roteiro das aulas práticas 2017sem.2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUI 01031 - QUÍMICA ANALÍTICA CLÁSSICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ROTEIRO DAS AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2017/2 
 
 
 
QUI 01031 – QUÍMICA ANALÍTICA CLÁSSICA 
CRONOGRAMA TEÓRICO – 2017/2 
 
DATA ASSUNTO 
31/08/17 Introdução à Química Analítica – Erros e tratamento de dados 
07/09 Feriado 
14/09 Equilíbrio químico e iônico I 
21/09 Equilíbrio químico e iônico II 
28/09 Fundamentos dos métodos titulométricos 
05/10 Volumetria de Precipitação I e II 
12/10 Feriado 
19/10 Semana Acadêmica 
26/10 Prova da primeira área 
02/11 Feriado 
09/11 Volumetria de Neutralização I 
16/11 Volumetria deNeutralização II 
23/11 Volumetria de Neutralização III 
30/11 Volumetria de Complexação I 
07/12 Volumetria de Complexação II 
14/12 Prova da segunda área 
21/12 Volumetria de Oxiredução I 
04/01/18 Volumetria de Oxiredução II 
11/01 Volumetria de Oxiredução III 
18/01 Prova da Terceira Área 
25/01 Recuperação ou Exame 
 
 
QUI 01031- QUÍMICA ANALÍTICA CLÁSSICA – 
 CRONOGRAMA DAS PRÁTICAS -2017/2 
 
Dias Conteúdo 
30/8 e 02/09/17 Introdução ao laboratório. Análise de cátions dos grupos I 
06 e 09/09 Análise de cátions do grupo II e III e Liga metálica. 
13 e 16/09 Balança analítica e aferição de pipeta volumétrica 
20 e 23/09 Feriado (turmas 4ª feira). Estudo dirigido de erros e tratamento de 
dados (turma sábado) 
27 e 30/09 Preparação de solução de HCl e treino de titulação. 
04 e 07/10 Determinação de Cl- pelo método de Mohr 
11 e 14/10 Identificação dos íons sulfato e nitrato. Determinação gravimétrica de 
sulfato 1ª parte 
18 e 21/10 Semana Acadêmica 
25 e 28/10 Estudo dirigido de erros e tratamento de dados (turmas 4ª feira). 
Feriado (turma sábado) 
01 e 04/11 Determinação gravimétrica de sulfato 2ª parte 
08 e 11/11 Padronização de solução de HCl com bórax 
15 a 18/11 Feriado (turmas 4ª feira). Identificação dos íons Na+ e CO3
2-. 
Determinação de NaOH e Na2CO3 (turma sábado) 
22 a 25/11 Identificação dos íons Na+ e CO3
2-. Determinação de NaOH e Na2CO3 
(turmas 4ª feira) Identificação de Ca2+ e Mg2+. Determinação da Ca e 
Mg com EDTA. Preparação de solução de KMnO4 (turma sábado) 
29 e 02/12 Identificação de Ca2+ e Mg2+. Determinação da Ca e Mg com EDTA. 
Preparação de solução de KMnO4 (turmas 4ª feira). Padronização de 
solução de KMnO4 com oxalato de potássio (turma sábado) 
06 e 09/12 Padronização de solução de KMnO4 com oxalato de potássio (turmas 4ª 
feira). Determinação permanganimétrica de H2O2 em água oxigenada 
(turma sábado) 
13 e 16/12 Determinação permanganimétrica de H2O2 em água oxigenada (turmas 
4ª feira). Determinação iodométrica de hipoclorito em alvejante (turma 
sábado) 
20 e 23/12 Determinação iodométrica de hipoclorito em alvejante (turmas 4ª 
feira). Dia não letivo (turma sábado) 
03 e 06/01/18 Análise de uma amostra real (turmas 4ª feira). Dia não letivo (turma 
sábado) 
10 e 13/01 Dia não letivo (turmas 4ª feira). Análise de uma amostra real (turma 
sábado) 
17 e 20/01 Apresentação da análise da amostra real 
24 e 27/01 Recuperação de aula prática 
 
 
ANÁLISE SISTEMÁTICA DE CÁTIONS 
 
 
 
 
 
 
ANÁLISE SISTEMÁTICA DE CÁTIONS DO GRUPO I 
 
Precipitação do grupo 
 
Colocar num tubo de centrífuga 10 gotas da solução contendo os cátions do grupo I (Pb2+, Ag+ e 
Hg2
2+) e 3 gotas de HCl 3 mol/L. Centrifugar até que a solução se torne límpida. Verificar se a 
precipitação foi completa mediante o acréscimo de 1 gota de HCl 3 mol/L. Se houver turvação 
centrifugar novamente. 
O precipitado contém os cloretos dos metais citados. Desprezar a solução. 
 
Análise do grupo 
 
Tratar o precipitado com 4 a 6 gotas de água destilada, agitar e aquecer em banho-maria durante 3 
minutos. Centrifugar em seguida, transferindo o centrifugado para outro tubo. 
 
Centrifugado 1 
 
Pode conter Pb2+. Adicionar duas gotas de cromato de potássio. O aparecimento de um precipitado 
amarelo confirma a presença do chumbo. 
 
Precipitado 1 
 
Pode conter AgCl e Hg2Cl2. Adicionar 10 gotas de NH4OH 3 mol/L. Agitar a solução e centrifugar. 
Separar o centrifugado do precipitado. O aparecimento de um precipitado escuro indica a presença 
de mercúrio. 
 Hg2Cl2(s) + 2 NH4OH [Hg(NH2)]Cl(s) + Hg(l) + NH4Cl + 2 H2O 
 
 
Centrifugado 2 
 
 Pode conter prata na forma de complexo amoniacal. Acidificar com HNO3 3 mol/L. O 
aparecimento de um precipitado branco assinala a presença de prata. 
 
Precipitado 2 
 
Pode conter HgNH2Cl e Hg
0. Lavar com 10 gts de água. Centrifugar desprezando o líquido de 
lavagem. Dissolver, sob aquecimento, em água régia (1 gt de HNO3 conc. + 3 gts de HCl conc. 
Diluir com 5 gts de água. Adicionar 2 gotas de difenilcarbazida. Deixar escorrer KOH 2 mol/L em 
leve excesso pelas paredes do tubo em posição inclinada. O aparecimento de cor violeta identifica o 
mercúrio. 
3Hg0+(l) + 12 Cl
-
(aq) + 2NO3
-
(aq) + 8H
+
(aq) 
  3HgCl42-(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) 
 
2 Hg(NH2)Cl(s) + 2NO3
-
(aq) + 6Cl
-
(aq) 
 + 4H+(aq)  2HgCl42-(aq) + N2(g) + NO(g) + 4H2O(l) 
 
 
Hg2+ + (C6H5)2 (NH-NH)2 C=O + HNO3  [O=C-N=N-C6H5 NH-N-C6H5Hg]2+ + 2H2O + NO
IDENTIFICAÇÃO DE ALGUNS CÁTIONS DO GRUPOS 2 e 3 
 
1 - Identificação do íon Cu2+ 
 
a) Adição de NH4OH 3 mol/L. O aparecimento de uma cor azul intensa indica a presença de 
Cu2+. 
 Cu2+(aq) + 4NH3(aq)  [Cu(NH3)4]2+(aq) 
 
b) Adicionar 4 gts de alfa-benzoinoxima. A formação de um ppt verde-amarelo mostra a 
presença do Cu2+. 
 
 
2 – Identificação do íon Cd2+ 
 
 Adicionar 5 gts de tiocetamida. Aquecer em banho maria por 3 min. Um precipitado amarelo 
indica a presença de Cd2+. 
 
 Cd2+(aq) + H2S(aq)  CdS(s) + 2H+(aq) 
 
3 – Identificação do íon Bi3+. 
 
