AULA 1

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 Volumetria de Complexação 
Complexometria 
 
Teoria dos complexos 
Definição: 
 Compostos de coordenação que possuem 
um íon metálico central ligado à íons ou 
moléculas circundantes. 
Componentes: 
l  Elemento central: composto de 
coordenação 
l  Ligante: monodentado ou polidentado 
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Teoria dos complexos 
ü  Elemento central: Íons metálicos de transição 
(Ex: Fe, Ag, Cu) que possuem orbitais de 
valência desocupados. Atuam como ácido de 
Lewis (aceitam par de elétrons). 
ü  Ligante: Moléculas ou íons que envolvem o 
elemento central, apresentam par de elétrons 
não compartilhados, atuam como base de 
Lewis (doam par de e-). 
Teoria dos complexos 
ü  Esfera de coordenação: constituída 
pelo íon metálico e seus ligantes. 
ü  Número de coordenação: número de 
átomos que se unem ao íon metálico. 
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Tipos de Ligantes 
ü  Ligantes monodentados: ocupam apenas um 
sítio da esfera de coordenação. Ex: cátion 
complexo diamim prata [Ag(NH3)2]+. 
ü  Ligantes polidentados: ocupam vários sítios 
que se coordenam com o íon metálico central. 
Neste caso o ligante passa a ser denominado 
de agente quelante = formam quelatos (do 
g r e g o c h e l e = g a r r a ) . E x : á c i d o 
etilenodiameinotetracético = EDTA. 
Nomenclatura 
•  Os ânions são nomeados antes dos cátions. 
•  Os ligantes são nomeados em ordem alfabética 
antes do nome do metal. 
•  Os nomes dos ligantes aniônicos tem terminação o 
•  O número de ligantes é indicado por prefixos 
gregos: di, tri, tetra. 
•  Se o complexo for ânion seu nome termina com 
ato. 
•  O número de oxidação do metal é simbolizado por 
algarismos romanos. Entre parênteses junto e 
depois do nome do metal. 
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Exemplo 
[Co(NH3)5Cl]Cl2 
Cloreto de Pentaminoclorocobalto (III) 
 
ânion: cloreto 
cátion: pentaminoclorocobalto 
ligantes: 5 NH3 (penatamino) e Cl- 
composto de coordenação: Cobalto (no 
estado de oxidação +3) 
K4[Fe(CN)6] 
Hexacianoferrato (II) de potássio 
 
ânion: Hexacianoferrato (II) 
cátion: potássio 
ligantes: 6 CN- (hexaciono) 
composto de coordenação: Ferro (no 
estado de oxidação +2) 
Exemplo 
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[Cu(NH3)4]Cl2 
Cloreto de tetramincobre (II) 
 
ânion: Cloreto 
cátion: Tetraminicobre (II) 
ligantes: 4 NH3 (tetramin) 
composto de coordenação: Cobre (no 
estado de oxidação +2) 
Exemplo 
Carga dos íons complexos 
Carga: Soma das cargas do íon metálico 
central e dos ligantes. 
Sulfato de tetramincobre (II) 
SO4-2 = íon sulfato com carga –2 
NH3 = são ligantes que não apresentam 
carga (molécula) 
Nº de oxidação do cobre = ? (íon metálico) 
6 
Carga dos íons complexos 
[Cu(NH3)4]SO4 
 
 
 x 
 
Nº de oxidação do cobre = 
Carga dos íons complexos 
[Cu(NH3)4]SO4 -2 x + (4x0)+ (-2) = 0
 x –2 = 0 
 0 x 4 = 0 x = +2 
 x 
 
Nº de oxidação do cobre = +2 
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Carga dos íons complexos 
 
Tetrahidroxoaluminato de sódio 
OH- = ligante íon hidroxila –1 
Na+ = íon sódio com carga +1 
Nº de oxidação do alumínio = ? (íon 
metálico) 
Carga dos íons complexos 
Na[Al(OH)4] 
 
 x 
 
 
Nº de oxidação do alumínio = 
8 
Carga dos íons complexos 
Na[Al(OH)4] x + (-1x4) + (+1) = 0
 -1 x 4 = -4 x –3 = 0 
 x x = +3 
 +1 
 
