Volumetria de Neutralização

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Universidade Federal de Ceará 
Centro de Ciências 
Departamento de Química Analítica e físico Química 
Disciplina: Química Analítica Aplicada 
Profa. Ruth Vidal 
 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
1 - INTRODUÇÃO 
 A volumetria de neutralização baseia-se, em princípio, na reação de combinações 
dos íons H+ e OH-, resultando na formação de H2O. Com soluções padrões ácidas podem ser 
tituladas substâncias de caráter alcalino (Alcalimetria) semelhantemente, com soluções padrões 
alcalinas são tituladas soluções de caráter ácido (Acidimetria). 
A volumetria de neutralização também inclui as titulações de deslocamento, em que o 
ânion de um ácido fraco é deslocado de seu sal mediante titulação com ácido forte ou o cátion 
de uma base fraca é deslocado de seu sal mediante titulação com uma base forte. 
Comumente o ponto final de uma volumetria de neutralização é identificado com 
auxílio de indicadores de pH. É, pois, muito importante para uma adequada escolha do 
indicador conhecer o ponto da escala do pH em que se situa o ponto de equivalência da titulação 
e, principalmente a maneira como varia o pH nas imediações do ponto de equivalência. A curva 
dando a variação do pH com o volume de reagente adicionado durante a titulação é conhecida 
com a CURVA DE NEUTRALlZAÇÃO. 
Na volumetria de neutralização, o ponto de equivalência coincide com o ponto de 
neutralidade (pH 7) sempre que a titulação envolva uma reação entre um ácido forte e uma base 
também forte. Nos demais casos, em virtude da hidrólise dos produtos da reação, o ponto de 
equivalência costuma se deslocar para as regiões ácida ou alcalina. . 
 A curva de titulação pode ser traçada com dados experimentais da análise 
potenciométrica ou, então, com base em considerações teóricas, que é método adotado nas 
seções subseqüentes. 
 
2 - CURVAS DE NEUTRALIZAÇÃO 
São curvas feitas a partir de titulações potenciométricas ou a partir de cálculos 
teóricos, e que permitem-nos acompanhar a variação da concentração de H+ ou OH- em relação 
ao volume de ácido ou de base adicionado ao longo da titulação, permitindo, assim a localização 
exata do ponto de equivalência da titulação em questão. 
 
 
 
2 
 
CURVA DE NEUTRALIZAÇÃO DE ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE 
 
Seja a titulação de 50 mL de Ácido Clorídrico 0,1M (HCl) com Hidróxido de Sódio (NaOH) 
0,1M. 
Obs.: HAc – abreviação de ácido acético (H3CCOOH) e Ac- - abreviação do íon acetato 
(H3CCOO-) 
 
A) Antes do início: 
[H+] = Ca  [H+] = 0,1  pH= 1 
 
B) Após a adição de 10 mL de NaOH 0,1M 
Teremos que 10 ml de HCl foram neutralizados pelo NaOH adicionado, restando então 40 mL 
(0,04L)de ácido. O volume total será 50 mL de HCl + 10 mL de NaOH = 60 mL (0,06L) 
nH+ = 0,04 x 0,1= 0,004  [H+] = 0,0666....  pH = 1,17 
 0,06 
C) No Ponto de Equivalência (após a adição de 50 mL de NaOH 0,1M 
Teremos um sal de ácido forte com base forte, portanto não sefre hidrólise. 
Reação: NaOH + HCl → NaCl + H2O 
A única espécie presente capaz de gerar íons H+ ou OH- é a água, donde: 
Auto-ionização da água: H2O ↔ H+ + OH-  Kw = 1,05x10-14 
Kw = [H+] [OH-] como [H+] = [OH-], teremos que Kw = [H+]2 ou u [H+] = √Kx 
Portanto [H+] = 1x10-7  pH = 7 
 
