Guia - Segunda prova prática de analexp I

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A segunda prova prática segue o mesmo modelo da primeira. Vocês terão que 
seguir aqueles mesmos procedimentos: Preparação da solução do titulante, 
padronização do titulante, diluição da amostra (caso necessário) e a determinação do 
analito. 
 
1. DICROMATOMETRIA 
 
A dicromatometria é o segundo método que aprendemos em que há uma 
reação de oxirredução. Nesse método, é usada uma solução de dicromato de 
potássio (K2Cr2O7) como titulante. Essa solução tem características oxidantes, 
portanto ela é usada na determinação de substâncias redutoras. O dicromato 
não é um oxidante tão forte como o permanganato, porém ele possui algumas 
vantagens importantes. 
A primeira é o fato de as soluções de dicromato de potássio serem 
padrões primário, ou seja, não é necessário padronizá-lo. 
A segunda vantagem é poder utilizar o ácido clorídrico. As amostras de 
minério de ferro, por exemplo, precisam serem tratadas com ácido clorídrico para 
que haja a dissolução do minério. Assim, se eu desejo determinar a quantidade 
de ferro em uma amostra de minério, eu posso utilizar a dicromatometria, isto 
porque o potencial de redução cloreto é maior que o do dicromato, ou seja, o 
dicromato não consegue oxidar o cloreto, somente o ferro presente na amostra. 
 
Cl2 + 2e-  2Cl- EoT = 1,36V 
 Cr2O72- + 14H+ + 6 e-  2Cr3+ + 7H2O EoT = 1,33V 
Esse era um problema de não se poder utilizar o HCl na 
permanganimetria, pois o potencial de redução do permanganato é maior que o 
do cloreto, por causa disso, ele acaba também reduzindo o cloreto, gastando 
um volume de titulante maior que o necessário e provocando erro na análise. 
1.1. Determinação de Ferro em amostras de minério de ferro 
Os minérios de ferro são rochas que contém o ferro em sua 
composição, e este ferro pode estar presente nos seus dois estados de 
oxidação: Fe2+ e Fe3+ 
 Através da dicromatometria é possível determinar a concentração de 
ferro existente em uma amostra de minério de ferro. O dicromato possui um 
potencial de redução maior que o do ferro, portanto ele é capaz de oxidar as 
espécies de Fe2+ presentes na amostra. 
Cr2O72- + 14H+ + 6 e-  2Cr3+ + 7H2O EoT = 1,33V 
Fe3+ + 1 e-  Fe3+ EoT = 0,77V 
 Sendo assim, é possível determinar a concentração de ferro nas 
amostras através de duas titulações: a primeira é uma titulação direta da 
amostra de ferro para determinar o Fe2+ presente nela, e na segunda é feito um 
processo de redução de todo o Fe3+ presente na amostra para Fe2+, e em 
seguida esse Fe2+ é titulado pelo dicromato. O Fe3+ pode ser encontrado pela 
diferença do total de ferro encontrado na segunda titulação menos a 
concentração de Fe2+ encontrado na primeira titulação. 
 
1.1.1. Problema do Indicador 
 
Assim como em toda titulação, é necessário a utilização de um 
indicador para indicar o ponto final da titulação. Como estamos fazendo uma 
titulação de oxirredução, é necessário usar também um indicador de 
oxirredução. No caso dessa titulação, o indicador usado é a difenilamina. Esse 
indicador apresenta um problema, o seu potencial de redução. 
Se observarmos o potencial de redução do indicador e o do ferro, 
podemos ver que são bem próximos. 
Fe3+ + 1 e-  Fe2+ EoT = 0,77V 
Indoxidado + 2e-  Indred EoT = 0,76V 
 
 Como a diferença é muito próxima, o indicador muda de cor antes de todo 
o ferro da amostra ser consumido pelo dicromato, sendo assim, haveria um erro 
na determinação exata da concentração de ferro. Para contornar esse problema, 
é adicionado uma solução de ácido fosfórico xaroposo. 
 O ácido fosfórico forma um complexo com o Fe3+, e seu potencial de 
redução para o Fe2+ é muito menor. 
 
 Fe(PO4)23- + 1e  Fe2+ + 2PO43- EoT = 0,46V 
 
 Sendo assim, a diferença de potencial entre o dicromato e o complexo de 
ferro é muito maior ( ddp = 1,33-0,46 = 0,67v) do que a diferença de potencial 
entre o indicador e o dicromato (ddp = 1,33 – 0,76 = 0,57V). Por causa disso, a 
reação com o ferro acontece primeiro, e somente depois de todo o ferro for 
titulado que o indicador muda de cor. 
 