Nº de oxidação do alumínio = +3 
Número de coordenação 
 Número de átomos que se unem ao íon 
metálico. Depende do tamanho do íon 
metálico e dos ligantes.Alguns íons 
metálicos apresentam nº de coordenação 
constante. Ex: 
Cromo (III) = 6 
Platina (II) = 4 
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Formação dos complexos 
 Corresponde sempre a uma reação ácido 
– base de Lewis onde o ácido aceita par 
de elétrons e a base doa par de elétrons. 
Ag+ + 2NH3 D [Ag(NH3)2]+ 
Ácido de Lewis Base de Lewis 
[H3N: Ag :NH3]+ à [H3N Ag NH3]+ 
Formação dos complexos 
Kest: Constante de estabilidade ou constante de 
formação do complexo (produto sobre reagente). 
Reação da esquerda para a direita. 
 
Kest= [Ag(NH3)2]+ = 1,7x107 (25ºC) 
 [Ag+].[NH3] 
Kinst: Constante de instabilidade ou constante de 
dissociação do complexo (reagente sobre produto). 
Reação da direita para a esquerda. 
 
Kinst= [Ag+].[NH3] = 1 = 6,1x10-8 
 [Ag(NH3)2]+ 1,7x107 
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Titulações complexométricas 
Introdução 
 Muitos íons metálicos formam complexos 
estáveis e solúveis em água com grande 
número de aminas terciárias contendo 
grupos carboxílicos. A formação destes 
compostos serve de base para a titulação 
complexométrica de inúmeros íons 
metálicos. 
Titulações complexométricas 
Definição 
 Análise química quantitativa na qual é 
possível determinar íons metálicos através 
da formação de um complexo pela adição 
de agente complexante (quelante). 
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Considerações sobre EDTA 
ü  Quelante polidentado (vários átomos que se 
coordenam com o íon metálico central). 
ü  Principal titulante empregado em análises 
complexométricas, na forma de sal sódico. 
ü  É um ácido fraco tetraprótico (4 H+) e pode ser 
representado por H4Y. 
ü  As várias formas ionizadas do EDTA dependem 
do pH do meio. 
Considerações sobre EDTA 
ü  Sempre reage com o íon metálico na 
proporção 1:1. 
ü  Utilizado em alimentos e medicamentos 
para complexar traços de íons metálicos 
que catalisam reações de decomposição. 
Utilizado em medicina como quelante de 
íons de mercúrio, chumbo e cádmio, 
prejudiciais à saúde. 
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NaOOC – CH2 CH2 – COOH 
 
 
 N – CH2 – CH2 – N 
 
 
HOOC – CH2 CH2 – COONa 
 
EDTA-dissódico ou Na2H2Y 
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Considerações sobre EDTA 
Relação cátion-EDTA: 1:1 
 
 M+n + H2Y-2 à (MY)(n-4) + 2 H+ 
 
1 Ag+ + 1 (H2Y-2) à 1 (AgY)-3 + 2 H+ 
1 Ca+2 + 1 (H2Y-2) à 1 (CaY)-2 + 2 H+ 
1 Zn+2 + 1 (H2Y-2) à 1 (ZnY)-2 + 2 H+ 
1 Al+3 + 1 (H2Y-2) à 1 (AlY)- + 2 H+ 
Quelato Cálcio- EDTA 
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Condições para a análise 
pH: Para cada cátion metálico existe um pH 
ideal para favorecer a reação cátion-
EDTA. Para evitar variações de pH a cada 
adição de titulante adiciona-se solução 
tampão. 
 
 1 Zn+2 + 1 (H2Y-2) à 1 (ZnY)-2 + 2 H+ 
 
Condições para a análise 
pH Ions metálicos 
1 - 3 Bi+3; Fe+3 
4 - 6 Cu+2; Zn+2; Fe+2; Al+3 
8 - 10 Ca+2; Ba+2; Mg+2 
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Condições para a análise 
Efeito dos tampões , agentes mascarantes e 
complexantes auxiliares: 
Tampão: corrigir o pH favorecendo a formação do 
complexo 
A g e n t e s m a s c a r a n t e s : p a r a e l i m i n a r 
interferentes. 
Agentes complexantes auxiliares: impede a 
precipitação do metal na forma de seu hidróxido. 
Geralmente é um componente do próprio 
tampão colocado em excesso. 
Condições para a análise 
 