 Acidificar a solução com 3 gts de HCl 3 mol/L. Adicionar 5 gts de cinchonina/iodeto de K. 
O aparecimento de um precipitado laranja caracteriza o bismuto. 
 Bi3+(aq) + 4I-(aq)  [BiI4]- (aq) 
 
 [BiI4]- (aq) + C19H22N2O(aq) [C19H22N2OH+][BiI4]-(S) 
 
 
4 – Identificação do íon Sn2+ 
 
a) Adicionar 5 gts de água e 1 gota de ácido fosfomolíbdico. A formação de uma solução azul 
indica a presença do Sn2+. 
 H3P(Mo3O10)4 (aq) + Sn2+(aq)  composto de coloração azul 
 
b) Adicionar 3 gts de cloreto mercúrico. Um precipitado branco ou cinzento identifica o Sn2+. 
 Sn2+(aq) + 2HgCl2 (aq)  Hg2Cl2(s) + Sn4+(aq) + 2Cl- (aq) 
 
 
5 – Identificação do íon Cr3+ 
 
 Alcalinizar fortemente a solução com 3 gts de KOH 2 mol/L e adicionar 5 gts de H2O2 5%. 
Aquecer por 3 min. Adicionar 10 gts de água, dividir em duas porções. 
 2CrO2-(aq) + 3 H2O2(aq) +2OH-(l)  2CrO4-2(aq) + 4H2O 
 
a) Adicionar 3 gts de H2SO4 1,5 mol/L e 2 gts de difenilcarbazida, o aparecimento de uma 
coloração violeta avermelhada indica a presença de cromo. 
+ Cu2+(aq)  
H+ 
 
b) Acidificar com ácido acético e adicionar nitrato de chumbo. Um precipitado amarelo indica 
a presença de cromo. 
Pb2+(aq) + CrO4-(aq)  PbCrO4(s) 
 
 
6 – Identificação do íon Zn2+ 
 
 Alcalinizar fortemente a solução com 3 gts de KOH 2 mol/L e 5 gts de H2O2 5%. Aquecer 
por 3 min. Diluir com igual volume de água. Adicionar 2 gotasde ditizona. Vedar o tubo de ensaio 
e agitar. O aparecimento de uma coloração rosa na fase aquosa indica a presença de Zn. Fazer a 
prova em branco com água, para comparação. 
 
 
7 – Identificação do íon Fe3+ 
 
 Adicionar uma gota de tiocianato de amônio 3 mol/L. O aparecimento de uma coloração 
vermelha escura indica o ferro. 
 Fe3+(aq) + SCN-(aq)  Fe(SCN)2+(aq) 
 
8 – Identificação do íon Co2+ 
 
 Quando for feito o ensaio com uma amostra real, adicionar uma ponta de espátula de NaF . 
Adicionar 5 gts de solução de tiocianato de amônio alcoólico. A cor azul indica o cobalto. 
 Co2+(aq) + 4SCN-(aq)  [Co(SCN)4]2-(aq) (reação de Vogel) 
 
 
 
 
9 – Identificação do íon Ni2+ 
 
 Quando for feito o ensaio com uma amostra real, adicionar uma ponta de espátula de NaF. 
Alcalinizar a solução com hidróxido de amônio 3 mol/L (3 gts). Juntar 2 gts de dimetilglioxima. 
Um precipitado vermelho indica a presença de níquel. 
 
 
 
Análise dos cátions numa liga metálica 
 
1 - Liga contendo elementos dos grupos 2 e 3. 
 
a) Decomposição da liga. 
Pesar cerca de 0,2 g de amostra da liga metálica num béquer de 250 mL e adicionar 5 mL de 
HCl (1:1). Colocar o béquer, recoberto com um vidro de relógio, sobre uma chapa de aquecimento. 
Após a reação se completar, adicionar 5 mL de HNO3 (1:1). Evaporar até reduzir o volume da 
solução a aproximadamente 5 mL. Após resfriamento da solução completar com água até 50 mL. 
 
b) Separação dos cátions do grupo 2 dos do grupo 3. 
Transferir para um tubo de centrífuga 10 gotas da solução. Acidificar com 1 gota de HCl conc. 
Adicionar 10 gotas de solução de tiocetamida e aquecer. Homogeneizar a solução e adicionar água 
até duplicar o volume. Juntar mais 5 gotas de tiocetamida e aquecer novamente. Centrifugar. O 
precipitado contém os sulfetos do grupo 2 e o centrifugado os cátions do grupo 3. 
 
c) Solubilização dos cátions do grupo 2. 
 Tratar o precipitado com 4 gotas de KOH 2 mol/L, agitar, aquecer em banho maria durante 2 
minutos e centrifugar. Transferir o centrifugado para outro tubo. Repetir o tratamento com KOH, 
aquecer, centrifugar e juntar o centrifugado ao anterior. O centrifugado pode conter Sn. O 
precipitado insolúvel em KOH pode conter Bi, Cd, Pb e Cu. 
 
d) Análise do centrifugado. 
 Adicionar HCl 3 mol/L até acidificar o meio (papel tornassol). Identificar o Sn conforme o 
procedimento 4. 
 
e) Análise do precipitado 
 Adicionar 5 gotas de HNO3 3 mol/L e 1 gota de HNO3 conc. Agitar e aquecer em banho-
maria por 3 min. Adicionar NH4OH conc até o meio ficar nitidamente alcalino. Centrifugar. Separar 
o centrifugado. Lavar o precipitado com 5 gotas de água, centrifugar e juntar o centrifugado ao 
anterior. 
 
f) Análise do centrifugado. 
 Pode conter Cd e Cu sob a forma de complexos amoniacais. Uma coloração azul intensa 
indica a presença de Cu2+. Dividir em duas porções. 
Na 1ª porção proceder a identificação do Cu conforme o procedimento 1. 
Na 2ª porção adicionar algumas gotas de KCN (ATENÇÃO: descartar em resíduo separado) 
para descorá-la. Proceder a identificação do Cd conforme o procedimento 2. 
 
g) Análise do precipitado. 
 Acidificar com 1 gota de HCl conc. Dividir em duas porções. Testar a presença de Pb e Bi de 
acordo com os procedimentos correspondentes. 
 
h) Precipitação dos cátions do grupo 3. 
 Adicionar ao centrifugado do item b 4 gotas de NH4Cl sat. e alcalinizar com NH4OH conc. 
até o meio tornar-se nitidamente alcalino. Juntar 10 gotas de tiocetamida e aquecer por 3 min. 
Centrifugar. Verificar se a precipitação foi completa adicionando mais 3 gts de tiocetamida, aquecer 
e centrifugar novamente. Desprezar o centrifugado. Dissolver o precipitado com 2 gts de HCl conc. 
Sob aquecimento e adicionar 1 gota de HNO3 conc. Continuar o aquecimento até completar a 
dissolução. Alcalinizar fortemente com KOH 2 mol/L e adicionar lentamente 5 a 10 gts de H2O2. 
Aquecer por 3 minutos em BM e centrifugar. Separar o centrifugado do precipitado. Lavar o 
precipitado com 10 gts de água, centrifugar e juntar a água de lavagem ao centrifugado anterior. O 
centrifugado pode conter Zn e Cr na forma de cromato e zincato e é analisado de acordo com o 
procedimento i. O precipitado pode conter Fe, Co e Ni sob a forma de hidróxidos e é analisado de 
acordo com o procedimento j. 
 
i) Análise de Cr e Zn. 
 Dividir o centrifugado em 2 porções. 1ª ) Aquecer durante 1 minuto acidificar fracamente com 
H2SO4 1,5 mol/L e adicionar 2 gotas de difenilcarbazida. O aparecimento de uma cor violeta 
identifica o Cr. 2ª) diluir com igual volume de água e adicionar 20 gts de ditizona. Vedar o tubo de 
ensaio e agitar. A mudança da coloração para vermelho indica a presença do Zn. 
 
j) Análise de Fe, Co e Ni. 
 Dissolver o precipitado do processo h em 2 gts de HCl conc. a quente. Diluir ao dobro do 
volume e dividir em 3 porções. 1ª) proceder como no procedimento 7 para identificar o Fe. 
 2ª) Adicionar uma pitada de NaF e proceder como no procedimento 8 para identificar Co. 
 3ª) Adicionar uma pitada de NaF e proceder como no procedimento 9 para identificar o Ni. 
 
Questões e problemas 
 
1 – Pesquise os valores de Kps para os sulfetos dos cátions do Grupo II e III, bem como as reações 
da tioacetamida em meio ácido e básico. Com base nisso, explique porque os cátions do Grupo II 
precipitam, na forma de sulfetos, em meio ácido e os do grupo III em meio básico. 
 
BALANÇA ANALÍTICA 
 
Balança mecânica de prato simples. (carga constante) 
 
 A balança mecânica de prato simples (Fig. 1) é ainda comum em alguns laboratórios. Ela 
utiliza massas-padrão e uma travessa para medir a massa do material colocado no prato. A travessa 
da balança é suspensa por um fino apoio chamado cutelo. A massa do prato associada aos pesos 
suspensos no ponto de pesagem (outro cutelo) à esquerda é equilibrada pelo contrapeso à direita. 
 Ao colocar-se algum material no prato da balança este equilíbrio é rompido de forma que para 
que o sistema volte ao ponto de equilíbrio é necessário retirar, com o auxílio de botões, as massas-
padrão que estão suspensas no prato da balança. A travessa da balança volta à posição original 
quando a massa retirada é aproximadamente igual a que foi adicionada no prato. A pequena 
diferença entre a posição original é mostrada em uma escala ótica, cuja leitura deve ser adicionada à 
leitura dos botões. 
 