 
1.2. Determinação do Fe2+ na amostra. 
 A determinação é feita diretamente pela titulação da amostra de ferro com 
a solução de dicromato de potássio. 
 
 
 K2Cr2O7 0,05102 mol.L-1 
 Volume gasto = 23,50 mL 
 
 
 
 
 
 20,00 mL de amostra de ferro 
 10 mL de H3PO4 xaroposo 
 2 gotas Difenilamina sulfonato de bário 
 Titular até cor azul violeta 
 
 
Reação da Titulação 
 
Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+  2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 
 Cálculos 
 ¨6 ( M x V) Cr2O72- = ( M x V) Fe2+ 
 6 (0,05012 x 23,50 mL) = (20,00 mL x MFe(II) ) 
 MFe(II) = (6 * 0,05012 * 23,50) / 20,00 
 MFe(II) = 0,3533 mol.L-1 
 
 TFe(II) = MFe(II) x MMFe(II) 
 TFe(II) = 0,3533 * 55,8 
 TFe(II) = 19,7 g.L-1 
 
 
 
 
 
 
1.3. Determinação do Fe total na amostra 
 
Para se fazer a determinação total de ferro nas amostras de minério, é 
necessário fazer uma redução de todo o Fe3+ da amostra para Fe2+. 
Primeiramente é adicionado ácido clorídrico concentrado à amostra, que fará 
com que a solução fique amarela pela formação do FeCl3. A solução é levada 
então para aquecimento até a fervura. Quando começar a ferver, é retirada do 
aquecimento e adicionado lentamente o agente redutor. Essa redução é feita 
pela adição do cloreto estanoso, que é um agente redutor. 
Sn2+ + 2Fe3+  Sn4+ + 2Fe2+ 
 
 O SnCl2 é adicionado até que todo o Fe3+ tenha sido reduzido para Fe2+, 
e a solução fique incolor. 
 
1.3.1. Problema com o SnCl2 
Como o Sn²+ é uma espécie redutora, ele pode reagir com o dicromato 
que é oxidante. Por causa disso, o excesso de Sn2+ adicionado deve ser 
retirado da solução, para que não haja gasto em excesso do titulante e 
provoque erro na análise. 
Para isso, é adicionado um agente oxidante, que oxida o Sn2+ para Sn4+. 
Esse agente é o cloreto mercúrico (HgCl2). 
Sn2+ + HgCl2  Sn4+ + Hg2Cl2(s) 
O Hg2Cl2(s) é um precipitado branco que não influencia na titulação com 
o dicromato. 
A adição de HgCl2 deve ser feita com cuidado, de uma só vez, e com a 
solução totalmente resfriada. Caso isso não seja obedecido, haverá a 
formação de Hgo, que também tem características redutoras e interfere na 
titulação com o dicromato. O Hg0 é preto, então se ao adicionar o HgCl2 a 
solução ficou cinza/preta em vez de branco, é necessário descartar a 
amostra e realizar todo o processo novamente. 
 
1.3.2. Determinação do ferro total 
 
Agora que todo o Fe3+ foi reduzido, o Fe2+ total pode ser titulado pelo 
dicromato. 
 
 
 
 K2Cr2O7 0,05102 mol.L-1 
 Volume gasto = 27,42 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 20,00 mL de amostra de ferro 
 10 mL de H3PO4 xaroposo 
 2 gotas Difenilamina sulfonato de bário 
 Titular até cor azul violeta 
 
 
Reação da Titulação 
 
Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+  2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 
 Cálculos 
 ¨6 ( M x V) Cr2O72- = ( M x V) Fe2+ 
 6 (0,05012 x 27,42 mL) = (20,00 mL x MFe(II) ) 
 MFe(total) = (6 * 0,05012 * 23,50) / 20,00 
 MFe(total) = 0,4123 mol.L-1 
 
 TFe(total) = MFe(II) x MMFe(II) 
 TFe(total) = 0,4123 * 55,8 
 TFe(total) = 23,0 g.L-1 
 
 
 
 
 
 
1.4. Determinação do Fe3+ 
Como já foi determinado o Fe(II) presente na amostra e o ferrototal, a concentração de Fe(III) presente na amostra é feita pela 
diferença destes valores. 
Mtotal = MFe(II) + MFe(III) 
 
MFe(III) = Mtotal - MFe(II) 
 
MFe(III) = 0,4123 – 0,3533 
MFe(III) = 0,05900 mol.L-1 
Tendo a molaridade, é só fazer os cálculos do título e da %m/m 
igual do relatório 
1.5. Observações 
 Guardem a razão estequiométrica dessa reação! 6 Fe : 1 
dicromato. 
 O dicromato sempre vai reagir com o Fe(II) 
 A mudança de cor do indicador é para uma cor azul violeta 
 
2. IODOMETRIA 
A iodometria, diferente dos outros métodos de oxirredução, é um método 
de determinação indireto, ou seja, a espécie que será titulada será um 
produto da reação da espécie oxidante presente na amostra com um excesso 
de iodeto, que tem caráter redutor. O produto dessa reação é o Iodo (I2), e 
esse iodo que é formado que é titulado pela solução de tiossulfato (S2O3). 
 
