: 
 
 
 
 
 
 
 
À Constante de Equilíbrio para o processo acima dá-se o nome de Constante de produto de solubilidade 
(Kps). 
Uma vez que cada mol de NaCl origina, na dissolução/dissociação, 1mol de íons Na+ e 1 mol de íons Cl−, 
podemos escrever: 
 
 
A solubilidade de um soluto é a quantidade necessária para se obter uma solução saturada a uma dada 
quantidade de solvente. A solubilidade depende: 
� pH 
� Temperatura; 
� Composição do solvente; 
� Efeito do íon comum; 
� Pressão; 
Por exemplo, do ponto de vista 
físico, oscilações de temperatura 
causam rompimento do material 
mineral constituinte da rocha. 
 Fonte: VIEIRA, 1988. 
 
A ocorrência de metais pesados no solo (exemplo Cu, Zn, Fe, Co, Mo, Se) está frequentemente associada às atividades antrópicas 
(fertilizantes minerais, corretivos de acidez (calcários), resíduos orgânicos-lodo de esgoto, composto de lixo-, resíduos industriais-
indústria de zinco- e defensivos) são bioaculáveis e tem efeitos tóxicos em organismos se em grandes quantidades. Resíduos 
orgânicos quanto aplicados corretamente ao solo tem a capacidade de formar complexos e quelatos com esses metais, impedindo 
sua absorção pelas plantas. 
 Fonte: PEREZ, 2013. 
E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D E 
Outro exemplo é Calagem do Solo, 
processo no qual cálcio e fósforo são 
incorporados no solo para correção para 
cultivo. Esse processo regula o pH e 
neutraliza o efeito tóxico de alguns 
elementos como alumínio e manganês. 
Esse processo diminui a solubilidade do 
excesso de Al3+ formando o precipitado 
Al(OH)3. 
 Fonte: MELLO, 1983. 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 8 
 
Praticamente não existe um sal totalmente insolúvel, há um equilíbrio entre o sólido e sua forma 
dissociada: produto de solubilidade (Kps). 
 
Na grande maioria dos casos, o aumento da temperatura provoca o aumento da solubilidade das 
substâncias (o sulfato de cálcio é um exemplo em que ocorre o oposto). 
 
 Exemplo: Considere Am Bn um sal pouco solúvel: 
 
 K’ K 
 AmBn(sól.) AmBn(aq.) mA + nB 
 
K’ = K = 
 
Se quisermos definir o produto de solubilidade em termos de concentração: 
 
 
 
 = Ks = = Produto de Solubilidade 
Como AmBn é um sal pouco solúvel, as concentrações de A e B são pequenas em solução, logo a força 
ionica é baixa: 
 
1<< 
AmBn precipita quando [A]m.[B]n ≥Ks 
 
 
 
 
Precipitado é uma substância que se separa de uma solução, formando uma fase sólida. O precipitado 
pode ser cristalino ou coloidal e pode ser removido da solução por filtração ou centrifugação. Forma-se um 
precipitado quando uma solução se torna supersaturada com uma substância em particular. 
 
 
Exemplo: 
 
O produto de solubilidade pode ser calculado a 
partir de sua solubilidade e vice-versa. 
� Para um composto AB: 
 
 AB(s) A+(aq) + B-(aq) 
 Kps= [A+][B-] 
 S=[A+]=[B-] 
 Kps= S2 
Exemplo: 
A adição de K2CrO4 numa solução de Ag2CrO4 fornece o íon comum CrO2−4, diminuindo a solubilidade do Ag2CrO4, 
mesmo quando um ânion aparentemente não participa do equilíbrio, interações iônicas importantes ocorrem íons 
incomuns tendem a aumentar a solubilidade (“efeito do íon diverso” ou “efeito salino”). 
P R O D U T O DE S O L U B I L I D A D E 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 9 
 
 
 
 
D E F I N I Ç Ã O 
Para um produto AxBy: 
 