Fig. 1: Balança mecânica de um prato ou de carga constante 
 
Balança eletrônica 
 
 A balança eletrônica usa um eletroimã para pesar uma carga no prato da balança. A Fig. 2 
mostra uma típica balança eletrônica. 
 Um objeto colocado no prato da balança exerce sobre o mesmo uma força igual a mg, onde m 
é a massa do objeto e g é a aceleração da gravidade. A balança eletrônica usa uma força 
eletromagnética restauradora para retornar o prato à posição original. A corrente elétrica necessária 
para gerar esta força é proporcional à massa do objeto a ser pesado, a qual é registrada em um 
mostrador digital. Quando uma massa é colocada sobre o prato, o detector nulo percebe o 
deslocamento do prato e envia um sinal de erro ao circuito que gera uma corrente de correção. Essa 
corrente passa por uma bobina na base do prato da balança, criando desse modo um campo 
magnético que é repelido pelo magneto permanente existente sob o prato. Se a deflexão diminui, o 
sinal do detector nulo diminui. A corrente de correção necessária para retornar o sistema à posição 
inicial é proporcional à massa no prato da balança.Fig. 2: Balança eletrônica. 
 
Operação de pesagem. 
 
 A operação de pesar consiste inicialmente em colocar um recipiente limpo no prato da 
balança. A massa do recipiente vazio é chamada de tara. Na maioria das balanças, existe um botão 
que desconta a tara, zerando a balança. Adicione ao recipiente a substância a ser pesada e leia a 
nova massa. Se não há operação de tara automática, anote a massa do recipiente vazio e subtraia-a 
da massa do recipiente cheio. Substâncias químicas não devem ser colocadas diretamente sobre 
o prato da balança. Essa precaução protege a balança de corrosão e permite recuperar toda a 
substância que foi pesada. 
 Um procedimento alternativo, denominado “pesagem por diferença”, é usado rotineiramente 
por muitas pessoas e é necessário para a pesagem de reagentes higroscópicos, os quais rapidamente 
absorvem umidade do ar. Neste caso, primeiramente pesa-se um frasco fechado contendo o reagente 
seco. Então rapidamente retira-se certa quantidade do reagente do frasco de pesagem para um outro 
recipiente. Fecha-se o frasco de pesagem e pesa-se novamente. A diferença corresponde à massa do 
reagente que foi transferida para o outro frasco. 
 Use uma toalha de papel ou pano para manipular o recipiente que estiver pesando, porque 
suas impressões digitais irão alterar a massa do recipiente. As amostras devem estar à temperatura 
ambiente. As portas de vidro da balança devem estar fechadas durante a pesagem para prevenir que 
as correntes de ar afetem a leitura. 
 Balanças sensíveis devem ser colocadas em uma mesa pesada, para minimizar os efeitos de 
vibração da sala e do prédio na leitura. A balança possui pés ajustáveis e bolhas de nível para que se 
mantenha a balança sempre em posição nivelada. 
 A balança mecânica deverá estar na posição travada quando for carregada ou descarregada 
e na posição meia-trava quando forem manipulados os pesos. Esta prática protege a balança de 
forças abruptas que causam desgastes nos cutelos e finalmente diminuição da sensibilidade da 
balança. 
 
Flutuabilidade. 
 
 Quando se pesa um objeto este desloca um volume particular de ar e, portanto a massa 
aparente do objeto é menor que a massa real por uma quantidade igual à massa de ar deslocado. O 
mesmo efeito ocorre durante a calibração de uma balança eletrônica ou mecânica com pesos-
padrão. A força aparente que diminui a massa medida é chamada de flutuabilidade. É necessária 
uma correção quando a densidade do objeto a ser pesado não for igual à densidade dos pesos-
padrão. Se a massa m’ é lida numa balança, a massa verdadeira, m do objeto pesado no vácuo é 
dada por: 
 

















d
d
1
d
d
1m'
m
a
w
a
 
onde: da = densidade do ar; dw= densidade dos pesos de calibração (em geral 8,0 g/mL) e d= 
densidade do objeto a ser pesado. 
 
Questões e problemas. 
 
1- O que se entende por pesagem? 
2- Cite a principais regras e cuidados na utilização da balança analítica? 
3- Por que a balança mecânica de um prato é chamada de balança de carga constante? 
4- O pentano (C5H12) é um líquido com densidade de 0,626 g/mL próximo a 25 oC. Use a equação 
da flutuabilidade para encontrar a massa verdadeira do pentano quando a massa pesada ao ar é 
de 14,82 g. Assuma que a densidade do ar é 0,0012g/mL e a densidade dos pesos da balança é 
8,0 g/mL. 
5- Biftalato de K é um padrão primário usado para padronizar soluções de NaOH. Encontre a 
massa verdadeira de biftalato de K (d=1,636 g/mL) se a massa aparente pesada no ar é de 
4,2366 g. Se você não corrigir a massa, a molaridade será menor ou maior? De que 
percentagem? 
ESTUDO DIRIGIDO SOBRE ERROS, EXPRESSÃO DE RESULTADOS E 
TRATAMENTO DE DADOS 
 
1. a ) Explique a diferença entre: 
1. Exatidão e precisão 
2. Erros determinados e indeterminados 
3. Erro absoluto e relativo 
4. Média e mediana 
b) Qual a relação existente entre: 
1. O desvio padrão e a exatidão. 
2. O desvio padrão e a precisão. 
 
2. Estabeleça qual é o número de algarismos significativos para cada um dos seguintes valores 
numéricos: 
 a) 0,154 b) 40,05 c) 0,01030 d) 2,3. 1021 e) 0,0110 f) 32,001 
 
3. Faça as seguintes operações, dando a resposta com o número correto de algarismos significativos: 
 a) 130,01 + 17,904 = b) 273,8 – 38,935 = c) (85,152 x 0,037) ÷ 10,04 = 
 
4. Uma pipeta de (25,00 ± 0,03) mL foi usada para transferir uma alíquota de NaOH de concentração 
(0,09970 ± 0,0003) mol L-1, para um erlenmeyer. Esta base necessitou de (24,93 ± 0,03) mL de uma 
solução de HCl para a neutralização. Calcule a concentração molar do HCl e a incerteza deste valor. 
 
5. Calcule: a) a incerteza na solubilidade calculada de um sal de prata AgX em água, sabendo que o 
produto de solubilidade do sal (Kps) é 4,0 (±0,4) x10-8 e a solubilidade molar do AgX em água é S = 
(Kps)1/2 = 2,0x10-4 mol L-1. 
b) a incerteza da medida y = log[2,00 (0,03) x 10-4] = - 3,699  ? 
 
6. A percentagem de um aditivo na gasolina foi medida seis vezes apresentando os seguintes 
resultados: 0,35; 0,33; 0,38; 0,30; 0,31 e 0,32%. Calcule (a) a média; b) o desvio-padrão; c) a mediana; 
d) o desvio-padrão relativo; e) o intervalo de confiança para um nível de confiança de 90%. 
 
7. Aplique o teste Q aos conjuntos de dados que seguem para determinar se resultados anômalos 
devem ser mantidos ou rejeitados para um nível de confiança de 95%: a) 31,27; 31,61; 31,84 e 31,70 b) 
8,295; 8,284; 8,388 e 8,292. 
 
8. Um ensaio confiável mostra que o conteúdo de ATP (adenosina trifosfato) em certo tipo de célula é 
de 120 µmol/100 mL. Você desenvolveu um novo ensaio, que forneceu os seguintes valores para as 
análises repetidas: 117, 114, 112, 115 e 118 µmol/100 mL. Você pode ter 95% de confiança de que o seu 
resultado é “igual” ao método padrão? 
 
9. Os seguintes resultados foram obtidos por determinações em replicata da percentagem de fosfato em 
uma amostra: 45,85; 45,74; 45,72; 45,78; 45,84; 45,80; 45,75; 45,82. Calcule: 
A - a média aritmética 
B – desvio padrão 
C – considerando que a amostra em questão seja fosfato de potássio puro calcule o erro absoluto e o erro 
relativo na média aritmética. 
 
10. Estudantes mediram a concentração de HCl numa solução através de titulações usando indicadores 
diferentes para encontrar o ponto final da titulação. 
Indicador MHCl ± dp n 
1- Azul de bromotimol 0,09597 ± 0,00203 26 
2- Vermelho de metila 0,09432 ± 0,00125 20 
 
 A diferença entre os indicadores 1 e 2 é significativa no nível de confiança de 95%? 
 