D) Após a adição 60 mL de Hidróxido de Sódio 0,1M Solução resultante com base em excesso: 
Teremos que 10 ml (0,01L) de NaOH em excesso. O volume total será 50 mL de HCl + 60 mL 
de NaOH = 110 mL (0,11L) 
nOH- = 0,01 x 0,1= 0,001  [OH-] = 0,009  pOH = 2,04 
 0,11 
Como pH + pOH =14  pH = 14 – 2,04  pH = 11,96 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
CURVA DE NEUTRALIZAÇÃO DE ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE 
 
Seja a titulação de 50 mL de Ácido Acético 0,1M (HOAc) com Hidróxido de Sódio (NaOH) 
0,1M. 
Obs.: HAc – abreviação de ácido acético (H3CCOOH) e Ac- - abreviação do íon acetato 
(H3CCOO-) 
 
A) Antes do início: 
[H+] = Ka x Ca  [H+] = 1,75 x 10-6  [H+] = 0,00132  pH= 2,88 
 
B) Após a adição de 10 mL de NaOH 0,1M 
Formará uma solução tampão: HOAc + NaOAc 
Reações envolvidas: HOAc  H+ + OAc.  Ka = [H+] [OAc] (I) 
 [HOAc] 
 NaOAc  Na+ + OAc- (II) 
[Oac-] = [NaOAc] + [H-] [HOAc](n ) = [HOAc] – [H+] (substituindo em I) 
Ka = [H+] [NaOAc + H+]  [H+] = Ka [HOAc – H+]  [H+] = Ka [HA] x 
 [HOAc – H+] [NaOAc – H+] [NaOAc ] 
[HOAc] = 40x0,1 = 6,6x10-2  [NaOAc] = 10x0,1 = 1,66x10-2  
 60 60 
[H+] = 1,75x10-5x 6,66x10-5  [H+] = 7,22 x 10-5  pH = 4,16 
 1,66x10-2 
 
C) No Ponto de Equivalência (após a adição de 50 mL de NaOH 0,1M 
Teremos um sal de ácido fraco sofrendo hidrólise. 
Reação: NaOAc + H2O ↔ HOAc + OH-  Kh = [HOAc] [OH-] (I) 
 [OAc-] 
Para saber [HOAc]  Ka = [H+] [OAc]  [HOAc] = [H+] [OAc-] (lI) 
 [HOAc] Ka 
Substituindo (lI) em (I), teremos: Kh = [H+] [OAc-] [OH-] Kh = Kw (III) 
 Ka [Oac-] Ka 
Substituindo (III) em (I), teremos: Kw = [HOAc] [OH-] ; onde: [HOAc] = [OH-] e 
 Ka [OAc-] 
 
substituindo, teremos Kw = [OH-]2; 
 Ka [NaOac] – [OH-] 
4 
 
da equação de Kw, tiramos que: [OH-] = Kw 
 [H-] 
substituindo, temos que: Kw = (KW)2  [H+]= Kw. Ka  pH= 8,72 
 Ka [H+]2 [NaOAc] [NaOAc] 
 
[NaOAc] = 50 x 0,1 = 0,05 
 100 
 
D) Após a adição 60 mL de Hidróxido de Sódio 0,1M Solução resultante com base em excesso: 
 
[OH-] = 60 x 0.1 = 0,054  pOH = 1,26  pH = 14 – 1,26 pH = 12,74 
 110 
 
CURVA DE NEUTRALIZAÇÃO DE BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE 
Seja a titulação de 50 mL de com Hidróxido de Amônio (NH4OH) 0,1M Ácido 
clorídrico 0,1M (HCl). 
A) Antes do início: 
[OH-] = Kb x Cb  [OH-] = 1,75 x 10-6  [OH-] = 0,00132  pOH= 2,88  pH=14 - 
2,88  pH= 11,12 
B) Após a adição de 10 mL de HCl 0,1M 
Formará uma solução tampão básica : NH4OH + NH4Cl  pH= pKw – pKb+ log 
[NH4OH] 
 [NH4Cl] 
 
[NH4OH] = 40x0,1 = 6,6x10
-2  [NH4Cl] = 10x0,1 = 1,66x10-2 pH = 14 – 4,76 + log 
6,66x10-2 
 60 60 
1,66x10-2 
 pH = 8,64 
 