2.1. Padronização da solução de Na2S2O3 
Como a solução de tiossulfato não é um padrão primário, ela necessita 
ser padronizada. Essa padronização é feita com uma solução padrão 
de Iodato de potássio (KIO3). A solução de iodato é tratada com um 
excesso de iodeto (I-) em meio ácido, onde ocorre a formação do iodo 
IO3 + 5I- + 6H+  3 I2 + 3H2O 
Esse iodo produzido é titulado pela solução de tiossulfato, conforme a 
reação abaixo. 
 3I2 + 6S2O3  6I- + 3S4O6 
Sendo assim, é possível relacionar a quantidade de iodato que reagiu 
com o iodeto com o iodo que foi titulado pelo tiossulfato, através da 
reação global 
 
 IO3 + 5I- + 6H+  3 I2 + 3H2O 
3I2 + 6S2O3  6I- + 3S4O6 
 ------------------------------------------------------------------ 
 IO3 + 6S2O3 + 6H+  3S4O6 +I- + 3H2O 
Então, pela reação acima, podemos determinar a reazão 
estequiométrica do processo: 
 6 (M x V) IO3- = (M x V) S2O3 
 
 
 
 
 Na2S2O3 
 Volume gasto = 21,40 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 20,00 mL de KIO3 0,008333 mol.L 
 5,0mL de H2SO4 
 10 mL de KI 10%m/v 
 Titular até amarelo claro 
 Adicionar solução de amido 
 Titular até desaparecimento da cor azul 
 
Reação da Titulação 
IO3
- + 6S2O3 + 6H+  3S4O6 +I- + 3H2O 
 Cálculos 
 ¨6 ( M x V) IO3
-
- = ( M x V) S2O3 
 6 (0,008333 x 20,00 mL) = (21,40 mL x MS2O3 ) 
 MS2O3 = (6 * 0,008333 * 20,00) / 21,40 
 MS2O3 = 0,04673 mol.L-1 
 
2.2. Determinação de cloro ativo em água sanitária 
 
A determinação de teor de cloro ativo na água sanitária pode ser feita 
através do método da iodometria. A água sanitária é produzida através da 
reação do gás cloro (Cl2) em um meio alcalino, através da reação abaixo: 
 Cl2 + 2OH-  ClO- + Cl- + H2O 
O íon hipoclorito (ClO-) é um ótimo agente oxidante, e ao ser tratado 
com excesso de iodeto (I-), libera uma quantidade estequiométrica de iodo (I2). 
 
 ClO- + 2I- + 2H+  Cl- + I2 + H2O 
 
Esse iodo então pode ser titulado pela solução de tiossulfato 
padronizado para ser feita a determinação do teor de hipoclorito (%m/v NaClO) e 
o teor de cloro ativo (%m/v Cl2) na amostra de água sanitária. 
 I2 + 2S2O32-  2I- + S4O62- 
 .......................................................................... 
 ClO- + 2S2O32- + 2H+  Cl- + S4O62- + H2O 
 
2.2.1. Diluição da amostra 
Para evitar o gasto em excesso de titulante, normalmente a amostra de 
água sanitária deve ser diluída. Seguir as informações do roteiro. 
 
2.2.2. Titulação 
 
Então, um volume dessa solução de água sanitária é tratada com um 
excesso de iodeto em meio ácido, e o produto formado(iodo) é titulado 
pela solução padronizada de tiossulfato. 
 