AFERIÇÃO DE UMA PIPETA VOLUMÉTRICA 
 
Aparelhos volumétricos 
- para conter: ex. Balão Volumétrico 
- para livrar: ex. Pipeta Volumétrica, Bureta 
 
Limpeza 
- água, detergente comum, detergentes especiais; 
- soluções de limpeza especiais : nitrocrômica , sulfocrômica e KOH alcoólico 
- enxaguar sempre com água desionisada. 
 
Aferição 
 Consiste em medir a quantidade exata de líquido que o aparelho pode conter ou transferir 
independente da temperatura do ambiente. É realizada medindo-se a massa de água (contida ou 
livrada) numa dada temperatura e sua conversão em volume para uma temperatura fixa (20 oC). 
 
 Cuidados necessários: 
- limpeza do aparelho; 
- água a temperatura constante; 
- água e aparelho a ser calibrado em equilíbrio térmico; 
- mínimo de contato das mãos com o aparelho. 
 
Técnica: Pesar até 0,1 mg um erlenmeyer com tampa. Pipetar, com a pipeta a ser aferida, a água 
desionisada e transferi-la para o erlenmeyer, utilizando a técnica de pipetagem adequada. Pesar até 
0,1 mg. Repetir o procedimento por mais duas vezes. 
 Calcular a capacidade dapipeta, utilizando a tabela de pesos de água ao ar requeridos para 
graduar a diferentes temperaturas um aparelho de vidro para a capacidade de 1 litro a 20 oC. (Tabela 
10.5 do Ohlweiler, Vol. 1). 
 
 
Questões e problemas. 
 
1- Que diferenças apresenta um aparelho de vidro para conter de um para transferir um 
determinado volume de líquido? 
2- Como se pode observar se uma pipeta está inteiramente limpa? 
3- Quando é preferível usar um balão volumétrico de plástico em vez de um balão volumétrico de 
vidro, mais exato? 
4- Quais as condições que devem ser preenchidas para a calibração de aparelhos volumétricos? 
5- Que outro líquido, além da água, pode ser usado para aferir um aparelho volumétrico? Quando é 
indicado usar este líquido? 
6- Qual a percentagem de expansão de uma solução aquosa quando aquecida de 15 a 25 oC? Se 
uma solução 0,5000mol L-1 é preparada a 15 oC, qual será sua concentração molar a 25 oC? 
7- Um pesa filtro vazio pesou 10,3132 g. após enchê-lo com água de uma pipeta de 25 mL, a 
massa foi de 35,2052 g. Se a temperatura do laboratório era de 27 oC, encontre o volume de 
água transferido pela pipeta. 
 
 
 
 
TREINO DE TITULAÇÃO 
 
Titulação: operação realizada com o auxílio de uma bureta, onde uma solução padrão (solução de 
concentração exatamente conhecida) é adicionada a uma solução contendo o constituinte desejado 
até completar-se a adição de uma quantidade de reagente equivalente à quantidade presente do 
constituinte (ponto de equivalência). 
O final da titulação é normalmente visualizado por meio de uma mudança física na solução 
que ocorre nas imediações do ponto de equivalência (ponto final). Quando a própria reação não 
proporciona esta mudança deve-se utilizar um indicador. 
A diferença entre o ponto final e o ponto de equivalência é o erro da titulação. 
 
Equipamento utilizado: pipeta volumétrica, bureta, haste, funil, erlenmeyer, vidro de relógio. 
 
Utilização da bureta: 
 
 Uma bureta é um tubo de vidro manufaturado precisamente com graduações que lhe 
possibilitam medir o volume de líquido através de uma torneira na parte inferior. A medição é feita 
pela leitura do nível antes e depois da titulação e subtraindo a primeira da segunda. 
 Quando se lê a altura do líquido é importante que os olhos estejam no mesmo nível do topo 
do líquido. Se os seus olhos estiverem acima deste nível parecerá que o líquido está mais baixo e se 
estiverem abaixo aparentará maior quantidade de líquido. O erro que ocorre quando o seu olho não 
está na mesma altura do líquido é chamado erro de paralaxe. 
 Os líquidos que molham a superfície que os contém apresentam o menisco côncavo 
enquanto que nos líquidos que não molham o recipiente (mercúrio) o menisco é convexo. Em 
ambos os casos a leitura deve ser feita à tangente do menisco. Para líquidos corados fica difícil 
enxergar a altura correta do menisco e assim se recomenda a leitura nas extremidades do menisco. 
 Para efetuar a leitura na bureta deve-se sempre estimar o valor em torno de 1 décimo do 
valor da escala mínima de graduação. Assim para uma bureta graduada a 0,1 mL deve-se estimar a 
leitura em 0,01 mL. 
 Próximo ao ponto final da titulação é desejável que se libere de uma bureta menos que uma 
gota de cada vez. Essa prática permite uma localização fina do ponto final, porque o volume de uma 
gota é de cerca de 0,05 mL (para uma bureta de 50 mL) Para liberar uma fração de gota, abre-se a 
torneira cuidadosamente até parte da gota pendurar-se na ponta da bureta. Toca-se então na parede 
interna do frasco receptor a ponta da bureta para transferir o líquido para a parede do frasco. 
Cuidadosamente, lave a parede do frasco com o frasco lavador e misture o conteúdo. Próximo ao 
final da titulação, o frasco deve ser lavado internamente e homogeneizado para garantir que os 
respingos nas paredes do frasco entrem em contato com o restante da solução. 
 
Outros cuidados com o manuseio: 
 
Limpeza; lubrificação da torneira; ambientação; 
Eliminação de bolhas de ar abaixo da torneira; 
 Velocidade de adição do titulante (veloc. máx=10 mL/min); 
 
Correção de volume da bureta: 
 
 Tabela de aferição : de 0 a 20,00 livra 20,02 mL 
 de 0 a 30,00 “ 30,03 mL 
 de 0 a 40,00 “ 40,06 mL 
 de 0 a 50,00 “ 50,10 mL 
 
Volume médio das titulações: 43,35 mL 
Cálculos: entre 40 e 50 a bureta livra (50,10 – 40,06) = 10,04 mL 
 entre 40 e 43,35 a bureta livra x x = 3,36 mL 
 
o volume total livrado será 40,06 + 3,36 = 43,42 mL 
 
Técnica de titulação: Para a padronização de uma solução de HCl ~0,1M) em relação a uma 
solução de NaOH padrão. 
Pipetar para dentro de um erlenmeyer, 25 mL de solução de NaOH. Adicionar 3 gotas do 
indicador misto verde de bromocresol + vermelho de metila. Adicionar através da bureta, sob 
constante agitação, HCl até alcançar o incolor. 
 
Ind. misto 
vbc.+vm 
Meio ácido 
Vermelho 
PF 
Incolor 
Meio alcalino 
verde 
 
Calcular o valor da concentração molar do HCl e a sua incerteza considerando 0,03 mL a 
incerteza na pipeta e a incerteza na bureta dada pelo desvio padrão das três titulações. 
 
Questões e problemas 
 
1- Qual é a etapa crítica da titulação e como pode ser determinada? 
2- Quais os requisitos necessários a uma reação, para que possa servir de base a um método 
volumétrico? 
3- Quais os cuidados que se deve tomar ao se transferir uma solução padrão para uma bureta? 
4- Quais os cuidados que se deve tomar em relação à temperatura quando se executa uma análise 
volumétrica? 
5- Para a determinação volumétrica de um determinado analito foram feitas 5 titulações com os 
seguintes valores (em mL): 42,11; 42,14; 42,08, 42,19 e 42,13. Considerando a aferição da 
bureta apresentada acima, calcule o valor do volume a ser usado para o cálculo da concentração 
do analito. 
 
 IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS Cl-, Br- e I-. 
 
1 – Reação com o íon Ag+ 
 Em três tubos de centrífuga colocar 3 gotas de solução contendo, respectivamente, Cl-, Br- e 
I-. Adicionar em cada um deles 3 gts de AgNO3. Observar a cor dos precipitados formados. 
 Centrifugar as soluções e desprezar os centrifugados. Adicionar 5 gts de NH4OH conc. e 
verificar a solubilização do cloreto e brometo mas não do iodeto. 
 Adicione 5 gts de solução de iodeto nos tubos contendo o cloreto e o brometo dissolvidos e 
observe. Explique as reações ocorridas. 
 