C) No Ponto de Equivalência (após a adição de 50 mL de HCl 0,1M) 
Teremos um sal de base fraca sofrendo hidrólise. 
Reação: NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + H+  Kh = [NH4OH] [H+] (I) 
 [NH4
+] 
 
A hidrólise é governada por Kw; Kb e pela concentração do sal, de modo que teremos: 
 [H+] =  Kw ;  pH= ½pKw – ½[pKb + (log [NH4Cl])] 
 Kb [NH4Cl] 
 
5 
 
[NH4Cl] = 50 x 0,1 = 0,05 Kw = 1x10-14  Ka = 1,75x10-5  pH= 5,27 
 100 
 
D) Após a adição 60 mL de Ácido clorídrico 0,1M teremos uma solução resultante com 
ácido em excesso: 
[H+] = 10 x 0.1 = 0,009  pH = 2,04 
 110 
 
CURVA DE NEUTRALIZAÇÃO DE ÁCIDO FRACO COM BASE FRACA 
Ex.: Seja a titulação de 50 mL de Ácido Acético 0,1M (HOAc) com 50 mL de com 
Hidróxido de Amônio (NH4OH) 0,1M. 
A) Antes do início: 
[H+] = Ka x Ca  [H+] = 1,75 x 10-6  [H+] = 0,00132  pH= 2,88 
 
B) Após a adição de 10 mL de NH4OH 0,1M 
Formará uma solução tampão ácida : HOAc+ NH4OAc  pH= pKa+ log [NH4OAc] 
 [HOAC] 
 
[HOAc]=40x0,1 = 6,66x10-2  [NH4OAC]=10x0,1 = 1,66x10-2 pH = 4,76 + log 
1,66x10-2  pH = 4,87 
 60 60 
6,66x10-2 
 
C) No Ponto de Equivalência (após a adição de 50 mL de NH4OH 0,1M) 
Teremos um sal de base fraca e de ácido fraco, ambos sofrendo hidrólise. 
Reação: NH4OAc + H2O ↔ NH4OH + HOAC  Kh = [NH4OH] [HOAC] (I) 
 [NH4OAC] 
 
A hidrólise é governada por Kw; Ka e Kb, de modo que teremos: [H
+] =  Kx Ka ; 
 Kb 
 
 pH= ½pKw + ½ (pKa - pKb)  pH = 7 + (4,76 - 4,76)  pH = 7 
 
Obs.: o pH da solução resultante depende da extensão de ionização do ácido e da base 
fracos. 
 
D) Após a adição 60 mL de NH4OH 0,1M teremos uma solução resultante com base 
fraca em excesso: 
[OH-] = 10 x 0.1 = 0,009  OH- = Kb Cb  pOH = 3,41  pH = 14 – pOH  pH 
= 10,59 
 110 
6 
 
TITULAÇÃO DE ÁCIDOS/BASES POLIPRÓTICOS E TITULAÇÃO DE 
MISTURA DE ÁCIDOS/BASES 
As curvas de titulação de ácidos e de bases polipróticos, em geral são mais 
complexas que a dos ácidos monopróticos. O comportamento das curvas de 
neutralização depende dos valores relativos e absolutos das respectivas constantes de 
ionização. De modo que para que o ponto de inflexão se associe a uma variação de pH 
convenientemente grande, é preciso que: 
- A razão entre a respectiva constante de ionização e a seguinte constante de 
ionização, seja maior que 104. 
- A correspondente constante de ionização não seja de um ácido extremamente 
fraco. 
A curva resultante terá teoricamente uma inflexão para cada 
hidrogênio/hidroxila ionizável. 
As curvas de titulação de misturas de ácidos ou de bases são comparáveis às 
dos ácidos/bases polipróticos. Na verdade um ácido/base poliprótico comporta-se como 
se fora uma mistura de ácidos ou de bases monopróticos, com diferentes constantes de 
ionização, presentes em quantidades equimiloares. 
 
