Aula Volumetria

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Análise volumétrica 
 
 
 Profa. Adriane Medeiros Nunes 
CCQFA - UFPel 
 
 Fundamentos e Classificação (Neutralização, Precipitação, 
Óxido Redução e Complexação); 
 Características das reações fundamentais; 
 Solução padrão; 
 Padrão primário e padrão secundário; 
 Indicadores de ácido-base 
 Cálculos volumétricos; 
 Aplicações. 
Análise Volumétrica 
(Volumetria ou Titulometria) 
Análise Volumétrica 
(Volumetria ou Titulometria) 
 Análise Volumétrica refere-se a todo procedimento no qual o 
volume de um reagente necessário para reagir com um constituinte em 
análise é medido: 
 
OBJETIVO: Determinar a quantidade de uma substância que reage 
totalmente com a quantidade desconhecida de outra substância (analito). 
 
 
 Mais fácil e rápido: determinar o volume (volumetria) de uma solução 
de concentração conhecida de uma substância que reage com um volume 
conhecido de outra substância (analito). 
 
 Empregar a estequiometria para determinar a quantidade do analito 
presente na amostra. 
Definição de titulação pela IUPAC 
(International Union of pure and applied chemistry) 
 A espécie “A” é determinada pela adição de incrementos de “B”. 
 
 Toda a quantidade de “A” deve reagir. 
 
 Um ponto final deve ser reconhecido. 
 
 “A” é determinada a partir da quantidade de “B”. A razão de 
reação é conhecida pela estequiometria da reação de “A” com “B” 
ou por qualquer outra forma. 
 
O processo pode gerar uma curva de titulação. 
 
Pure and Appl. Chem, 429 (1969) 429. 
Definições 
 Titulante: Solução estável e de concentração conhecida de um 
reagente que é adicionado sobre a solução da amostra que contêm a 
espécie cuja concentração se deseja conhecer. Fica na bureta. 
 
 
 Titulado: Solução do analito. Solução da qual se deseja conhecer 
a concentração de uma espécie química. Fica no Erlenmeyer. 
 
 
Indicador: Composto químico auxiliar empregado no 
processo titulométrico para mostrar o momento em que a 
quantidade equivalente de titulante foi adicionada sobre o 
titulado, permitindo que se interrompa a titulação e se conheça 
com a maior exatidão possível a quantidade de titulante que foi 
necessária para reagir com todo o analito (titulado). 
 
 
O ponto de equivalência também pode ser localizado através de 
um método instrumental. 
 
 
Ponto de Equivalência e Ponto final 
 O ponto onde uma quantidade equivalente ou estequiométrica 
de titulante adicionado é a quantidade exata necessária para 
uma reação com o titulado, é chamado de ponto de 
equivalência = resultado ideal (teórico). 
 
 O ponto final é definido quando uma mudança de alguma 
propriedade da solução é detectada = resultado medido 
(experimental). 
 
Erro = Vpeq – Vpf 
 
 Onde Vpeq é o volume no ponto de equivalência e Vpf é o 
volume no ponto final. 
Aplicações: 
 
 
O nome da volumetria está relacionado com a 
natureza da reação que vai ocorrer, sendo que as 
mais comuns são: 
 
 - Ácido-base 
- Precipitação 
- Complexação 
- Redox 
 São ácidos ou bases fortes (porque reagem de forma mais 
completa fornecendo pontos finais mais nítidos); 
 
 As bases fracas nunca são empregadas como reagentes padrão 
(reagem de forma incompleta com o analito) 
 
 São preparadas por diluição de ácidos concentrados ou a 
partir dos hidróxidos sólidos. 
Solução padrão 
 HNO3: Pouco usado devido a suas propriedades oxidantes que 
causam reações paralelas indesejáveis; 
 HCl: estável indefinidamente, não forma precipitado com a maioria 
dos cátions; 
 HClO4 e H2SO4: estáveis, úteis para titulações em que o íon cloreto 
interfere em decorrência da formação de precipitados; 
 
 Ácidos Bases 
 HCl NaOH 
HClO4 KOH 
H2SO4 Ba(OH)2 
Soluções padrão 
É um composto suficientemente puro e estável que permite preparar 
uma solução padrão (primária) por pesagem direta do composto e 
diluição até um determinado volume de solução. 
 
Exemplo: Biftalato de potássio 
Padrão Primário 
Requisitos: 
 
 O material deve ser de alta pureza, 99,9% ou mais; 
 
 Deve ser estável a temperatura de secagem para remover umidade 
adsorvida ou água de hidratação; 
 
 Em solução, não deve reagir com O2 e CO2 atmosférico; 
 
 Deve ter alta massa molecular para minimizar o erro relativo no 
processo de pesagem. 
Padrão Secundário 
Um reagente padrão secundário é um composto que permite 
preparar uma solução titulante, porém sua concentração é 
determinada através da comparação (padronização) contra um 
padrão primário. 
 