2 – Reações de oxi-redução. 
 Em três tubos de ensaio colocar 5 gotas de cada solução contendo o respectivo haleto. 
Adicionar uma pitada de MnO2 e (na capela) adicionar 2 gts de H2SO4 conc. Com os tubos 
contendo o Cl- e o Br- colocar sob aquecimento e colocar na boca do tubo um papel de filtro 
umedecido com uma solução de amido-KI. Com o tubo contendo o I- fazer o mesmo procedimento, 
porém usar um papel de filtro umedecido apenas com amido. Descrever as reações que ocorrem. 
Alternativamente se pode adicionar 5 gts de clorofórmio ou tetracloreto de carbono no tubo 
contendo o iodeto. Sem aquecer, tapar com uma rolha de borracha e agitar. Observe o que ocorre 
com a fase orgânica. 
 
 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 
Métodos Argentimétricos 
 
 A titulometria de precipitação baseia-se em reações com formação de compostos pouco 
solúveis. São bastante numerosos os métodos titulométricos de precipitação com caráter específico, 
todavia, o mais importante, único com um campo de aplicação mais ou menos amplo, é a 
argentimetria, que se baseia na formação de sais (haletos, cianeto, tiocianato, etc) de pratapouco 
solúveis. 
 A argentimetria compreende diferentes métodos, que podem ser classificados conforme a 
titulação seja direta ou indireta. Nos métodos diretos, a solução que contem a substância a 
determinar é titulada com solução padrão de nitrato de prata até o ponto de equivalência. O ponto 
final pode ser determinado com o auxílio de indicadores através da medida de turbidez. Nos 
métodos indiretos a substância a ser determinada é precipitada com a adição de excesso de íon prata 
e este excesso é titulado, em meio ácido com uma solução padrão auxiliar em presença de um 
indicador adequado. 
 As soluções de nitrato de prata podem ser preparadas por via direta a partir do reagente 
padrão primário. Tanto o nitrato de prata sólido como suas soluções devem ser cuidadosamente 
protegidos do contato com poeiras e matéria orgânica e da ação da luz solar direta; a redução 
química no primeiro caso e a fotodecomposição no segundo, provocam a formação de prata 
metálica. 
 Eventualmente pode ser interessante padronizar as soluções de nitrato de prata contra cloreto 
de sódio. 
 As soluções de AgNO3 devem ser conservadas em frasco de vidro escuro com tampa de 
vidro esmerilhado. 
 
Método de Mohr 
 O método de Mohr é aplicável à determinação de cloreto ou brometo e de outros ânions 
precipitáveis pelo íon Ag+. A solução neutra do ânion é titulada com nitrato de prata em presença de 
cromato de potássio como indicador. O ponto final é assinalado pela formação do cromato de prata, 
vermelho. O método baseia-se, pois, na precipitação fracionada: precipita primeiro o ânion a ser 
determinado na forma de sal de prata e depois o cromato de prata. 
-Limitações: faixa de pH restrita: 6,5-10,5 
 
Determinação de Cloreto pelo Método de Mohr 
Reação de Titulação: Ag+ + Cl-  AgCl(s) precipitado branco 
Reação do indicador: 2Ag+ + CrO4
2-  Ag2CrO4(s) precipitado vermelho 
Kps AgCl = 1,8x10-10 Kps Ag2CrO4 = 1,1x10
-12 
 
No ponto de equivalência : [Ag+] = [Cl-] =  1,8x10-10 
Então para Ag2CrO4 precipitar neste ponto: [CrO4
-] = 1,1x10-12/[Ag+]2 = 6x10-3 
Portanto, teoricamente, a concentração de cromato de potássio na solução deveria ser de 0,006 mol 
L-1. Entretanto, na prática, faz-se uso de cromato mais diluído, aproximadamente 0,002 mol L-1, 
pois a coloração amarela das soluções mais concentradas dificultaria a observação do ponto final, 
logo, [Ag+] PF [Ag+] PE. 
 De fato, o ponto de equivalência deve ser sobrepassado ainda mais, para que se forme 
cromato de prata em quantidade suficiente para tornar a mudança de coloração perceptível. 
 Em vista disso se recomenda a execução de uma prova em branco, que consiste em 
adicionar solução de nitrato de prata a uma suspensão de um sólido branco inerte (CaCO3) em 
cromato de potássio 0,002 mol L-1 até mudança perceptível de coloração. Esse volume deve ser 
subtraído do valor encontrado na titulação. 
 
Determinação de cloreto 
Pese, com exatidão, entre 0,50 a 0,65 g da amostra de cloreto para dentro de um copo. 
Transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 250 mL, leve à marca e agite até a 
solução tornar-se homogênea. Pipete 3 alíquotas de 50 mL para frascos Erlenmeyer de 250 mL. A 
cada alíquota adicione 1 mL de cromato de potássio a 5% e titule com solução padrão de nitrato de 
prata, sob constante agitação, até que a coloração vermelha produzida no ponto em que caem as 
gotas de nitrato de prata comece a desaparecer mais lentamente. Prossiga a titulação, gota a gota, 
até que se verifique uma leve, mas nítida mudança de coloração da solução. Terminada a última 
titulação, efetue uma prova em branco da seguinte maneira: a um volume de água igual ao volume 
final das soluções tituladas acima, adicione 1 mL do indicador e cerca de 0,5 g de carbonato de 
cálcio, titulando com a solução de nitrato de prata (até obter a mesma coloração das titulações 
anteriores). Faça, então, a correção respectiva e calcule a percentagem de cloreto na amostra. 
 (Cl-=35,453g mol-1) 
 
Questões e problemas 
1- Quais os cuidados que devem ser tomados na conservação de soluções de AgNO3? 
2- Por que é usado o CaCO3 para realizar a prova em branco? 
3- Quais as razões que limitam a realização do método de Mohr entre os pHs 6,5 –10,5? 
4- Por que é inadequada a determinação de iodeto pelo método de Mohr? 
5- Na determinação de Cl- pelo método de Mohr o analista adicionou a quantidade adequada de 
cromato de potássio, acidificou a solução e titulou com nitrato de prata. A quantidade de cloreto 
encontrada por esta técnica é maior, menor ou correta? Justifique. 
6- Suponha que você deseja determinar iodato pelo método de Mohr. Calcule a concentração do 
íon cromato que deve estar presente de modo que a precipitação do cromato de prata ocorra 
justamente no ponto de equivalência do iodato. KpsAgIO3 =3,02x10
-8 
 
 
GRAVIMETRIA 
 
 Uma determinação gravimétrica consiste na precipitação de um analito de modo a separá-lo 
quantitativamente da solução matriz, filtrar o precipitado formado e trata-lo termicamente de modo 
a obter uma substância química de composição conhecida cuja massa pode ser determinada por 
pesagem e através dela determinar a quantidade do analito originalmente existente na amostra. 
 
Determinação gravimétrica de sulfato como BaSO4 
 
Reação de precipitação: SO4
2- + Ba2+ → BaSO4 (s) 
 
Técnica: Pese exatamente, entre 0,2 a 0,3 gramas de amostra para um béquer de 600 mL. Adicione 
50 mL de água e dissolva com bastão de vidro, que deverá permanecer no béquer até o final do 
trabalho. Em seguida adicione 2 mL de HCl conc. e dilua com água a 250 mL (usar água quente). 
 Em outro béquer, dilua 20 mL de uma solução a 5% de BaCl2 a 75 mL com água destilada e 
aqueça até próximo ao ponto de ebulição. Ao mesmo tempo aqueça também a solução com a 
amostra. Adicione a solução de BaCl2, rapidamente e sob agitação, à solução da amostra. Deixe 
sedimentar o precipitado e adicione ao líquido sobrenadante algumas gotas da solução de BaCl2. 
Caso forme-se ainda precipitado, adicione mais solução de BaCl2, deixe sedimentar e repita o teste 
para verificar se a precipitação foi completa. Cubra o béquer com um vidro de relógio e deixe 
digerir em banho de vapor por 30 min. 
 Paralelamente a isso coloque um cadinho de porcelana com tampa na mufla por 60 minutos 
a 800 °C, retire, deixe resfriar, em dessecador, até a temperatura ambiente por, no mínimo, 30 
minutos e pese o cadinho em balança analítica anotando a massa do mesmo. 
 Filtre o precipitado através de um papel filtro faixa azul. Transfira o precipitado para o papel 
filtro com o auxílio de um jato de água quente. Atrite as partículas do precipitado que estão aderidas 
à parede do béquer com um bastão de vidro provido de uma ponteira de borracha e passe essas 
partículas para o papel filtro. Lave o precipitado com pequenas porções de água quente, testando o 
líquido resultante com AgNO3. 
 Retire o papel filtro do funil, dobre-o e coloque-o no cadinho de porcelana, previamente 
pesado. Coloque o cadinho na mufla com a tampa entreaberta e aquecer a mufla até 800 °C 
deixando então mais 60 minutos. Retire o cadinho e coloque num dessecador por pelo menos 30 
minutos até atingir a temperatura ambiente e então faça a pesagem. 
 Calcule o teor de sulfato na amostra considerando o fator gravimétrico = 0,4115. 
 