 
 Na2S2O3 0,04673 mol.L-1 
 Volume gasto = 13,40 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 20,00 mL de amostra de água sanitária 
 5,0mL de H2SO4 
 10 mL de KI 10%m/v 
 2 gotas Difenilamina sulfonato de bário 
 
 
Reação da Titulação 
ClO- + 2S2O32- + 2H+  Cl- + S4O62- + H2O 
 Cálculos 
 ¨2 (M x V) ClO- = (M x V) S2O3 
 2 (M ClO- x 20,00 mL) = (13,40 mL x 0,04673 mol. L-1) 
 M ClO- = (13,40 x 0,04673) / (20,00 * 2) 
 M ClO- = 0,04673 mol. L-1 
 
 T = MxMM 
 TNaClO = M ClO- * MMNaClO 
 TNaClO = 0,04673 mol. L-1 * 74,5 g.mol-1 
 TNaClO = 3,48 g.L-1 
 
 TCl2 = MClO- * MMCl2 
 TCl2 = 0,04673 mol. L-1 * 71,5 g.mol-1 
 TCl2 = 3,34 g.L-1 
2.2.3. Indicador 
O indicador usado nessa titulação é uma solução de amido, só que 
ele somente é adicionado perto do final da titulação, diferente das 
outras titulações em que o indicador é adicionado no início. 
O iodo formado pela reação da amostra oxidante com o iodeto tem 
uma cor castanho avermelhado bem característico. A mediada que o 
iodo vai sendo titulado pelo tiossulfato, a solução vai sendo 
descolorida até ficar uma cor amarelo claro. Nesse momento então 
que é adicionado o amido. 
O amido forma um complexo com o iodo em presença de iodeto, 
que tem uma cor azul escura. Esse complexo é insolúvel, o que faz 
com que a adição no início da titulação não seja possível, pois o iodo 
está estequiometricamente relacionado com a quantidade de agente 
oxidante presente na amostra. Sendo assim, se ele fosse adicionado 
no início da titulação, haveria um erro muito grande na análise. 
 
Então o processo é feito da seguinte maneira: 
 Titulação da amostra oxidante até esmaecimento da 
cor castanho do iodo para uma cor amarela bem 
clara. 
 Adição da solução de amido para formação do 
complexo do amido com o iodo, que tem coloração 
azul escura 
 Titulação até a solução azul ficar incolor 
 
 
OBS: Se houve diluição da 
amostra, não esquecer de 
multiplicar a molaridade achado 
pelo fator de diluição para 
encontrar a concentração real de 
hipoclorito na água sanitária. 
3. ARGENTIMETRIA 
A argentimetria é um método utilizado para a determinação de 
halogenetos em uma solução pela reação com o nitrato de prata, gerando um 
composto pouco solúvel. Ela é um método direto, visto que o analito será 
titulado diretamente pela solução de prata. 
 
Esse procedimento pode ser dividido em dois métodos: método de Mohr 
e método de Fajans. A diferença entre os dois métodos está no tipo de 
indicador usado. 
 
3.1. Método de Mohr 
No método de Mohr, a solução de halogeneto é titulada pelo nitrato 
de prata e é usado o Cromato de Potássio (K2CrO4) como indicador. Esse 
indicador forma um composto pouco solúvel com a prata. 
 2Ag+ + CrO42-  Ag2CrO4(s) 
 AMARELO VERMELHO TIJOLO 
3.1.1. Influência do pH 
Para essa análise, o pH da solução deve estar torno do neutro até 
levemente básico (6,5 – 9,0). 
 
Caso o pH esteja menor do que 6 (pH < 6,5), ocorre a hidrólise do 
indicador. 
 2CrO42- + 2H3O+  Cr2O72- + 3H2O 
 Amarelo laranja 
 
O dicromato em solução é laranja, então seria impossível ver a 
mudança de cor da solução 
 
Caso o pH esteja maior do que 9 (pH > 9,0), ocorre a reação da prata 
do titulante com a alcalinidade do meio. 
 2Ag+ + 2OH- 2 AgOH Ag2O(s) + H2O 
O titulante então está sendo consumido e formando um sólido preto. 
 
Por conta disso, esse método é inviável fora dessa faixa de pH 
 
3.1.2. Padronização de uma solução de AgNO3 pelo método de Mohr 
 
A solução de AgNO3 não é um padrão primário, então, asua 
padronização pode ser feita pelo método de Mohr, através da titulação do 
nitrato de prata com uma solução de NaCl de concentração conhecida, que 
é um padrão primário. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 AgNO3 
 Volume gasto = 21,40 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 20,00 mL de NaCl 0,05000 mol.L 
 1,0 mL de K2CrO4 5 %m/v 
 Titular até vermelho tijolo claro 
 
 
Reação da Titulação 
Ag+ + Cl-  AgCl(s) branco 
 Cálculos 
 ( M x V) Ag+ = ( M x V) Cl- 
 (MAg+ x 21,40 mL) = (20,00 mL x 0,05000 mol. L-1) 
 MAg+ = (0,05000 * 20,00) / 21,40 
 MAg+ = 0,04673 mol.L-1 
 