 AxBy (s) xAy+(aq) + yBx-(aq) 
 
Kps= [Ay+]x[Bx-]y , mas: 
 
[Ay+] = xS e [Bx-] = yS , Portanto: 
 
Kps (axBy) = (xS)x(yS)y 
Kps (axBy) = Xx Yy S(x+y) Então: 
 
Exemplo : a solubilidade do AgCl (143,32 g/mol) a 25°C é 1,94x10-4 g/100mL. Calcular a solubilidade molar 
e o Kps. 
Solução: equação de dissociação:AgCl Ag+(aq) + Cl-(aq) 
 
 Cálculo do produto de solubilidade : 
 
 S= 
 
 
 
 
 
 É UMA APLICAÇÃO DO PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
 
A solubilidade de um sal muito pouco solúvel é reduzida 
pela adição de um sal solúvel que tenha um íon em comum. 
Suponha uma solução saturada (equilíbrio) de cloreto de prata, 
que é muito pouco solúvel. 
 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl−(aq) 
 
Se, nesta solução, adicionamos um eletrólito forte 
(bastante solúvel), por exemplo, AgNO3, aumentamos [Ag+]: 
AgNO3(s) H2O Ag+(aq) + NO-3(aq) 
 
O equilibrio da equação: AgCl(s) Ag+(aq) + Cl−(aq) é deslocado para a esquerda, ou seja, a solu-
bilidade do AgCl diminui. 
 
 
 
 
 
 
A volumetria de precipitação se baseia em reações com formação de compostos pouco solúveis, também 
chamados de precipitados. As titulações de precipitação estão entre os métodos analíticos mais antigos, mas são 
muito limitadas porque muitas reações de precipitação não obedecem a alguns requerimentos básicos para o 
sucesso de uma titulação como estequiometria e/ou velocidade da reação e visualização do ponto final 
(VOLUMETRIA, 2013). 
 
E F E I T O D O Í O N C O M U M 
Importância da solubilidade 
 
As estalactites e estalagmites 
encontradas em grutas e 
cavernas, não são mais do que 
equilíbrios de solubilidade entre 
os depósitos subterrâneos, 
constituídos essencialmente por 
carbonato de cálcio (CaCO3), e 
as águas naturais, como por 
exemplo a água da chuva. 
 
Fonte: VIEIRA, 1988. 
 
V O L U M E T R I A D E P R E C I P I T A Ç Ã O 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 10 
 
Em um número reduzido de casos é possível conduzir a titulação sob 
observação visual até o ponto em que a formação do precipitado deixa de 
ocorrer. Mais comumente, adota-se o uso de indicadores. 
 
Muitos métodos volumétricos de precipitação empregam indicadores mais 
ou menos específicos, isto é, apropriados para uma dada reação de 
precipitação. Há, no entanto, uma classe especial de indicadores, os 
indicadores de adsorção (Quadro 2), que encontram um campo mais amplo 
de aplicação. As possibilidades do uso das reações de precipitação na análise 
titulométrica se ampliam consideravelmente com a utilização de métodos 
físico-químicos para a localização do ponto final. 
 
Os mais importantes métodos volumétricos de precipitação é a argentimetria que se baseia na formação 
de sais de prata (haletos, cianeto e tiocianato) pouco solúveis. 
 
Quadro 2 – Métodos volumétricos de precipitação específicos. 
 
Fonte: PRECIPITAÇÃO, 2013. 
 
 
 
Os processos mais importantes de precipitação da análise 
volumétrica empregam o nitrato de prata com o reagente 
(processos argentimétricos). 
 
As determinações do ponto final nas reações são 
principalmente : formação de um precipitado colorido; formação 
de um composto solúvel colorido; utilização de indicadores de 
adsorção e método turbidimétrico. Os métodos utilizados na 
argentimetria são os Métodos de Mohr e de 
Volhard(PRECIPITAÇÃO, 2013). 
 