Exemplo: na titulação do Zn+2 com EDTA, a 
solução é fortemente tamponada com 
hidróxido de amônio e cloreto de amônio 
que, além de tamponar o meio, evita a 
precipitação do Zn(OH)2 através da 
formação de complexos amin-zinco. 
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Indicadores metalocrômicos 
 Compostos orgânicos coloridos que 
formam quelatos com íons metálicos. O 
quelato apresenta uma coloração 
diferente do indicador livre. Para se 
conseguir uma boa visualização do ponto 
final, deve-se evitar a adição de grandes 
quantidades de indicador.Ex: Negro de 
Eriocromo T (Erio T), Calcon 
Indicadores metalocrômicos 
•  São agentes quelantes que complexão de 
forma seletiva a determinado íons sob 
condições apropriadas (ao contrário do 
EDTA, que complexa com ampla gama de 
íons). 
Representação esquemática 
M-Ind + EDTA à M-EDTA + Ind 
onde M é o metal 
Ind é o indicador 
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Indicadores metalocrômicos 
•  Ponto final da titulação é indicado pela mudança de 
cor devido a passagem do complexo ao seuestado 
livre. Condições: 
•  O complexo M-Ind deve ser estável o bastante para 
se manter em solução, porém menos estável que o 
complexo M-EDTA, de modo a que a reação acima 
seja espontânea. 
•  Ser sensível ao íon metálico para que a mudança de 
coloração ocorra ao máximo possível próximo ao 
ponto de equivalência. 
•  Os requisitos devem ser preenchidos dentro da faixa 
de pH em que a titulação é efetuada. 
Indicadores metalocrômicos 
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Negro de Eriocromo T 
Apresenta 3 constantes de dissociação: 
 
H3Ind D H+ + H2Ind- 
 
H2Ind- D H+ + HInd-2 
Hind-2 D H+ + Ind-3 
Coloração diferente em função do pH : 
 
H2Ind- D HInd-2 D Ind-3 
 
 vermelho azul laranja 
 (4-6) (6-7) (11-12) 
Titulação de íon metálico com EDTA 
1. Início: M+ + Ind- à MInd + Mn+(livre) 
 
 
2. Durante a tilulação: M+(livre) + EDTA à M-EDTA
 
 Complexo 
 incolor 
 
3. Final : MInd+ + EDTA(excesso) à M-EDTA + Ind-(livre) 
 
A mudança de coloração do meio depende da Kest do 
complexo MInd. Essa constante deve ser menor que a 
constante M-EDTA. 
Complexo 
incolor 
pH 10 azul 
pH 4 vermelho 
pH 13 laranja 
Complexo 
 Vermelho 
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Classificação dos métodos 
Direto: Titulação direta do íon metálico com o 
EDTA. Ex: determinação do Mg(II) com o EDTA, 
empregando o Negro de Erio T como indicador 
em tampão adequado. 
 
Indireto ou por retorno: Consiste na adição de 
um excesso de EDTA na amostra , a seguir, 
realiza-se a titulação do EDTA remanescente 
com solução de padrão de Zinco ou Magnésio. 
Esta titulação é utilizada para metais como 
Cr(III), Fe(III), Al(III) que reagem muito 
lentamente com o EDTA. 
Classificação dos métodos 
Por neutralização: Quando íons metálicos 
reagem com EDTA, ocorre liberação de H
+, os quais podem ser titulados com 
solução padrão de NaOH para se 
determinar, indiretamente a quantidade de 
cátions metálicos presentes na amostra. 
 
M+n + H2Y-2 à (MY)(n-4) + 2H+ 
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Classificação dos métodos 
Por deslocamento ou substituição: Utilizada 
para íons metálicos que reagem com o indicador. 
Adiciona-se um excesso de solução Mg-EDTA a 
uma amostra contendo íons metálicos capazes 
de formar complexos mais estáveis que o 
magnésio. Os íons magnésio deslocados podem 
ser titulados com solução padrão de EDTA. 
Neste caso deve-se considerar as constantes de 
estabilidade doas complexos envolvidos na 
análise. 
 