3.2. Método de Fajans 
A diferença do método de Fajans para o método de Mohr é o tipo 
de indicador empregado. No método de Mohr, o indicador é de 
precipitação, pois há a formação de um composto pouco solúvel. Já no 
método de fajans, o indicador usado é de adsorção. Nessa prática, o 
indicador usado é a fluoresceína. 
O mecanismo de ação do indicador é demonstrado na figura 
abaixo:
 
 Antes do início da titulação, temos somente em solução o cloreto e o 
indicador na sua forma livre, Ind-, que tem uma cor verde fluorescente. Ao 
iniciar a titulação, começa a ser formado o precipitado de cloreto de prata. Os 
íons de cloreto presente na amostra acabam formando uma atmosfera em 
volta desse precipitado, gerando uma camada elétrica negativa. Por conta 
dessa camada ser negativa, o indicador é repelido pela repulsão provocada 
pelas cargas iguais, e ele permanece em sua forma livre na solução. A 
medida que a titulação vai ocorrendo, os íons cloreto da amostra vão 
reagindo com a prata que está sendo adicionada na solução. Quando chega 
no ponto estequiométrico, todo o cloreto já reagiu e virou cloreto de prata. 
Logo após o ponto estequiométrica, começa a haver um excesso de prata na 
solução, e essa prata acaba formando uma camada elétrica em volta do 
precipitado. Por conta de os íons de prata terem carga positiva, o indicador 
agora consegue se adsorver nessa camada, formando uma ligação. Ao 
formar essa ligação, ele acaba mudando de cor, de um verde fluorescente 
para uma coloração rosa. 
 
3.2.1. Influência do pH 
Para essa análise, o pH da solução deve estar torno do neutro até 
levemente básico (6,0 – 9,0). 
 
Caso o pH esteja menor do que 6 (pH < 6,0), ocorre a hidrólise do 
indicador. 
 Ind- + H3O+  HInd + H2O 
 
O indicador passa então a ficar na sua forma neutra, e como ele 
necessita da carga negativa para se adsorver na camada elétrica, 
seria impossível perceber o ponto final da titulação 
 
 
Caso o pH esteja maior do que 9 (pH > 9,0), ocorre a reação da prata 
do titulante com a alcalinidade do meio. 
 2Ag+ + 2OH- 2 AgOH Ag2O(s) + H2O 
O titulante então está sendo consumido e formando um sólido preto. 
 
Por conta disso, esse método é inviável fora dessa faixa de pH 
 
3.2.2. Determinação de cloreto em uma amostra de cloreto 
 
A determinação de cloreto em uma amostra pode ser determinada então 
pela titulação de uma alíquota dessa amostra com uma solução 
padronizada de AgNO3. 
 
 
 
 
 AgNO3 0,04673 mol .L-1 
 Volume gasto = 21,40 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 20,00 mL de amostra 
 2 gotas de fluoresceína 
 Titular até o primeiro tom de rosa. 
 
 
 
Reação da Titulação 
Ag+ + Cl-  AgCl(s) branco 
 Cálculos 
 ( M x V) Ag+ = ( M x V) Cl- 
 (0,04673 mol .L-1 x 21,40 mL) = (20,00 mL x MCl-) 
 MCl- = (0,04673 * 21,40) / 20,00 
 MCl- = 0,05000 mol.L-1 
 
 TNaCl = M Cl- * MMNaCl 
 TNaCl = 0,05000 mol. L-1 * 58,5 g.mol-1 
 TNaCl = 2,92 g.L-1 
OBS: Se houve diluição da 
amostra, não esquecer de 
multiplicar a molaridade achada 
pelo fator de diluição para 
encontrar a concentração real de 
cloreto na amostra. 
 
 
4. ARGENTOMETRIA 
 
A argentometria é o método indireto para determinação de halogenetos 
em solução, também conhecido como método de Volhard. É adicionada a 
amostra de halogeneto uma quantidade conhecida de Nitrato de Prata, que 
irá reagir com o halogeneto da amostra e gerar um composto pouco solúvel. 
A prata em excesso que não reagiu é então titulada por uma solução de 
tiocianato de potássio (KSCN), e então é feita a subtração do valor da prata 
que foi titulada pelo KSCN pelo total de prata adicionada. 
 
nAg adicionada = nAgreagiu com cloreto + nAgtitulada pelo KSCN 
 
O indicador usado nesse método é o Fe3+ na forma de alúmen férrico. Ele 
reage com o excesso de KSCN da titulação, formando um complexo de cor 
vermelho sangue. 
 Fe3+ + SCN-  FeSCN2- 
 