Ex.: Seja a titulação de 50 mL de Ácido carbônico 0,1M (H2CO3) com Hidróxido de 
Sódio (NaOH) 0,1M. 
A) Antes do início: 
[H+] = Ka x Ca 
B) Após a adição de 10 mL de NaOH 0,1M 
Formará uma solução tampão ácida: NaHCO3 + H2CO3  pH= pKa1 + log [NaHCO3] 
 [H2CO3] 
 
C) No primeiro ponto de equivalência: 
Teremos a formação de um anfólito: . NaHCO3, que tanto pode formar CO3
= quanto 
H2CO3, portanto: 
[H+] = Ka1 x Ka2 
 
D) Após o primeiro ponto de equivalência: 
Formará uma segunda solução tampão: NaHCO3 + Na2CO3  pH= pKa2 + log 
[Na2CO3] 
 
7 
 
[NaHCO3] 
 
E) No segundo ponto de equivalência: 
Teremos a formação de um sal de ácido fraco, portanto sujeito à hidrólise, de modo que 
o pH será dado por: [H+] =  Kw Ka2 ; 
 [Na2CO3] 
 
D) Após o segundo ponto de equivalência teremos uma solução resultante com base em 
excesso: 
[OH-] = CbxVbexc  Cb  pH = 14 - pOH 
 Vtotal 
 
TITULAÇÕES DE DESLOCAMENTO 
No caso de um sal de ácido fraco NaA, o ânion A- é capaz de reagir com um 
ácido forte (A- + H+  HA) , originando moléculas não dissociadas do ácido fraco HÁ. 
Analogamente, no caso de um sal de base fraca BCl, o cátion B+ é capaz de 
reagir com uma base forte (B+ + OH-  BOH) , originando moléculas não dissociadas 
da base fraca BOH. 
Estas reações podem servir de base para a titulação de sais de ácidos fracos 
com ácidos fortes ou de sais de base fraco com base forte, desde que a concentração do 
íon hidrogênio se modifique de maneira bastante acentuada nas imediações do ponto de 
equivalência. Para que isso ocorra é necessário que as soluções dos sais de ácidos fracos 
tenham pH maior que 9 e as soluções dos sais de base fraca tenham pH menor que 5. A 
possibilidade das titulações de deslocamento, são restritas aos sais de ácidos 
extremamente fracos com ácidos fortes e de sais de bases muito fracas com bases fortes. 
 
Ex.: Seja a titulação de cianeto de potássio 0,1 M com Ácido clorídrico 0,1M (HOAc) 
com 50 mL de com Hidróxido de Amônio (NH4OH) 0,1M. 
Reação: KCN  K+ + CN-  CN- + H+  HCN 
[H+] = Ka x Ca  [H+] = 1,75 x 10-6  [H+] = 0,00132  pH= 2,88 
 
A) Após a adição de 10 mL de HCl 0,1M 
Formará uma solução tampão ácida: HCN + KCN  pH= pKa+ log [KCN] 
 [HCN] 
 
C) No Ponto de Equivalência (após a adição de 50 mL de NH4OH 0,1M) 
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Teremos o sal transformado em ácido fraco, portanto: [H+] = Ka x Ca 
 
 
D) Após o ponto de equivalência, teremos uma solução resultante com ácido forte em 
excesso: 
[H+] = CaxVaexc 
 Vtotal 
 
3 - INDICADORES DE pH 
3.1 - Relação de indicadores de pH. Os indicadores de pH são substâncias orgânicas 
fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos), que mudam 
gradualmente de coloração dentro de uma faixa de pH relativamente estreita chamada zona de 
transição. 
Os indicadores de pH são quase todos usados como soluções a 0,1% em água ou 
etanol. . 
3.2 - Teoria de indicadores de pH. A primeira tentativa para explicar o 
funcionamento dos indicadores de pH tomou por base a teoria da dissociação eletrolítica. W. 
Ostwald (1894) formulou a teoria iônica dos indicadores, admitindo que os indicadores são 
ácidos ou bases fracos, cujas moléculas não-dissociadas deveriam possuir uma coloração 
diferente da dos respectivos íons. 
Um indicador ácido qualquer pode ser representado por Hind, em que Ind é a porção 
aniônica da molécula. A dissociação é dada pela seguinte equação: 
Hind ↔ Ind- + H+ 
(col. A) (col. B) 
No caso de um indicador básico, tem-se: 
HindOH ↔ Ind+ + OH- 
(col.c) (col.d) 
 