 
 
Os indicadores usados nas titulações de precipitação são 
usualmente específicos, isto é, reagem seletivamente com o 
titulante para formar uma substância colorida. Tanto o analito, A, 
como o indicador, In, podem reagir com o titulante, T, assim, ambos podem ser considerados como 
competidores. 
 
Reação de titulação: A + T AT(s) 
Reação do indicador: In + T InT(s) 
 
Métodos Argentimétricos 
Uso de Indicadores 
Em análise de solos, pode-se 
combinar vários indicadores, 
obtendo-se uma mistura conhecida 
como Indicador Universal, que 
identifica as reações ácidas, 
neutras e alcalinas. 
 
 Fonte: KIEHL, 1979. 
Usando indicadores para determinar a acidez do 
solo: 
 
O pH ou acidez/alcalinidade do solo é um indicativo 
de suas cargas elétricas, da quantidade de alumínio 
trocável e hidrogênio e das bases no solo que 
propiciam um direcionamento do tratamento a ser 
dado para o cultivo. Um dos métodos qualitativos 
das reações no solo é o uso de indicadores. Esse 
método permite saber se na solução do solo 
predominam os iônios H+ ou os OH- ou se há 
equilíbrio entre eles. Pode-se utilizar fenolftaleína ou 
azul de bromotimol. 
 
A técnica de determinação consiste em se dobrar 
uma tira de papel que foi previamente embebida em 
parafina fundida e colocar uma pequena porção de 
terra nessa “nacela”, umedecer com água e gotejar a 
solução indicadora. A coloração do líquido que 
escorre indica a reação da amostra conforme o 
indicador. 
 
 
 Fonte: KIEHL, 1979. 
 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 11 
 
 Como a reação do indicador é a responsável pela mudança 
de cor, que sinaliza o ponto final da titulação, ela não deve 
ocorrer até que todo o analito tenha reagido com o titulante. A 
extensão na qual o analito reage preferencialmente ao indicador 
é governada basicamente pela diferença nas constantes de 
equilíbrio das duas reações. Quanto maior a constante de 
equilíbrio para a reação de titulação relativa à reação do 
indicador maior a preferência do titulante pelo analito. 
 
 A reação do indicador com o titulante deve resultar em uma 
mudança de cor significativa com um consumo negligenciável do 
titulante para que o erro da titulação seja pequeno (BACCAN, 
2001). Duas condições são necessárias para que isto ocorra: 
 
1) a reação do indicador deve proceder apreciavelmente 
para a direita mesmo na presença de uma pequena 
quantidade do titulante; 
 
2) o produto da reação do indicador deve ser intensamente colorido de modo que possa ser visualizado 
mesmo em baixa concentração. 
 
Um outro tipo de indicador usado na argentimetria é o indicador de adsorção. Esses indicadores são 
corantes orgânicos, com caráter de ácidos ou bases fracos (aniônicos ou catiônicos, respectivamente), que 
acusam o ponto final através de uma mudança de coloração sobre o precipitado (PRECIPITAÇÃO, 2013). A 
mudança de coloração se deve à adsorção ou dessorção do corante, como consequência de uma modificação da 
dupla camada elétrica em torno das partículas do precipitado na passagem do ponto de equivalência. 
 
 
 
Formação de um precipitado colorido 
Esse método foi desenvolvido para a determinação de íons 
cloreto, brometo e iodeto usando como titulante uma solução 
padrão de nitrato de prata e como indicador uma solução de 
cromato de potássio. 
Reação de titulação: Ag+ + Cl- AgCl(s) (precipitado branco) 
Reação do indicador: 2Ag++CrO42- Ag2CrO4(s) (precipitado 
vermelho tijolo) 
 
A solubilidade molar do Ag2CrO4 (Kps = 1,1 x 10-12) é cerca 
de 5 vezes maior do que a do AgCl (Kps = 1,75 x 10-10), conseqüentemente o AgCl precipita primeiro. 
Imediatamente após o ponto de equivalência a concentração de íons prata torna-se grande o suficiente para 
iniciar a precipitação do cromato de prata, que sinaliza o fim da titulação. 
 