 % SO4 = (mBaSO4 . fg. 100)/ mamostra 
 
Identificação de SO42- e NO3- 
 
a) Identificação do NO3- 
1- Com FeSO4 e H2SO4 concentrado. Ao se misturar uma solução saturada de FeSO4 recém-
preparada com uma solução de NO3
- e, então, adicionar lentamente pelas paredes do recipiente o 
H2SO4 concentrado,sem agitação, forma-se um anel marrom na interface dos líquidos. O anel 
marrom é devido à formação de um complexo FeNO2+. 
2 NO3
- + 6 Fe2+ + 4 H2SO4 → 2 NO + 6 Fe3+ + 4 SO42- + 4 H2O 
 Fe2+ + NO → FeNO2+ 
 
2- Com difenilamina: O reagente em meio H2SO4 concentrado é oxidado pelo NO3
- a um composto 
quinóide de cor azul. 
N
H
NO3
N N
H
+
H +
 
 difenilamina Composto quinóide azul 
 
b) Identificação do SO42- 
Com Ba2+: Forma-se um precipitado branco insolúvel em ácidos. 
 
 
ESTUDO COMPLEMENTAR SOBRE GRAVIMETRIA 
 
Teoria 
1- O que se entende por fator gravimétrico? Quando é necessário fazer-se uso deste. Dê exemplos. 
2- Estabeleça quatro propriedades desejáveis de um precipitado gravimétrico. 
3- Por que uma supersaturação relativa alta é indesejável numa precipitação gravimétrica? 
4- Quais as medidas que se pode tomar para diminuir a supersaturação relativa durante uma precipitação? 
5- O que é digestão e qual a sua função? 
6- Cite e comente os fatores de contaminação dos precipitados. Cite os procedimentos empregados para 
minimizar seus efeitos. 
 
Problemas 
1- Expresse em símbolos químicos os fatores gravimétricos abaixo relacionados: 
a) Constituinte Cr2O3 - forma de pesagem Ag2CrO4 
b) Constituinte Na2B4O710H2O - forma de pesagem B2O3 
c) Constituinte Pb3O4 - forma de pesagem PbO2 
d) Constituinte Fe6S17 - forma de pesagem Fe2O3 
 
2 – A determinação gravimétrica de As é feita oxidando-se o As a arsenato, que é em seguida precipitado 
como Ag3AsO4. O precipitado é dissolvido em HNO3 e o Ag+ precipitado como AgCl. Represente em 
símbolos químicos o fg para essa determinação. 
 
3 - Vinte tabletes de ferro nutricionais com uma massa total de 22,131 g foram moídos e misturados 
completamente. A seguir 2,998 g do pó foram dissolvidos em HNO3 e aquecidos para converter todo o ferro 
em Fe3+. A adição de NH3 causou uma precipitação quantitativa de Fe2O3.xH2O, que foi calcinado, dando 
0,264 g de Fe2O3 (PM 159,69). Qual a massa média de FeSO4.7H2O (PM 278,01) por tablete? 
 
4 - Para encontrar o teor de Ce4+ em um sólido, 4,37 g foram dissolvidos e tratados com excesso de iodato 
para pecipitar o Ce(IO3)4. O precipitado foi coletado, bem lavado, secado e queimado para produzir 0,104 g 
de CeO2(PM172,114). Qual era a percentagem, em peso, de Ce no sólido original? 
 
PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE HCl 
 
a). Preparação de solução de HCl ~0,1 mol L-1 
1. Calcular a molaridade do HCl concentrado 
 Dados: % (m/m) = 37 % 
 densidade = 1,18 
 massa molecular = 36,45 g/mol 
2. Calcular o volume necessário deste para preparar 700 mL de HCl ~0,1 mol L-1 
3. Preparar e rotular o seu ácido. 
 
b) Padronização da solução com tetraborato de sódio (bórax) 
Padrão primário: Tetraborato de sódio (bórax) : Na2B4O7.10H2O (PM= 381,37) 
 
Titulação de um ácido forte com sal de ácido fraco 
 
Reação de titulação: B4O7
2- + 2 H+ + 5 H2O  4 H3BO3 
 
Relação estequiométrica: 1 mol bórax reage com 2 mols de HCl 
 
Indicador utilizado: Indicador misto: verde de bromocresol + vermelho de metila 
 
Técnica: Pese, por diferença, exatamente, uma massa adequada de bórax para dentro de um frasco 
erlenmeyer de 250 mL, visando gastar em torno de 40 a 45 mL da solução titulante. Dissolva com 
aproximadamente 50 mL de água deionizada (aquecer se necessário), adicione 3 gotas de indicador 
misto (verde de bromocresol + vermelho de metila) e titule com o HCl preparado, até a solução 
tornar-se incolor. Repita o processo com duas outras porções do sal. Verifique a temperatura da 
solução de HCl. Calcule a concentração molar do ácido à temperatura de 20ºC. 
 
Expresse o seu resultado com exatidão de 0,1%. 
Cálculos: 
 m1 V1 V1 cor calcular M1 
 m2 V2 V2 cor calcular M2 etc. 
 
No ponto de equivalência: 2 x nº de mmols de bórax = nº mmols de HCl 
 2 . (m/381,37) . 1000 = M . V. ft 
ft = fator de correção da temperatura ambiente para 20 °C 
 
Concentração molar média: (M1 + M2 + M3) / 3. Calcule o desvio padrão. 
 
Questões e problemas. 
1- Sugira outros padrões primários que poderiam ser utilizados na padronização de uma solução 
ácida. 
2- Calcule o pH teórico no ponto de equivalência da reação entre o ácido clorídrico e o bórax. 
Sugira outros indicadores para a determinação deste ponto final. 
3- Se o ácido a ser padronizado fosse o ácido sulfúrico, como seria o cálculo da concentração 
molar? 
4- Uma solução foi preparada dissolvendo-se 0,1947 g de HgO em 20 mL de água contendo 4 g de 
KBr. Sua titulação com HCl necessitou 17,98 mL para atingir o ponto final utilizando 
fenolftaleína como indicador. Calcule a concentração molar da solução de HCl. 
HgO + 4 Br- + H2O  HgBr42- + 2 OH- 
 
IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS Na+ E CO32-. DETERMINAÇÃO DA  NaOH E Na2CO3 EM 
SODA COMERCIAL 
 
1. Identificação do íon Na+ 
Com o auxílio de um fio de Pt transferir um pouco da solução contendo o íon para uma 
chama no bico de Bunsen. A formação de uma coloração amarela intensa na chama indica a 
presença de Na. 
 
 2. Identificação do íon carbonato. 
 Colocar uma porção de carbonato de sódio num tubo de ensaio. Verter um pequeno volume 
de água de barita (Ba(OH)2) num outro tubo de ensaio. Ligar os dois tubos com uma conexão de 
vidro. Adicionar uma gotas de HCl 3 mol/L ao tubo contendo o carbonato e fechá-lo 
imediatamente. O CO2 liberado difunde para o outro tubo e turva a água de barita através da 
formação de um precipitado de BaCO3. 
 
 3. Determinação de NaOH e Na2CO3 
 
 
Curva da titulação de uma mistura de NaOH e Na2CO3 
 V1 V2 Vol HCl 
 
 H2CO3 : K1=4,45x10
-7 K2=4,7x10
-11 V2 < 2V1 
 
 
Técnica: Pipete 25 mL da solução problema para um balão volumétrico de 250 mL, levando à 
marca com água deionizada. Pipete uma alíquota de 50 mL para um frasco Erlenmeyer de 250 mL. 
Adicione uma gota de fenolftaleína e titule, vagarosamente e com agitação, com a solução padrão 
de HCl 0,1 mol L-1 até que a solução se torne incolor. Anote o volume gasto V1. Adicione 3 gotas 
de indicador verde de bromocresol e continue a titulação até que a solução se torne verde 
amarelada, anotando o volume gasto V2. Repita o procedimento com mais duas alíquotas e, a partir 
dos dados, determine as percentagens de NaOH (40 g/mol) e Na2CO3 (106 g/mol) na amostra. 
Determine, também, a percentagem total das duas espécies. 
 