A coloração dos compostos orgânicos é, também, influenciada secundariamente pelos 
chamados grupos auxocrômicos, que não são cromóforos, mas cuja presença, ao lado de grupos 
cromóforos, intensifica a coloração devida a estes últimos. 
A teoria cromófora explica a mudança de coloração dos indicadores como devida a 
um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio. A 
mudança de coloração reflete a formação ou o desaparecimento de grupos cromóforos. 
 
3.3 - pH e coloração do indicador. 
A coloração que um indicador assume depende do pH da solução. A relação entre a 
9 
 
coloração de um determinado indicador e o pH da solução pode ser estabelecida aplicando a lei 
da ação das massas aos equilíbrios do indicador na solução. 
Seja o caso de um indicador ácido; então, os equilíbrios existentes na solução podem 
ser representados por 
HindO  Hind  H+ lnd 
em que HIndoO e Hind são as duas formas tautômeras do indicador e Ind- , o ânion do segundo 
tautômero. Semelhantemente, no caso de indicadores básicos. 
A relação das concentrações das formas ácida e alcalina de um indicador depende da 
concentração do íon hidrogênio. Para cada concentração de íon hidrogênio, têm-se as formas 
ácidas e alcalina segundo uma relação de concentrações defenida. As duas formas coexistem, 
evidentemente, em toda a escala de pH. Entretanto, há um limite inferior para a quantidade de 
qualquer uma das formas que o olho é capaz de perceber em presença outra, de sorte que a 
mudança de coloração do indicador se acha confinada a uma faixa definida da concentração de 
.íon hidrogênio. Os limites entre os quais é perceptível a mudança de coloração de um 
indicador, expressos em termos de pH, definem a zona de transição do indicador. 
O indicador compreende duas formastautômeras, distintamente coradas, em 
equilíbrio. No caso do paranitrofenol, por exemplo, as duas formas tautômeras em equilíbrio 
são: 
 (I) (II) 
O = N = O  O = N = O  O = N = O - 
 
 
 
 Incolor Amarelo Amarelo 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.4 - Influência de diversos fatores sobre a zona de transição. 
A zona de transição dos indicadores pode ser influenciada pela concentração do 
indicador, a temperatura e o meio. 
A) Influência da concentração do indicador. Este efeito se manifesta quando se trata 
de um indicador Monocromado. A concentração da forma corada é proporcional à concentração 
OH O O 
10 
 
do indicador não-dissociado. Portanto, a intensidade da coloração da solução aumenta com a 
crescente concentração do indicador (até o ponto de saturação). 
B) Influência da temperatura. As zonas de transição referem-se à temperatura de 18°C. 
Com um aumento pronunciado da temperatura, as zonas de transição sofrem um deslocamento, 
especialmente no caso e indicadores básicos. 
C) Influência do meio. As zonas de transição são calculadas tomando como solvente a 
água, no caso de solventes orgânicos como metanol, etanol e acetona, que possuem constantes 
dielétricas mais baixas do que água? à solução aquosa faz variar as condições de equilíbrio. A 
adição de etanol, por exemplo, diminui a constante de ionização de ácidos e bases fracos. O 
resultado é que os indicadores ácidos tornam-se mais sensível ao íon hidrogênio em presença de 
solventes orgânicos com deslocamento de suas zonas de transição para valores de pH mais altos. 
Os indicadores básicos, por sua vez, tornam-se menos sensíveis ao íon hidrogênio. 
 