Como a concentração de íons no ponto de equivalência é conhecida, a concentração de íons cromato 
necessária para iniciar a precipitação do cromato de prata pode ser calculada. 
 
Normalmente, é usada uma concentração de cromato de 0,005 a 0,01 mol/L, o que contribui com um 
erro muito pequeno para concentrações de cloreto em torno de 0,1 mol/L. Em concentrações mais baixas de 
cloreto o erro é suficientemente grande para ser ignorado e deve ser feita uma correção para determinar o 
branco do indicador,isto é, determinar a quantidade de nitrato de prata necessária para titular o indicador. 
Esta prova em branco é feita usando uma suspensão de um sólido branco inerte, usualmente, carbonato de 
cálcio, livre de cloreto. Como alternativa para determinar o branco do indicador, a solução de nitrato de prata é 
padronizada com uma solução padrão de cloreto de sódio, usando o método de Mohr. Se os volumes de nitrato 
MÉTODO DE MOHR 
Determinação de carbono orgânico no solo: 
 
Consiste em oxidar a matéria orgânica via 
úmida com dicromato de potássio em meio 
sulfúrico, em meio aquecido. O excesso de 
dicromato após a oxidação 
é titulado com solução padrão de sulfato 
ferroso amoniacal (sal de Morh). 
 
 Fonte: EMBRAPA, 1997. 
Compostos ricos em Arsênio são os 
subprodutos da extração de minérios 
sulfatados e constituem alguns dos 
principais contaminantes do solo e lençóis 
freáticos e vizinhança. 
O uso de adsorventes inorgânicos é uma 
tentativa de se empregarem tecnologias 
mais eficazes e mais acessíveis 
economicamente às indústrias de extração 
mineral. Entre os minerais que apresentam 
propriedades adsorventes de arsênio 
encontram-se alguns argilominerais, como a 
alumina, óxidos de ferro e de manganês e a 
pirita. 
 
 Fonte: LADEIRA et al., 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 12 
 
de prata necessários para titular o padrão e a amostra forem próximos, os erros do indicador para as duas 
titulações serão cancelados (PRECIPITAÇÃO, 2013). 
 
A limitação mais séria do método de Mohr é a necessidade do controle cuidadoso do pH da solução, que 
deve ficar entre 6,5 e 10,5. 
 
Quando o pH é inferior a 6,5 o cromato de prata torna-se excessivamente solúvel devido à reação: 
2 CrO42- + 2 H+ 2 HCrO4- Cr2O72- + H2O 
 
O dicromato de prata é consideravelmente mais solúvel do que o cromato de prata, o que aumenta o 
erro do indicador. 
Quando o pH é superior a 10,5 o íon prata pode reagir com o hidróxido ao invés do íon cloreto, 
formando o hidróxido de prata ou o óxido de prata insolúveis: 
 
2 Ag+ + 2 OH- 2 AgOH(s) Ag2O(s) + H2O 
 
Os cátions dos metais de transição são interferentes para o método de Mohr porque formam hidróxidos 
insolúveis ou sais básicos em meio neutro ou em soluções alcalinas que tendem a co-precipitar os íons cloreto e 
brometo. Além disso, alguns hidróxidos são bastante coloridos, como o Fe(OH)3, e mascaram a cor do indicador. 
Chumbo e bário não devem estar presentes por formarem cromatos pouco solúveis. 
Ânions como fosfato, arseniato, carbonato e oxalato interferem por formarem sais pouco solúveis com a prata 
em soluções neutras e alcalinas. Se essas espécies estiverem presentes em quantidades apreciáveis devem ser 
separadas da amostra ou deve ser usado um método alternativo (PRECIPITAÇÃO, 2013). 
 