 V1 = vol. do ponto final da fenolftaleína – corrigir o volume 
 
 V2 = vol. do ponto final do indicador verde de bromocresol - corrigir 
 
 V2 cor -V1 cor = vol. gasto para titular HCO3
- 
 V2 cor = vol. gasto para titular OH
- + CO3
2- = vol. total. 
 
pH OH- + H+  H2O 
CO3
2- + H+  HCO3- 
 
HCO3
- + H+  H2CO3 
 
Cálculos 
 Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2CO3 
 
 NaOH + HCl NaCl + H2O 
 
2 (V2cor- V1cor) = vol. gasto para Na2CO3 = VC 
V1cor – (V2cor – V1cor) = vol. gasto para OH- = VS 
 
 
 
 2 x no mmols de carbonato = no mmols de HCl 
2 x (mC/106) x 1000 = VC MHCl 
mC = VC MHCl x 106 / 2000 
 % Na2CO3 = (mC x 250 x 100) / (Vp x Va) 
 
 no mmols NaOH = no mmols de HCl 
 (mS / 40) / 1000 = VSMHCl 
 mS = VSMHCl x 40 / 1000 
 % NaOH = (mS x 250 x 100)/ (Vpx Va) 
 
 
Questões e problemas 
1 – Qual seria a relação entre V1 e V2 para uma mistura de Na2CO3 e NaHCO3? 
2 – Se numa determinação de uma espécie alcalina fossem encontrados os volumes de 20,12 mL e 
40,25 mL, respectivamente para os pontos finais com fenolftaleína e verde de bromocresol, que 
substância ou mistura poderia ser? 
3 – Se for necessário analisar uma mistura de H3PO4 e NaH2PO4 com a intenção de determinar 
simultaneamente os dois componentes. Que indicadores poderiam ser usados e como seria a relação 
entre os volumes gastos com cada um dos indicadores e a determinação de cada componente? 
 
 
 VOLUMETRIA DE FORMAÇÃO DE COMPLEXOS 
 
Introdução 
 
 A volumetria de formação de complexos ou complexometria baseia-se em reações que 
envolvem um íon metálico M e um agente ligante L com a formação de um composto de 
coordenação suficientemente estável. O caso mais simples é o de uma reação que origina um 
complexo do tipo 1:1; 
 
 Mn+ + Lm-  ML(n + m) 
 
 Se a constante de formação do complexo, também chamada de constante de estabilidade, for 
bastante elevado (>108) é possível construir uma curva de titulação representando pM versus o 
volume do titulante. 
 Quando o íon metálico forma com o ligante complexos do tipo MLn, a condição de 
equilíbrio é determinada por n constantes de estabilidade. Para que uma reação deste tipo possa ser 
usada em um método analítico é preciso que seja possível interromper a titulação com a formação 
de um certo complexo MLm onde m é um valor particular de n. 
 
 
 
Solução padrão preparada a partir de: 
 
 H4Y (PM =292,254) Na2H2Y. 2H2O (PM=372,24) 
 
Preparação da solução padrão: 
 
 Calcule a massa de Na2H2Y.2H2O necessária para preparar 250 mL de solução de EDTA 
0,01 mol L-1. 
 Prepare a solução e calcule a sua concentração exata: (considere que o sal dissódico contém 
0,3% de umidade) em: 
 -molaridade 
 -título como mg CaCO3/mL e título como mg MgCO3/mL 
 
Identificação de Ca2+ e Mg2+ 
 
O Ca2+ é identificado pelo teste da chama. A cor da chama deverá ser vermelho tijolo. O 
Mg2+ é identificado colocando-se 5 gotas de solução contendo o íon Mg2+ num tubo de centrífuga, 
adicionando 2 gts de p-nitro-azo-benzeno-alfa-naftol (magneson) e a seguir 5 gts de KOH. Agitar 
com um bastão de vidro durante 1 minuto e centrifugar. A formação de um precipitado azul 
identifica o magnésio. 
 
 
Determinação da dureza da água 
Reações: 
 
Mn+ + Ind(cor A)  M-Indn+ (cor B) 
Mn+ + EDTA  M-EDTA 
M- Ind(cor B) + EDTA  M-EDTA + Ind (cor A) 
 
 Kf M-Ind  Kf M-EDTA 
 
Solução padrão: Na2H2Y. 2H2O 
Indicador: NET-negro de eriocromo T 
 
Dureza da água: A dureza de uma água é atribuída a presença de cátions metálicos, principalmente 
Ca2+ e Mg2+, por serem os mais abundantes. É usualmente medida em ppm de CaCO3 (graus 
americanos). 
 
 
Técnica: Pipete 3 alíquotas de 50 mL da amostra para erlenmeyers de 250 mL. Adicione 1 mL de 
solução tampão pH =10 (NH4OH + NH4Cl) e uma pitada de negro de eriocromo-T (no momento 
da titulação). Titule cada solução com solução padrão de EDTA até coloração azul (não violeta). 
Calcule ppm de CaCO3 correspondente à dureza total da amostra. Expresse os seus resultados com 
exatidão de 1%. 
 
 
Questões 
 
1 – Qual a razão de usar uma solução tampão e por que pH=10? 
2 – Como funciona o indicador Negro de Eriocromo T? 
 
 
 
 VOLUMETRIA DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 
 
Métodos Permanganimétricos 
 São métodos quem empregam soluções de permanganato de potássio em diferentes 
condições: 
 
Com redução a Mn2+ em meio ácido (0,1mol L-1 em ácido mineral) 
 
 MnO4
- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O E0 = 1,51V 
 
Com redução a Mn3+, em presença de F- ou hipofosfito 
 
 MnO4
- + 8H+ + 4e-  Mn3+ + 4H2O 
 
Com redução a MnO 2 (pH>4, neutro ou fracamente alcalino) 
 
 MnO4
- + 4H+ + 3e-  MnO2 + 2H2O 
 MnO4 
- + 2H2O + 3e
-  MnO2 + 4OH- 
 
Com redução a Mn(VI) em meio alcalino: 
 
 MnO4
- + 1e-  MnO42- 
 
INDICADOR: própria coloração do permanganato (soluções>0,002 mol L-1) 
 Em soluções mais diluídas - indicador redox. 
 
SOLUÇÃO PADRÃO: KMnO4, não é padrão primário. Contaminante MnO2 
Padronização em relação ao: 
 
Na 2C2O4: 
 
 2 MnO4
- + 5 H2C2 O4 + 6 H
+  2 Mn2+ + 10 CO2 + 8H2O 
 
As2O3: 
 
 5 H3AsO3 + 2 MnO
-
4 + 6 H 
+  2 Mn2+ + 5 H3AsO4 + 3 H2O 
 
Estabilidade da solução padrão: 
 
A solução padrão de permanganato de potássio não é estável, pois sendo o permanganato um agente 
oxidante forte reage com a água de acordo com: 
 4 MnO4
- + 2 H2O  4 MnO2 (s) + 3 O2 + 4 OH- 
 
Essa reação é catalisada por luz, calor, H +, OH-, Mn2+ e MnO2. 
 
Em função disso a solução deve ser conservada em frascos escuros, ao abrigo da luz e da presença 
dos demais agentes catalisadores da sua decomposição. 
 
 
Preparação da solução de permanganato 
 
(1) imediata: com aquecimento para acelerar as reações de redução do MnO4
- ; 
(2) com antecedência e repouso de no mínimo 24 h. 
 
 Em ambos os casos a solução deve ser filtrada em meio poroso não redutível (lã de vidro ou 
vidro sinterizado). 
 
 
 
Preparação de uma solução de KMnO4 aproximadamente 0,02 mol L-1 
 
Pesar aproximadamente 2,2 g de KMnO4 (em balança semi-analítica) para um copo de 800 
mL; diluir a 700 mL com água desionisada e, após a dissolução, transferir para um frasco âmbar 
com tampa de vidro esmerilhada. Deixar a solução em repouso até a próxima aula. 
Filtrar através de funil de vidro sinterizado para dentro de um kitassato seco. Transferir a 
solução para o frasco original previamente limpo e ambientado. 
 
Padronização da solução de KMnO4 
 
Padrão utilizado: Na2C2O4 
 
Reação de padronização: 
 
2 MnO4
- + 5 H2C2O4 + 6 H
+  2 Mn2 + 10 CO2(g) + 8 H2O 
 
 Velocidade lenta - catalisada por Mn2+  autocatálise. 
 
A titulação é realizada à quente (80-90 °C). A temperatura não pode ser superior a 90 ° C devido à 
decomposição do ácido oxálico: 
 
 H2C2O4  H2O + CO2 + CO 
 
Ponto Final: 
 Indicador: própria coloração do KMnO4 no ponto final - não é permanente: 
 
 2 MnO-4 + 3 Mn
2+ + 2 H2O  5 MnO2 (s) + 4H+ 
 
Pesar, exatamente, de 0,2 a 0,3 g de oxalato de sódio (previamente dessecado a 110 °C por 
uma hora e resfriado em dessecador) para dentro de um erlenmeyer de 500 mL. Dissolver em 10 
mL de H2SO4 1:1, diluir com, aproximadamente, 200 mL de água desionisada, agitando até a 
completa dissolução do oxalato. 
Aquecer a 80-90 °C e titular rapidamente com a solução de KMnO4 até a primeira coloração rósea 
permanente por 30 segundos. Repetir este procedimento por mais 2 vezes. 
 