 Vermelho sangue 
 
Uma vantagem da utilização desse método é poder usar o meio 
fortemente ácido. Ele é necessário para que não haja a formação de 
hidroxicomplexos com o Fe3+ do indicador, impossibilitando assim a 
observação do ponto final da titulação, além de eliminar a ação de íons 
interferentes. 
 Fe3+ + 2H2O  FeOH2+ + H3O+ 
 FeOH2+ + 2H2O  Fe(OH)2+ + H3O+ 
 Fe(OH)2+ + 2H2O  Fe(OH)3(s) + H3O+ 
 
4.1. Problema do KSCN 
Para a determinação do cloreto, é adicionada uma grande 
quantidade de nitrato de prata que irá formar o AgCl(s). A prata que não 
reagiu vai ser então titulada pelo tiocianato(SCN-). Porém, há um 
inconveniente 
 Ag+ + SCN-  AgSCN(s) kps = 1,0 x 10-12 
Ag+ + Cl-  AgSCN(s) kps = 1,7 x 10-10 
 Como o AgSCN é mais insolúvel que o AgCl, após o ponto 
estequiométrico o SCN- que seria adicionado iria acabar “roubando” a prata do 
composto de AgCl, e por consequência iria dissolver o precipitado e provocaria 
um erro na análise. 
 AgCl(s) + SCN-  AgSCN(s) + Cl- 
 Para resolver esse problema, é adicionado óleo de soja à solução. 
O óleo de soja forma uma película protetora que impede que o tiocianato entre 
em contato com o precipitado e sequestre a sua prata. 
 
4.2. Padronização do KSCN 
 
A padronização do titulante pode ser feita através da titulação de uma 
solução padrão de NaCl. 
 
 
 
 
 KSCN 
 Volume gasto = 21,40 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 10,00 mL de NaCL 0,05000 mol.L-1 
 20,00 ml de AgNO3 0,04672 mol.L-1 
 5 mL de HNO3 5 mol.L-1 
 2,0 ml de óleo de soja 
 1,0 ml de alúmen férrico 
 Titular até o primeiro tom de vermelho. 
 
 
 
Reação da Titulação 
Ag+ + SCN-  AgSCN(s) branco 
 Cálculos 
 ( M x V) Ag+adicionada = (M x V)Ag+ reagiu com Cl- + (M x V) Ag titulado pelo scn 
 (0,04672 mol. L-1 x 20,00 mL) = (10,00 mL x 0,05000) + (MSCN x 21,40) 
 MSCN-- = [ (0,04673 * 20,00) – (10,00*0,0500) ] / 21,40 
 MSCN = 0,02029 mol. L-1 
 
4.3. Determinação de cloreto em uma amostra de água do mar 
 
O cloreto presente em uma amostra de água do mar pode ser 
determinado pelo método de Volhard 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 KSCN 0,02029 mol .L-1 
 Volume gasto = 13,12 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 10,00 mL de amostra de água do mar 
 20,00 ml de AgNO3 0,04672 mol.L-1 
 5 mL de HNO3 5 mol.L-1 
 2,0 ml de óleo de soja 
 1,0 ml de alúmen férrico 
 Titular até o primeiro tom de vermelho. 
 
 
 
Reação da Titulação 
Ag+ + SCN- AgSCN(s) branco 
 Cálculos 
 ( M x V) Ag+adicionada = (M x V)Ag+ reagiu com Cl- + (M x V) Ag titulado pelo scn 
 (0,04672 mol. L-1 x 20,00 mL) = (10,00 mL x MCl-) + (0,02029 x 13,12) 
 MCl- = [ (0,04672 * 20,00) – (13,12*0,02029) ] / 10,00 
 MCl- = 0,06682 mol. L-1 
 
 TNaCl = M Cl- * MMNaCl 
 TNaCl = 0,06682 mol. L-1 * 58,5 g.mol-1 
 TNaCl = 3,91 g.L-1 
 
 
 
 
 
 
OBS: Se houve diluição da 
amostra, não esquecer de 
multiplicar a molaridade achada 
pelo fator de diluição para 
encontrar a concentração real de 
cloreto na amostra. 
5. COMPLEXOMETRIA 
A complexometria é uma titulação que envolve a formação de um 
complexo. Essa reação é uma reação ácido-base de Lewis, onde se tem um 
ácido de lewis, que normalmente é um cátion metálico, que recebe um par de 
elétrons de uma base de lewis, também chamada de ligante. 
 