A aplicação desse método à determinação de cianeto só é viável em soluções ligeiramente alcalinas. A 
titulação de iodeto e tiocianato não são satisfatórias apesar das solubilidades relativamente baixas desses sais 
de prata; o iodeto de prata e o tiocianato de prata adsorvem tão fortemente o íon cromato que eles não floculam 
no ponto final resultando em uma mudança de cor insatisfatória. A prata não pode ser titulada diretamente com 
o cloreto usando cromato como indicador, pois o cromato de prata, inicialmente presente, se dissolve muito 
lentamente próximo do ponto de equivalência. Contudo, pode-se adicionar um excesso de solução padrão de 
cloreto e, então, contratitular usando o cromato como indicador. 
 
 
 
Um outro complexo colorido 
 
 O método de Volhard envolve a titulação do íon prata, em meio ácido, com uma solução padrão de 
tiocianato e o íon Fe (III) como indicador, que produz uma coloração vermelha na solução com o primeiro 
excesso de tiocianato(BACCAN, 2001). 
 
Reação de titulação: Ag+ + SCN- AgSCN(s) (precipitado branco) 
Reação do indicador: Fe3+ + SCN- FeSCN2+ (complexo solúvel vermelho) 
 
O íon Fe (III) é um indicador extremamente sensível para o íon SCN-. Cálculos mostram que o erro do 
indicador varia muito pouco à medida que a concentração dos íons Fe (III) aumenta de 0,005 a 1,5 mol/L. Na 
prática, concentrações maiores que 0,2 mo/L devem ser evitadas porque os íons Fe (III) dão à solução uma 
coloração amarela que mascara a mudança de cor do indicador (PRECIPITAÇÃO, 2013). 
 
O método de Volhard pode ser usado para a titulação direta de prata com solução padrão de tiocianato 
ou para a titulação indireta de cloreto, brometo e iodeto (RODELLA, 2013) . Na titulação indireta, um excesso de 
solução padrão de nitrato de prata é adicionado e a quantidade que não reage com os íons Cl-, Br- e I- é contra 
titulada com solução padrão de tiocianato. 
 
Reação do analito: Ag+ (excesso) + Cl- AgCl(s) 
Reação de titulação: Ag+ (sem reagir) + SCN- AgSCN(s) 
Reação do indicador: Fe3+ + SCN- FeSCN2+ 
MÉTODO DE VOLHARD 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 13 
 
 
A principal vantagem do método de Volhard é sua aplicação em meio fortemente ácido, necessário para 
evitar a hidrólise do íon Fe (III). Não interferem, então, os íons arseniato, fosfato, carbonato, oxalato, etc., cujos 
sais de prata são solúveis em meio ácido. Igualmente, não interferem os íons dos metais de transição a não ser 
os fortemente corados. Agentes oxidantes fortes reagem com o tiocianato (PRECIPITAÇÃO). 
 
Um problema especial aparece quando o método de Volhard é usado para a determinação de cloreto. O 
cloreto de prata (Kps = 1,75 x 10-10) é mais solúvel do que o tiocianato de prata (Kps = 1,1 x 10-12) e a seguinte 
reação pode ocorrer durante a contra titulação: 
 
AgCl(s) + SCN- AgSCN(s) + Cl- 
O que significa que mais tiocianato do que o necessário é adicionado na contra titulação, levando a um erro 
muito grande na determinação. 
 
Esse problema pode ser evitado de duas maneiras. A remoção do AgCl mediante filtração dá excelente 
resultado, mas é bastante demorada. Mais simples, no entanto, é a adição de uma pequena porção de 
nitrobenzeno antes de efetuar a titulação com o tiocianato a fim de revestir as partículas do precipitado e, 
assim, evitar a ação dissolvente do tiocianato sobre o cloreto de prata. 
 