Exemplo: NaOH 
Em uma titulação de padronização a concentração de uma solução é 
padronizada através da titulação contra um padrão primário. 
 
Exemplo: Padronização de solução de NaOH com Biftalato de potássio 
*
Montagem típica para uma titulação. O titulado está contido no Erlenmeyer, e o 
titulante na bureta. Pode ser utilizada uma barra de agitação, que é um magneto 
recoberto com Teflon, o qual é inerte para quase todas as soluções. A barra de 
agitação é girada por um magneto rotatório dentro do motor de agitação. 
Manipulação 
Cuidado: erro por visualização 
Requisitos necessários de uma reação para 
ser empregada em uma titulação 
 Reação estequiométrica; 
 Reação rápida; 
 Reação específica; 
 Mudança marcante de alguma propriedade quando a 
reação se completa; 
 Reação quantitativa. 
Tipos de Análise volumétrica 
1. Ácido - Base ou Neutralização: 
 
 Ácido forte x Base forte: HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
Ácido fraco x Base forte: CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O 
 
Ácido forte x Base fraca: HCl + NH4OH → NH4Cl + H2O 
 
2. Precipitação 
Ag+ + Cl- → AgCl ↓ Kps = 1,56 x 10
-10 
 
3. Óxido – Redução 
Cr2O7
2- + 14 H+ + 6 Fe2+ → 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O 
 
4. Complexação 
Zn2+ + Y4- (EDTA) → ZnY2- 
Determinação de espécies ácidas ou básicas através de 
reação de neutralização com uma solução padrão 
H3O
+ + OH- 2H2O 
H+ + OH- H2O 
A volumetria ácido-base tem 
um produto neutro 
pH= 7,0 
VOLUMETRIA ÁCIDO-BASE 
Solução 
Padronizada 
ÁCIDA 
Determinação 
Quantitativa 
Substância de caráter 
básico 
Substância de caráter 
ácido 
Método de 
Titulação 
Acidimetria 
Alcalimetria 
BÁSICA 
Por este método pode-se determinar: 
VOLUMETRIA ÁCIDO-BASE 
 O Titulante geralmente é uma Base forte ou um Ácido forte 
Exemplos: 
Base Forte: NaOH ou KOH 
Ácido Forte: HCl, H2SO4, HClO4 
Obs: 
HNO3 – não é utilizado devido ao seu elevado poder oxidante 
Estas soluções 
devem ser 
padronizadas 
 É obtido com o auxílio de indicadores visuais (ácido-base) ou por 
métodos instrumentais (potenciometria, condutometria, etc.) 
Indicadores Ácido-Base 
 
Ácidos ou bases orgânicas fracos que mudam de 
cor de acordo com o seu grau de dissociação (pH 
do meio) 
 
- A cor muda em certo intervalo estreito de valor de pH 
- Este intervalo depende exclusivamente do indicador 
- Não depende em absoluto da natureza do ácido e da base 
Os indicadores devem satisfazer as seguintes exigências: 
 
(a) A cor do indicador deve diferenciar claramente em valores ao redor 
do pH; 
 
(b) A cor do indicador deve mudar bruscamente em um pequeno 
intervalo de valores de pH; 
 
(c) A cor do indicador deve ser o mais intenso possível; 
 
(d) Amudança de cor do indicador deve ser um processo reversível. 
Teoria dos indicadores 
Segundo a teoria iônica dos indicadores: 
 
Os indicadores utilizados no método de titulação ácido–base são ácidos ou bases 
orgânicas fracas, cujas moléculas não ionizadas e íons tem diferentes cores. 
 HInd + H2O → Ind
- + H3O
+ 
 (Cor A) (Cor B) 
 
Em meio nitidamente ácido, o equilíbrio se desloca para a esquerda 
A ionização é reprimida 
Coloração A 
Teoria Cromófora dos Indicadores: 
Este nome se deve ao fato das cores dos compostos orgânicos serem 
atribuídas a presença de grupos especiais (que contém, geralmente, 
ligações duplas ou triplas) chamados cromóforos. 
Entre os cromóforos encontra-se o grupo: 
Nitro (O = N) → capaz de se transformar no grupo HO – N 
Azo (N = N) → que se transforma no grupo N – NH 
INDICADORES ÁCIDO-BASE 
FENOLFTALEÍNA 
A mudança de coloração reflete a formação ou o desaparecimento de 
grupos cromóforos. 
Faixa de viragem (pH) – 8,3 – 10 
Grupos OH 
polares 
incolor incolor vermelho 
INDICADORES ÁCIDO-BASE 
ALARANJADO DE METILA 
A escolha do Indicador 
Em geral, escolhemos um indicador cuja faixa de transição se sobreponha, o 
mais próximo possível ao intervalo onde se verifica a região de maior inflexão 
da curva de titulação. 
A escolha do Indicador Por que utilizamos em uma titulação apenas algumas 
gotas de solução diluída de indicador? 
Como os indicadores são ácidos ou bases, eles podem reagir tanto com o 
analito como com o reagente titulante. 
 