3.5 - Indicadores mistos. 
A mudança de coloração de alguns indicadores de pH não é muito facilmente 
observável, principalmente com luz artificial. Em certos casos, é possível obter uma mudança de 
coloração mais nítida por meio da adição de um corante orgânico ao indicador. Estas misturas 
são chamadas indicadores mistos. O que se teve, inicia!mente, em vista com os indicadores 
mistos foi tornar mais pronunciada a mudança de coloração de certos indicadores comuns, como 
o alaranjado e o vermelho de metila, que mudam do amarelo para o vermelho passando pelo 
alaranjado. A dificuldade em se acompanhar a mudança de coloração destes indicadores, sem o 
uso de soluções de comparação, resulta do fato, de serem o amarelo e o vermelho contíguos no 
espectro. A adição de corantes azuis ao alaranjado ou ao vermelho de metila, quando em 
proporção adequada, transforma o amarelo e o vermelho, respectivamente, em verde e violeta, 
que são cores complementares. Os indicadores mistos, além de apresentarem uma mais nítida 
mudança de coloração, possibilitam ainda a' titulação de soluções bastante diluídas ou 
fracamente coradas e a condução da operação sob luz artificial. 
 
 
 
 
 
TABELA DE INDICADORES DE NEUTRALIZAÇÃO 
 indicador zona de transição a 18oC zona de transição a 100oC 
azul de timol 1,2 - 2,8 1,2 - 2,6 
tropeolina 1,3 - 3,2 0,8 - 2,2 
amarelo de metila 2,9 - 4,0 2,3 - 3,5 
11 
 
alaranjado de metila 3,1 - 4,4 2,5 - 3,7 
azul de bromofenol 3,0 - 4,6 3,0 - 4,5 
verde de bromocresol 4,0 - 5,6 4,0 - 5,6 
vermelho de metila 4,4 - 6,2 4,0 - 6,0 
p-nitrofenol 5,0 - 7,0 5,0 - 6,0 
púrpura de bromocresol 5,2 - 6,8 5,4 - 6,8 
azul de bromotimol 6,0 - 7,6 6,2 - 7,8 
vermelho de fenol 6,4 - 8,0 6,6 - 8,2 
vermelho de cresol 7,2 - 8,8 7,6 - 8,8 
azul de timol 8,0 - 9,6 8,2 - 9,4 
fenolftaleína 8,0 - 10,0 8,0 - 9,2 
timolftaleína 9,4 - 10,6 8,6 - 9,6 
nitramina 11,0 - 13,0 9,0 - 10,5 
 
 
4 – APLICAÇÕES GERAIS DA VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
4.1 - TITULAÇÃO DE MISTURAS DE ÁCIDOS 
 
As curvas de neutralização de misturas de ácidos são comparáveis às dos ácidos 
polipróticos. Na verdade, uma solução de ácido poliprótico comporta-se como se fora uma 
mistura de ácidos monopróticos com diferentes constantes de ionização, presentes em 
quantidades equimolares. 
A possibilidade de determinar, separadamente, os dois componentes da mistura 
depende da magnitude da constante de ionização do ácido fraco. Quando a constante de 
ionização do ácido fraco é menor que 10-5 a variação do pH no primeiro ponto de equivalência 
é bastante pronunciada; então, é possível determinar o ácido forte e, também, o ácido fraco 
sempre que sua constante de ionização não seja demasiadamente pequena. Quando a constante 
de ionização do ácido fraco é maior do que 10-5, somente a acidez total pode ser determinada. 
 
4.2 - TITULAÇÃO DE MISTURAS DE BASES. 
A possibilidade de titular carbonato de sódio como uma base monoequivalente ou 
diequivalente serve de base para a análise de misturas de NaOH e Na2CO3 ou, NaOH e 
NaHCO3. 
Na titulação, em uma primeira etapa, na presença de fenolftaleína, acontece a total 
neutralização de NaOH e a conversão do Na2CO3 em NaHCO3; após o descoramento da 
solução, pode-se levar a titulação em presença de azul de bromofenol, até a total neutralização 
do NaHCO3. 
12 
 