Quando o método de Volhard é aplicado à determinação de brometo e iodeto não há necessidade de isolar 
os haletos de prata, pois tanto o AgBr como o AgI são menos solúveis do que o AgSCN. Na determinação do 
iodeto, o íon Fe (III) só deve ser adicionado após a precipitação do AgI para evitar a oxidação do íon iodeto pelo 
Fe (III). O íon Fe (III) não tem ação sobre o iodeto de prata. 
 
2Fe3+ + 2I- 2Fe2+ + I2 
 
 
 
 
 
Uso de indicadores de adsorção 
 
Esse método usa os indicadores de adsorção para sinalizar o ponto final da titulação (HARRIS, 2011). Na 
aplicação desses indicadores à argentimetria é preciso considerar que a sensibilidade do haleto de prata à luz é 
aumentada pelos corantes. Em vista disso, a titulação deve ser efetuada rapidamente e sob luz difusa. 
 
O mecanismo de atuação desses indicadores foi explicado por Fajans e pode ser exemplificado 
considerando-se a titulação direta de íons cloreto com solução padrão de nitrato de prata. Antes do ponto de 
equivalência, partículas coloidais de AgCl são carregadas negativamente devido à adsorção dos íons Cl- 
existentes na solução. 
 
 (AgCl). Cl- ׀ M+ excesso de cloretocamada primária camada secundária 
 
Os íons Cl- adsorvidos formam uma camada primária, tornando as partículas coloidais negativamente 
carregadas. Essas partículas atraem os íons positivos da solução para formar uma segunda camada, mais 
fracamente ligada. 
 
Além do ponto de equivalência, o excesso de íons Ag+ desloca os íons Cl- da camada primária e as 
partículas se tornam positivamente carregadas. 
 
(AgCl) . Ag+ ׀ X- excesso de prata 
 camada primária camada secundária 
 
Os ânions da solução são atraídos para formar a camada secundária. 
MÉTODO DE FAJANS 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 14 
 
 
A fluoresceína é um ácido orgânico fraco que pode ser representado por HFI (VOGUEL, 1981). Quando a 
fluoresceína é adicionada no frasco da titulação, o ânion FI- não é adsorvido pelo AgCl coloidal, uma vez que o 
meio tem íons Cl- em excesso. Contudo, quando os íons Ag+ estão em excesso, os íons FI- podem ser atraídos 
para a superfície das partículas positivamente carregadas. 
 
 (AgCl) . Ag+ ׀ Fl- >>>> O agregado resultante é rosa e a cor é suficientemente intensa 
para servir como indicador visual. 
 
Alguns fatores devem ser considerados para a escolha do indicador de adsorção apropriado para uma 
titulação de precipitação, entre eles: 
 
1) O precipitado deve separar-se com uma superfície específica relativamente grande, pois o funcionamento 
dos indicadores de adsorção envolve um fenômeno de superfície. Um colóide protetor, como a dextrina, 
pode ser adicionado para manter o precipitado altamente disperso; 
2) A adsorção do indicador deve começar imediatamente antes do ponto de equivalência e aumentar 
rapidamente no ponto de equivalência. Alguns indicadores são tão fortemente adsorvidos que deslocam o 
íon primariamente adsorvido bem antes do ponto de equivalência ser alcançado; 
3) O pH do meio deve ser controlado para garantir uma concentração eficiente do ácido ou da base. A 
fluoresceína, por exemplo, tem um Ka ~10-7 e em solução mais ácidas do que pH = 7 a concentração dos 
íons FI- é tão pequena que nenhuma coloração é observada. 
 