M+n + MgY-2 à (MY)(n-4) + Mg+2 
 
Exercícios 
1) A Farmacopéia Brasileira 3ª ed. preconiza o seguinte método para titulação do 
sulfato de magnésio: Pesar a quantidade indicada de sulfato de magnésio incinerado, 
dissolver em água destilada e quantidade mínima de ácido clorídrico 3 M até a solução 
tornar límpida. Ajustar o pH para 7 com hidróxido de sódio 1 M, adicionar 5 mL do 
tampão cloreto de amônio-hidróxido de amônio e 0,15 mL de negro de eriocromo T. 
Titular com EDTA dissódico 0,05M até solução azul. 
a) Justificar a adição do tampão cloreto de amônio-hidróxido de amônio e do 
negro de Eriocromo T na amostra analisada. 
b) Calcular o teor do sulfato de magnésio (PM MgSO4 = 120,37g/mol) sabendo que 
foram necessários 41,00 mL de EDTA dissódico 0,050 M (fc = 1,003) para titular 
0,2503 g da amostra. 
 
2) Descrever as principais características do EDTA, a finalidade da adição de solução 
tampão, agentes mascarantes em titulações onde se utiliza EDTA como titulante. 
 
3) Descrever sobre indicadores metalocrômicos. Cite exemplos. 
 
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4) 25,00 mL de uma solução de cloreto de cálcio 0,01M foram transferidos para 
erlenmeyer, o pH foi adequadamente ajustado com solução tampão de cloreto de 
amônio-amônia (pH 10) e a seguir adicionou-se 30-40 mg de negro de Eriocromo T. A 
amostra assim preparada foi titulada com 4,90 mL de solução de EDTA 0,050 M (fc = 
1,003) até cor azul intensa. Responder: 
a)Calcular o teor do cloreto de cálcio (PM = 111,0 g/mol) na amostra. 
b)Na titulação do item anterior, explicar o mecanismo das reações envolvidas, 
desde o início até o ponto de viragem. Equacionar as reações indicando também 
as cores dos compostos formados. 
 
5) 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 Eriocromo T como indicador, gastando-se 29,05 mL da solução de 
EDTA. Calcular a concentração em mol/L desta solução de EDTA. 
 
6) Sob solicitação médica, o teor de cálcio no soro sangüíneo pode ser determinado 
num laboratório clínico por meio de uma microtitulação com EDTA. No procedimento 
geral, 1,00 mL do soro são cuidadosamente transferidos para um frasco de vidro 
adequado, adicionando-se em seguida duas gotas de KOH 2 mol/L e o indicador. A 
mistura é titulada com solução de EDTA de concentração 1,00.10-3 mol/L, usando uma 
microbureta. Considerando-se que forma gastos 2,85 mL do titulante, calcular quantos 
mg de Ca por 100,0 mL de soro existem na amostra analisada. Lembrar que no soro de 
pessoas adultas saudáveis contém de 9 a 11 mg de Ca2+ por 100,0 mL de soro. MM Ca 
= 40,08 g/mol. 
7) Uma alíquota de 25,00 mL de água natural é titulada, em condições otimizadas, com 
solução de EDTA de concentração 1,00.10-2 mol/L. Foram gastos 16,45 mL do titulante 
para atingir o ponto final, considerando como coincidente como o ponto de 
equivalência. Calcular a dureza desta água expressa em mg/mL de CaCO3. MM CaCO3 = 
100,09 g/mol. 
 
8) Algumas pomadas são comercializadas como cicatrizantes em ferimentos e 
possuem como princípio ativo uma mistura de óxido de zinco (ZnO) e sulfato de zinco 
(ZnSO4). Uma amostra de 5,500 g de tal pomada foi dissolvida, e a seguir 
cuidadosamente transferida para balão volumétrico de 250,0 mL. Após diluição, 
transferiu-se uma alíquota de 50,0 mL para erlenmeyer, o pH foi devidamente corrigido, 
titulando-se em seguida com 12,35 mL de EDTA 0,0500 mol/L. Calcular a porcentagem 
de zinco (% m/m) na pomada. (MM Zn =65,37 g/mol).