M + L  [M-L] 
 
 Como um exemplo, nós temos a reação do cálcio e do magnésio com o 
acido etilenodiaminotetracético, mais conhecido como EDTA. O EDTA é um 
ligante bastante utilizado, e por ele ter 6 pares de elétrons que possam ser 
doados, as estequiometrias de reação são sempre 1:1 
 Por conta disso, pode-se determinar, por exemplo, a concentração de íons 
cálcio e magnésio em uma amostra de água, através da titulação de uma 
alíquota dessa amostra com o EDTA. 
 
5.1. Indicadores metalocrômicos 
Os indicadores utilizados nesse tipo de titulação são chamado de 
metalocrômicos. Isso porque eles se ligam um com o metal presente na 
solução, gerando um complexo colorido. A medida que a amostra vai 
sendo titulada, o EDTA vai “sequestrando” o metal que está no complexo 
com o indicador, e liberando o indicador na sua forma livre na solução. 
Isso acontece porque o complexo formado entre o EDTA e o metal tem 
uma constante de formação maior (mais estável) do que o complexo 
formado entre o indicador e o metal. 
 O indicador em sua forma livre possui uma cor diferente do que na 
sua forma complexada, e por causa disso é possível observar a mudança 
da coloração da solução. 
 
 [M-Ind] + EDTA  Ind + [M-EDTA] 
 Cor A Cor B 
 
5.2. Determinação de cálcio e magnésio em uma amostra de água dura. 
 
A chamada água dura é uma amostra de água que contém íons de 
cálcio e magnésio. Assim, para se avaliar se uma amostra de água é 
considerada dura ou não, basta esta amostra ser titulada com o EDTA. 
 
O EDTA (H4Y) é um ácido tetraprótico, porém a forma que realiza as 
reações de complexação é o seu ânion Y4-. Essa solução é muito cara, e 
as soluções preparadas de EDTA no laboratório são feitas a partir do seu 
sal dissódico (Na2H2Y). 
 
M + H2Y + 2H2O  [M-Y] + 2H3O+ 
 
Assim, para forçar a reação na direção da formação do complexo [M-Y], 
o pH da solução é aumentado, diminuindo assim a concentração de H3O+ 
e deslocando o equilíbrio acima para a direita. Por conta disso, essas 
titulações são realizadas em pH acima de 10. 
 
A determinação do cálcio e do magnésio na água dura é feita através de 
duas titulações: uma em que se titula somente o cálcio - também 
chamada de dureza parcial – e a outra onde se titulam as duas espécies, 
cálcio e magnésio, também chamada de dureza total 
 
5.2.1. Padronização do EDTA 
O EDTA pode ser padronizado através da titulação com uma solução 
de CaCO3. 
 
 EDTA 
 Volume gasto = 21,20mL 
 
 
 
 
 
 20,00 mL de CaCO3 0,05000 mol.L-1 
 40mL de água destilada 
 10 mL de KOH 10%m/v 
 Uma pitada de murexida 
 Titular até o primeiro roxo/lilás escuro. 
 
Nessa titulação, o cálcio forma um complexo com a murexida de 
cor vermelho cereja. A medida em que a titulação ocorre, vai havendo 
a formação do complexo [Ca-Y] e a murexida vai sendo liberada na 
sua forma livre para a solução. A murexida em sua forma livre possui 
a cor lilás, portanto é possível observar o ponto final da titulação 
quando a solução muda de cor de vermelho cereja para lilás. 
 
Reação da Titulação 
Ca2+ + Y4-  CaY2- 
 Cálculos 
 (M x V) EDTA = (M x V) Ca2+ 
 (MEDTA x 21,20 mL) = (20,00 mL x 0,05000) 
 MEDTA = (0,05000 * 20,00) / 21,20 
 MEDTA = 0,04717 mol.L-1 
 
 
 
5.2.2. Determinação do Cálcio (dureza parcial) 
Para se determinar a dureza parcial de uma amostra, é feita a 
titulação da mesma com EDTA utilizando o indicador murexida e na 
presença de uma base forte, como o KOH. 
O KOH, por ser uma base forte, eleva bastante o pH da solução. 
Acontece que o magnésio em pH acima de 11,0 acaba precipitando 
na forma de hidróxido de magnésio. 
 Mg2+ + 2OH-  Mg(OH)2(s) 
Sendo assim, só que resta em solução é o cálcio. 
Outro ponto é a murexida, indicador utilizado nessa titulação, formar 
complexo somente com o cálcio. 
 