Portanto, esse indicador só pode ser usado em uma faixa de pH de 7 a 10. A diclorofluoresceína tem um Ka ⩳10-
4 e pode ser usada em soluções com pH variando entre 4 e 10; 
 
É preferível que o íon do indicador tenha a carga contrária à do íon adicionado como titulante. A adsorção 
do indicador não ocorrerá até que um excesso de titulante esteja presente. Uma lista de indicadores de 
adsorção é dada no Quadro 3 abaixo: 
 
Quadro 3 – Alguns indicadores de Adsorção 
 
 Fonte: PRECIPITAÇÃO, 2013. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 15 
 
 
 
 
 
1. Explique o que é solubilidade e como a temperatura pode interferir nessa característica. 
 
2. Escreva a dissociação dos sais: Na2CO3, CaCl2, NaCl, AgC2H3O2, KClO4 e NH4ClO4. 
 
3. Defina constante de equilíbrio e mostre como é calculada. 
 
4. Descreva indicadores metalocrômicos. Cite exemplos. 
 
5. O que é um precipitado? 
 
6. Calcule a solubilidade molar Mg(OH)2 sabendo que a constante do produto de solubilidade é 1,8 x 10 -11. 
 
7. Calcule a concentração de Ba2+ em um sistema onde o BaSO4 se encontra em equilíbrio com seus íons. 
Sabendo que Kps = 1,1 x 10-10. 
 
8. Uma amostra de MgCO3, pesando 0,1225 g, foi adequadamente dissolvida em um mínimo de HCl 
diluído, o pH ajustado e tamponado. A solução resultante foi titulada com EDTA usando Negro de 
Eriocromo T como indicador, gastando-se 29,05 mL da solução de EDTA. Calcular a concentrtação em 
mol/L desta solução de EDTA. 
 
9. Calcule a solubilidade molar de CaF2 a 25ºC em que: 
a) Apresenta 0,001 mol de Ca(NO3)2em 1000 mL; 
b) Apresenta 0,005 mol NaF em 500 mL. 
 
10. Diferencia método de Mohr, Fajans e Volhard? 
 
11. O cálcio presente em uma amostra de 100 mL de água natural foi determinado pela precipitação do 
cátion como CaC2O4. O precipitado foi filtrado, lavado e calcinando em um cadinho com uma massa de 
2,5321 g quando vazio. A massa do cadinho mais CaO (56,077 g mol-1) foi de 23,3001 g. Calcule a 
concentração de Ca (40,078 g mol-1) em água em unidades de gramas por 100 mL de água. 
 
12. Qual a principal vantagem da precipitação em solução homogênea em relação à precipitação por adição 
direta de um agente precipitante? 
 
13. Qual a diferença entre o Ponto Final e o Ponto de Equivalência em uma titulação? 
 
14. Quais são as principais restrições em termos ambientais e de saúde relacionadas com a utilização do 
Método de Mohr? 
 
15. Calcule a porcentagem de prata numa liga em uma amostra de 0,2025 g. que foi pesada e dissolvida 
adequadamente. A amostra em solução foi transferida para o erlenmeyer e titulada com uma solução 
padrão de KSCN 0,1000 mol L-1. Foram gastos 15,25 mL deste padrão para atingir o ponto final da 
titulação. 
 
16. Para a titulação de uma solução de água de abastecimento, faz-se necessária à preparação de 2,0 litros 
de uma solução de AgNO3 com uma concentração de 0,0500 mol L-1 (PM.AgNO3= 169,87 g mol-1) a partir 
de um sólido de grau analítico. Faça os cálculos referentes ao preparo desta solução e encontre a 
concentração de cloro presente nesta amostra de água sabendo-se que, na titulação da amostra foram 
gastos 15,7 mL de AgNO3. 
 
E X E R C Í C I O S DE V E R I F I C A Ç Ã O DE C O N T E Ú D O 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 16 
 
17. Realizar os cálculos necessários para gerar uma curva de titulação de uma alíquota de 50,0 mL de 
solução NaCl 0,0500 mol L-1 com AgNO3 0,1000 mol L-1. (KPS= 1,82 x 10-10). 
 