Questões 
 
1 – Por que a solução de KMnO4 deve ser deixada em repouso após a sua preparação? 
2 – Por que é necessário filtrar a solução de permanganato e quais os meios filtrantes adequados? 
3 – Por que ocorre o descoramento da solução titulada após alguns minutos? 
4 – Quais os ácidos adequados para acidificar o meio? 
 
DETERMINAÇÃO DA % PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO EM SOLUÇÃO DE ÁGUA 
OXIGENADA 
 
 O peróxido de hidrogênio frente ao permanganato (oxidante forte) comporta-se como agente 
redutor; 
 MnO4
- + 8 H+ + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O E° = 1,51 V 
 O2(g)
 + 2 H+ + 2 e- H2O2 E° = 0,682 V 
 
Reação de titulação: 
 
2 MnO-4 + 5 H2O2 + 6 H
+  2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O 
veloc .lenta catalisador Mn2+ 
 
Técnica: Pipete 25 mL da amostra para um balão volumétrico de 250 mL, complete à marca com 
água deionizada e homogeneíze. Pipete 25 mL desta solução para um frasco erlenmeyer de 500 mL, 
dilua até aproximadamente 200 mL de água, adicione 20 mL de ácido sulfúrico 3 mol L-1 e titule 
com solução padrão de permanganato de potássio aproximadamente 0,02 mol L-1 até o 
aparecimento de uma coloração rósea persistente por 30 segundos. Repita o processo com mais 
duas alíquotas e expresse o resultado em % de H2O2 (34,02) na amostra. 
 
Ponto final não permanente: 
2 MnO4
- + 3 Mn2+ + 2 H2O  5 MnO2 (s) + 4 H+ Keq = 1047 
 
 Cálculo da concentração de H2O2: 
 
 Deduza a expressão para o cálculo da % de H2O2 na situação acima. 
 
 
Cálculo da concentração % em volume: 
 
 As concentrações das soluções de peróxido de hidrogênio são comercialmente expressas em 
volumes. 
 A concentração expressa em volumes significa: ml de O2 liberados na decomposição de 1 ml 
de solução de peróxido nas CNTP, segundo a reação: 
 
 2 H2O2  2H2O + O2 (g) 
 
- Calcule a expressão da concentração desta água oxigenada em volumes. 
 
 
MÉTODOS IODOMÉTRICOS 
 
 S=0,3g/L onde S = solubilidade 
I2 
 
 alta PV onde PV = pressão de vapor 
 
 I2
- + 2e-  2I- E0=0,5355V 
 
 I3
- + 2e-  3I- E0=0,536V 
 
 I2 (I3
-) possui potencial padrão intermediário: pode atuar como oxidante ou redutor 
moderado, dando origem a dois diferentes métodos. 
 
Iodometria Direta: 
- determina substâncias fortemente redutoras; 
- solução padrão: I2 em KI; 
- agente redutor + I3
-  3I-; 
- indicador: amido; 
- ponto final: cor azul escura devido a presença da espécie I3
-. 
 
Iodometria Indireta: 
- determina substâncias fortemente oxidantes; 
- solução padrão: Na2S2O3; 
- agente ox. + KI(em excesso)  I3-; 
- reação de titulação: 
 I3
- + 2S2O3
2  S4O62- + 3I- (soluções neutras ou levemente ácidas); 
- indicador: amido; 
- ponto final: azul  incolor, desaparecimento da espécie I3-. 
 
Causas de Erro nos Métodos Iodométricos: 
 
1- volatilização do I2; 
 
2- oxidação do iodeto pelo ar 
 6I- + O2 + 4H
+  2I3- + 2H2O catalisado pela luz, calor, H+; 
 
3- hidrólise do iodo 
 I3
- + H2O  HIO + 2I- + H+ 
 3HIO  2I- + IO3- + 3H+. 
 
Estabilidade da Solução Padrão: 
 
Iodo: 
- padrão primário ou padronizado; 
- alta PV; 
- reage com matéria orgânica. 
Na2S2O3: 
- decomposição catalisada por, H+, CO2, microorganismos, luz, traços de Cu
2+; 
- padronização: KIO3, K2Cr2O7. 
 
 
DETERMINAÇÃO DA PERCENTAGEM DE CLORO ATIVO EM ALVEJANTE 
 
 
Reações: 
 
 OCl- + 3 I- + 2 H+  Cl- + I3- + H2O 
 
R.T.: I3- + 2 S2O32-  3 I- + S4O62- 
 
 OCl- ≡ I3- ≡ 2 S2O32- 
 
 
Indicador: o amido forma com o íon I3
- um complexo de cor azul escura. 
 
Ponto Final: Desaparecimento da cor azul por consumo da espécie I3
- 
 
Técnica: Pipete 25 mL de amostra para dentro de um balão volumétrico de 250 mL e dilua com 
água destilada até a marca, homogeneíze. Pipete 3 alíquotas de 50 mL para dentro de frascos 
erlenmeyer de 250 mL. Adicione, somente no momento de titular e na ordem, 2,0 g de iodeto de 
potássio, 5 mL de H2SO4 2 mol L
-1, e titule com a solução padrão de Na2S2O3 aprox. 0,1 mol L
-1 
até coloração amarelo pálido. Adicione 2 mL da solução de amido a 0,2 % e continue a titulação até 
o desaparecimento da cor azul. Determine a percentagem de hipoclorito (51,45 g mol-1) no 
alvejante. 
 
Questões 
 
1 – Qual é o método iodométrico empregado na presente técnica? 
2 – Por que se deve titular imediatamente após ter colocado o KI e o H2SO4? 
3 – Por que a adição do amido somente deve ser feita um pouco antes do ponto final? 
4- Explique como pode ser realizada a padronização de uma solução de Na2S2O3? 
 
PRÁTICA DA AMOSTRA REAL 
 
 A prática da amostra real é feita em grupo (preferencialmente, em dupla) e equivale a duas 
notas com peso 10, onde uma delas se refere ao desempenho dos alunos na execução da parte 
experimental e outra à apresentação. Esta prática NÃO pode ser recuperada! O objetivo desta 
prática é que os alunos desenvolvam autonomia para o trabalho analítico, para tanto, os mesmos 
deverão buscar e selecionar um roteiro adequado de aula experimental para resolver um problema 
analítico proposto pelos professores. Desta forma, a prática da amostra real envolve duas etapas: a 
execução do trabalho experimental e apresentação para os colegas e professores. Os critérios de 
avaliação serão descritos abaixo. 
 Cabe ressaltar que o problema a ser resolvido será sorteado algumas semanas antes da data 
prevista para a execução da parte experimental. Ainda, previamente ao dia de execução da parte 
experimental, os alunos deverão conferir com os professores da disciplina e com o técnico 
responsável se todos os reagentes e materiais necessários para a execução da parte experimental 
estão disponíveis no laboratório, incluindo a amostra que será utilizada. 
 
 
Etapa 1: execução da parte experimental 
Os alunos serão responsáveis pelo planejamento e execução do roteiro escolhido, portanto deverão: 
i. calcular a massa adequada de amostra em função do volume de titulante 
ii. preparar e padronizar soluções 
iii. decompor a amostra 
iv. verificar possíveis interferências 
 
Critérios de Avaliação: autonomia, desenvoltura, cuidados e limpeza com o material. 
 
 
Etapa 2: apresentação 
Os alunos deverão preparar uma apresentação, de aproximadamente 15 à 20 minutos, relacionada à 
prática executada. No final da apresentação eles serão arguidos sobre a mesma. A apresentação 
deverá conter: 
- Introdução: relevância da realização da análise; justificar a escolha do método utilizado, explicar o 
princípio do mesmo, vantagens e desvantagens/ dificuldades. 
- Objetivo 
- Parte experimental: Reagentes e procedimento, incluindo os procedimentos de padronização 
empregados. 
- Resultados e discussão: apresentar os dados e cálculos, incluindo a média e desvio padrão dos 
valores das diferentes replicatas; comparar com rótulo/ valor esperado. 
- Bibliografia 
 
Os alunos deverão entregar um relatório no dia da apresentação, contendo os itens descritos 
acima. 
 
Critérios de Avaliação: desenvoltura, domínio do assunto, adequação da apresentação ao 
tempo, estrutura da apresentação.