 
 
 EDTA 0,04717 mol.L-1 
 Volume gasto = 23,10mL 
 
 
 
 
 
 20,00 mL de amostra de água dura 
 40mL de água destilada 
 10 mL de KOH 10%m/v 
 Uma pitada de murexida 
 Titular até o primeiro roxo/lilás escuro. 
 
Reação da Titulação 
Ca2+ + Y4-  CaY2- 
 Cálculos 
 (M x V) EDTA = (M x V) Ca2+ 
 (0,04717 mol.L-1 x 21,20 mL) = (20,00 mL x MCa2+) 
 MCa2+ = (0,04717 * 21,20) / 20,00 
 MCa2+ = 0,05000 mol.L-1 
 
 TCaCO3 = M Ca2+ x MM CaCO3 
 TCaCO3 = 0,05000 mol. L-1 * 100 g.mol-1 
 TCaCO3 = 5,00 g.L-1 
5.2.3. Determinação da dureza total 
A dureza total é a titulação das duas espécies (Ca e Mg) pelo EDTA. 
Para isso, o pH não pode aumentar também, pois se não o magnésio irá 
precipitar, portanto é adicionado em vez de uma base forte, um tampão 
amoniacal. Outro ponto é o uso do indicador negro de eriocromo. O negro 
de eriocromo só forma um complexo com o magnésio. 
 Assim, tem-se a titulação da dureza total (Ca+Mg) da amostra 
 
 
 
 EDTA 0,04717 mol.L-1 
 Volume gasto = 29,30mL 
 
 
 
 
 
 20,00 mL de amostra de água dura 
 40mL de água destilada 
 10 mL de tampão amoniacal pH = 10 
 Uma pitada de negro de eriocromo 
 Titular até o primeiro tom de azul. 
 
Reação da Titulação 
Ca2+ + Y4-  CaY2- 
Mg2+ + Y4-  MgY2- 
 Cálculos 
 (M x V) EDTA = (M x V) total 
 (0,04717 mol.L-1 x 29,30 mL) = (20,00 mL x MCa2+) 
 Mtotal= (0,04717 * 29,30) / 20,00 
 Mtotal = 0,06910 mol.L-1 
 
 TCaCO3 = M total x MM CaCO3 
 TCaCO3 = 0,06910 mol. L-1 * 100 g.mol-1 
 TCaCO3 = 6,91 g.L-1 
 
5.3. Determinação da dureza em MgCO3 
Como sabemos a dureza total e a dureza parcial de cálcio, é possível 
determinar também a dureza parcial de magnésio da amostra 
Mtotal = MCa2+ + MMg2+ 
MMg2+ = 0,06910 mol.L-1 - 0,05000 mol.L-1 
MMg2+ = 0,01910 mol.L-1 
 
 TMgCO3 = M total x MM CaCO3 
 TMgCO3 = 0,01910 mol. L-1 * 84 g.mol-1 
 TMgCO3 = 1,60 g.L-1 
 
5.4. Determinação de cálcio em leite 
A determinação de cálcio em leite é feita através de substituição. É 
adicionada a amostra de leite um volume de um reagente com 
concentração conhecida do complexo [MgY]2-. Como o complexo do 
EDTA tem uma constante de formação maior, o cálcio sequestra o Y4- do 
complexo e libera o Mg para a solução. Esse Mg que é liberado é então 
titulado por uma solução de EDTA de concentração conhecida. Como 
esse Mg que foi liberado é proporcional ao cálcio presente na amostra, 
então 
 
n Ca2+ = (MxV) EDTAEDTA 0,04717 mol.L-1 
 Volume gasto = 24,30mL 
 
 
 
 
 
 1g de leite em pó 
 40mL de água destilada 
 10 mL de tampão amoniacal pH = 10 
 2 mL de solução reagente de MgY 
 Uma pitada de negro de eriocromo 
 Titular até o primeiro tom de azul. 
 
Reação da Titulação 
Mg2+ + Y4-  MgY2- 
 Cálculos 
n Ca2+ = (MxV) EDTA 
n Ca2+ = (0,04717 mol.L-1 x 24,30mL) 
n Ca2+ = 1,146 mmol 
 
 mCa = 1,146 mmol * 40,1 g.mol-1 
 mCa = 45,9 mg de cálcio 
 
6. Considerações finais 
 Todo o volume que você lê em um instrumento de precisão(bureta, pipeta 
volumétrica, etc) precisa ter 2 casas decimais ! V= 12,20 mL e não V=12,2 
mL 
 Respeitem os algarismos significativos!!!! 
 Decorem as razão estequiométricas das titulações de oxirredução, as outras 
são sempre 1:1. 
 Qualquer dúvida me mandar por e-mail.