18. Em uma prática em laboratórios de análise de solos, fez-se a determinação de cloreto (PACl= 35,453 g 
mol-1) em soro pelo método de Volhard. Para isso, uma amostra de 5,0 mL de solo foi tratada com 8,450 
mL de uma solução de AgNO3 0,1000 mol L-1 e o excesso de íons prata foi titulado com 4,250 mL de uma 
solução de KSCN 0,1000 mol L-1 (SCN-) usando uma solução de Fe3+ como indicador. Calcular quantos 
mg de cloreto existem por mL de solo. 
 
19. 12.30 mL de uma solução contendo uma quantidade desconhecida de I- (PA= 126,90 g mol-1) foram 
tratados com 50,0 mL de uma solução 0,3650 mol L-1 de AgNO3. O precipitado (AgI(s)) foi separado por 
filtração, e o filtrado (adicionado de Fe3+) foi titulado com uma solução de KSCN 0,2870 mol L-1. Quando 
37,60 mL foram adicionados, a solução tornou-se vermelha. Quantos miligramas de I- estão presentes na 
solução original? 
 
20. O cálcio presente em uma amostra de 100 g de terra foi determinado pela precipitação do cátion como 
CaC2O4. O precipitado foi filtrado, lavado e calcinando em um cadinho com uma massa de 22,5321 g 
quando vazio. A massa do cadinho mais CaO (56,077 g mol-1) foi de 23,3001 g. Calcule a concentração de 
Ca (40,078 g mol-1) na terra em unidades de gramas por 100 mL de água. 
 
21. Em que aspecto o método de Fajans é superior ao método de Volhard para a titulação do íon Cl-? 
 
22. Qual deve ser o pH do meio na determinação argentométrica de haletos pelo método de Mohr e por quê? 
 
23. Uma solução de AgNO3 contém 14,77 g do padrão primário AgNO3 em 1,00 L. Que volume desta solução 
será necessário para reagir com: 
a) 0,2631 g de NaCl? 
b) 64,13 mg de Na3AsO4? 
c) 25,00 mL de Na3PO4 0,05361 mol/L?24. Por que a determinação de I- pelo método de Volhard requer menos etapas do que a determinação do Cl- 
pelo mesmo método? 
 
25. A ação da solução alcalina de I2 no veneno C19H16O4 resulta na formação de 1 mol de CHI3 para cada mol 
do composto que reagiu. A análise do C19H16O4 pode, então, basear-se na reação entre CHI3 e Ag+: 
 
CHI3 + 3Ag+ + H2O 3AgI(s) + 3H+ + CO(g) 
 
26. O CHI3 produzido em uma amostra de 13,96 g foi tratado com 25,00 mL de uma solução de AgNO3 
0,02979 mol/L e o excesso de Ag+ foi titulado com 2,85 mL de uma solução de KSCN 0,05411 mol/L. 
Calcule a % de C19H16O4 na amostra. 
 
27. A titulação de uma amostra de 0,485 g pelo método de Mohr, requereu 36,8 mL de uma solução padrão 
de AgNO3 0,1060 mol/L. Calcule a % de Cl- na amostra. 
 
28. O As em uma amostra de 9,13 g de pesticida foi convertido para AsO4 3- e precipitado como Ag3AsO4 com 
50,00 mL de AgNO3 0,02015 mol/L. O excesso de Ag+ foi então titulado com 4,75 mL de KSCN 0,04321 
mol/L. Calcule a % de As2O3 na amostra. 
 
29. Um indicador de adsorsão é usado na determinação de rotina do Cl- Deseja-se que o volume da solução 
padrão de AgNO3 usado na titulação seja numericamente igual a % de Cl- quando amostras de 0,2500 g 
são usadas. Qual seria a concentração em mol/L da solução de AgNO3? 
 
 
 
Volumetria de complexação e precipitação: como aplicar na Agronomia? 
Química Analítica Aplicada – página 17 
 
 
 
 
 
 
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P A R A SE A P R O F U N D A R

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