 
5 - SOLUÇÕES PADRÕES 
5.1- SOLUÇÕES PADRÕES ÁCIDAS 
São principalmente usadas soluções de ácido clorídrico e ácido sulfúrico. Os dois 
ácidos são encontrados no comércio como soluções concentradas; o ácido clorídrico é 
aproximadamente 12M e o ácido sulfúrico 18M. As soluções de ácido clorídrico são usadas 
como soluções padrões para titulações alcalimétricas, de preferência às de ácido sulfúrico, 
porque com certos indicadores o ponto final é mais bem definido. Às vezes, dão-se como 
indicadas as soluções de ácido sulfúrico para titulações a quente ou quando a substância a 
determinar deve ser fervida por algum tempo com excesso de ácido. O ácido nítrico é usado 
raramente, pois em geral, o reagente contém traços de ácido nitroso, que tem ação destrutiva 
sobre muitos indicadores de pH. 
Comumente as soluções padrões ácidas são obtidas por via INDIRETA. Devem ser 
usados apenas os ácidos puros, e para as diluições, água destilada de boa qualidade. 
 
5.2 - PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ÁCIDAS 
OS padrões primários mais usados para padronizar soluções ácidas são: 
A) Carbonato de sódio - O composto é encontrado no comércio com características de 
padrão primário, deve ser dessecado, antes do uso, mediante aquecimento a 270-3000C, durante 
meia a uma hora. O carbonato de sódio anidro, quando exposto à atmosfera, tende a absorver 
água para formar o monoidrato; por isso, o sal anidro deve ser conservado em um frasco 
perfeitamente fechado. 
B) Tetraborato, de sódio - O composto é encontrado puro no comércio. É estável em 
condições apropriadas de conservação, não absorve umidade durante a pesagem e - possui peso 
equivalente elevado (190,72) 
Para padronizar soluções ácidas são ainda indicadas, entre outras substâncias, o 
oxalato de sódio, o óxido de mercúrio (II), o hidrogeno carbonato de potássio e o iodato de 
potássio. 
 
5.3 - SOLUÇÕES PADRÕES ALCALINAS 
Os reagentes usados na preparação de soluções padrões alcalinas são os hidróxidos de 
sódio, potássio e bário. O mais correntemente empregado é o hidróxido de sódio. Os 
mencionados reagentes contêm quantidades maiores ou menores de água e carbonato. Por isso, 
as soluções padrões alcalinas não podem ser preparadas por via direta. Além disso, é desejável 
em muitos casos trabalhar com soluções alcalinas livres de carbonato. 
A água utilizada para as diluições, na preparação das soluções alcalinas, não deve 
conter excesso de dióxido de carbono. A água destilada ordinária é, freqüentemente, 
13 
 
supersaturada comdióxido de carbono. O excesso de dióxido de carbono é removido mediante 
ebulição da água por alguns minutos e subseqüente esfriamento. 
Quando soluções fortemente alcalinas são conservadas em frascos de vidro comum, 
elas se contaminam com silicatos devido ao ataque do vidro. É, portanto, recomendável fazer 
uso de frascos de polietileno, ou frascos parafinados, para armazenar soluções padrões alcalinas. 
 
5.4 - PADRONIZAÇÃO DAS SOLUÇÕES ALCALINAS 
O título das soluções alcalinas é determinado com relação a padrões primários ácidos. 
Os reagentes mais usados para este fim são o ácido clorídrico de ebulição constante, 
hidrogenoftalato de potássio, ácido benzóico, ácido oxálico, hidrogenodiiodato de potássio, 
ácido sulfâmico e sulfato de hidrazínio. 
 
6 - APLICAÇÕES TÍPICAS 
 
6. 1- Determinação de ácido acético 
O ácido acético é um ácido fraco, que pode ser titulado com solução padrão de 
hidróxido de sódio em presença de indicadores com zonas de transição na região fracamente 
alcalina, tais como fenolftaleína, timolftaleína e azul de timol. 
 
6.2 - Determinação de ácido sulfúrico no ácido concentrado 
O ácido sulfúrico é um ácido diprótico em que mesmo o segundo hidrogênio se ioniza 
em larga extensão, de sorte que uma solução diluída de ácido sulfúrico, ao ser titulada com uma 
solução de hidróxido de sódio, se comporta de maneira idêntica à solução de um ácido 
monoprótico forte.