 
 
Desta forma, usamos indicadores supondo que o número de moles adicionado 
é desprezível em relação ao número de moles do analito. 
Cálculos volumétricos 
(Cálculos Estequiométricos em análises volumétricas) 
 
Procedimento geral para cálculos em uma análise 
volumétrica: 
A relação estequiométrica entre as espécies do analito 
e do titulante, junto com a molaridade do titulante, é 
usada em titulações para a determinar a molaridade do 
analito. 
Exemplo 
 
Em uma titulação de 25,0 mL de uma solução de HCl, 
empregando indicador fenolftaleína, a solução mudou de incolor 
para rosa quando foi adicionado 23,50 mL de uma solução 
padrão de NaOH 0,100 mol/L. 
Calcule a concentração em g/L de HCl na solução. Dados: Massa 
molar HCl: 36,5 g/mol 
 HCl ? mol/L 
25 mL 
NaOH 0,1 mol/L 
25 mL 
Determinação do ponto Final 
(Curvas de titulação) 
Comportamento da concentração de A em função do volume do titulante. 
A (Analito) + T (Titulante)  P (Produto) 
O gráfico apresenta um comportamento quase linear 
 
Ponto de equivalência é difícil de interpretar 
Gráfico de logaritmo da concentração versus o volume do titulante. 
Este gráfico apresenta mudança marcante próxima ao ponto de 
equivalência. 
 
Esta curva é chamada de curva de titulação e pode ser construída 
experimentalmente. 
PE 
Curva de Titulação 
 O objetivo é construir um gráfico em que o pH varie com a adição do 
titulante. 
 
 A obtenção dos dados para a construção de tais curvas é feita calculando-
se o pH da solução após cada adição do titulante. 
 
 Devemos entender o que está acontecendo durante a titulação para 
podermos interpretar uma curva de titulação experimental. 
 
 
 pH + pOH = 14 
pH = - log [H+] 
pOH = - log [OH-] 
*
 
1) Antes do ponto de equivalência 
 
HCl + NaOH  NaCl + H2O 
 
HCl + H2O (erlenmeyer) – ácido forte 
NaOH + H2O (bureta) 
 
A estequiometria da reação é 1:1. A adição de qualquer quantidade 
de NaOH consome uma quantidade igual de HCl: 
 
 o pH é determinado pelo excesso H+ na solução. 
 
 
 
 No ponto de equivalência, a quantidade de OH- é suficiente para reagir 
com todo o H+ para produzir H2O. O pH é determinado pela dissociação 
da água. 
3) Após ponto de equivalência 
 
A quantidade de NaOH no erlenmeyer agora está em excesso e a 
mesma é determinada comparando a quantidade inicial presente com 
a quantidade de NaOH adicionada: 
 
 o pH é determinado pelo excesso de OH- na solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A tabela abaixo mostra os valores de pH calculados 
para outros volumes de titulante. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Obs: A grande variação de pH observada nas proximidades do ponto de 
equivalência é bem evidenciada pela curva de titulação. 
 
 . 
V NaOH (mL) pH V NaOH (mL) pH 
0,00 1,0 50,10 10,0 
10,00 1,2 50,50 10,7 
20,00 1,4 51,00 11,0 
25,00 1,5 52,00 11,3 
30,00 1,6 55,00 11,7 
40,00 2,0 60,00 12,0 
45,00 2,3 70,00 12,2 
48,00 2,7 75,00 12,3 
49,00 3,0 80,00 12,4 
49,50 3,3 90,00 12,5 
49,90 4,0 100,00 12,5 
50,00 7,0 
 
Obs: O pH no ponto de equivalência 
na titulação de qualquer base forte 
(ou ácido) com ácido forte (ou base) 
será 7,00 a 25 0C. 
 
 
Curva de titulação de 50,00 mL de 
uma solução 0,1 M de HCl com NaOH 
0,1 M. 
 A curva de titulação completa na Fig. 1 exibe uma rápida 
mudança no pH próximo ao ponto de equivalência. O ponto de 
equivalência é onde a inclinação é maior. 
 
 Se um ou ambos os reagentes são fracos, o pH no ponto de 
equivalência não é 7,00.